1. Законы идеальных газов. Уравнение Менделеева-Клапейрона. Универсальная газовая постоянная. Уравнения изотермы и адиабаты. Их графическое изображение. Закон Дальтона. Реальные газы. Уравнения Ван-дер-Ваальса и с вириальными коэффициентами.
2. Основные термодинамические понятия и определения: система, функции состояния системы, т ипы систем. Термические и калорические уравнения состояния системы. Термодинамические параметры. Интенсивные и экстенсивные величины. Процесс, типы процессов, равновесные и неравновесные процессы, квази-статические процессы. Обратимые процессы. Основные постулаты термодинамики: постулат о равновесии и постулат о температуре (нулевой закон термодинамики).
3. Первый закон термодинамики. Основные формулировки и аналитическое выражение. Связь с законом сохранения энергии. Закон эквивалентности теплоты и работы.
4. Внутренняя энергия. Определение, свойства. Зависимость от температуры и объема (для реальных систем). Аналитическое выражение зависимости внутренней энергии от температуры в интервале от 0 К до температуры Т при наличии фазовых переходов. Графическое изображение этой зависимости. Экспериментальное определение и расчет изменения внутренней энергии.
5. Энтальпия, как функция состояния системы. Связь с внутренней энергией системы. Свойства энтальпии. Зависимость от температуры и давления (реальные системы) Аналитическое выражение зависимости энтальпии от температуры в широком интервале температур при наличии фазовых переходов. Экспериментальное определение и расчет.
6. Работа расширения при различных процессах. Максимальная работа. Вывод уравнений и графическое изображение работы.
7. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса, как следствие 1 закона термодинамики. Методы экспериментального определения (калориметрия) и расчета тепловых эффектов. Интегральные и дифференциальные теплоты растворения.
8. Энтальпия образования и энтальпия (теплота) сгорания. Определения. Примеры. Символика. Стандартные величины. Расчет тепловых эффектов химических реакций с использованием стандартных энтальпий образования и энтальпий сгорания. Метод комбинирования. Связь тепловых эффектов при постоянном давлении и постоянном объеме для газов и конденсированных систем.
9. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Вывод закона Кирхгофа (дифференциальная и интегральные формы, различные приближения.). Расчет теплоты процесса при наличии фазовых переходов. Графическое изображение зависимости теплоты процесса от температуры как функции теплоемкостей продуктов реакции и исходных веществ.
10. Теплоемкость. Определение. Истинная, средняя, удельная теплоемкость. Теплоемкость как свойство системы. Теплоемкость одно- и двухатомных идеальных газов. Теплоемкость твердых тел. Правило Дюлонга и Пти. Эмпирические зависимости теплоемкости от температуры. Сввязь С_р и С_v для идеальных газов.
11. Второй закон термодинамики. Основные формулировки и аналитические выражения. Фундаментальное уравнение Гиббса. Статистический характер второго закона термодинамики.
12. Цикл Карно. Теплота и работа цикла. КПД тепловой машины Карно. Абсолютная температура. Термодинамическая шкала температур. Понятие о приведенной теплоте процесса и введение энтропии. Обоснование распространения полученных результатов на любые другие тепловые циклы (Теорема Карно).
13. Постулат о существовании энтропии. Ее определение и свойства. Изменение энтропии при различных обратимых процессах (изменение температуры, фазовые переходы, процессы смешения, растворения, химические реакции). Расчет изменения энтропии для необратимых процессов. Аналитическая и графическая (в координатах: ср/т) зависимости энтропии от температуры в интервале 0 К до температуры Т при наличии фазовых переходов.
14. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютной энтропии. Стандартные энтропии. Расчет изменения энтропии при протекании химической реакции при табличной температуре 298,15 К и любой произвольной температуре.
15. Энтропия, как термодинамический критерий самопроизвольности процессов в изолированной системе. Возникновение энтропии при протекании необратимых процессов. Неравенство Клаузиуса. Уравнение баланса энтропии.
