Рабочая программа дисциплины «Физическая химия» (стр. 2 )

Раздел 2. Основные понятия термодинамики. Нулевой и первый законы термодинамики. Термохимия. Термодинамические системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные свойства системы. Термодинамический процесс. Функции состояния и функции процесса. Нулевой закон термодинамики. Модель идеального газа. Газовые законы для случая идеальных газов. Внутренняя энергия и энтальпия системы. Теплота и работа как формы передачи энергии. Формулировки первого начала термодинамики. Механическая работа (работа расширения) и полезная работа. Применение I-го начала термодинамики к равновесным процессам изменения состояния системы. Взаимосвязь теплоты, работы и изменения внутренней энергии в изохорном, изобарном и изотермическом процессах. Теплоемкость веществ, молярная теплоемкость. Теплоемкость твердых веществ и жидкостей, теплоемкость идеальных газов. Взаимосвязь ср и сv. Зависимость теплоемкости от температуры, степенные ряды. Зависимость энтальпии и внутренней энергии от температуры. Термохимия. Тепловой эффект химического процесса. Стандартные состояния для индивидуальных веществ. Стандартные энтальпии образования и сгорания соединений. Применение закона Гесса для вычисления тепловых эффектов химических и физико-химических процессов. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Вывод и анализ уравнения Кирхгофа. Графический анализ зависимостей и .

Раздел 3. Второй закон термодинамики. Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые, самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Работа равновесного и неравновесного процессов. Второе начало термодинамики, формулировки второго начала. Введение понятия энтропии. Энтропия и ее свойства. Энтропия как критерий равновесия и направления самопроизвольного процесса в изолированных системах. Зависимость энтропии от температуры, давления и объема. Расчет изменения энтропии в различных процессах, связанных с изменением состояния идеального газа. Изменение энтропии в процессе смешения идеальных газов. Изменение энтропии при фазовых переходах. Постулат Планка (третий закон термодинамики). Статистическая интерпретация второго начала термодинамики. Вычисление абсолютной энтропии вещества. Расчет изменения энтропии химической реакции при различных температурах. Объединенное уравнение I и II законов термодинамики. Энергия Гельмгольца. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса как критерии направления и предела протекания процессов. Зависимость энергии Гельмгольца и энергии Гиббса от параметров состояния. Характеристические функции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Расчет изменения стандартных энергий Гиббса и Гельмгольца в химических реакциях при различных температурах. Системы переменного состава. Химический потенциал компонента системы. Зависимость химического потенциала от давления и температуры. Условия равновесия и самопроизвольного протекания процесса в системах переменного состава. Химический потенциал идеального газа. Химический потенциал компонента смеси идеальных газов. Реальные газы. Ограничения в применимости уравнения Клапейрона-Менделеева к реальным газам. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Химический потенциал реального газа. Фугитивность, коэффициент фугитивности. Фугитивность газа при невысоких давлениях.

Раздел 4. Фазовые равновесия (однокомпонентные системы). Фазовые переходы 1-го и 2-го рода. Фаза, компонент, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса (без вывода). Диаграмма фазовых равновесий для однокомпонентной системы. Характеристика полей и линий диаграммы. Тройная точка. Применение правила фаз Гиббса к однокомпонентной системе. Вывод и анализ уравнения Клапейрона-Клаузиуса. Зависимость температуры плавления от внешнего давления. Интегральные формы уравнения Клаузиуса-Клапейрона для процесса плавления-кристаллизации. Зависимость давления насыщенного пара над жидкой и твердой фазами от температуры. Интегральные формы уравнения Клаузиуса-Клапейрона для процессов испарения и возгонки. Определение координат тройной точки. Взаимосвязь энтальпий плавления, испарения и возгонки в тройной точке. Применение уравнения Клапейрона-Клаузиуса для расчета изменения термодинамических функций при фазовых превращениях. Эмпирическое правило Трутона.

