Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

physchem_exam prog_P_09-10

.pdf
Скачиваний:
31
Добавлен:
24.03.2015
Размер:
581.34 Кб
Скачать

ПРОГРАММА ПО ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКЕ

для студентов групп XТ–311–315, 2009/10 уч.г.

1.Введение. Физическая химия как самостоятельная наука, становление, развитие и значения для развития других направлений науки и производства.

2.Основные понятия химической термодинамики. Термодинамическая система,

окружающая среда. Классификация термодинамических систем, системы: открытые, закрытые, изолированные, гомогенные, гетерогенные, макросистемы, микросистемы. Термодинамические параметры

итермодинамические функции, экстенсивные и интенсивные параметры и функции. Уравнения состояния. Термодинамические процессы и их классификация, процессы необратимые, обратимые, равновесные, возможности их реализации. Термодинамическое равновесие.

3.Основные законы термодинамики.

Внутренняя энергия системы, теплота и работа как формы передачи энергии. Работа полезная и работа расширения, математическое выражение различных видов работы. Обобщённая сила и обобщённая координата.

3.1.Нулевой закон термодинамики. Абсолютная температура.

3.2.Первый закон термодинамики как частный случай закона сохранения энергии. Формулировки первого закона и математическая запись. Первый закон термодинамики при постоянном объёме или постоянном давлении. Внутренняя энергия и энтальпия как функции состояния. Первый закон в приложении к изолированной системе. Применение первого закона к различным процессам: расчёт теплоты, работы расширения и внутренней энергии в изохорном, изобарном, изотермическом и адиабатическом процессах.

3.2.1Термохимия, понятие теплоты химической реакции, теплоты QV и QP, связь между ними и термодинамическими функциями. Стандартное состояние вещества, стандартная теплота образования и стандартная теплота сгорания вещества.

3.2.2Закон Гесса, формулировка и условия выполнения. Расчёт тепловых эффектов реакций по табличным данным – следствия из закона Гесса. Энергия химической связи, теплота атомизации, расчёты по энергиям связи. Понятие о теплоте растворения вещества, теплота растворения интегральная и дифференциальная.

3.2.3Основанные понятия о теплоёмкости веществ. Теплоёмкость удельная и мольная, средняя

иистинная, изохорная и изобарная. Теплоёмкость газов, жидкостей и твёрдых веществ. Вклад различных степеней свободы в теплоёмкость. Зависимость теплоёмкости от температуры. Уравнения Эйнштейна, закон Дюлонга и Пти, правило Неймана–Коппа, закон Дебая

3.2.4Зависимость теплового эффекта реакции от температуры – уравнение Кирхгоффа. Анализ уравнения Кирхгоффа и его интегрирование, расчёт константы интегрирования. Расчёт тепловых эффектов реакций при различных температурах.

3.3.Второй закон термодинамики. Процессы самопроизвольные, несамопроизвольные, обратимые и квазистатические. Формулировки второго закона термодинамики, математическая запись. Энтропия как функция состояния и её свойства.

3.3.1.Расчёт изменения энтропии в различных процессах: нагревание, фазовые переходы (правило Трутона), расширение–сжатие идеального газа, смешение. Расчёт изменения энтропии в химических реакциях. Энтропия как критерий направления самопроизвольного процесса и стабильного равновесия в изолированной системе.

3.3.2.Статистический смысл энтропии. Понятие макро- и микросостояния термодинамической системы, фазовое пространство, фазовая ячейка. Термодинамическая вероятность, связь энтропии с термодинамической вероятностью. Уравнение Больцмана.

3.4.Третий закон термодинамики. Постулат Планка, связь его со статистической трактовкой энтропии. Остаточная энтропия и её оценка. Абсолютная энтропия и её термодинамический расчёт.

