Химическая термодинамика

1. Предмет, содержание, методы физической химии и ее место среди естественных наук.

2. Возникновение, характерные особенности и методы термодинамики. Основные понятия термодинамики: тепло, окружающая среда, система (классификация), термодинамические параметры экстенсивные и интенсивные.

3. Формы существования материи и энергии. Форма обмена энергии системы с окружающей средой. Закон взаимосвязи массы и энергии.

4. Характеристика термодинамических процессов: адиабатного, кругового, изобарно-изотермического, изохорно-изотермического.

5. Работа расширения идеального газа. Теория теплоемкости газов. Число степеней свободы. Теплоемкость идеального газа при постоянном давлении, ее зависимость от температуры. Связь между Ср и Сv.

6. Что такое внутренняя энергия системы, из чего она складывается? Что такое кинетическая и потенциальная энергия. Чем отличается внутренняя энергия идеальных и реальных газов. Уравнение состояния реальных газов. Почему термодинамика рассматривает не абсолютные значения внутренней энергии, а только ее изменения?

7. Приведите несколько формулировок первого закона термодинамики и покажите, что они не противоречат одна другой. Почему первый закон термодинамики часто называют первым началом термодинамики? Напишите уравнение первого закона термодинамики для всех систем и процессов. Какие величины, входящие в эти уравнения, зависят от пути процесса.

8. Дайте определение функции состояния. Покажите, что любой параметр состояния можно рассматривать как функцию состояния, а теплоту и работу – нет. Как рассчитать теплоту, работу, изменение энтальпии и внутренней энергии системы при адиабатическом и изопроцессах?

9. Что называется тепловым эффектом химической реакции? Сформулируйте закон Гесса и следствия, вытекающие из него. Каково значение этого закона? Термохимические уравнения.

10. Объясните, почему закон Гесса есть частный случай первого закона термодинамики. Покажите, что тепловой эффект при постоянном давлении есть изменение энтальпии, а тепловой эффект при постоянном объеме – изменение внутренней энергии химической реакции. Почему для конденсированных систем разница между энтальпией и внутренней энергией мала, а для газообразных значительна? Напишите уравнение, выражающее связь между тепловым эффектом реакции, проведенной в изобарно-изотермических и изохорно-изотермических условиях.

11. Сформулируйте зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Напишите математическое выражение закона Кирхгофа в дифференциальной и интегральной формах. В каких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры? Почему?

12. Два газа, одноатомный и двухатомный, адиабатически расширяются. Для какого из них работа расширения будет больше, если число молей обоих газов одинаково, а температура того и другого газа понизилась на одинаковую величину?

13. Какой газ называется идеальным? Каким законам он подчиняется? Каковы отклонения реальных газов от законов идеальных газов? Кем обнаружены эти отклонения? Как можно их объяснить? Напишите уравнения Ван-дер-Ваальса для состояния реального газа и поясните входящие в него величины. Постройте изотермы состояния реального газа.

14. Критерии для определения самопроизвольного процесса. Расчет энергий Гельмгольца и Гиббса для химической реакции. Зависимость энергии Гиббса от давления, энергии Гельмгольца от объема.

15. Почему энтропия системы всегда больше нуля? Третий закон термодинамики, его значение.

16. Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Каково их практическое значение?

17. Методы расчета изменения энтропии в химической реакции.

18. Замечено, что экзотермические реакции протекают самопроизвольно при любой температуре, а эндотермические – при температуре выше некоторой Т_мин. Объясните это явление и выведите формулу для расчета Т_мин.

19. Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые термодинамические процессы. Характерные особенности равновесных процессов, использование их в термодинамике. Максимальная работа, Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его применение.

20. Формулировки второго закона термодинамики. Доказательства существования энтропии. Математическое выражение второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность состояния.

21. Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество?

22. Химические потенциалы идеальных и реальных газов, растворенных веществ.

23. Фазовые переходы I и II рода. Примеры.

24. Фазовые переходы I рода. Характеристика агрегатных состояний вещества. Какими изменениями в системе сопровождаются фазовые переходы I рода?

25. Как зависит давление насыщенного пара над твердым телом от температуры? Объясните характер зависимости при помощи уравнения Клаузиуса-Клапейрона.

Равновесия

1. Равновесное состояние. Критерии равновесия в неизолированных системах. Термодинамические и молекулярно-кинетические признаки равновесного состояния.

2. Химический потенциал, его физический смысл. Химические потенциалы в одно- и многокомпонентных системах. Расчет химических потенциалов идеальных и реальных газов. Активность. Летучесть.

3. Кинетический вывод константы химической реакции (закон действующих масс). Термодинамический вывод константы химического равновесия для гомогенной идеально газовой реакции.

4. Константа химического равновесия, ее физический смысл и различные способы выражения в гомогенных и гетерогенных реакциях. Соотношение между К_P, К_C, К_N, их размерность.

5. Принцип смещения химического равновесия. Уравнения изотермы химической реакции (химическое сродство).

6. Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа.

7. Дайте определения понятиям: система, фаза, компонент, составные части системы, число термодинамических степеней свободы системы. Как определяется число независимых компонентов?

8. Общая характеристика однокомпонентных систем. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Диаграмма состояния чистого вещества (воды, серы).

9. Двухкомпонентные жидкие и твердые системы. Диаграмма состав – температура кристаллизации двухкомпонентных систем с простой эвтектикой и с образованием химического соединения, плавящегося без разложения (конгруэнтно) и с разложением (инконгруэнтно).

