Добавил:
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
388
Добавлен:
08.01.2014
Размер:
45.06 Кб
Скачать

Вопросы к экзамену по физической химии

  1. Термодинамические системы и термодинамические параметры. Функции состояния и процесса. Внутренняя энергия, энтальпия, теплота и работа.

  2. Формулировки первого начала термодинамики. Математическое выражение первого начала термодинамики.

  3. Тепловой эффект. Закон Гесса. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и при постоянном давлении.

  4. Применение следствий из закона Гесса к вычислению тепловых эффектов химических реакций и физико-химических процессов.

  5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры, уравнение Кирхгофа, его интегрирование.

  6. Термодинамически обратимые и необратимые процессы. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Формулировки второго начала термодинамики.

  7. Математическое выражение второго закона термодинамики. Энтропия как критерий направления самопроизвольного процесса в изолированных системах.

  8. Третий закон (начало) термодинамики (постулат Планка). Понятие о термодинамической вероятности состояния системы. Уравнение Больцмана - Планка. Статистическая интерпретация второго начала термодинамики.

  9. Вычисление абсолютной энтропии вещества. Расчет изменения энтропии в ходе химической реакции (при 298К).

  10. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса как критерии направления и предела протекания процессов.

  11. Зависимость энергии Гельмгольца от параметров состояния. Уравнение Гиббса-Гельмгольца (вывод и анализ).

  12. Зависимость энергии Гиббса от давления, стандартная энергия Гиббса.

  13. Зависимость энергии Гиббса от температуры. Уравнение Гиббса-Гельмгольца (вывод и анализ).

  14. Расчет G0 и КР химических реакций при 298 К.

  15. Вычисление G0 и констант равновесия химических реакций методом Темкина-Шварцмана.

  16. Вычисление G0 и констант равновесия химических реакций с помощью приведенной энергии Гиббса.

  17. Системы с переменным составом. Химический потенциал. Зависимость химического потенциала от давления и температуры. Условия равновесия и самопроизвольного протекания процесса, выраженные через химический потенциал.

  18. Реальные газы. Сжимаемость. Уравнения состояния реальных газов: в вириальной форме и Ван-дер-Ваальса. Приведенные параметры. Принцип соответственных состояний.

  19. Реальные газы. Фугитивность (летучесть), коэффициент фугитивности (летучести).

  20. Закон действующих масс. Способы выражения константы химического равновесия: и . Связь между эмпирическими константами равновесия для гомогенных реакций.

  21. Константа равновесия химической реакции КР, её выражение через степень превращения и равновесное давление в реакционной системе.

  22. Уравнение изотермы химической реакции (вывод и анализ). Химическое сродство.

  23. Константы химического равновесия. Влияние общего давления и добавок индифферентных газов на сдвиг равновесия.

  24. Особенности химического равновесия в гетерогенных системах. Примеры выражения константы химического равновесия для гетерогенных реакций.

  25. Влияние температуры на константу равновесия. Уравнение изобары и изохоры химической реакции (изобары и изохоры Вант-Гоффа).

  26. Фаза, составляющее систему вещество, компонент, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса.

  27. Диаграмма фазовых равновесий однокомпонентной системы в координатах Р=f(Т). Тройная и критическая точки.

  28. Фазовые переходы первого рода, энантиотропные и монотропные фазовые переходы. Понятие о фазовых переходах второго рода.

  29. Фазовые диаграммы воды и оксида углерода (в области умеренных давлений), применение к ним правила фаз Гиббса.

  30. Зависимость давления насыщенного пара от температуры. Вывод и анализ уравнения Клапейрона-Клаузиуса.

  31. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса, его интегрирование в предположениях: 1)Н=const, 2)Н = f(T).

  32. Применение уравнения Клапейрона-Клаузиуса для расчета изменения термодинамических функций в фазовых переходах.

  33. Растворы, классификации растворов, физическая и химическая теории растворов.

