Как сдать экзамен по физической химии

Физическая химия. Краткое содержание. Ответы на экзаменационные вопросы.

ПРОГРАММА-МИНИМУМ кандидатского экзамена по специальности 02.00.04 «Физическая химия» по химическим, физико-математическим и техническим наукам

Утв. приказом Минобразования России от 17.02.2004 № 697

Введение

В основу настоящей программы положены следующие дисциплины: учение о строении вещества, химическая термодинамика, теория поверхностных явлений, учение об электрохимических процессах, теория кинетики химических реакций и учение о катализе.

Программа разработана экспертным советом Высшей аттестационной комиссии Министерства образования Российской Федерации по химии (по неорганической химии) при участии Института физической химии РАН и Московского государственного университета им. М. В. Ломоносова.

1. Строение вещества

1.1. Основы классической теории химического строения

Основные положения классической теории химического строения. Структурная формула и граф молекулы. Изомерия. Конформации молекул. Связь строения и свойств молекул.

1. 2. Физические основы учения о строении молекул

Механическая модель молекулы. Потенциалы парных взаимодействий. Методы молекулярной механики и молекулярной динамики при анализе строения молекул.

Общие принципы квантово-механического описания молекулярных систем. Стационарное уравнение Шредингера для свободной молекулы. Адиабатическое приближение. Электронное волновое уравнение.

Потенциальные кривые и поверхности потенциальной энергии. Их общая структура и различные типы. Равновесные конфигурации молекул. Структурная изомерия. Оптические изомеры.

Колебания молекул. Нормальные колебания, амплитуды и частоты колебаний, частоты основных колебательных переходов. Колебания с большой амплитудой.

Вращение молекул. Различные типы молекулярных волчков. Вращательные уровни энергии.

Электронное строение атомов и молекул. Одноэлектронное приближение. Атомные и молекулярные орбитали. Электронные конфигурации и термы атомов. Правило Хунда. Электронная плотность. Распределение электронной плотности в двухатомных молекулах. Корреляционные орбитальные диаграммы. Теорема Купманса. Пределы применимости одноэлектронного приближения.

Интерпретация строения молекул на основе орбитальных моделей и исследования распределения электронной плотности. Локализованные молекулярные орбитали. Гибридизация.

Электронная корреляция в атомах и молекулах. Ее проявления в свойствах молекул. Метод конфигурационного взаимодействия.

Представления о зарядах на атомах и порядках связей. Различные методы выделения атомов в молекулах. Корреляции дескрипторов электронного строения и свойств молекул. Индексы реакционной способности. Теория граничных орбиталей.

1.3. Симметрия молекулярных систем

Точечные группы симметрии молекул. Понятие о представлениях групп и характерах представлений. Общие свойства симметрии волновых функций и потенциальных поверхностей молекул. Классификация квантовых состояний атомов и молекул по симметрии. Симметрия атомных и молекулярных орбиталей, s- и p-орбитали. p-Электронное приближение.

Влияние симметрии равновесной конфигурации ядер на свойства молекул и их динамическое поведение. Орбитальные корреляционные диаграммы. Сохранение орбитальной симметрии при химических реакциях.

1.4. Электрические и магнитные свойства

Дипольный момент и поляризуемость молекул. Магнитный момент и магнитная восприимчивость. Эффекты Штарка и Зеемана. Магнитно-резонансные методы исследования строения молекул. Химический сдвиг.

Оптические спектры молекул. Вероятности переходов и правила отбора при переходах между различными квантовыми состояниями молекул. Связь спектров молекул с их строением. Определение структурных характеристик молекул из спектроскопических данных.

1.5. Межмолекулярные взаимодействия

Основные составляющие межмолекулярных взаимодействий. Молекулярные комплексы. Ван-дер-ваальсовы молекулы. Кластеры атомов и молекул. Водородная связь. Супермолекулы и супрамолекулярная химия.

1.6. Основные результаты и закономерности в строении молекул

Строение молекул простых и координационных неорганических соединений. Полиядерные комплексные соединения. Строение основных типов органических и элементоорганических соединений. Соединения включения. Полимеры и биополимеры.

1.7. Строение конденсированных фаз

Структурная классификация конденсированных фаз.