Раздел 5. Химическое равновесие. Краткая характеристика химического равновесия. Закон действующих масс, термодинамический вывод. Термодинамическая (стандартная) и эмпирические константы химического равновесия. Способы выражения состава равновесной смеси, соотношения между эмпирическими константами равновесия КР, КС, КХ. Связь термодинамической константы равновесия Ка с эмпирическими (концентрационными) константами равновесия для реакций между веществами в состоянии идеального газа. Выражение константы равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций, идеальных и неидеальных реакционных систем. Влияние давления и примеси инертного газа на смещение химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа (вывод и анализ). Химическое сродство. Уравнение стандартного химического сродства. Влияние температуры на константу химического равновесия. Уравнение изобары и изохоры химической реакции Вант-Гоффа (вывод и анализ). Интегрирование уравнения Вант-Гоффа. Расчет среднего и истинного теплового эффекта химической реакции на основании зависимости константы равновесия от температуры. Экспериментальные методы расчета констант химического равновесия. Расчет констант равновесия из стандартных величин термодинамических функций, метод Темкина-Шварцмана. Вычисление констант равновесия химических реакций по справочным данным о константах равновесия реакций образования соединений из простых веществ. Расчет константы равновесия данной реакции по известным значениям констант равновесия других реакций (метод комбинирования уравнений).

Раздел 6. Растворы неэлектролитов. Классификации растворов. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема (вывод и анализ). Методы определения парциальных молярных величин. Относительные парциальные молярные величины (парциальные молярные функции смешения). Термодинамические функции смещения. Идеальные (совершенные) растворы. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические свойства идеальных растворов. Термодинамические функции смешения идеальных растворов. Равновесие "идеальный раствор-пар". Закон Рауля, его термодинамическое обоснование. Графическая интерпретация закона Рауля. Предельно разбавленные растворы (компоненты раствора неограниченно растворимы друг в друге). Закон Генри, термодинамическое обоснование. Константа Генри. Уравнение химического потенциала для растворителя и растворенного вещества. Неидеальные (реальные) растворы. Зависимость давления насыщенного пара компонентов раствора от концентрации. Характер отклонений (положительные и отрицательные) от закона Рауля. Активность и коэффициент активности. Коллигативные свойства (понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с чистым растворителем, повышение температуры кипения и понижение температуры отвердевания растворов, осмотическое давление). Вывод уравнения, связывающего понижение температуры замерзания с концентрацией раствора. Уравнение Шредера. Осмос, обратный осмос. Криоскопия. Эбулиоскопия. Использование коллигативных свойств для определения молярной массы, степени диссоциации и ассоциации растворенного вещества.

Раздел 7. Фазовые равновесия (многокомпонентные системы). Классификация растворов жидкостей в жидкостях. Растворы неограниченно смешивающихся друг в друге жидкостей. Идеальные растворы. Законы Рауля и Дальтона. Диаграммы "Р-Х", "Т-Х", "состав пара-состав жидкости" для идеальных растворов. Диаграммы "Р-Х", "Т-Х", "состав пара-состав жидкости" для реальных растворов. Изменение вида диаграмм в зависимости от типа отклонений от закона Рауля. Законы Гиббса-Коновалова. Азеотропия. Правило рычага. Применение правила фаз к исследованию диаграмм. Физико-химические основы разделения жидких смесей. Перегонка и ректификация. Экспериментальные методы исследования равновесия "жидкость-пар". Ограниченная взаимная растворимость жидкостей. Системы с верхней и нижней температурой расслаивания. Правило Алексеева. Перегонка с водяным паром. Расходный коэффициент водяного пара. Термический анализ. Системы с ограниченной и неограниченной растворимостью компонентов в твердой фазе. Изоморфизм. Типы твердых растворов.