4. Применение второго закона термодинамики к изотермическим процессам. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса как критерии направления и стабильного равновесия в изохорноизотермическом и изобарно-изотермическом процессах. Минимальная и максимальная полезная работа в изотермических процессах. Фундаментальные уравнения для закрытых систем, уравнения Масье. Характеристические уравнения. Зависимость энергии Гиббса от температуры и давления. Уравнения Гиббса–Гельмгольца.

http://www.mitht.org

4.1. Фундаментальные уравнения для открытых систем. Химический потенциал и его физический смысл. Связь химического потенциала с характеристическими функциями. Выражение химического потенциала в различных системах: однокомпонентный идеальный газ, смесь идеальных газов.

5.Реальные газы. Уравнения состояния реальных газов, анализ уравнений. Понятие летучести (фугитивности), активности, коэффициента активности (летучести) реального газа. Химический потенциал и стандартное состояние реального газа. Методы определения летучести и коэффициентов летучести.

6.Учение о химическом равновесии. Общие условия химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции для гомогенных и гетерогенных систем, различные виды её записи. Закон

действующих масс, его термодинамический вывод. Константы равновесия: КР, КС и КХ, связь между ними. Влияние температуры на химическое равновесие, уравнение Вант – Гоффа, вывод, анализ и

интегрирование. Методы экспериментального определения и расчёта GT, G0T и KP при разных температурах. Метод «абсолютных энтропий». Принцип Ле Шателье–Брауна.

7.Фазовые (гетерогенные) равновесия. Основные понятия: фаза, компонент, число компонентов и расчёт числа компонентов, число степеней свободы (вариантность) системы. Общие условия равновесия гетерогенных систем. Номенклатура гетерогенных систем. Вывод правила фаз Гиббса

иего анализ. Физико-химический анализ и его задачи. Диаграммы состояния и основные методы их построения, принципы соответствия и непрерывности.

7.1.Однокомпонентные системы. Стабильность фаз, диаграмма –Т. Уравнение Клапейрона– Клаузиуса, вывод, анализ и применение к однокомпонентным системам. Зависимость теплоты испарения от температуры. Диаграмма p–T для различных чистых веществ (воды, бензола, серы и др.).

7.2.Двухкомпонентные системы. Равновесие твёрдое–жидкость. Диаграммы плавкости. Построение и анализ диаграмм состояния двухкомпонентных систем с использованием условного правила фаз Гиббса. Принцип непрерывности и принцип соответствия. Фигуративная точка, нода и её применение для анализа диаграмм. Поля, линии, точки на диаграммах плавкости, их описание с точки зрения правила фаз Гиббса. Ликвидус, солидус, эвтектика, перитектика. Правило рычага.

7.2.1.Типы диаграмм плавкости. Построение таких диаграмм по кривым охлаждения– нагревания. Диаграмма с простой эвтектикой. Диаграммы с образованием конгруэнтно и инконгруэнтно плавящихся химических соединений. Твёрдые растворы, типы и условия образования твёрдых растворов. Диаграммы плавкости с образованием различных типов твёрдых растворов. Экстремальные точки. Правила Гиббса–Розебома.

7.2.2.Растворы, виды растворов, способы выражения составов растворов. Парциальные мольные величины в теории растворов. Термодинамика идеальных растворов. Химический потенциал компонента идеального раствора. Равновесие жидкость–пар для двухкомпонентной системы. Закон Рауля и его графическое выражение. Положительное и отрицательное отклонения от закона Рауля. Образование неидеальных растворов. Термодинамическое обоснование отклонений от закона Рауля. Диаграммы «р – состав» и «Т – состав» для двухкомпонентных систем. Азеотропные смеси. Законы Коновалова – Гиббса. Типы перегонок, очистка и разделение смесей методами перегонок.

Разбавленные растворы. Применимость законов Рауля и Генри, области их применимости. Химический потенциал компонентов разбавленных растворов – растворителя и растворённого вещества, стандартные состояния их.