10. Термический анализ.

11. Чем различаются уравнения, выражающие химическое равновесие для гомогенных и гетерогенных реакций? Причины этих различий. Из каких опытных данных рассчитывается константа равновесия при гетерогенных реакциях?

12. Принцип Ле Шателье, его практическое значение, границы применимости. Как, исходя из принципа Ле Шателье, предвидеть влияние температуры на константу равновесия? Почему синтез аммиака, несмотря на экзотермичность реакции, проводят при высоких температурах?

13. Как сместить химическое равновесие при постоянной температуре? Как влияет давление, концентрации исходных веществ и продуктов реакции на равновесный выход?

14. Как на основе экспериментальных данных определить константу равновесия химической реакции при разных температурах? Как рассчитать тепловой эффект химической реакции на основании тех же экспериментальных данных?

15. Какой процесс называется смещением химического равновесия? На конкретных примерах покажите, как смещается равновесие системы под влиянием изменения: а) концентрации одного из реагирующих веществ; б) температуры; в) давления. Почему катализатор не влияет на тепловой эффект реакции и не смещает химического равновесия?

16. Для каких газовых реакций равновесие не зависит от давления? Приведите примеры. Докажите расчетом, что изменение давления не смещает равновесия.

17. Характеристика процессов конденсации. Изоморфные и неизоморфные смеси, особенности их конденсации. Почему очки запотевают при входе с улицы в теплое помещение, а не, наоборот – при выходе из теплого помещения на улицу?

18. Что называется температурой кипения, насыщенным паром жидкости? Что такое тройная точка на диаграмме состояния однокомпонентной системы? Какова связь между теплотой возгонки, испарения и плавления в тройной точке? Объясните, почему при нагревании на воздухе лед плавится, а кристаллический йод возгоняется?

19. Укажите, в каких случаях число независимых компонентов системы равно числу составных частей. Как определяется число компонентов и независимых компонентов системы в остальных случаях.

20. Представьте график температурной зависимости теплоты испарения жидкости вплоть до критической температуры. Объясните при помощи уравнения Клаузиуса-Клапейрона, почему давление насыщенного пара над жидкостью растет при увеличении температуры.

21. Какая зависимость между температурой плавления и давлением наиболее типична для большинства веществ? Почему у воды и некоторых других веществ эта закономерность имеет другой характер?

22. Дайте формулировку правила фаз Гиббса, укажите, при каких условиях справедливо это уравнение. Что показывает число термодинамических степеней свободы системы? Чему равно максимальное число степеней свободы в одно-, двух- и трехкомпонентной системах?

Растворы

1. Основные признаки растворов. Термодинамические и молекулярно-кинетические условия их образования. Способы выражения состава растворов.

2. Основные теории растворов. Классификация растворов по агрегатному состоянию, размеру частиц, способности к диссоциации. Термодинамическая классификация растворов. Идеальные растворы. Предельно разбавленные растворы. Законы Вант-Гоффа и Генри.

3. Реальные растворы. Растворы с положительным и отрицательным отклонением от закона Рауля. Причины отклонений.

4. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов и электролитов. Криоскопия, эбуллиоскопия, их применение. Осмос, его роль в биологических процессах. Изотонические растворы. Изотонический коэффициент. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом.

5. Химический потенциал и стандартные состояния компонентов раствора. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема.

6. Зависимость температуры кипения и давления пара бинарного раствора от его состава. Законы Коновалова. Азеотропные растворы. Методы разделения азеотропных смесей.

7. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Причины и механизм электролитической диссоциации (сольватации). Недостатки теории Аррениуса.

8. Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Термодинамическая константа диссоциации. Активность, коэффициент активности, их определение. Ионная сила растворов. Основные понятия теории ассоциации ионов.

9. Электрическая проводимость растворов электролитов. Удельная и молярная (эквивалентная) электрические проводимости, зависимость их от различных факторов. Закон Кольрауша.

10. Теория электрической проводимости растворов Дебая-Онзагера. Электрофоретический и релаксационный эффекты. Ионная атмосфера, время релаксации ионного облака.

11. Подвижность ионов и числа переноса. Аномальная подвижность ионов H+ и OH-.

Электрохимия

1. Общая характеристика электрохимических процессов и систем, их классификация.

2. Гальванический элемент. Характеристика скачков потенциалов гальванического элемента.

3. Стандартные (нормальные) электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений. Правила схематической записи гальванического элемента и электродов.

4. Классификация электродов. Использование окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления реакции.

5. Электрохимические цепи (гальванические элементы): химические и концентрационные. Изменение ЭДС гальванических элементов. Насыщенный элемент Вестона. Электроды сравнения: каломельный, хлорсеребряный.

6. Электрохимический метод измерения рН. Электроды для измерения рН: водородный, хингидронный, стеклянный.

7. Неравновесные электродные процессы. Законы Фарадея. Электрохимические эквиваленты. Выход вещества по току. Скорость электрохимических процессов.

8. Поляризация электродов при прохождении электрического тока. Перенапряжение электрохимической реакции и перенапряжение концентрации. Перенапряжение восстановления водородных ионов.

9. Химическая, биологическая и электрохимическая коррозия металлов и методы защиты. Ингибиторы коррозии. Пассивность металлов.

10. Химические источники тока. Аккумуляторы.