Раздел 8. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики диссоциации: степень диссоциации, константа диссоциации. Зависимость степени диссоциации от концентрации (разведения), температуры, природы растворителя. Закон разведения Оствальда (вывод для электролита типа 1:1). Причины диссоциации. Ассоциация и сольватация ионов. Термодинамическое описание свойств растворов электролитов. Активности и коэффициенты активности электролита и ионов в растворе, средние ионные коэффициенты активности. Связь активности электролита со средней ионной активностью и концентрацией электролита. Ионная сила раствора. Правило ионной силы. Основные положения электростатической теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Реальная и условная ионная атмосфера. Потенциал ионной атмосферы, радиус ионной атмосферы. Зависимость названных величин от ионной силы раствора, природы растворителя и температуры. Предельный закон Дебая-Хюккеля, второе и третье приближения теории, графическое представление зависимостей . Неравновесные явления в растворах электролитов. Проводники электрического тока I и II рода, ионная и электронная проводимость. Удельная, молярная и эквивалентная электрические проводимости, взаимосвязь между ними. Зависимость удельной и молярной электрической проводимости от концентрации, температуры и природы растворителя. Скорость и подвижность (абсолютная скорость движения) ионов. Закон независимого движения ионов (закон Кольрауша). Предельные молярные электропроводности ионов. Эстафетный механизм переноса электричества ионами гидроксония и гидроксила. Числа переноса ионов. Электропроводность растворов сильных электролитов, уравнение корня квадратного (уравнение Кольрауша). Методика измерения электропроводности. Измерение электрической проводимости как метод определения степени и константы диссоциации слабых электролитов, теплоты, энтропии и энергии Гиббса процесса диссоциации, растворимости малорастворимых соединений. Определение электропроводности растворов электролитов при бесконечном разбавлении. Кондуктометрическое титрование. Произведение растворимости малорастворимых электролитов, влияние посторонних электролитов на их растворимость.

Раздел 9. ЭДС и электродные потенциалы. Электрохимические системы (цепи). Возникновение скачка потенциала на границе раздела проводников I и II рода. Двойной электрический слой. Обратимые электроды и обратимые гальванические цепи (элементы). Электрохимический потенциал, гальвани-потенциал. Электродвижущая сила гальванического элемента, условный электродный потенциал (потенциал в водородной шкале). Связь ЭДС гальванической цепи с электродными потенциалами. Правило знаков ЭДС и электродных потенциалов. Термодинамическая теория гальванических явлений. Вывод и анализ уравнения Нернста, выражающего зависимость ЭДС гальванического элемента от активностей компонентов электродной реакции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца для электрохимических систем. Зависимость ЭДС гальванического элемента от температуры. Классификация электродов: электроды первого и второго рода, газовые, окислительно-восстановительные. Уравнение Нернста для потенциала электродов различного вида. Типы гальванических элементов: химические, концентрационные, с переносом, без переноса. Диффузионный потенциал, механизм возникновения и методы его устранения (сведения к минимальной величине). Методика измерения ЭДС и электродных потенциалов. Применение потенциометрии для определения термодинамических характеристик химических реакций, протекающих в гальванической цепи (и ), констант химического равновесия, активностей и коэффициентов активности электролитов, рН растворов, произведения растворимости малорастворимых соединений. Электролиз. Законы Фарадея. Химические источники тока. Топливные элементы как устройства, в которых химическая энергия топлива преобразуется в электрическую энергию. Водородно-кислородный топливный элемент.

Раздел 10. Формальная кинетика. Термодинамическая возможность процесса и его практическая (кинетическая) осуществимость. Предмет и задачи химической кинетики. Основные понятия формальной кинетики: скорость химической реакции, молекулярность, частный и общий порядок. Основной постулат химической кинетики, кинетическое уравнение скорости реакции. Константа скорости химической реакции, размерность константы скорости. Простые (элементарные) и сложные реакции. Кинетика простых и формально простых односторонних гомогенных реакций. Реакции первого, второго и третьего порядков. Дифференциальная и интегральная формы кинетических уравнений, кинетические кривые. Линейное представление кинетических кривых для различных порядков. Время полупревращения. Реакции нулевого порядка. Химические и физико-химические методы определения скоростей химических реакций. Дифференциальные и интегральные методы определения порядка реакции. Различие концентрационного и временного порядков. Расчет константы скорости и скорости простых односторонних реакций. Сложные реакции. Принцип независимости протекания элементарных реакций. Обратимые и параллельные реакции первого порядка. Система дифференциальных уравнений, описывающих скорости этих реакций. Интегральные уравнения для расчета констант скоростей отдельных стадий реакции. Схематическое изображение соответствующих кинетических кривых для каждого из реагирующих веществ. Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент константы скорости реакции, приближенное правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса в дифференциальной и интегральной форме. Эффективная энергия активации и предэкспоненциальный множитель. Методы определения этих величин из экспериментальных данных.

