для студентов очного отделения
1. Основные определения и понятия химической термодинамики (система, параметр, функция состояния, процесс). Внутренняя энергия, теплота и работа. Связь между ними.
2. Первый закон термодинамики, формулировки и математическое выражение.
3. Термохимия. Тепловые эффекты реакций при изохорном и изобарном процессах. Связь между термодинамическими величинами изобарных и изохорных процессов. Закон Гесса и следствия из него.
4. Теплоемкость веществ. Изохорная и изобарная теплоемкости. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры, закон Кирхгофа, анализ уравнения Кирхгофа.
5. Приближенное и точное интегрирование уравнения Кирхгофа и расчеты тепловых эффектов при любой температуре.
6. Самопроизвольные, равновесные и несамопроизвольные процессы. Два метода определения возможности, направления и предела протекания самопроизвольных процессов.
7. Обратимые и необратимые процессы. Энтропия как мера беспорядка. Энтропия и термодинамическая вероятность. Уравнение Больцмана. Термодинамический взгляд на энтропию.
8. Второй закон термодинамики, математическое выражение.
9. Энтропия как критерий направленности самопроизвольных процессов.
10.Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца, их связь с работой процесса.
11.Термодинамические функции как критерии направленности самопроизвольных процессов.
12.Термодинамические характеристические функции. Вывод уравнения Гиббса-Гельмгольца.
13.Химический потенциал.
14.Химическое равновесие. Закон действия масс. Вывод константы равновесия.
15.Способы выражения констант равновесия и связь между ними. Химическое равновесие в гетерогенных системах.
16.Изотерма Вант-Гоффа и ее использование для определения направления протекания химической реакции.
17.Зависимость константы равновесия от температуры (уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа): анализ уравнения изобары.
18.Интегрирование уравнения изобары Вант-Гоффа.
19.Зависимость константы равновесия от давления, уравнение Планка, его анализ.
20.Уравнение изобары Вант-Гоффа и уравнение Планка как количественное выражение принципа Ле Шателье.
21.Третий закон термодинамики. Тепловая теорема Нернста. Расширенная формулировка Планка. Расчет абсолютной энтропии.
22.Расчет константы равновесия по табличным значениям, при заданной температуре (I и II приближение Улиха, метод Шварцмана-Темкина), интегрированием изобары, по комбинированным равновесиям.
23.Термодинамика реальных газовых систем. Уравнение состояния реальных газов. Термодинамика равновесий в реальных газовых системах. Фугитивность и активность.
24.Фазовое равновесие, понятия «фаза», «компонент», «степень свободы». Правило фаз Гиббса. Классификация систем в соответствии с правилом фаз Гиббса.
25.Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния воды и серы.
26.Тепловые эффекты фазовых переходов. Уравнение Клапейрона - Клаузиуса, вывод и анализ. Интегрирование уравнения Клапейрона - Клаузиуса.
27.Растворы. Характеристика и свойства растворов, способы выражения концентраций. Идеальные, предельно разбавленные и реальные растворы.
28.Давление насыщенного пара над раствором. Закон Рауля. Отрицательные и положительные отклонения от закона Рауля.
29.Диаграммы «давление - состав» и «температура - состав» жидких систем с неограниченной взаимной растворимостью компонентов. Законы Коновалова.
30.Перегонка и ректификация двойных жидких систем с неограниченной взаимной растворимостью компонентов.
31.Двухкомпонентные растворы, один из компонентов которого нелетуч. Повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания растворов. Определение молярной массы растворенного вещества (эбулиоскопия и криоскопия). Коэффициент Вант-Гоффа i. Осмотическое давление растворов.
32.Равновесие в двойных конденсированных системах. Диаграммы состояния неизоморфноплавящихся систем с простой эвтектикой на примере Bi - Cd, с образованием устойчивого химического соединения на примере Mg - Sn, изоморфноплавящихся веществ (Ag -Au). Кривые охлаждения одно- и двухкомпонентных систем, термический анализ.
33.Ограниченная взаимная растворимость жидкостей. Диаграмма состояния «анилин - вода».
34.Трехкомпонентные системы, изображение состава, треугольники Гиббса и Розебума. Ограниченная растворимость в трехкомпонентных системах. Коэффициент распределения и закон распределения. Экстракция.
Задачи.
1. Для реакции CO2 + H2 = HCOOH(г) рассчитайте а)тепловой эффект при р=const; б) при V=const; в) DS; г) тепловой эффект при Т=500 К, считая Ср=const; д) напишите выражения для констант равновесия Кр и Кс.
2. В объеме 10 л смешали 29 г бутана и 10 г Н2. Определите состав равновесной смеси, если для данной реакции при температуре Т константа равновесия Кс=2 (C4H10 = C4H6 + 2H2).
3. В объеме 10 л взяли 320 г О2, 10 г Н2 и 180 г паров воды. Определить , в какую сторону пойдет реакция, если Кс=10 при температуре Т. В какую сторону сместится равновесие химической реакции, если 1) в равновесную смесь добавить паров воды, 2) повысить температуру, 3) увеличить давление.
4. Водный раствор, содержащий 0,225 моль/кг NaOH, замерзает при температуре -0,667°С. Определите кажущуюся степень диссоциации NaOH в этом растворе, если криоскопическая константа воды 1,86 К×кг/моль.
5. 68,4 г сахарозы растворено в 1000 г воды. Рассчитайте: а) осмотическое давление, б) температуру замерзания, в) температуру кипения раствора. Криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные воды равны 1,86 и 0,52 К×кг×моль-1, соответственно.
6. Определите знак DV, DH, DS, dp/dt для перехода Н2О(г) ® Н2О(кр).
7. Коэффициент распределения йода между бензолом и водой при температуре Т равен 0,0025. Имеется 10 л водного раствора, в котором находится 3 г растворенного йода. Определите, сколько грамм йода останется в воде при экстракции бензолом двумя способами: а) однократная экстракция йода 150 мл бензола; б) трехкратная экстракция йода порциями по 50 мл бензола.
8. Рассчитайте давление паров воды над 10%-ным водным раствором сахарозы при температуре 50 °С, считая раствор идеальным. Давление насыщенного пара над чистой водой при данной температуре равно 12335 Па.