16. Статистический характер энтропии. Выражение энтропии через термодинамическую вероятность системы. Формула Больцмана.
17. Характеристические функции (U,H,F,G). Определение, свойства. Характеристика условий самопроизвольного протекания процессов и условий равновесия. Понятие о термодинамических потенциалах. Таблицы стандартных величин и их использование для термодинамических расчетов.
18. Энергия Гельмгольца. Определение, связь с максимальной работой. Энергия Гельмгольца, как характеристическая функция системы. Зависимость от температуры и объема системы (дифференциальная и интегральная формы уравнений).
19. Энергия Гиббса. Определение. Связь с максимально-полезной работой. Энергия Гиббса как характеристическая функция. Условия устойчивого равновесия и самопроизвольного протекания процесса. Зависимость от температуры и давления. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Расчет изменения энергии Гиббса при протекании химической реакции при давлении 1 атм. и произвольной температуре (по табличным данным).
20. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Связь между максимальной работой и теплотой процесса. Уравнение Гиббса-Гельмгольца для электрохимических цепей.
21. Соотношения Максвелла. Вывод зависимостей: S=f(V), S=f(P), U=f(V), H=f(P) для идеальных и реальных систем при постоянной температуре.
22. Многокомпонентные системы и системы с переменным составом. Понятие о химическом потенциале. Связь с парциальной мольной энергией Гиббса. Зависимость от концентрации. Стандартное состояние и стандартный химический потенциал компонентов раствора. Химический потенциал, как критерий равновесия в многокомпонентных системах.
23. Химический потенциал в идеальных и реальных системах. Зависимость от концентрации. Понятие о летучести и активности (метод Льюиса). Стандартное состояние компонентов реального раствора. Уравнения Гиббса-Дюгема и их использование для расчета коэффициентов активности растворенного вещества.
24. Химическое равновесие. Различные выражения для констант равновесия Связь между различными константами. Зависимость от температуры и состава. Термодинамический вывод закона действующих масс. Связь термодинамической константы равновесия со стандартным изменением энергии Гиббса. Экспериментальные и расчетные методы определения констант равновесия. Понятия о 'фосфатном', 'калиевом' и 'известковом' потенциалах.
25. Уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа. Определение условий равновесия и направления самопроизвольного протекания реакции. Расчет константы равновесия по термодинамическим данным.
26. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изохоры и изобары реакции. Определение теплового эффекта реакции (ограничения метода).
27. Термодинамический расчет константы равновесия и определение направления самопроизвольного протекания процесса для гетерогенных химических реакций. Выражения для констант равновесия на примере диссоциации карбонатов и кристаллогидратов.
28. Принципы расчета константы равновесия и определения состава равновесной смеси в реальных системах.
29. Принципы расчета константы равновесия и определения состава равновесной смеси при одновременном протекании нескольких реакций.
30. Равновесие в двухфазных системах: пар, жидкость, твердое вещество. Зависимость давления насыщенного пара от температуры. Вывод уравнения Клапейрона-Клаузиуса. Дифференциальная и интегральная формы уравнения (допущения при выводе). Определение теплоты фазового перехода.
31. Равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Определение понятий: фаза, компонент, степень свободы. Диаграммы состояния. Уравнение Гиббса - Дюгема для описания состояния фазы. Диаграммы состояния, используемые в почвоведении: диаграммы устойчивости, диаграммы преобладания, логарифм активности как функция РН или температуры и др.
32. Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния воды. Критическое состояние. Равновесие фаз и степени свободы. Моно и энантиотропные превращения. Диаграмма состояния серы.
33. Двухкомпонентные системы. Диаграмма плавкости. Построение по кривым охлаждения. Понятие о конгруэнтном и инконгруэнтном плавлении. Диаграмма растворимости соли в воде. Правило рычага
34. Трехкомпонентные системы. Метод треугольника. Вид диаграммы для системы из двух солей с одноименным ионом и воды.