Раздел 11. Теории химической кинетики. Теория активных (бинарных) соударений (столкновений) (ТАС). Основные положения ТАС, механизм активации молекул. Скорость реакции как число столкновений активных молекул в единицу времени. Основные этапы вывода уравнения, выражающего зависимость скорости реакции от концентрации и температуры. Константа скорости бимолекулярной реакции. Фактор соударений, его зависимость от характеристик реагирующих молекул и температуры. Физический смысл предэкспоненциального множителя и энергии активации в рамках теории активных соударений. Достоинства и недостатки теории активных соударений. Механизм мономолекулярных газовых реакций в рамках ТАС. Схема Линдемана. Теория переходного состояния (активированного комплекса) (ТПС или ТАК). Основные положения ТПС, кинетическая схема реакции. Активированный комплекс и его свойства. Поверхность потенциальной энергии. Координата реакции, профиль пути реакции, энергия активации. Скорость реакции – скорость распада активированного комплекса (скорость его прохождения через потенциальный барьер). Кинетическое уравнение, устанавливающее связь константы скорости реакции с константой равновесия образования и константой мономолекулярного распада активированного комплекса. Квазитермодинамическая форма уравнения ТПС. Энтальпия и энтропия активации. Трансмиссионный коэффициент. Связь энтальпии активации с эффективной (экспериментальной) энергией активации. Введение эффективной энергии активации в уравнение теории. Истолкование предэкспоненциального множителя и стерического фактора в рамках теории переходного состояния. Достоинства и недостатки теории.

Раздел 12. Фотохимические и цепные реакции Кинетика реакций в растворах.

Фотохимические реакции. Механизм активации. Первичные и вторичные фотохимические процессы. Фотодиссоциация и фотолиз. Фотофизические (дезактивационные) процессы при поглощении излучения. Законы фотохимии, закон фотохимиической эквивалентности Эйнштейна-Штарка. Квантовый выход. Кинетика процессов, происходящих с участием фотовозбужденных молекул. Сенсибилизаторы, сенсибилизированные фотохимические реакции. Основные различия реакций с фотохимическим и термическим инициированием. Фотохимические процессы в атмосфере, фотосинтез.

Цепные реакции, определение. Примеры реакций, протекающих по цепному меха-низму. Особенности и основные стадии цепных реакций. Звено цепи, длина цепи. Неразветвленные и разветвленные цепные реакции. Кинетика неразветвлённых цепных реакций, скоростьопределяющая стадия неразветвленной цепной реакции. Стадии разветвленной цепной реакции. Вероятностная теория разветвленных цепных реакций. Вероятность обрыва и разветвления цепи. Зависимость скорости разветвленных цепных реакций от времени. Влияние температуры и давления на скорость цепных реакций.

Особенности протекания химических реакций в растворах. Клеточный эффект. Кинетическая схема протекания бимолекулярной реакции в растворе. Предельные случаи протекания реакции. Быстрые (диффузионно-контролируемые) реакции, диффузионный предел константы скорости реакции. Уравнение Бренстеда-Бьеррума. Соотношение величин константы скорости для реакции, протекающей как в газовой фазе, так и в растворе. Влияние сольватации на энергию активации и скорость процесса в растворе. Кинетика ионных реакций в растворах. Влияние ионной силы раствора на скорость реакций с участием ионов. Уравнение Бренстеда-Бьеррума применительно к ионным реакциям.

Раздел 13. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Основные закономерности каталитических реакций. Влияние катализатора на термодинамические и кинетические характеристики химических реакций. Селективность действия катализатора. Каталитическая активность, удельная каталитическая активность. Гомогенный катализ. Слитный и раздельный механизмы каталитических реакций. Энергетические диаграммы взаимодействия реагентов с катализатором. Общий и специфический кислотно-основный катализ. Эффективная константа скорости реакции, катализируемой веществами с кислотно-основными свойствами. Каталитические константы скорости реакции. Гетерогенный катализ. Скорость гетерогенно-каталитической реакции. Типы гетерогенных катализаторов. Закон действующих поверхностей. Роль адсорбции в гетерогенном процессе. Кинетика гетерогенно-каталитических реакций не лимитируемых диффузией. Отравление катализаторов.

