Решение задачи: Идеальный и реальный газы, МКТ

Ниже представлены краткие и емкие ответы на экзаменационные вопросы по физической и коллоидной химии, оформленные для удобного переписывания в тетрадь. 1. Понятие идеального газа. Газовые законы. Идеальный газ — это математическая модель газа, в которой пренебрегают объемом молекул и силами взаимодействия между ними. Уравнение Менделеева-Клапейрона: \[ PV = nRT \] Законы: Бойля-Мариотта (\( PV = const \)), Гей-Люссака (\( V/T = const \)), Шарля (\( P/T = const \)). 2. Молекулярно-кинетическая теория газов. Основные положения: вещества состоят из частиц; частицы движутся хаотично; частицы взаимодействуют путем соударений. Основное уравнение МКТ: \[ P = \frac{1}{3}nmv^2 \] 3. Реальные газы. Сжижение газов. Реальные газы учитывают объем молекул и силы притяжения. Описываются уравнением Ван-дер-Ваальса: \[ (P + \frac{an^2}{V^2})(V - nb) = nRT \] Сжижение происходит при охлаждении газа ниже критической температуры \( T_{кр} \) и повышении давления. 4. Жидкое состояние вещества. Жидкости занимают промежуточное положение между газами и твердыми телами. Характеризуются ближним порядком в расположении частиц, текучестью и малой сжимаемостью. 5. Кристаллическое и аморфное твердое состояние. Кристаллы имеют строгую периодическую структуру (дальний порядок) и определенную температуру плавления. Аморфные тела (стекло) не имеют четкой структуры и размягчаются в интервале температур. 6. Первый закон термодинамики. Это закон сохранения энергии: теплота \( Q \), подведенная к системе, расходуется на изменение внутренней энергии \( \Delta U \) и совершение работы \( A \): \[ Q = \Delta U + A \] 7. Функции состояния и пути процесса. Функции состояния (U, H, S, G) зависят только от начального и конечного состояния системы. Пути процесса (работа, теплота) зависят от того, как именно совершался переход. 8. Работа, внутренняя энергия, теплота, энтальпия. Внутренняя энергия (\( U \)) — сумма энергий движения и взаимодействия частиц. Энтальпия (\( H \)) — энергия расширенной системы: \[ H = U + PV \] 9. Взаимосвязь работы, теплоты и изменения внутренней энергии. Выражается первым законом термодинамики. В изохорном процессе (\( V=const \)) вся теплота идет на изменение внутренней энергии: \( Q_v = \Delta U \). 10. Теплоемкость веществ. Теплоемкость (\( C \)) — количество теплоты, необходимое для нагревания вещества на 1 градус: \[ C = \frac{\delta Q}{dT} \] 11. Расчеты теплоемкости веществ. Для газов используют классическую теорию (закон равнораспределения энергии). Для твердых тел — закон Дюлонга-Пти: \( C \approx 3R \). 12. Виды теплоемкостей. Молярная теплоемкость. Различают удельную (на 1 кг) и молярную (на 1 моль) теплоемкости. Также выделяют \( C_p \) (при \( P=const \)) и \( C_v \) (при \( V=const \)). Соотношение Майера: \[ C_p - C_v = R \] 13. Тепловые эффекты реакций. Термохимия. Закон Гесса. Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от начального и конечного состояния реагентов и не зависит от пути протекания реакции. 14. Следствия из закона Гесса. Зависимость от температуры. Следствие: \( \Delta H_{реакции} = \sum \Delta H_{обр.прод} - \sum \Delta H_{обр.реаг} \). Зависимость от температуры описывается уравнением Кирхгофа. 15. Второй закон термодинамики. Определяет направление процессов. В изолированной системе самопроизвольно идут только те процессы, при которых энтропия растет: \[ \Delta S \ge 0 \] 16. Свойства энтропии. Энтропия (\( S \)) — мера хаоса. Она растет при нагревании, испарении, плавлении и расширении газа. 17. Закон действующих масс. Константа равновесия. Скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов. Для реакции \( aA + bB \leftrightarrow cC + dD \): \[ K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b} \] 18. Химическое сродство. Расчет константы. Химическое сродство определяется изменением энергии Гиббса \( \Delta G \). Связь с константой: \[ \Delta G^0 = -RT \ln K \] 19. Фазовое равновесие. Правило фаз Гиббса. \[ F = C - \Phi + 2 \] Где \( F \) — число степеней свободы, \( C \) — число компонентов, \( \Phi \) — число фаз. 20. Фазовое равновесие в однокомпонентных системах. Пример — диаграмма состояния воды. Точки на линиях соответствуют равновесию двух фаз, тройная точка — трех фаз. 21. Классификация растворов. По агрегатному состоянию: газообразные, жидкие, твердые. По концентрации: разбавленные и концентрированные. По электропроводности: электролиты и неэлектролиты. 