ЛЕКТОР – СЛОБОДОВ А.А.
1. Основные понятия и постулаты термодинамики: термодинамическая система (изолированная, открытая, закрытая), термодинамические параметры и функции; функции состояния и функции процесса; равновесие.
2. Взаимные превращения энергии. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первое начало термодинамики.
3. Работа расширения (сжатия) идеального газа в изотермическом, изобарном, изобарно-изотермическом, адиабатическом процессах.
4. Теплота процессов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Энтальпия.
5. Термохимия, термохимические уравнения, закон Гесса,.
6. Термохимические свойства веществ – теплоты (энтальпии) образования, теплоты разведения. Вычисление тепловых эффектов химических процессов (реакций) с их использованием.
7. Термохимические свойства веществ – теплоты (энтальпии) сгорания, теплоты растворения. Вычисление тепловых эффектов химических процессов (реакций) с их использованием.
8. Зависимость термохимических свойств веществ от температуры, теплоемкость. Теплоемкость изобарная и изохорная. Зависимость теплоемкости от температуры, теплоемкость "истинная" и "средняя".
9. Уравнения Кирхгофа. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Температурные зависимости (уравнения) теплоемкости веществ и теплового эффекта реакции.
10. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Необратимость самопроизвольных процессов. Термодинамически обратимые (квазистатические) процессы. Термодинамическое и химическое понятие обратимости процесса. Величина работы при необратимом и обратимом проведении процесса.
11. Превращение теплоты в работу. Энтропия. Аналитическое выражение II-го начала термодинамики (для обратимых и для необратимых процессов). Интерпретация понятия энтропии и II-го начала термодинамики.
12. Изменение энтропии в изолированной системе как критерий направления процесса. Энтропия идеального газа как функция объема (давления) и температуры. Изменение энтропии – при фазовых переходах; при нагревании, расширении, смешении идеальных газов; парадокс Гиббса.
13. Тепловая теорема Нернста (III-е начало термодинамики). Постулат Планка. Расчет абсолютной энтропии отдельного вещества. Изменение энтропии в химическом процессе (реакции).
14. Термодинамические потенциалы как мера работоспособности системы и как критерий направления процесса. Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал) и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Свободная и связанная энергия.
15. Понятие полезной работы, её оценка через термодинамические функции (максимальная полезная работа).
16. Дифференциальные выражения для термодинамических функций, понятие характеристической функции.
17. Характеристические функции – энергия Гельмгольца A = f (V, T) и энергия Гиббса G = f (Р,T). Уравнения Гельмгольца-Гиббса (вывод и анализ).
18. Зависимость энергии Гиббса системы от ее состава, химический потенциал компонента.
19. Химический потенциал идеального газа (вывод), стандартный химический потенциал.
20. Химический потенциал реального газа (как обобщение для идеального газа – уравнение Льюиса). Фугитивность (летучесть), активность и коэффициент активности реального газа.
21. Методы определения коэффициентов активности реальных газов и растворов.
22. Химическое равновесие, глубина и степень превращения (химическая переменная) реакции. Вывод уравнения изотермы химической реакции.
23. Анализ уравнения изотермы химической реакции – энергия Гиббса как мера неравновесности реакционной смеси; условие равновесия, константа равновесия (термодинамическая), закон действующих масс.
24. Термодинамические (Кa, Кf) и практические константы равновесия реакции - выражени я через парциальные давления (Кp), мольные доли (КX), молярные концентрации (Кc), число молей (Кn).
25. Вычисление равновесного состава реакционной смеси (равновесного выхода продуктов, степени превращения исходных реагентов, степени диссоциации).
26. Влияние варьирования температуры, давления и добавки инертных газов на сдвиг равновесия.
27. Химический потенциал индивидуальных конденсированных веществ, расчет равновесия реакции при их наличии (гетерогенные реакции).
28. Зависимость константы равновесия от температуры. Вывод уравнения изобары (изохоры) химической реакции. Уравнение изобары как количественное выражение правила Ле Шателье.
29. Интегрирование уравнения изобары без учета и с учетом температурной зависимости теплового эффекта [уравнение ln K = f (T)].
30. Термодинамический расчет константы равновесия и равновесного состава реакционной смеси (при заданных температуре и давлении).