5. Образовательные технологии

Традиционные и инновационные образовательные технологии: лекции, бинарная лекция («Катализ» (2 ч.)), лекция-конференция («Фотохимические и цепные реакции. Кинетика реакций в растворах» (2 ч.)), лекция-консультация («Фазовые равновесия (многокомпонентные системы)» (2 ч.)), проблемная лекция («Формальная кинетика» (2 ч.)), лабораторные занятия (64 ч.), самостоятельная работа студентов. Формы занятий: мультимедийные презентации («Основные понятия термодинамики. Нулевой и первый законы термодинамики. Термохимия» (2 ч.), «Фазовые равновесия (однокомпонентные системы)» (2 ч.) «Фазовые равновесия (многокомпонентные системы)» (2 ч.)), учебные фильмы («Общие свойства растворов» (0,5 ч.) «Теория электролитической диссоциации» (0,5 ч.)), занятия с использованием техники «Перекрестная дискуссия» (Д. Олверманн) («Второй закон термодинамики» (1 ч.), «Химическое равновесие» (1 ч), «Растворы неэлектролитов» (1 ч.), «Растворы электролитов» (1 ч), «ЭДС и электродные потенциалы» (1 ч.)), занятие с использованием техники «Мозаика проблем» («ЭДС и электродные потенциалы» (2 ч.), обсуждение результатов выполнения лабораторных работ. Предусмотрены встречи с представителями российских и зарубежных компаний (2 ч.). Удельный вес занятий, проводимых в интерактивных формах составляет 22 % аудиторных занятий.

6. Учебно-методическое обеспечение самостоятельной работы студентов. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости, промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины.

Самостоятельная работа студентов предполагает освоение теоретического материала, подготовку к лабораторным работам, оформление лабораторных работ, решение задач, подготовку к текущему и итоговому контролю. Форма текущего контроля – опрос (пример перечня вопросов в приложении 1), отчет (пример билета в приложении 2), контрольная работа (пример варианта контрольной работы в приложении 3), проверка лабораторного журнала. Форма итогового контроля – экзамен.

Перечень вопросов для экзамена

1.  Предмет и составные части физической химии. Основные этапы развития физической химии как современной основы теоретической химии.

2.  Методы термодинамики, кинетики и квантовой химии в описании химических явлений. Роль полуэмпирических закономерностей в теории химии.

3.  Термодинамические системы и термодинамические параметры. Экстенсивные и интенсивные свойства системы. Термодинамический процесс. Функции состояния и функции процесса. Нулевой закон термодинамики. Модель идеального газа. Газовые законы для случая идеальных газов.

4.  Внутренняя энергия и энтальпия системы. Теплота и работа как формы передачи энергии. Формулировки первого начала термодинамики. Механическая работа (работа расширения) и полезная работа.

5.  Применение I-го начала термодинамики к равновесным процессам изменения состояния системы. Взаимосвязь теплоты, работы и изменения внутренней энергии в изохорном, изобарном и изотермическом процессах.

6.  Теплоемкость веществ, молярная теплоемкость. Теплоемкость твердых веществ и жидкостей, теплоемкость идеальных газов. Взаимосвязь ср и сv. Зависимость теплоемкости от температуры, степенные ряды. Зависимость энтальпии и внутренней энергии от температуры.

7.  Термохимия. Тепловой эффект химического процесса. Стандартные состояния для индивидуальных веществ. Стандартные энтальпии образования и сгорания соединений.

8.  Применение закона Гесса для вычисления тепловых эффектов химических и физико-химических процессов. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.

9.  Вывод и анализ уравнения Кирхгофа. Графический анализ зависимостей и .

10.  Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые, самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Работа равновесного и неравновесного процессов. Второе начало термодинамики, формулировки второго начала.