7.2.3.Коллигативные свойства растворов нелетучих веществ в жидкостях. Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов таких веществ, осмос и осмотическое давление. Использование коллигативных свойств растворов для определения молекулярной массы растворённого вещества, его состояния в растворе и коэффициента активности.

7.2.4.Частично смешивающиеся и несмешивающиеся жидкости. Диаграммы состояния частично смешивающихся и несмешивающихся жидкостей ниже температуры кипения в случае положительного или отрицательного отклонения от закона Рауля системы жидкость–пар. Верхняя и нижняя критические точки. Термодинамические обоснования образования таких диаграмм. Распределения вещества между двумя несмешивающимися жидкостями. Перегонка с водяным паром, константа распределения, экстракция.

http://www.mitht.org

8.Реальные растворы. Понятие об активности компонента и коэффициенте активности. Методы определения активности и коэффициента активности.

9.Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Классификация электролитов. Термодинамика растворов электролитов. Основные характеристики ионов: абсолютная скорость движения иона, реальная скорость, подвижность иона. Степень диссоциации и константа диссоциации слабых электролитов. Уравнение Аррениуса, закон разбавления Оствальда. Теплоты сольватации и факторы, определяющие их. Химические потенциалы электролитов в растворе, активности ионов, коэффициенты активности ионов, средний ионный коэффициент активности. Теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Модель строения раствора электролита, понятие о ионной атмосфере. Ионная сила раствора, зависимость среднего коэффициента активности иона от ионной силы раствора (предельный закон Дебая). Факторы, определяющие

подвижность ионов сильных электролитов в растворе. Релаксационный и электрофоретический эффекты. Аномальная подвижность ионов Н3О+ и ОН. Числа переноса ионов.

9.1.Электропроводность растворов электролитов как метод исследования. Электропроводность удельная и мольная, зависимость от различных факторов: температуры, градиента потенциала, заряда иона, концентрации раствора и др. Связь электропроводности с подвижностью ионов. Определение методом электропроводности: ионного произведения воды, произведения растворимости трудно растворимой соли, констант диссоциации слабых электролитов.

9.2.Гальванические элементы. Понятие об электрохимической системе, скачки потенциала на границе раздела фаз. Возникновение ЭДС. Термодинамический вывод ЭДС элемента. Уравнение Нернста. Электродные потенциалы, типы электродных потенциалов: электроды I, II и III родов, газовые электроды. Водородный электрод и стандартизация электродных потенциалов. Электроды сравнения. Правила записи электрохимических цепей. Химические и концентрационные цепи. Диффузионный потенциал.

9.2.1.Термодинамика гальванического элемента. Зависимость ЭДС от температуры. Определение термодинамических характеристик реакции, протекающей в гальваническом элементе, теплота электрохимического процесса.

9.2.2.Измерение ЭДС как метод исследования растворов электролитов. Определение активности и коэффициентов активности ионов в растворе, определение ионного произведения воды, произведения растворимости трудно растворимой соли, определение подвижности ионов, pH раствора и др.

Программа коллоквиума I включает разделы: 1-4. Программа коллоквиума II включает разделы: 7(7-7.2.4.).

Для защиты ДЗ необходимо проработать материалов разделов: 1-6. Для подготовки к КР необходим материал раздела: 9 (9-9.2.2.).

Рекомендуемая литература:

[1]Физическая химия. В 2кн. К.С. Краснов, Н.К. Воробьёв, И.Н. Годнев и др. Под ред. К.С. Краснова – 2-е изд. перераб. и доп. – М. Высш. шк., 1995.

[2]Е.Н. Ерёмин. Основы химической термодинамики. М. Высш. шк., 1974.

[3]Ф. Даниэльс, Р. Олберти. Физическая химия. Изд. «Мир», 1978.

[4]П.Эткинс. Физическая химия. В 2-х томах. Изд. «Мир», 1980.

http://www.mitht.org

Соседние файлы в предмете Физическая химия