Идеальные кристаллы. Кристаллическая решетка и кристаллическая структура. Реальные кристаллы. Типы дефектов в реальных кристаллах. Кристаллы с неполной упорядоченностью. Доменные структуры.

Симметрия кристаллов. Кристаллографические точечные группы симметрии, типы решеток, сингонии. Понятие о пространственных группах кристаллов. Индексы кристаллографических граней.

Атомные, ионные, молекулярные и другие типы кристаллов. Цепочечные, каркасные и слоистые структуры.

Строение твердых растворов. Упорядоченные твердые растворы. Аморфные вещества. Особенности строения полимерных фаз.

Металлы и полупроводники. Зонная структура энергетического спектра кристаллов. Поверхность Ферми. Различные типы проводимости. Колебания в кристаллах. Фононы.

Жидкости. Мгновенная и колебательно-усредненная структура жидкости. Ассоциаты и кластеры в жидкостях. Флуктуации и корреляционные функции. Структура простых жидкостей. Растворы неэлектролитов. Структура воды и водных растворов. Структура жидких электролитов.

Мицеллообразование и строение мицелл.

Мезофазы. Пластические кристаллы. Жидкие кристаллы (нематики, смектики, холестерики и др.).

1.8. Поверхность конденсированных фаз

Особенности строения поверхности кристаллов и жидкостей, структура границы раздела конденсированных фаз. Молекулы и кластеры на поверхности. Структура адсорбционных слоев.

2. Химическая термодинамика

2.1. Основные понятия и законы термодинамики

Основные понятия термодинамики: изолированные и открытые системы, равновесные и неравновесные системы, термодинамические переменные, температура, интенсивные и экстенсивные переменные. Уравнения состояния. Теорема о соответственных состояниях. Вириальные уравнения состояния.

Первый закон термодинамики. Теплота, работа, внутренняя энергия, энтальпия, теплоемкость. Закон Гесса. Стандартные состояния и стандартные теплоты химических реакций. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Формула Кирхгофа. Таблицы стандартных термодинамических величин и их использование в термодинамических расчетах.

Второй закон термодинамики. Энтропия и ее изменения в обратимых и необратимых процессах. Теорема Карно – Клаузиуса. Различные шкалы температур.

Фундаментальные уравнения Гиббса. Характеристические функции. Энергия Гиббса, энергия Гельмгольца. Уравнения Максвелла. Условия равновесия и критерии самопроизвольного протекания процессов.

Уравнение Гиббса – Гельмгольца. Работа и теплота химического процесса. Химические потенциалы.

Химическое равновесие. Закон действующих масс. Различные виды констант равновесия и связь между ними. Изотерма Вант-Гоффа. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Расчеты констант равновесия химических реакций с использованием таблиц стандартных значений термодинамических функций. Приведенная энергия Гиббса и ее использование для расчетов химических равновесий. Равновесие в поле внешних сил. Полные потенциалы.

2.2. Элементы статистической термодинамики

Микро- и макросостояния химических систем. Фазовые Г- и μ- пространства. Эргодическая гипотеза. Термодинамическая вероятность и ее связь с энтропией. Распределение Максвелла – Больцмана.

Статистические средние значения макроскопических величин. Ансамбли Гиббса. Микроканоническое и каноническое распределения. Расчет числа состояний в квазиклассическом приближении.

Каноническая функция распределения Гиббса. Сумма по состояниям как статистическая характеристическая функция. Статистические выражения для основных термодинамических функций. Молекулярная сумма по состояниям и сумма по состояниям макроскопической системы. Поступательная, вращательная, электронная и колебательная суммы по состояниям. Статистический расчет энтропии. Постулат Планка и абсолютная энтропия.

Приближение «жесткий ротатор – гармонический осциллятор». Составляющие внутренней энергии, теплоемкости и энтропии, обусловленные поступательным, вращательным и колебательным движением.

Расчет констант равновесия химических реакций в идеальных газах методом статистической термодинамики. Статистическая термодинамика реальных систем. Потенциалы межмолекулярного взаимодействия и конфигурационный интеграл для реального газа.

Распределения Бозе – Эйнштейна и Ферми – Дирака. Вырожденный идеальный газ. Электроны в металлах. Уровень Ферми. Статистическая теория Эйнштейна идеального кристалла, теория Дебая. Точечные дефекты кристаллических решеток. Равновесные и неравновесные дефекты. Вычисление сумм по состояниям для кристаллов с различными точечными дефектами. Нестехиометрические соединения и их термодинамическое описание.