11.  Введение понятия энтропии. Энтропия и ее свойства. Энтропия как критерий равновесия и направления самопроизвольного процесса в изолированных системах. Зависимость энтропии от температуры, давления и объема.

12.  Постулат Планка (третий закон термодинамики). Статистическая интерпретация второго начала термодинамики. Вычисление абсолютной энтропии вещества.

13.  Расчет изменения энтропии химической реакции при различных температурах. Объединенное уравнение I и II законов термодинамики.

14.  Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса как критерии направления и предела протекания процессов. Характеристические функции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца.

15.  Химический потенциал компонента системы. Зависимость химического потенциала от давления и температуры. Условия равновесия и самопроизвольного протекания процесса в системах переменного состава.

16.  Химический потенциал идеального газа. Химический потенциал компонента смеси идеальных газов. Реальные газы.

17.  Ограничения в применимости уравнения Клапейрона-Менделеева к реальным газам.

18.  Уравнение Ван-дер-Ваальса. Химический потенциал реального газа.

19.  Фазовые переходы 1-го и 2-го рода. Фаза, компонент, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса (без вывода).

20.  Диаграмма фазовых равновесий для однокомпонентной системы. Характеристика полей и линий диаграммы. Тройная точка.

21.  Применение правила фаз Гиббса к однокомпонентной системе. Вывод и анализ уравнения Клапейрона-Клаузиуса.

22.  Эмпирическое правило Трутона.

23.  Краткая характеристика химического равновесия. Закон действующих масс, термодинамический вывод.

24.  Термодинамическая (стандартная) и эмпирические константы химического равновесия. Способы выражения состава равновесной смеси, соотношения между эмпирическими константами равновесия КР, КС, КХ.

25.  Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа (вывод и анализ). Химическое сродство.

26.  Влияние температуры на константу химического равновесия. Уравнение изобары и изохоры химической реакции Вант-Гоффа (вывод и анализ).

27.  Расчет констант равновесия из стандартных величин термодинамических функций, метод Темкина-Шварцмана.

28.  Вычисление констант равновесия химических реакций по справочным данным о константах равновесия реакций образования соединений из простых веществ.

29.  Классификации растворов. Химический потенциал компонента идеального раствора. Термодинамические свойства идеальных растворов. Термодинамические функции смешения идеальных растворов.

30.  Равновесие "идеальный раствор-пар". Закон Рауля, его термодинамическое обоснование. Графическая интерпретация закона Рауля.

31.  Предельно разбавленные растворы (компоненты раствора неограниченно растворимы друг в друге). Закон Генри, термодинамическое обоснование. Константа Генри.

32.  Характер отклонений (положительные и отрицательные) от закона Рауля. Активность и коэффициент активности.

33.  Коллигативные свойства (понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с чистым растворителем, повышение температуры кипения и понижение температуры отвердевания растворов, осмотическое давление).

34.  Вывод уравнения, связывающего понижение температуры замерзания с концентрацией раствора.

35.  Осмос, обратный осмос.

36.  Криоскопия. Эбулиоскопия. Использование коллигативных свойств для определения молярной массы, степени диссоциации и ассоциации растворенного вещества.

37.  Классификация растворов жидкостей в жидкостях. Растворы неограниченно смешивающихся друг в друге жидкостей.

38.  Идеальные растворы. Законы Рауля и Дальтона.

39.  Диаграммы "Р-Х", "Т-Х", "состав пара-состав жидкости" для идеальных растворов.

40.  Диаграммы "Р-Х", "Т-Х", "состав пара-состав жидкости" для реальных растворов.

41.  Изменение вида диаграмм в зависимости от типа отклонений от закона Рауля.

42.  Законы Гиббса-Коновалова. Азеотропия. Правило рычага. Применение правила фаз к исследованию диаграмм.

43.  Правило Алексеева.

44.  Изоморфизм. Типы твердых растворов.

45.  Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Сильные и слабые электролиты. Количественные характеристики диссоциации: степень диссоциации, константа диссоциации.

46.  Закон разведения Оствальда (вывод для электролита типа 1:1). Причины диссоциации.

47.  Активности и коэффициенты активности электролита и ионов в растворе, средние ионные коэффициенты активности.

