- •1. Закон Рауля. Давление пара над идеальным раствором. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри.
- •2. Гетерогенный катализ: основные стадии, энергетический профиль
- •1. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое и статистическое определение энтропии, их взаимосвязь.
- •2. Фотохимические реакции. Примеры. Законы фотохимии. Квантовый выход.
- •1. Исходные постулаты термодинамики. Термические и калорические уравнения состояния
- •2. Основные приближенные методы химической кинетики: квазиравновесное и квазистационарное приближения. Условия применимости, энергетические кривые.
- •1. Коллигативные свойства растворов (электролиты и неэлектролиты)
- •2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Постулаты химической кинетики
- •1. Связь константы равновесия с изменением термодинамических функций в реакции. Зависимость константы равновесия от температуры. Принцип Ле Шателье
- •2. Константа скорости. Порядок, псевдопорядок и молекулярность реакции. Экспериментальное определение порядка реакции и константы скорости
- •1. Электродные потенциалы, их зависимость от концентраций (активностей) ионов и температуры. Стандартные электродные потенциалы.
- •2. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса. Энтальпия образования.
- •1. Электродвижущая сила (эдс), ее связь с термодинамическими величинами. Типы электрохимических ячеек.
- •2. Формальная кинетика реакций целого порядка. Период полупревращения, его зависимость от начальной концентрации.
- •1. Сечения простейших фазовых диаграмм «температура – состав». Типичные диаграммы «жидкость – пар» (с азеотропом и без).
- •2. Энтальпия химической связи. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры и давления.
- •1. Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия.
- •2. Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса, его интегральная и дифференциальная формы. Опытная энергия активации.
- •1. Термодинамические системы и их классификация. Экстенсивные и интенсивные величины. Функции состояния и функции процесса. Термодинамические координаты и силы.
- •1. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных t, V. Критерии самопроизвольности процесса и равновесия.
- •2. Сложные химические реакции. Механизмы реакций. Решение кинетических уравнений для обратимых реакций первого порядка.
- •1. Обратимые реакции:
- •2. Параллельные реакции:
- •3. Последовательные реакции:
- •1. Химический потенциал, определение. Идеальные растворы. Термодинамика смешения. Активность и коэффициенты активности.
- •2. Сложные химические реакции. Механизмы реакций. Решение кинетических уравнений для параллельных реакций первого порядка. Термодинамический и кинетический контроль.
- •1. Обратимые реакции:
- •2. Параллельные реакции
- •1. Вычисление абсолютной энтропии из экспериментальных данных.
- •2. Гетерогенные системы. Фазовый состав. Условия фазового равновесия. Правило фаз Гиббса.
- •1. Внутренняя энергия и 1-й закон термодинамики в переменных t, V. Тепловой эффект процесса при постоянном объеме или давлении. Калорические коэффициенты.
- •2. Фотохимические реакции. Первичные процессы при возбуждении: фотофизические и фотохимические. Кинетика фотохимических реакций. Отличие фотохимических реакций от темновых.
- •1. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса.
- •2. Уравнения химических реакций. Стехиометрические соотношения. Химическая переменная. Энергетическая кривая химической реакции (элементарной и двухстадийной).
- •1. Объединение 1-ого и 2-ого законов. Фундаментальные уравнения Гиббса для закрытых и открытых систем. Энергии Гельмгольца и Гиббса. Термодинамические потенциалы.
- •2. Осмос. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа и область его применимости
- •1. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические функции образования идеального раствора
- •2. Основные понятия катализа. Классификация каталитических реакций. Гомогенный катализ. Общий механизм катализа
- •1. Энтальпия и 1-й закон термодинамики в переменных t, p. Тепловой эффект процесса при постоянном давлении. Изобарная теплоемкость
- •2. Электроды и полуреакции. Основные типы электродов. Стандартные электродные потенциалы. Эдс и ее связь с термодинамическими функциями.
- •1. Стандартные состояния и термодинамические функции индивидуальных веществ. Оператор химической реакции. Изменение термодинамических функций в химических реакциях
- •2. Простейшая схема ферментативного катализа и ее кинетический анализ. Формула Михаэлиса-Ментен
- •1. Энтропия как функция состояния и как критерий направленности самопроизвольного процесса
- •2. Условия химического равновесия. Закон действующих масс для идеально-газовой смеси. Константы равновесия и связь между ними
- •1. Зависимость энтальпии и энтропии индивидуального вещества от температуры и давления
- •2. Связь кинетических и термодинамических величин на примере обратимых элементарных реакции 1-го порядка
- •1. Уравнения изотермы, изохоры и изобары реакции
- •2. Формальная кинетика реакций целого порядка. Период полупревращения, его зависимость от начальной концентрации
- •1. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Соотношения Максвелла. Связь калорического и термического уравнения состояния
- •2. Растворы. Способы выражения химического состава и связь между ними
- •1. Закон Гесса. Энтальпия образования. Термохимические циклы. Энтальпия химической связи.
- •2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение. Постулаты химической кинетики: закон действующих масс, принцип независимости химических реакций, принцип лимитирующей стадии
- •1. Связь константы равновесия с изменением стандартных термодинамических величин в реакции. Закон действующих масс для гетерогенных реакций и реакций в растворах
- •2. Коллигативные свойства растворов. Осмос. Формула Вант-Гоффа. Криоскопия и эбуллиоскопия
- •1. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое и статистическое определение энтропии, их взаимосвязь.
- •2. Дисперсные системы и их классификация. Поверхностное натяжение и его проявление. Смачивание. Поверхностно-активные вещества и механизм его действия
- •1. Количество вещества как внешний параметр открытой системы. Диффузионный контакт между системами. Химический потенциал.
- •2. Зависимость константы равновесия от температуры и давления
- •1. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных p и t. Критерии самопроизвольности процесса и равновесия
- •2. Изотерма, изобара и изостера адсорбции. Уравнение Ленгмюра. Простейшие модельные представления в теории адсорбции.
1. Сечения простейших фазовых диаграмм «температура – состав». Типичные диаграммы «жидкость – пар» (с азеотропом и без).
Условия равновесия можно представлять как в аналитическом, так и в графическом виде. Диаграммы, выражающие зависимость состояния системы от внешних условий, называют диаграммами состояний, или фазовыми диаграммами системы.
На фазовых диаграммах однокомпонентных систем поля, по правилу фаз, соответствуют однофазным состояниям, линии, разграничивающие их — двухфазным, точки пересечения линий — трёхфазным (эти точки называют тройными точками).
Фазовые
диаграммы для воды и углерода.
Состав насыщенного пара определяется ур-ем Дальтона:
Уравнение кривой т.кип. – состав:
Высококипящий азеотроп: более низкое давление пара по сравнению с идеальным раствором. Отрицательное отклонение от идеальности, DGex < 0. Примеры: HNO3 – H2O, хлороформ (CHCl3) – ацетон.
Низкокипящий азеотроп: более высокое давление пара по сравнению с идеальным раствором. Положительное отклонение от идеальности, DGex > 0. Примеры: диоксан (C4H8O2) – H2O, C2H5OH – H2O.
2. Энтальпия химической связи. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры и давления.
Термохимия изучает тепловые эффекты химических реакций. Во многих случаях эти реакции протекают при постоянном объеме или постоянном давлении. Из первого закона термодинамики следует, что при этих условиях теплота совпадает с изменением функции состояния. При постоянном объеме теплота равна изменению внутренней энергии:
а при постоянном давлении – изменению энтальпии:
Эти равенства в применении к химическим реакциям составляют суть закона Гесса:
Теплота химической реакции при постоянном объеме или давлении (тепловой эффект химической реакции) не зависит от пути проведения процесса, а определяется только состоянием реагентов и продуктов реакции при условии, что единственной работой, совершаемой системой, является механическая работа.
Тепловой эффект относят к .
Для обозначения изменения любой термодинамической функции при протекании химической реакции используют оператор химической реакции , например, , , и т.д. Тепловой эффект химической реакции записывают как или в зависимости от условий проведения ( или ).
В термохимии, в отличие от других приложений термодинамики, теплота считается положительной, если она выделяется в окружающую среду, т.е. для экзотермической реакции или .
Если реакция протекает в растворе или в твердой фазе, где изменение объема незначительно, то
Если же в реакции участвуют идеальные газы, то при постоянной температуре
где Δν – изменение числа молей газов в реакции.
Тепловые эффекты зависят, в общем случае, от температуры и давления, поэтому для термохимических расчетов необходимо, чтобы все тепловые эффекты были отнесены к одинаковым условиям, т.е. стандартизованы. Стандартные состояния обозначают надстрочным индексом «°».
Энтальпию реакции между веществами, находящимися в стандартных состояниях при температуре T, называют стандартной энтальпией реакции и обозначают .
Билет 9