2.3. Элементы термодинамики необратимых процессов

Основные положения термодинамики неравновесных процессов. Локальное равновесие. Флуктуации. Функция диссипации. Потоки и силы. Скорость производства энтропии. Зависимость скорости производства энтропии от обобщенных потоков и сил. Соотношения взаимности Онсагера. Стационарное состояние системы и теорема Пригожина.

Термодиффузия и ее описание в неравновесной термодинамике. Уравнение Чепмена – Энского.

2.4. Растворы. Фазовые равновесия

Различные типы растворов. Способы выражения состава растворов. Идеальные растворы, общее условие идеальности растворов. Давление насыщенного пара жидких растворов, закон Рауля. Неидеальные растворы и их свойства. Метод активностей. Коэффициенты активности и их определение.

Стандартные состояния при определении химических потенциалов компонент растворов. Симметричная и несимметричная системы отсчета.

Коллигативные свойства растворов. Изменение температуры замерзания растворов, криоскопия. Зонная плавка. Осмотические явления. Парциальные мольные величины, их определение для бинарных систем. Уравнение Гиббса – Дюгема.

Функция смешения для идеальных и неидеальных растворов. Предельно разбавленные растворы, атермальные и регулярные растворы, их свойства.

Гетерогенные системы. Понятия компонента, фазы, степени свободы. Правило фаз Гиббса.

Однокомпонентные системы. Диаграммы состояния воды, серы, фосфора и углерода. Фазовые переходы первого рода. Уравнение Клапейрона – Клаузиуса.

Двухкомпонентные системы. Различные диаграммы состояния двухкомпонентных систем. Равновесие жидкость – пар в двухкомпонентных системах. Законы Гиббса – Коновалова. Азеотропные смеси.

Фазовые переходы второго рода. Уравнения Эренфеста.

Трехкомпонентные системы. Треугольник Гиббса. Диаграммы плавкости трехкомпонентных систем.

2.5. Адсорбция и поверхностные явления

Адсорбция. Адсорбент, адсорбат. Виды адсорбции. Структура поверхности и пористость адсорбента. Локализованная и делокализованная адсорбция. Мономолекулярная и полимолекулярная адсорбция. Динамический характер адсорбционного равновесия.

Изотермы и изобары адсорбции. Уравнение Генри. Константа адсорбционного равновесия. Уравнение Лэнгмюра. Адсорбция из растворов. Уравнение Брунауэра – Эмета – Теллера (БЭТ) для полимолекулярной адсорбции. Определение площади поверхности адсорбента.

Хроматография, различные ее типы (газовая, жидкостная, противоточная и др.).

Поверхность раздела фаз. Свободная поверхностная энергия, поверхностное натяжение, избыточные термодинамические функции поверхностного слоя. Изменение поверхностного натяжения на границе жидкость – пар в зависимости от температуры. Связь свободной поверхностной энергии с теплотой сублимации (правило Стефана), модулем упругости и другими свойствами вещества.

Эффект Ребиндера: изменение прочности и пластичности твердых тел вследствие снижения их поверхностной энергии.

Капиллярные явления. Зависимость давления пара от кривизны поверхности жидкости. Капиллярная конденсация. Зависимость растворимости от кривизны поверхности растворяющихся частиц (закон Гиббса – Оствальда – Фрейндлиха).

2.6. Электрохимические процессы

Растворы электролитов. Ион-дипольное взаимодействие как основной процесс, определяющий устойчивость растворов электролитов. Коэффициенты активности в растворах электролитов. Средняя активность и средний коэффициент активности, их связь с активностью отдельных ионов. Основные положения теории Дебая – Хюккеля. Потенциал ионной атмосферы.

Условия электрохимического равновесия на границе раздела фаз и в электрохимической цепи. Термодинамика гальванического элемента. Электродвижущая сила, ее выражение через энергию Гиббса реакции в элементе. Уравнения Нернста и Гиббса – Гельмгольца для равновесной электрохимической цепи. Понятие электродного потенциала. Определение коэффициентов активности на основе измерений ЭДС гальванического элемента.

Электропроводность растворов электролитов; удельная и эквивалентная электропроводность. Числа переноса, подвижность ионов и закон Кольрауша. Электрофоретический и релаксационные эффекты.