35. Растворы. Понятие, классификация. Идеальные растворы. Термодинамические свойства идеальных растворов. Функции смешения. Закон Рауля.
36. Реальные растворы. Термодинамические свойства. Понятие об избыточных функциях.
37. Диаграммы: давление пара-состав раствора, состав пара; температура кипения - состав раствора, состав пара. Простая и фракционированная перегонка. Азеотропные смеси.
38. Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри. Растворимость твердых веществ. Уравнение Шредера.
39. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов (без вывода): понижение давления пара над раствором, понижение температуры замерзания раствора, повышение температуры кипения, осмотическое давление. Использование этих свойств для определения коэффициента активности растворителя. Иллюстрация на примере диаграммы воды и ее растворов в координатах давление-температура.
40. Активность электролитов. Средняя ионная активность, средний ионный коэффициент активности и методы его определения. Термодинамические свойства растворов электролитов.
41. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Основные положения. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.
42. Теория межионного взаимодействия Дебая-Гюккеля (модель и принятые допущения). Уравнения для расчета среднего ионного коэффициента активности (различные приближения).
43. Электропроводность растворов электролитов. Метод измерения электропроводности. Удельная электропроводность и ее зависимость от концентрации раствора и подвижности ионов. Понятия абсолютной скорости, подвижности и чисел переноса.
44. Эквивалентная электропроводность. Экспериментальное определение и зависимость от концентрации раствора. эмпирические формулы Аррениуса и Кольрауша. Уравнение Онзагера. Закон Кольрауша. Электрофоретический и релаксационные эффекты и способы их устранения.
45. Применение кондуктометрического метода: определение констант диссоциации слабых электролитов, кондуктометрическое титрование сильных и слабых электролитов, определение произведения растворимости соли.
46. Электрохимический потенциал и равновесие на границе металл-раствор. Гальванический элемент. Понятие и метод измерения ЭДС. Схема записи гальванического элемента. Электродные реакции и расчет ЭДС цепи. Зависимость ЭДС от активности ионов в растворе (уравнение Нернста).
47. Типы скачков потенциалов в гальваническом элементе. Гальвани-потенциал и потенциал Вольта. Проблема абсолютного скачка потенциала. Диффузионный потенциал. Двойной электрический слой. Уравнение Нернста для электродного потенциала.
48. Метод определения электродных потенциалов. Стандартный водородный электрод. Электроды сравнения (каломельный и хлорсеребряный). Стандартные электродные потенциалы. Классификация электродов: электроды первого и второго рода, окислительно-восстановительные, газовые, мембранный электрод (примеры).
49. Классификация электрохимических цепей. Химические цепи. Уравнение ЭДС для этих цепей. Элементы Якоби-Даниэля, Вестона. Кислотный аккумулятор.
50. Концентрационные цепи (пример). Диффузионный потенциал, причины его возникновения и устранение. Уравнение ЭДС для концентрационной цепи.
51. Применение потенциометрического метода: определение термодинамических величин, среднего мольного коэффициента активности, потенциометрическое титрование, определение рН растворов с помощью хингидронного, водородного, стеклянного электродов.
52. Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции. Основной постулат химической кинетики. Кинетические уравнения. Константа скорости. Порядок реакции. Простые и сложные реакции. Моно-, би-, тримолекулярные реакции. Методы определения порядка реакции.
53. Определение константы скорости реакции. Дифференциальные и интегральные кинетические уравнения реакций нулевого, первого и второго порядков. Время полупревращения. Размерности констант скоростей 1 и 2-го порядков.
54. Понятие об обратимых, параллельных и последовательных реакциях. Постулат о независимости реакций при протекании сложных процессов.
55. Влияние температуры на скорость химической реакции. Уравнение Аррениуса. Энергия активации и методы ее определения.
56. Катализ. Представление о механизме действия катализаторов. Ферменты, как биокатализаторы.

Получить файл в формате RTF