  34. Идеальные (совершенные), регулярные и атермальные растворы.

  35. Термодинамические свойства идеальных растворов. Химический потенциал компонента идеального раствора.

  36. Равновесие "идеальный раствор-пар". Закон Рауля, его графическая интерпретация.

  37. Неидеальные растворы. Положительные и отрицательные отклонения от закона Рауля.

  38. Предельно разбавленные растворы. Законы Рауля и Генри для термодинамического описания свойств предельно разбавленных растворов.

  39. Понижение температуры замерзания растворов нелетучих веществ (вывод выражения для Тзам).

  40. Повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ (вывод выражения для Ткип).

  41. Коллигативные свойства. Эбуллиоскопия. Эбуллиоскопическое определение коэффициента активности, молярной массы и степени диссоциации растворенного вещества.

  42. Коллигативные свойства. Криоскопия. Криоскопическое определение коэффициента активности, молярной массы и степени диссоциации растворенного вещества.

  43. Осмос, уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Определение молярной массы растворенного вещества. Обратный осмос.

  44. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема.

  45. Парциальные молярные величины. Методы определения парциальных молярных величин.

  46. Неидеальные растворы. Активность и коэффициент активности. Стандартные состояния компонентов раствора.

  47. Растворимость газов в жидкостях, закон (уравнение) Генри. Влияние давления, температуры, природы газа и природы растворителя. Совместная растворимость нескольких газов. Влияние электролитов на растворимость газов в жидкостях.

  48. Растворимость твердых тел в жидкостях. Дифференциальное уравнение для растворимости. Зависимость растворимости твердых тел от температуры, уравнение Шредера, его вывод и анализ.

  49. Равновесие “жидкость-пар” в двухкомпонентных системах. Диаграммы “давление-состав”, “температура-состав”, “состав пара-состав жидкости”. Первый закон Гиббса-Коновалова.

  50. Диаграммы "Р  х" и "Т  х". Правило рычага. Изменение вида диаграмм в зависимости от типа отклонений от закона Рауля.

  51. Азеотропия, второй закон Гиббса-Коновалова.

  52. Анализ диаграммы кипения бинарных смесей с экстремумом. Азеотропные смеси и возможности их разделения на чистые компоненты.

  53. Физико-химические основы перегонки и ректификации.

  54. Равновесие “жидкость-пар” для практически нерастворимых друг в друге жидкостей. Температура кипения таких систем. Перегонка с водяным паром.

  55. Двухкомпонентные системы с ограниченной растворимостью в жидком состоянии с верхней критической температурой растворения. Определение состава критической точки. Правило Алексеева.

  56. Термический анализ. Метод построения диаграммы плавкости с простой эвтектикой по кривым охлаждения. Определения состава эвтектики по треугольнику Таммана.

  57. Изоморфизм. Твердые растворы. Диаграммы плав­кости систем с неограниченной растворимостью в твердой фазе.

  58. Диаграммы плавкости неизоморфно-кристаллизую­щихся систем (с простой эвтектикой).

  59. Диаграммы плавкости систем, образующих конгруэнтно плавящееся химическое соединение.

  60. Диаграммы плавкости систем, образующих инконгруэнтно плавящееся химическое соединение.

  61. Диаграммы плавкости неизоморфно-кристаллизующихся веществ с ограниченной растворимостью компонентов в твердом состоянии.

  62. Представление составов и свойств трехкомпонентной системы на концентрационном треугольнике. Методы Гиббса и Розебома.

  63. Взаимная растворимость трех жидкостей (диаграммы состояния).

  64. Фазовая диаграмма состояния для трех жидких компонентов, две из которых ограниченно растворимы друг в друге. Правило Тарасенкова.

  65. Распределение растворенного вещества между двумя несмешивающимися растворителями. Коэффициент распределения. Закон распределения. Экстракция и её практическое использование.

3