22. Способы выражения концентраций. Молярность (\( M \), моль/л), моляльность (\( m \), моль/кг), массовая доля (\( \% \)), молярная доля (\( X \)). 23. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа: \[ \pi = CRT \] Осмос — это дифференциация растворителя через мембрану в сторону более концентрированного раствора. 24. Температура кристаллизации. Криоскопия. Раствор замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель: \[ \Delta T_{зам} = K_{кр} \cdot m \] 25. Давление насыщенного пара. Закон Рауля. Давление пара растворителя над раствором ниже, чем над чистым растворителем: \[ P = P_0 \cdot X_{растворителя} \] 26. Температура кипения. Эбуллиоскопия. Раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель: \[ \Delta T_{кип} = E_{эб} \cdot m \] 27. Разбавленные растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Для электролитов в формулы осмоса и температур вводится коэффициент \( i \) (коэффициент Вант-Гоффа), учитывающий диссоциацию: \[ i = 1 + \alpha(n - 1) \] 28. Ректификация. Законы Гиббса-Коновалова. Ректификация — разделение жидких смесей на компоненты. Законы Коновалова описывают связь состава пара и жидкости. 29. Растворы газов в жидкостях. Экстракция. Растворимость газа пропорциональна его давлению (закон Генри): \( C = kP \). Экстракция — извлечение вещества из одной фазы в другую с помощью растворителя. 30. Химическая кинетика. Константа скорости. Кинетика изучает скорость реакций. Скорость \( v = k \cdot [A]^a [B]^b \), где \( k \) — константа скорости, зависящая от температуры и природы веществ. 31. Факторы, влияющие на скорость. Концентрация, температура (правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса), катализаторы, площадь поверхности (для гетерогенных реакций). 32. Классификация реакций в кинетике. По молекулярности (моно-, би-, тримолекулярные) и по порядку реакции (0, 1, 2, 3 порядки). 33. Основные понятия катализа. Катализ — изменение скорости реакции под действием катализатора, который сам не расходуется. Катализатор снижает энергию активации. 34. Гомогенный катализ. Катализатор и реагенты находятся в одной фазе (например, газы или растворы). 35. Гетерогенный катализ. Катализатор и реагенты находятся в разных фазах (обычно твердый катализатор и газообразные реагенты). Процесс идет на поверхности. 36. Классификация дисперсных систем. По размеру частиц: грубодисперсные (\( > 10^{-5} \) м), коллоидные (\( 10^{-9} - 10^{-7} \) м), истинные растворы. По агрегатному состоянию: золи, гели, эмульсии, пены. 37. Методы получения дисперсных систем. Диспергационные (дробление крупных частиц) и конденсационные (сборка из молекул/атомов). 38. Молекулярно-кинетические свойства коллоидов. Броуновское движение, диффузия, осмотическое давление (очень малое), седиментация (оседание). 39. Суспензии. Грубодисперсные системы "твердое тело в жидкости". Неустойчивы, быстро оседают. 40. Эмульсии. Системы "жидкость в жидкости". Бывают прямые (масло в воде) и обратные (вода в масле). Для устойчивости нужны эмульгаторы. 41. Пены. Получение пен. Системы "газ в жидкости". Получаются путем диспергирования газа или выделения его из раствора. Требуют присутствия пенообразователей. 42. Электрокинетические явления. Электрофорез (движение частиц в поле) и электроосмос (движение жидкости через мембрану). Обусловлены наличием двойного электрического слоя (ДЭС). 43. Факторы агрегативной устойчивости. Электростатический фактор (заряд частиц), сольватный фактор (оболочка из растворителя), структурно-механический барьер.