№1 Процессы в термодинамике Основной постулат

№1
1.
2.
3.
4.
Процессы в термодинамике
Основной постулат термодинамики
Нулевой закон термодинамики
Уравнения состояния
№2
1. Первый закон термодинамики
2. Внутренняя энергия
3. Работа
№3
1. Работа идеального газа при различных процессах
2. Теплота
3. Калорические коэффициенты
4. Аналитические выражения первого закона термодинамики
№4
1. Теплоемкость
2. Взаимосвязь Ср и Сv
3. Энтальпия
4. Зависимость теплоемкости от давления и объема
№5
Термохимия
1. Закон Гесса
2. Стандартные состояния, стандартные условия
3. Следствия закона Гесса
4. Уравнения Кирхгофа
№6
1. Зависимость изобарной теплоемкости от температуры
2. Способы определения теплоемкостей
3. Примеры решения задач
а) закон Гесса
б) следствия закона Гесса
в) закон Кирхгофа
№7
Второй закон термодинамики
1. Основные понятия
2. Формулировки второго закона термодинамики (постулаты)
3. Цикл Карно
4. Аналитические выражения второго закона термодинамики
№8
Второй закон термодинамики (продолжение)
9. Физический смысл энтропии
10. Изменение энтропии для необратимых процессов.
11. Абсолютная энтропия.
12. Расчет изменения энтропии в различных процессах
13.
14.
15.
16.
17.
№9
Второй закон термодинамики (продолжение)
Нагревание или охлаждение при постоянном давлении
Изотермическое расширение или сжатие
Фазовые переходы
Смешение идеальных газов при постоянных температуре и давлении
Изменение энтропии при химических реакциях
№10, №11
Характеристические функции
1. Изохорно-изотермический потенциал
2. Изобарно-изотермический потенциал
3. Внутренняя энергия
4. Энтальпия
5. Уравнение Гиббса-Гельмгольца
6. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона
№12
Третий закон термодинамики
1. Тепловая теорема Нернста
2. Постулат Планка
3. Понятие химического сродства
4. Следствия из третьего закона термодинамики
№13, №14
Фазовые равновесия
1. Основные понятия
2. Условие термодинамического равновесия между фазами
3. Принцип непрерывности и принцип соответствия
4. Правило фаз Гиббса
5. Однокомпонентные системы
5.1.Трехмерная диаграмма состояния однокомпонентной системы
5.2. Вещества, образующие в твердом состоянии одну кристаллическую форму
5.3. Уравнения Клапейрона и Клапейрона – Клаузиуса
№15, №16
Двухкомпонентные системы
1. Применение правила фаз Гиббса к двухкомпонентным системам
2. Равновесие твердое–жидкость в двухкомпонентных системах
3. Системы с полной нерастворимостью компонентов друг в друге в кристаллическом
состоянии
4. Вид диаграммы плавкости и ее анализ
5. Состав сопряженных фаз. Нода
6. Определение состава насыщенных растворов по диаграмме растворимости
7. Определение количественных соотношений между фазами, находящимися в
равновесии. Правило рычага
№17, №18
Двухкомпонентные системы (продолжение)
1. Системы с неограниченной растворимостью компонентов друг в друге в
кристаллическом состоянии.
2.Системы с ограниченной растворимостью компонентов друг в друге в кристаллическом
состоянии.
3.Системы, образующие химические соединения.
Равновесие жидкость–жидкость в двухкомпонентных системах.
4. Равновесие пар (газ) – жидкость в двухкомпонентных системах
5. Давление насыщенного пара над идеальным раствором. Закон Рауля.
6. Давление насыщенного пара над бесконечно разбавленным раствором нелетучего
вещества. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри.
7. Системы, образующие в жидком состоянии идеальные растворы. Первый закон Гиббса
– Коновалова.
№20
Двухкомпонентные системы (продолжение)
1. Системы, образующие в жидком состоянии неидеальные растворы. Перегонка и
ректификация.
2. Системы, образующие в жидком состоянии азеотропные растворы. Второй закон
Гиббса–Коновалова.
3. Системы с полной нерастворимостью компонентов друг в друге в жидком состоянии.
Перегонка с водяным паром.
1. Системы с ограниченной растворимостью компонентов друг в друге в жидком
состоянии.
№21
Трехкомпонентные системы
1. Графические методы выражения состава трехкомпонентной системы.
2. Диаграмма состояния трехкомпонентной системы, образующей одну тройную
эвтектику.
3. Диаграмма состояния трехкомпонентной системы с ограниченной взаимной
растворимостью.
