- •1. Физическая химия: цель, задачи, методы исследования. Основные понятия физической химии.
- •3 .Следствия первого начала термодинамики ( изохорный и изобарный процессы). Способы записи теплот химических реакций.
- •4. Закон Гесса, его следствия. Взаимосвязь между тепловым эффектом химической реакции при постоянном объеме и давлении.
- •7. Зависимость тепловых эффектов химических реакций от температуры. Уравнение Киргоффа. Определение реакции при нестандартной температуре.
- •9. Работа расширения для идеальных газов при адиабатическом процессе. Вывести уравнения адиабат.
- •11. II закон термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Свойства энтропии.
- •12.Расчет изменения энтропии для различных физико-химических процессов: нагревание, фазовые переходы, смешение идеальных газов, изобарный, изотермический, изохорныйпроцессы.
- •13. Расчет изменения энтропии реакции при стандартной и нестандартной температурах (на примере реакций с участием неорганических веществ)
- •14.Изохорно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •15. Изобарно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •16) Изобарно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса.
- •18) Уравнение Гиббса – Гельмгольца. Определение изменения энергии Гиббса реакции при не стандартной температуре.
- •19) Химический потенциал, определение, условие равновесия в открытых системах. Химический потенциал идеальных и реальных систем (газы, растворы).
- •20) Химическое равновесие, вывод уравнения изотермы химической реакции. Определение стандартного значения константы равновесия реакций.
- •23) Влияние температуры на константу равновесия, вывод уравнения изобары Вант- Гоффа. Принцип Ле- Шателье.
- •25) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изобары Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •26) Расчёт теп.Эф х.Р. На основе изохоры Вант-Гоффа (расчётный и граф. Способы).
- •27)Фазовые равновесия основные опр-я:
- •28)Равновесие чис-го в-ва в 2-х фазах одноком.Сис-мы.
- •29) Определение теплоты спарение расчетным и графическим способами на основе уравнения Клаузиуса – Клапейрона.
- •30) Гетерогенное равновесие. Бинарные системы. Законы Рауля. Законы Коновалова.
- •31) Основные понятия химической кинетики: скорость, механизм реакции.
- •32) Основной постулат химической кинетики. Гомогенные, гетерогенные реакции. Порядок и молекулярность реакции, отличая между ними.
- •33) Влияние концентрации на скорость химической реакции. Физический смысл, размерность константы скорости.
- •34) Кинетический анализ необратимых реакций первого порядка в закрытых системах.
- •35) Кинетический анализ необратимых реакций второго порядка в закрытых системах.
- •36) Кинетический анализ необратимых реакций нулевого порядка в закрытых системах.
- •37)Реакции 3-ого порядка
- •41. Влияние температуры на скорость химической реакции, правило Вант-Гоффа, закон Аррениуса.
- •42. Энергия активации, ее физический смысл. Методы определения энергии активации.
- •43.Катализ, основные свойства катализатора
- •44. Биогенные каталитические реакции. Кинетический анализ гомогенной каталитической реакции.
- •45. Электрохимия, особенности электрохимических реакций.
- •48. Приближения теории Дебая – Гюккеля, их концентрационные пределы применимости.
- •49) Основы теории электролитической диссоциации
- •50) Основные достоинства и недостатки тэд Аррениуса. Энергия кристаллической решетки, энергия сольватации.
- •51) Свойства буферных растворов, определение их рН, буферная емкость, диаграмма.
- •52) Определение рН гидратообразования и произведения растворимости гирооксидов металлов.
- •53. Удельная электропроводность растворов электролитов, зависимость от температуры и концентрации.
- •54. Молярная электропроводность. Закон Кольрауша. Определение молярной электропроводности при бесконечном разбавлении растворов сильных и электролитов.
- •55. Молярная электропроводность. Влияние температуры и концентрации на молярную электропроводность растворов сильных и слабых электролитов.
- •56. Электролиз, законы электролиза. Электролиз водных растворов солей с инертным анодом (привести пример).
- •57. Определение стандартного значения электродных потенциалов. Уравнение Нернста для определения эдс цепей.
- •58. Классификация электродов, правила записи электродов и цепей.