3. Кинетика химических реакций

3.1. Химическая кинетика

Основные понятия химической кинетики. Простые и сложные реакции, молекулярность и скорость простой реакции. Основной постулат химической кинетики. Способы определения скорости реакции. Кинетические кривые. Кинетические уравнения. Константа скорости и порядок реакции. Реакции переменного порядка.

Феноменологическая кинетика сложных химических реакций. Принцип независимости элементарных стадий. Кинетические уравнения для обратимых, параллельных и последовательных реакций. Квазистационарное приближение. Метод Боденштейна – Темкина. Кинетика гомогенных каталитических и ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса – Ментен.

Цепные реакции. Кинетика неразветвленных и разветвленных цепных реакций. Кинетические особенности разветвленных цепных реакций. Предельные явления в разветвленных цепных реакциях. Полуостров воспламенения, период индукции. Тепловой взрыв.

Реакции в потоке. Реакции идеального вытеснения и идеального смешения. Колебательные реакции.

Макрокинетика. Роль диффузии в кинетике гетерогенных реакций. Кинетика гетерогенных каталитических реакций. Различные режимы протекания реакций (кинетическая и внешняя кинетическая области, области внешней и внутренней диффузии).

Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации и способы ее определения.

Элементарные акты химических реакций и физический смысл энергии активации. Термический и нетермические пути активации молекул. Обмен энергией (поступательной, вращательной и колебательной) при столкновениях молекул. Время релаксации в молекулярных системах.

Теория активных столкновений. Сечение химических реакций. Формула Траутца – Льюиса. Расчет предэкспоненциального множителя по молекулярным постоянным. Стерический фактор.

Теория переходного состояния (активированного комплекса). Поверхность потенциальной энергии. Путь и координата реакции. Статистический расчет константы скорости. Энергия и энтропия активации. Использование молекулярных постоянных при расчете константы скорости.

Различные типы химических реакций. Мономолекулярные реакции в газах, схема Линдемана – Христиансена. Теория РРКМ. Бимолекулярные и тримолекулярные реакции, зависимость предэкспоненциального множителя от температуры.

Реакции в растворах, влияние растворителя и заряда реагирующих частиц. Клеточный эффект и сольватация.

Фотохимические и радиационно-химические реакции. Элементарные фотохимические процессы. Эксимеры и эксиплексы. Изменение физических и химических свойств молекул при электронном возбуждении. Квантовый выход. Закон Эйнштейна – Штарка.

Электрохимические реакции. Двойной электрический слой. Модельные представления о структуре двойного электрического слоя. Теория Гуи – Чапмена – Грэма.

Электрокапиллярные явления, уравнение Липпмана.

Скорость и стадии электродного процесса. Поляризация электродов. Полярография. Ток обмена и перенапряжение. Зависимость скорости стадии разряда от строения двойного слоя.

Химические источники тока, их виды. Электрохимическая коррозия. Методы защиты от коррозии.

3.2. Катализ

Классификация каталитических реакций и катализаторов. Теория промежуточных соединений в катализе, принцип энергетического соответствия.

Гомогенный катализ. Кислотно-основной катализ. Кинетика и механизм реакций специфического кислотного катализа. Функции кислотности Гаммета. Кинетика и механизм реакций общего кислотного катализа. Уравнение Бренстеда. Корреляционные уравнения для энергий активации и теплот реакций. Специфический и общий основной катализ. Нуклеофильный и электрофильный катализ.

Катализ металлокомплексными соединениями. Гомогенные реакции гидрирования, их кинетика и механизмы.

Ферментативный катализ. Адсорбционные и каталитические центры ферментов. Активность и субстратная селективность ферментов. Коферменты. Механизмы ферментативного катализа.

Гетерогенный катализ. Определение скорости гетерогенной каталитической реакции. Удельная и атомная активность. Селективность катализаторов. Роль адсорбции в кинетике гетерогенных каталитических реакций. Неоднородность поверхности катализаторов, нанесенные катализаторы. Энергия активации гетерогенных каталитических реакций.

Современные теории функционирования гетерогенных катализаторов.

Основные промышленные каталитические процессы.

Литература

Основная литература к разделу 1

1. Вилков Л. В., Пентин Ю. А. Физические методы исследования в химии. М.: Изд-во МГУ. Ч. 1: 1987. Ч. 2: 1989.

2. Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Теория строения молекул. Ростов-на-Дону: Феникс, 1997.

3. Степанов Н. Ф. Квантовая механика и квантовая химия. М.: Мир, Изд-во МГУ, 2001.

4. Фларри Р. Квантовая химия. М.: Мир, 1985.

Дополнительная литература к разделу 1

1. Бейдер Р. Атомы в молекулах. М.: Мир, 2001.

2. Цирельсон В. Г., Зоркий П. М. Распределение электронной плотности в кристаллах органических соединений // Итоги науки и техники. Кристаллохимия. М.: ВИНИТИ, 1986.

3. Минкин В. И., Симкин Б. Я., Миняев Р. М. Квантовая химия органических соединений. Механизмы реакций. М.: Химия, 1986.

Основная литература к разделу 2

1. Полторак О. М. Термодинамика в физической химии. М.: Высш. шк., 1991.

2. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур. М.: Мир, 2002.

3. Смирнова Н. А. Методы статистической термодинамики в физической химии. М.: Высш. шк., 1982.

Дополнительная литература к разделу 2

1. Агеев Е. П. Неравновесная термодинамика в вопросах и ответах. М.: Изд-во МГУ, 1999.

2. Адамсон А. Физическая химия поверхностей. М.: Мир, 1979.

3. Дамаскин Б. Б., Петрий О. А., Цирлина Г. А. Электрохимия. М.: Химия, 2001.

4. Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. М.: Мир, 1978.

5. Дуров В. А., Агеев Е. П. Термодинамическая теория растворов неэлектролитов. М.: Изд-во МГУ, 1987.

6. Хаазе Р. Термодинамика необратимых процессов М.: Мир, 1967.

7. Эткинс Н. Физическая химия. Т. 1, 2. М.: Мир, 1980.

Основная литература к разделу 3

1. Дамаскин Б. Б., Петрий О. А. Введение в электрохимическую кинетику. М.: Высш. шк., 1983.

2. Денисов Е. Т., Саркисов О. М., Лихтенштейн Г. И. Химическая кинетика. М.: Химия, 2000.

3. Эмануэль Н. М., Кнорре Д. Г. Курс химической кинетики. М.: Высш. шк., 1984.

Дополнительная литература к разделу 3

1. Панченков Г. М., Лебедев В. П. Химическая кинетика и катализ. М.: Химия, 1985.

Как сдавать физическую химию

Опубликовано в Короткие рассказы

На первом курсе был такой предмет — физическая химия, который вел очень уважаемый преподаватель, профессор Лебедев. Основным талмудом по этому предмету являлся учебник «Общая Химия», автором коего был некий Глинка. И вот идет экзамен. Кто был более усидчив и трудолюбив запасся «бомбами». Те, кто поленивее взяли с собой этого монстра — Общую Химию Глинки. Идет экзамен, тишина гробовая, предмет сложный. В какой-то момент, один из студентов не справляется с управлением этим монстром и роняет его на пол. Плашмя. Раздается звук, сравнимый с 12-ти часовым выстрелом пушки на Петропавловке. Все вздрагивают и замирают в нервном напряжении. Лебедев поднимает голову, находит источник звука, и громовым голосом вопрошает: 

— Что это было? 

Студент, ни секунды не задумываясь, выпаливает: 

— ПРОМОКАШКА!!! 

Аудитория грохает. Среди всеобщего хохота раздается голос преподавателя: 

— Зачетку! Пять за сообразительность!!! 

И действительно поставил пять.

Автор: Неизвестен

• 

  Правильные сердца или как оно происходит

• 

  Вот ведь жлоб или первое впечатление обманчиво

• 

  Сбитый самолет или почему горят склады

• 

  Душевные военные учения

• 

  О стойкости, невозмутимости и трезвости рассудка

• 

  Смертельная угроза или чем заканчивается драка

Добавить комментарий

Вопросы
к экзамену по физической химии

1. Термодинамические
   системы и термодинамические параметры.
   Функции состояния и процесса. Внутренняя
   энергия, энтальпия, теплота и работа.

2. Формулировки
   первого начала термодинамики.
   Математическое выражение первого
   начала термодинамики.

3. Тепловой
   эффект. Закон Гесса. Связь тепловых
   эффектов при постоянном объеме и при
   постоянном давлении.

4. Применение
   следствий из закона Гесса к вычислению
   тепловых эффектов химических реакций
   и физико-химических процессов.

5. Зависимость
   теплового эффекта химической реакции
   от температуры, уравнение Кирхгофа,
   его интегрирование.

6. Термодинамически
   обратимые и необратимые процессы.
   Самопроизвольные и несамопроизвольные
   процессы. Формулировки второго начала
   термодинамики.

7. Математическое
   выражение второго закона термодинамики.
   Энтропия как критерий направления
   самопроизвольного процесса в изолированных
   системах.

8. Третий
   закон (начало) термодинамики (постулат
   Планка). Понятие о термодинамической
   вероятности состояния системы. Уравнение
   Больцмана — Планка. Статистическая
   интерпретация второго начала
   термодинамики.

9. Вычисление
   абсолютной энтропии вещества. Расчет
   изменения энтропии в ходе химической
   реакции (при 298К).

10. Энергия
    Гельмгольца и энергия Гиббса как
    критерии направления и предела протекания
    процессов.

11. Зависимость
    энергии Гельмгольца от параметров
    состояния. Уравнение Гиббса-Гельмгольца
    (вывод и анализ).

12. Зависимость
    энергии Гиббса от давления, стандартная
    энергия Гиббса.

13. Зависимость
    энергии Гиббса от температуры. Уравнение
    Гиббса-Гельмгольца (вывод и анализ).

14. Расчет
    G⁰
    и К_Р
    химических реакций при 298 К.

15. Вычисление
    G⁰
    и констант
    равновесия химических реакций методом
    Темкина-Шварцмана.

16. Вычисление
    G⁰
    и констант
    равновесия химических реакций с помощью
    приведенной энергии Гиббса.

17. Системы
    с переменным составом. Химический
    потенциал. Зависимость химического
    потенциала от давления и температуры.
    Условия равновесия и самопроизвольного
    протекания процесса, выраженные через
    химический потенциал.

18. Реальные
    газы. Сжимаемость. Уравнения состояния
    реальных газов: в вириальной форме и
    Ван-дер-Ваальса. Приведенные параметры.
    Принцип соответственных состояний.

19. Реальные
    газы. Фугитивность (летучесть),
    коэффициент фугитивности (летучести).

20. Закон
    действующих масс. Способы выражения
    константы химического равновесия:
    и
    .
    Связь между эмпирическими константами
    равновесия для гомогенных реакций.

21. Константа
    равновесия химической реакции К_Р,
    её выражение через степень превращения
    и равновесное давление в реакционной
    системе.

22. Уравнение
    изотермы химической реакции (вывод и
    анализ). Химическое сродство.

23. Константы
    химического равновесия. Влияние общего
    давления и добавок индифферентных
    газов на сдвиг равновесия.

24. Особенности
    химического равновесия в гетерогенных
    системах. Примеры выражения константы
    химического равновесия для гетерогенных
    реакций.

25. Влияние
    температуры на константу равновесия.
    Уравнение изобары и изохоры химической
    реакции (изобары и изохоры Вант-Гоффа).

26. Фаза,
    составляющее систему вещество, компонент,
    число степеней свободы. Правило фаз
    Гиббса.

27. Диаграмма
    фазовых равновесий однокомпонентной
    системы в координатах Р=f(Т).
    Тройная и критическая точки.

28. Фазовые
    переходы первого рода, энантиотропные
    и монотропные фазовые переходы. Понятие
    о фазовых переходах второго рода.

29. Фазовые
    диаграммы воды и оксида углерода (в
    области умеренных давлений), применение
    к ним правила фаз Гиббса.

30. Зависимость
    давления насыщенного пара от температуры.
    Вывод и анализ уравнения Клапейрона-Клаузиуса.

31. Уравнение
    Клапейрона-Клаузиуса, его интегрирование
    в предположениях: 1)Н=const,
    2)Н
    = f(T).

32. Применение
    уравнения Клапейрона-Клаузиуса для
    расчета изменения термодинамических
    функций в фазовых переходах.

33. Растворы,
    классификации растворов, физическая
    и химическая теории растворов.

34. Идеальные
    (совершенные), регулярные и атермальные
    растворы.