4. Определение состава и количества сопряженных фаз трехкомпонентной системы.
№21, №22
Химическое равновесие
1. Понятие химического потенциала.
2. Закон действия масс. Кинетический и термодинамический выводы.
3. Общие условия химического равновесия.
4. способы выражения констант равновесия. Связь между ними.
5. Уравнение изотермы химической реакции. Химическое сродство.
6. Уравнение изохоры-изобары химической реакции.
7. Метод Темкина-Шварцмана.
8. Расчет равновесного состава химической реакции.
№23, №24
Термодинамика растворов неэлектролитов
1. Общие понятия растворов. Способы выражения концентраций растворов, их
взаимосвязь.
2. Уравнение Гиббса-Дюгема-Маргулиса.
3. Следствия из уравнения Гиббса-Дюгема-Маргулиса.
4. Парциальный мольный объем и методы его определения.
№25, №26
Идеальные растворы
1. Закон Рауля для идеальных и предельно разбавленных растворов.
2. Следствия закона Рауля. Криоскопические и эбуллиоскопические свойства раствора.
3. Предельно разбавленные растворы.
ЭЛЕКТРОХИМИЯ
№1
Термодинамика растворов электролитов
1. Общие представления об электролитах.
2. Сильные и слабые электролиты.
3. Закон разведения Оствальда.
№2, №3
1. Активность электролитов, коэффициент активности, ионная сила раствора.
2. Исходные положения теории Дебая-Хюккеля
3. Предельный закон Дебая-Хюккеля (первое приближение).
4. Второе и третье приближения теории Дебая-Хюккеля.
№4
Электропроводность растворов электролитов
1. Методы
экспериментального
изучения
электропроводности
электролитов.
2. Удельная и эквивалентная электропроводности.
3. Закон Кольрауша.
4. Абсолютная и предельная подвижности ионов.
1.
2.
3.
4.
5.
№5, №6
Числа переноса.
Методы определения чисел переноса.
Правило Вальдена–Писаржевского
Теория Дебая–Хюккеля–Онсагера. Уравнение Дебая–Хюккеля–Онсагера.
Эффект Вина. Эффект Дебая–Фалькенхагена.
№7
Электрохимические цепи
1. Общие представления об электрохимических цепях.
2. Классификация цепей.
3. Электродвижущая сила (ЭДС).
4. Равновесные и неравновесные электрохимические
потенциал.
№8, №9
Электродные потенциалы.
1. Стандартные электродные потенциалы.
2. Классификация электродов
3. Электроды первого рода
4. Электроды второго рода
5. Окислительно-восстановитеьные электроды.
№10
1.
2.
3.
4.
5.
растворов
Химические источники тока.
1. Гальванические элементы.
2. Аккумуляторы.
3. Топливные элементы.
4. Определение термодинамических характеристик.
Химическая кинетика
№1
Основные понятия химической кинетики.
Скорость химической реакции в газовой фазе и в растворе.
Мономолекулярные реакции.
Бимолекулярные реакции, тримолекулярные реакции.
Сложные реакции.
№2
1. Порядок реакции.
2. Порядок реакции по веществу, общий порядок реакции.
3. Кинетика реакций целого порядка
цепи.
Диффузионный
4.
5.
6.
7.
Реакции нулевого порядка.
Реакции первого порядка.
Реакции второго порядка.
Реакции n-ного порядка.
№3
1. Период полураспада.
2. Методы определения порядка реакции
 Интегральные методы определения порядка реакции:
метод подстановки,
метод Оствальда–Нойеса
метод полупревращения.
 Дифференциальный метод - метод Вант-Гоффа.
 Графический метод определения порядка реакции.
 Метод изолирования Оствальда.
№4
Влияние температуры на скорость химических реакций.
1. Правило Вант-Гоффа.
2. Уравнение Аррениуса. Энергия активации.
3. Методы определения энергии активации.
№5
Кинетика сложных реакций
1. Принцип независимости химических реакций.
2. Основные типы сложных реакций:
3. обратимые реакции,
4. параллельные реакции,
5. последовательные реакции.
1.
2.
3.
4.
1.
2.
3.
4.
5.
№6
Приближенные методы химической кинетики
Принцип лимитирующей стадии.
Условия квазистационарности.
Квазистационарное приближение.
Квазиравновесное приближение.
№7
Катализ
Положительный катализ.
Отрицательный катализ. Гомогенный катализ.
Гетерогенный катализ.
Корреляционные соотношения Бренстеда.
Ферментативный катализ.