microbik.ru
1
ВОПРОСЫ К ЗАЧЕТУ ПО КУРСУ ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ (3-Й СЕМЕСТР, гр. 205, 212)

  1. Изолированные, закрытые и открытые системы. Функции состояния и функции процесса. Экстенсивные и интенсивные термодинамические величины.

  2. Формулировка 1-го закона термодинамики с использованием понятия «внутренняя энергия» для закрытых и изолированных систем.

  3. Определение энтальпии. Формулировка 1-го закона термодинамики с использованием понятия «энтальпия» для закрытых и изолированных систем.

  4. Расчет работы при расширении газа в пустоту, против постоянного внешнего давления, при равновесном расширении идеального газа. Понятие о равновесных процессах.

  5. Определение теплоемкости. Измерение теплот различных процессов. Связь между теплоемкостями Cp и Cv для идеального газа. Внутренняя энергия и энтальпия идеального газа.

  6. Закон Гесса. Условия его применимости. Пример использования закона Гесса для расчета теплот химических реакций. Стандартные энтальпии образования и их применение для расчета ΔН реакций.

  7. Зависимость энтальпии вещества от температуры. Расчет изменения энтальпии при изменении температуры. Зависимость ΔН реакции от температуры.

  8. Классические формулировки 2-го закона термодинамики. Формулировка 2-го закона термодинамики с использованием понятия «энтропия» для обратимых и необратимых процессов.

  9. Определение энтропии с помощью анализа термического КПД тепловых машин.

  10. Определение энергии Гиббса и энергии Гельмгольца. Фундаментальное уравнение Гиббса для закрытых систем, термодинамические потенциалы (U, H, F, G). Использование характеристических функций (U, H, F, G, S) для расчета свойств системы.

  11. Выражение производных ,,,через свойства системы. Вывод формул для S(V,T), S(p,T) идеального газа с постоянной теплоемкостью.

  12. 3-й закон термодинамики в форме постулата Планка. Зависимость энтропии вещества от температуры. Расчет изменения энтропии при изменении температуры. Абсолютные энтропии веществ.

  13. Условия термодинамического равновесия в изолированной системе (экстремальные свойства S, U), в системе при постоянных р и Т (экстремальные свойства G).

  14. Фундаментальное уравнение Гиббса для системы с возможностью совершения работы расширения, теплообмена и изменения количества вещества. Определение понятия «химический потенциал» с помощью энергии Гиббса. Химический потенциал компонента смеси и химический потенциал чистого вещества. Формулировка условий химического и фазового равновесия с использованием понятия «химический потенциал».

  15. Вывод уравнения Клаузиуса-Клапейрона. Три формы записи уравнения Клаузиуса-Клапейрона. Вычисление ΔН фазового перехода по зависимости давления насыщенного пара от температуры.

  16. Вывод выражения для зависимости химического потенциала идеального газа от давления.

  17. Определение идеального раствора. Закон Рауля. Вывод выражения для зависимости химического потенциала компонента идеального раствора от состава. Понятие об активности.

  18. Вывод уравнения изотермы химической реакции. Термодинамическая константа равновесия.

  19. Расчёт констант равновесия по таблицам термодинамических свойств. Расчёт равновесного состава газовых смесей при протекании одной химической реакции.

  20. Вывод уравнения изобары Вант-Гоффа. Вычисление теплоты химической реакции по зависимости константы равновесия от температуры.

  21. Определение понятий «фаза», «компонент», «число степеней свободы». Вывод правила фаз Гиббса (без учёта протекания химических реакций).

  22. Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния диоксида углерода, воды, серы, фосфора при невысоких давлениях. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона.

  23. Построение диаграмм состояния двухкомпонентных систем по кривым охлаждения на примере системы «нафталин-дифениламин».

  24. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем, не образующих химических соединений, взаимно неограниченно растворимых в жидкой фазе, взаимно нерастворимых в твердом состоянии. Эвтектика. Правило рычага.

  25. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем, образующих химическое соединение, плавящееся конгруэнтно (без разложения).

  26. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем, образующих химическое соединение, плавящееся инконгруэнтно (с разложением).

  27. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем, взаимно неограниченно растворимых в жидкой фазе, и ограниченно взаимно растворимых в твердом состоянии.

  28. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем, взаимно неограниченно растворимых и в жидкой фазе, и в твердом состоянии.

  29. Диаграммы состояния двухкомпонентной системы из двух ограниченно растворимых жидкостей. Верхняя и нижняя критическая температура растворения.

  30. Треугольник Гиббса-Розебома. Диаграмма состояния жидкой трехкомпонентной системы с ограниченной взаимной растворимостью.

  31. Скорость химической реакции в закрытой системе. Основной постулат химической кинетики. Простые и сложные реакции. Порядок и молекулярность химической реакции. Методы определения порядка.

  32. Необратимые химические реакции первого и второго порядка. Вывод выражений для кинетических кривых. Формулы для расчета констант скорости.

  33. Метод квазистационарных концентраций и условия его применимости (на примере последовательных реакций 1-го порядка АВС).

  34. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации и её вычисление из зависимости константы скорости от температуры.

  35. Определение понятий «удельная электропроводность» и «эквивалентная электропроводность». Формула Кольрауша. Закон (Кольрауша) независимой миграции ионов; вычисление на его основе предельной электропроводности слабых электролитов.

  36. Вывод закона разведения Оствальда. Вычисление с его помощью константы диссоциации уксусной кислоты.

  37. Зависимость химического потенциала электролита в растворе от состава. Активность и коэффициент активности. Формулы для расчета коэффициентов активности электролитов (на основе теории Дебая-Хюккеля).

  38. Химические равновесия в растворах электролитов на примере расчета растворимости малорастворимой соли в присутствии постороннего электролита.

  39. ЭДС гальванического элемента и её связь с изменением энергии Гиббса. Стандартный электродный потенциал. Использование стандартных электродных потенциалов для расчета ЭДС.

  40. Уравнение Нернста. Водородный электрод. Электроды, обратимые по иону металла. Хлорсеребряный электрод. Потенциометрическое измерение рН раствора (на примере использования хингидронного электрода).

  41. Применение метода ЭДС для расчёта энергии Гиббса, энтальпии и энтропии химической реакции.