35. Термодинамические
    свойства идеальных растворов. Химический
    потенциал компонента идеального
    раствора.

36. Равновесие
    «идеальный раствор-пар». Закон
    Рауля, его графическая интерпретация.

37. Неидеальные
    растворы. Положительные и отрицательные
    отклонения от закона Рауля.

38. Предельно
    разбавленные растворы. Законы Рауля и
    Генри для термодинамического описания
    свойств предельно разбавленных
    растворов.

39. Понижение
    температуры замерзания растворов
    нелетучих веществ (вывод выражения для
    Т_зам).

40. Повышение
    температуры кипения растворов нелетучих
    веществ (вывод выражения для Т_кип).

41. Коллигативные
    свойства. Эбуллиоскопия. Эбуллиоскопическое
    определение коэффициента активности,
    молярной массы и степени диссоциации
    растворенного вещества.

42. Коллигативные
    свойства. Криоскопия. Криоскопическое
    определение коэффициента активности,
    молярной массы и степени диссоциации
    растворенного вещества.

43. Осмос,
    уравнение Вант-Гоффа для осмотического
    давления. Определение молярной массы
    растворенного вещества. Обратный осмос.

44. Парциальные
    молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема.

45. Парциальные
    молярные величины. Методы определения
    парциальных молярных величин.

46. Неидеальные
    растворы. Активность и коэффициент
    активности. Стандартные состояния
    компонентов раствора.

47. Растворимость
    газов в жидкостях, закон (уравнение)
    Генри. Влияние давления, температуры,
    природы газа и природы растворителя.
    Совместная растворимость нескольких
    газов. Влияние электролитов на
    растворимость газов в жидкостях.

48. Растворимость
    твердых тел в жидкостях. Дифференциальное
    уравнение для растворимости. Зависимость
    растворимости твердых тел от температуры,
    уравнение Шредера, его вывод и анализ.

49. Равновесие
    “жидкость-пар” в двухкомпонентных
    системах. Диаграммы “давление-состав”,
    “температура-состав”, “состав
    пара-состав жидкости”. Первый закон
    Гиббса-Коновалова.

50. Диаграммы
    «Р 
    х» и «Т 
    х». Правило рычага. Изменение вида
    диаграмм в зависимости от типа отклонений
    от закона Рауля.

51. Азеотропия,
    второй закон Гиббса-Коновалова.

52. Анализ
    диаграммы кипения бинарных смесей с
    экстремумом. Азеотропные смеси и
    возможности их разделения на чистые
    компоненты.

53. Физико-химические
    основы перегонки и ректификации.

54. Равновесие
    “жидкость-пар” для практически
    нерастворимых друг в друге жидкостей.
    Температура кипения таких систем.
    Перегонка с водяным паром.

55. Двухкомпонентные
    системы с ограниченной растворимостью
    в жидком состоянии с верхней критической
    температурой растворения. Определение
    состава критической точки. Правило
    Алексеева.

56. Термический
    анализ. Метод построения диаграммы
    плавкости с простой эвтектикой по
    кривым охлаждения. Определения состава
    эвтектики по треугольнику Таммана.

57. Изоморфизм.
    Твердые растворы. Диаграммы плав­кости
    систем с неограниченной растворимостью
    в твердой фазе.

58. Диаграммы
    плавкости неизоморфно-кристаллизую­щихся
    систем (с простой эвтектикой).

59. Диаграммы
    плавкости систем, образующих конгруэнтно
    плавящееся химическое соединение.

60. Диаграммы
    плавкости систем, образующих инконгруэнтно
    плавящееся химическое соединение.

61. Диаграммы
    плавкости неизоморфно-кристаллизующихся
    веществ с ограниченной растворимостью
    компонентов в твердом состоянии.

62. Представление
    составов и свойств трехкомпонентной
    системы на концентрационном треугольнике.
    Методы Гиббса и Розебома.

63. Взаимная
    растворимость трех жидкостей (диаграммы
    состояния).

64. Фазовая
    диаграмма состояния для трех жидких
    компонентов, две из которых ограниченно
    растворимы друг в друге. Правило
    Тарасенкова.

65. Распределение
    растворенного вещества между двумя
    несмешивающимися растворителями.
    Коэффициент распределения. Закон
    распределения. Экстракция и её
    практическое использование.

3