- •59.Химические цепи(гальванический элемент), их классификация.
- •60.Гальванический элемент. Термодинамика гальванического элемента.
11. II закон термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Свойства энтропии.
Термодинамика (греч. термо - «тепло», динамика - «сила») - раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты и других форм энергии. В отдельные дисциплины выделились химическая термодинамика, изучающая физико-химические превращения, связанные с выделением или поглощением тепла, а также теплотехника.
II закон термодинамики для обратимых процессов. Найдем зависимость функции состояния энтропии от теплоты для обратимых процессов. Запишем уравнение первого начала термодинамики для процесса с бесконечно малыми изменениями параметров: Если процесс обратимый и совершается только механическая работа против сил внешнего давления, то Рассмотрим 1моль идеального газа. Учитывая, что , можно записать уравнение (1) в виде:Если для идеального газане зависит от объема, получим из уравнения состояния идеального газа находим и (4).
Таким образом не является полным дифференциалом. На примере идеального газа докажем, что если обе части равенства (3) разделив на Т, топриобретает свойства полного дифференциала. Для идеального газа из соотношения имеем:
Тогда уравнение (3) для одного моля газа примет вид:
Разделив обе части уравнения (6) на Т, олучим: где теплота. Из уравнения видно, что:
Уравнение (8) справедливо не только для идеального газа, но для любой системы. Из этого уравнения следует, что для всех систем: . Уравнение (9) представляет собой математическую формулировку второго начала термодинамики для обратимых процессов. В любых круговых процессах изменение энтропии, как и любых других функций состояния, равно нулю: Отсюда в соответствии с уравнением (9):
; (10).
Математическая формулировка второго начала термодинамики для обратимых процессов. Пусть из состояния 1 в состояние 2 система может перейти как посредством необратимого процесса, так и обратимого (рисунок). Согласно первому началу термодинамики для необратимого процесса получаем: а для обратимого процесса:
(12). Вычитая из (11) уравнение (12), получим для кругового процесса:
Выражение (13) может быть равно нулю, больше нуля. Если оба процесса обраимы, то уравнение равно нулю, так как после проведения обратимого процесса в прямом и обратном направлениях никаких изменений в самой системе, ни в окружающей среде не происходит. Если обе части равенства больше нуля, то это означает, что единственным результатом кругового процесса будет поглощение теплоты из окружающей среды и совершение системой эквивалентного количества работы, т.е. полное превращение теплоты в работу, что противоречит второму началу термодинамики. Если обе разности в уравнении (13) меньше нуля, то это не противоречит второму началу термодинамики, потому что единственным результатом будет полное превращение работы в теплоту. Таким образом, непосредственным следсвием второго начала термодинамики и определения необратимых процессов являются два неравенства:
Из (15) следует, что работа любого необратимого процесса всегда меньше работы обратимого процесса между теми же начальными и конечными состояниями сиситемы. Потому работу в обратимых процессах называют максимальной работой:
Чем меньше работа по сравнению с максимальной6 тем более необратим процесс. Процессы, которые происходят без совершения работы, называются необратимыми. Найдем соотношение между изменением энтропии и теплотой, передаваемой в необратимом процессе. Теплота в необратимом процессе согласно уравнению (14) меньше чем в обратимом. При этом из уравнения (9) получаем: илиДля необратимых самопроихвольных процессов в изолированной системеи из (17) получаем: . При изотермических необратимых процессах (T=const) .
Для цикллов, включающих необратимые процессы, из (17) и (10) получаем соотношение:
Уравнения (17) – (21) представляют собой выражения второго начала термодинамики для необратимых процессов. Для необратимых процессов второе начало термодинамики – это закон существования и возрастания энтропии. Как следует из уравнения (19), при протекании необратимого процесса в изолированной системе энтропия возрастает. Объединяя соотношения (17) и (9) выражающие второй закон термодинамики для обратимых и необратимых процессов, можно записать: Знак равенства соответствует обратимым процессам, знак неравенства – необратимым. Для изолированных системи из неравенства (20) получим:
Полставляя в уравнение (23) значение из соотношения получим объединенное уравнение первого и второго начала термодинамики: