- •Оглавление
- •2.10.1. Вопросы для самостоятельной подготовки 58
- •3.5.1. Вопросы для самостоятельной подготовки 73
- •4.1. Основные понятия и определения 76
- •Предисловие
- •Введение. Предмет, значение, Основные разделы и методы физической химии
- •Глава 1. Первый закон термодинамики. Термохимия
- •1.1. Основные понятия и определения
- •1.2. Внутренняя энергия, теплота и работа. Первый закон термодинамики
- •1.3. Применение первого закона термодинамики к различным процессам. Закон Гесса
- •1.4. Термохимия
- •1.5. Термическая устойчивость соединений
- •1.6. Теплоемкость
- •1.7. Влияние температуры на тепловые эффекты различных процессов. Закон Кирхгофа
- •1.8. Контрольные вопросы, задания и тесты
- •1.8.1. Вопросы для самостоятельной подготовки
- •1.8.2. Задачи для самостоятельного решения
- •1.8.3. Тестовые задания для самоконтроля
- •Глава 2. Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы
- •2.1. Основные термодинамические понятия
- •2.2. Второй закон термодинамики
- •2.3. Энтропия как критерий самопроизвольности процесса и равновесия в изолированной системе. Изменение энтропии в различных процессах
- •2.4. Третий закон термодинамики. Постулат Планка
- •2.5. Влияние давления на энтропию. Гипотеза Капустинского о состоянии вещества в глубинных зонах Земли
- •2.6. Термодинамические потенциалы
- •2.7. Свободная энергия Гиббса и закономерности появления самородных элементов
- •2.8. Характеристические функции. Уравнения Гиббса-Гельмгольца
- •2.9. Химический потенциал. Активность
- •2.10. Контрольные вопросы, задачи и тесты
- •2.10.1. Вопросы для самостоятельной подготовки
- •2.10.2. Задачи для самостоятельного решения
- •2.10.3. Тестовые задания для самоконтроля
- •Глава 3. Химическое равновесие
- •3.1. Уравнение изотермы химической реакции. Константа химического равновесия
- •3.2. Уравнение изотермы и направление химической реакции. Принцип смещения равновесия Ле Шателье - Брауна
- •3.3. Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнения изобары и изохоры химической реакции
- •3.4. Химическое равновесие гетерогенных химических реакций
- •3.5. Контрольные вопросы и задачи
- •3.5.1. Вопросы для самостоятельной подготовки
- •3.5.2. Задачи для самостоятельного решения
- •Глава 4. Фазовые равновесия
- •4.1. Основные понятия и определения
- •4.2. Правило фаз Гиббса
- •4.3. Понятие о физико-химическом анализе. Термический анализ
- •4.4. Однокомпонентные гетерогенные системы. Уравнение Клапейрона - Клаузиуса
- •4.5. Фазовые диаграммы однокомпонентных гетерогенных систем
- •4.5.1. Фазовая диаграмма воды
- •4.5.2. Полиморфизм
- •4.5.3. Фазовая диаграмма серы
- •4.6. Фазовые диаграммы двухкомпонентных гетерогенных систем с эвтектикой
- •4.7. Диаграммы с конгруэнтно и инконгруэнтно плавящимися химическими соединениями
- •4.8. Твердые растворы. Понятие об изоморфизме
- •4.8.1. Непрерывные твердые растворы
- •4.8.2. Ограниченные твердые растворы
- •4.9. Контрольные вопросы
- •Глава 5. Растворы
- •5.1. Общая характеристика растворов
- •5.2. Парциальные молярные величины
- •5.3. Давление насыщенного пара компонента над раствором. Законы Рауля и Генри. Растворимость газов в жидкостях
- •5.4. Диаграммы «давление - состав», «температура – состав» и законы Коновалова для реальных систем
- •5.5. Закономерности общего давления пара над смесью двух летучих жидкостей. Обоснование законов Коновалова
- •5.6. Разделение жидких бинарных летучих смесей перегонкой
- •5.7. Осмотическое давление
- •5.8. Взаимная растворимость жидкостей
- •5.9. Закон распределения Нернста. Экстракция
- •5.10. Растворимость твердых веществ в жидкостях
- •5.11. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов
- •5.12. Контрольные вопросы
- •Литература
2.10. Контрольные вопросы, задачи и тесты
2.10.1. Вопросы для самостоятельной подготовки
1. Какие процессы называют самопроизвольными и несамопроизвольными, обратимыми и необратимыми?
2. Дайте определение равновесных процессов. Встречаются ли они в реальных системах?
3. Запишите математическое выражение второго закона термодинамики для обратимых и необратимых процессов.
4. Какова особенность области применимости второго закона термодинамики по сравнению с первым?
5. Что является мерой термодинамической вероятности состояния системы, в соответствии со вторым законом термодинамики?
6. Какая термодинамическая функция служит критерием направления процесса и состояния равновесия в изолированных системах? Поясните ответ, применив выражение второго закона термодинамики.
7. Рассмотрите способы расчета изменения энтропии процесса нагревания вещества от температуры Т1 до температуры Т2; процесса фазового перехода; химической реакции.
8. Получите математические выражения, определяющие условия возможности самопроизвольного протекания процессов в открытых и закрытых системах.
9. Какими уравнениями выражаются изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциалы? Приведите другие названия этих функций. Какова их роль в химической термодинамике?
10. Что такое химическое сродство?
11. Дайте определение характеристических функций.
12. Выразите термодинамические параметры системы: давление, объём, энтропию, - с помощью характеристических функций.
13. Выведите уравнения Гиббса-Гельмгольца. Взаимосвязь каких важных термодинамических характеристик системы они выражают.
14. Что такое парциальный мольный изобарный потенциал? Какое тождественное название этой функции Вам известно?
15. Дайте определение химического потенциала компонента раствора.
16. Запишите математические выражения, определяющие общие условия самопроизвольного протекания процесса и состояния равновесия в системе переменного состава.
17. Какими уравнениями выражаются зависимости химического потенциала компонента идеального раствора и идеальной газовой смеси от их состава?
18. Что такое фугитивность и коэффициент фугитивности? Когда возникает необходимость их учитывать?
19. Какая характеристика состава применяется при записи химического потенциала компонента реального (неидеального) раствора? Кем предложен данный метод выражения состава реальных систем?
2.10.2. Задачи для самостоятельного решения
1. Возможно ли образование СаСО3 при Р = 1 атм и температуре: а) 298 К; б) 1273 К? Реакция описывается уравнением: СаО + СО2 = СаСО3 . Зависимость теплоемкости Ср от температуры имеет вид:
Ср = а + bT + c' T2.
Значения стандартного теплового эффекта реакции и стандартной энтропии процесса: H0298 = 177,8 кДж/моль; S0298 = 55,06 Дж/(мольК). Коэффициенты a, b, c' в уравнении для теплоемкости веществ приведены в таблице 2.2.:
Таблица 2.2
Вещество |
СаСО3 |
СО2 |
СаО |
|
Коэффициенты, Дж/моль |
a |
104,52 |
44,14 |
48,83 |
b |
21,97103 |
9,04103 |
4,52103 |
|
c' |
25,94105 |
8,54105 |
6,53105 |
|
2. Найти изменение энтропии одного моля алюминия при нагревании его от 298 до 750 К. Истинная молярная теплоёмкость кристаллического алюминия выражается уравнением: Ср = 20,67 + 12,39·10-3Т, Дж/(моль·К).