Программные вопросы по физической и коллоидной химии для самостоятельного изучения и экзамена

(для студентов фармацевтического факультета

2 Курса дневного и 3 курса заочного обучения)

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ТЕРМОДИНАМИКИ. ТЕРМОХИМИЯ

1. Основные понятия термодинамики. Системы: изолированные, закрытые и открытые. Внутренняя энергия системы. Работа. Теплота. Состояние системы. Функция состояния. Процессы.

2. Первое начало термодинамики: формулировки и математическое выражение. Энтальпия. Изохорная и изобарная теплоты процесса и соотношение между ними.

3. Закон Гесса. Термохимические уравнения. Стандартные теплоты образования и сгорания. Вычисление теплового эффекта реакции по стандартным теплотам образования и сгорания веществ. Теплоты нейтрализации, растворения и гидратации.

4. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры, теплоемкости реагентов и продуктов. Уравнение Кирхгофа, его анализ.

5. Второе начало термодинамики: формулировки и математическое выражение. Статистический характер второго начала термодинамики. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы.

6. Энтропия. Изменение энтропии при изотермических процессах и изменении температуры. Связь энтропии с вероятностью состояния системы. Формула Больцмана. Изменение энтропии в изолированных системах.

7. Третье начало термодинамики. Абсолютная энтропия. Стандартная энтропия.

8. Термодинамические потенциалы. Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал). Энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в самопроизвольных процессах.

Термодинамика химического равновесия

1. Константа химического равновесия и способы ее выражения. Вывод уравнения изотермы химической реакции с помощью химических потенциалов и анализ полученного уравнения.

2. Расчет константы химического равновесия с помощью таблиц термодинамических величин.

3. Зависимость константы равновесия от различных факторов. Принцип Ле-Шателье. Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Следствия, вытекающие из этих уравнений.

Термодинамика фазовых равновесий

1. Гомогенные и гетерогенные системы. Фаза. Составляющие вещества и компоненты (примеры). Фазовые превращения и равновесия. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Связь с принципом Ле-Шателье.

2. Число компонентов и число степеней свободы системы. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния однокомпонентных систем (вода).

3. Понятие о физико-химическом анализе. Термический анализ. Получение диаграммы плавления бинарной системы на основе кривых охлаждений.

4. Бинарные системы. Диаграммы плавления бинарных систем (примеры). Применение правила фаз Гиббса при анализе диаграммы плавления.

5. Взаимная растворимость жидкостей. Идеальные растворы. Закон Рауля. Диаграммы состояния «давление пара – состав», «температура кипения – состав». Первый закон Коновалова. Простая и фракционная перегонки.

6. Закон Рауля. Реальные растворы. Диаграммы состояния «давление пара – состав» и «температура кипения – состав». Азеотропы. Второй закон Коновалова.

7. Взаимная растворимость жидкостей. Диаграммы ограниченно растворимых жидкостей. Верхняя и нижняя критические температуры растворения. Применение правила фаз Гиббса для анализа диаграмм. Правило рычага.

8. Давление и состав пара над смесью взаимно нерастворимых жидкостей. Перегонка с водяным паром.

9. Трехкомпонентные системы. Закон распределения вещества между двумя жидкими фазами. Коэффициент распределения (определение на примере лабораторной работы). Экстрагирование, его применение в фармации.

ТЕРМОДИНАМИКА РАЗБАВЛЕННЫХ РАСТВОРОВ И РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

1. Коллигативные свойства разбавленных растворов нелетучих неэлектролитов: относительное понижение давления пара, понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения и их взаимосвязь с осмотическим давлением. Криоскопическая и эбулиоскопическая константы и их связь с теплотой кипения и плавления растворителя.

2. Коллигативные свойства растворов электролитов: относительное понижение давления пара, понижение температуры кристаллизации, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Изотонический коэффициент, его определение криометрическим методом.

3. Теория растворов сильных электролитов Дебая и Хюккеля. Понятие об ионной атмосфере. Активность ионов и ее связь с концентрацией. Ионная сила раствора. Термодинамическая константа ионизации.

4. Водородный показатель (рН) как мера активной реакции среды. Методы измерения рН: колориметрический и потенциометрический. Эмпирическая шкала активной реакции среды.

5. Буферные системы и растворы. Состав и механизм их действия. Расчет рН буферных растворов. Ацетатный, фосфатный, водородкарбонатный и гемоглобиновый буферы. Свойства буферных растворов (на примере лабораторной работы).

6. Буферная емкость и факторы, определяющие ее. Значение буферных систем для живого организма. Использование буферных систем в фармации.