ВОПРОСЫДЛЯ СДАЧИ В СЕМЕСТРЕ
Физическая химия, II курс ХТФ (ТХВ), 2012/2013 уч. г.
Основы химической термодинамики
1. Первое начало термодинамики. Теплота δQ и работа δA, их знаки. Полезная работа. Внутренняя энергия, энтальпия. Функции состояния системы.
2. Тепловые эффекты химических реакций Qp и Qv, их взаимосвязь. Теплоемкость Cp и Cv, их взаимосвязь для идеального газа. Расчет количества тепла H0T-H0298, необходимого для нагревания вещества от стандартной до заданной температуры.
3. Закон Гесса и его использование для расчета тепловых эффектов различных процессов. Теплота сублимации, плавления, испарения. Зависимость тепловых эффектов от температуры (уравнение Кирхгофа).
4. Теплота химической реакции, различные способы ее расчета. Стандартная энтальпия образования веществ из простых тел ΔfH0298, теплота сгорания, энтальпия образования ионов в растворе.
5. Энтальпия растворения. Использование теплот растворения веществ в воде для расчета тепловых эффектов процессов без участия жидкой воды.
6. Константа калориметра, ее физический смысл и возможность теоретического расчета, экспериментальное определение (калибровка калориметра). График температура – время для калориметрического опыта.
7. Второе начало термодинамики, энтропия. Обратимые и необратимые процессы. Критерии равновесия и направленности процессов в изолированной системе.
8. Объединенные уравнения I и II начала термодинамики. Зависимость энтропии от температуры. Расчет энтропии вещества при нагревании.
9. Изменение энтропии в изотермических процессах, при фазовых переходах. Зависимость энтропии от давления, стандартная энтропия ΔS0298 химических реакций, ее расчет по термодинамическим таблицам и при заданной температуре.
|
|
10. Критерии равновесия и направленности процессов в неизолированной системе. Термодинамические потенциалы (G и F).
11. Характеристические функции. Зависимость изобарно-изотермического потенциала G от давления и температуры.
Термодинамика химического равновесия
12. Использование ΔGoT как критерия равновесия и направленности химических процессов, графики ΔGoT – T.
13. Химический потенциал. Парциальные молярные величины и молярные величины в химической термодинамике. Зависимость химического потенциала от температуры и давления.
14. Химический потенциал идеального газа, компонента в идеальном растворе. Химический потенциал компонента в реальном газе, в реальном растворе, активность, коэффициент активности.
15. Изотерма химической реакции (для системы с участием чистых компонентов и идеальных газов).
16. Константа химического равновесия и ее свойства. Константа равновесия гетерогенных химических реакций. Влияние давления и температуры на химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.
17. Температурная зависимость константы равновесия. Определение энтальпии и энтропии реакции по значениям константы равновесия при различных температурах.
18. Термодинамический расчет констант равновесия химических реакций, расчет состава равновесной системы с участием газов.
19. Температурная зависимость давления насыщенного пара. Влияние плавления на ход кривой давления насыщенного пара в координатах p - T и ln p - 1/T.
Термодинамика фазового равновесия
|
|
20. Критерии фазового равновесия и направленности самопроизвольных процессов в гетерогенной системе (использование химического потенциала).
21. Правило фаз Гиббса. Понятие компонента и определение числа компонентов в системе. Понятие фазы и определение числа фаз в системе. Понятие степени свободы системы и определение числа степеней свободы по правилу фаз Гиббса.
22. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Уравнения зависимости давления насыщенного пара от температуры.
23. Диаграммы состояния однокомпонентных систем (поля, линии, изменение состояния системы при изменении температуры или давления, вариантность системы). Влияние давления на температуру плавления вещества.
24. Давление насыщенного пара летучего компонента над раствором. Закон Рауля. Закон Генри.
25. Коллигативные свойства растворов, методы определения молярной массы растворенных веществ – барометрия, эбулиометрия, криометрия.
26. Осмос как следствие различия химических потенциалов в двух фазах, осмотическое давление. Осмометрия как метод определения молярной массы растворенного вещества.
27. Графическое изображение состава двухкомпонентных систем. Понятие фигуративной точки. Правило рычага. Термический анализ, кривые нагревания и охлаждения.
28. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с расслаиванием в жидкой фазе. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении, при движении фигуративной точки вдоль оси состава.
29. Состав насыщенного пара в двухкомпонентной системе, I закон Коновалова в простейшей и общей формулировке. Разгонка жидких смесей (диаграммы жидкость – пар без азеотропа).
30. Диаграммы жидкость – пар без азеотропа. Фазовые превращения и изменение состава фаз при нагревании и охлаждении, при движении фигуративной точки вдоль оси состава.
31. Диаграммы жидкость – пар с азеотропом, II закон Коновалова. I закон Коновалова в общей формулировке. Разгонка жидких смесей (с азеотропом).