48.  Ионная сила раствора. Правило ионной силы.

49.  Основные положения электростатической теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Реальная и условная ионная атмосфера.

50.  Предельный закон Дебая-Хюккеля, второе и третье приближения теории, графическое представление зависимостей .

51.  Неравновесные явления в растворах электролитов. Электролиз. Законы Фарадея.

52.  Проводники электрического тока I и II рода, ионная и электронная проводимость.

53.  Удельная, молярная и эквивалентная электрические проводимости, взаимосвязь между ними.

54.  Скорость и подвижность (абсолютная скорость движения) ионов. Закон независимого движения ионов (закон Кольрауша). Предельные молярные электропроводности ионов.

55.  Числа переноса ионов.

56.  Методика измерения электропроводности. Измерение электрической проводимости как метод определения степени и константы диссоциации слабых электролитов, теплоты, энтропии и энергии Гиббса процесса диссоциации, растворимости малорастворимых соединений.

57.  Электрохимические системы (цепи). Двойной электрический слой. Обратимые электроды и обратимые гальванические цепи (элементы). Электрохимический потенциал, гальвани-потенциал.

58.  Электродвижущая сила гальванического элемента, условный электродный потенциал (потенциал в водородной шкале).

59.  Вывод и анализ уравнения Нернста, выражающего зависимость ЭДС гальванического элемента от активностей компонентов электродной реакции.

60.  Уравнение Гиббса-Гельмгольца для электрохимических систем.

61.  Классификация электродов: электроды первого и второго рода, газовые, окислительно-восстановительные.

62.  Методика измерения ЭДС и электродных потенциалов.

63.  Применение потенциометрии для определения термодинамических характеристик химических реакций, протекающих в гальванической цепи (и ), констант химического равновесия, активностей и коэффициентов активности электролитов, рН растворов, произведения растворимости малорастворимых соединений.

64.  Химические источники тока.

65.  Термодинамическая возможность процесса и его практическая (кинетическая) осуществимость. Предмет и задачи химической кинетики.

66.  Основные понятия формальной кинетики: скорость химической реакции, молекулярность, частный и общий порядок.

67.  Основной постулат химической кинетики, кинетическое уравнение скорости реакции. Константа скорости химической реакции, размерность константы скорости.

68.  Простые (элементарные) и сложные реакции. Кинетика простых и формально простых односторонних гомогенных реакций.

69.  Реакции первого, второго и третьего порядков.

70.  Реакции нулевого порядка. Химические и физико-химические методы определения скоростей химических реакций.

71.  Влияние температуры на скорость химической реакции. Температурный коэффициент константы скорости реакции, приближенное правило Вант-Гоффа.

72.  Уравнение Аррениуса в дифференциальной и интегральной форме. Эффективная энергия активации и предэкспоненциальный множитель. Методы определения этих величин из экспериментальных данных.

73.  Теория активных (бинарных) соударений (столкновений) (ТАС). Основные положения ТАС, механизм активации молекул.

74.  Физический смысл предэкспоненциального множителя и энергии активации в рамках теории активных соударений. Стерический фактор, необходимость его введения в кинетическое уравнение реакции.

75.  Схема Линдемана.

76.  Теория переходного состояния (активированного комплекса) (ТПС или ТАК). Основные положения ТПС, кинетическая схема реакции. Активированный комплекс и его свойства. Поверхность потенциальной энергии.

77.  Трансмиссионный коэффициент. Связь энтальпии активации с эффективной (экспериментальной) энергией активации.

78.  Фотохимические реакции. Механизм активации. Первичные и вторичные фотохимические процессы. Фотодиссоциация и фотолиз.

79.  Законы фотохимии, закон фотохимиической эквивалентности Эйнштейна-Штарка. Квантовый выход. Кинетика процессов, происходящих с участием фотовозбужденных молекул

80.  Фотохимические процессы в атмосфере, фотосинтез.

81.  Цепные реакции, определение. Примеры реакций, протекающих по цепному меха-низму. Особенности и основные стадии цепных реакций.

82.  Особенности протекания химических реакций в растворах. Клеточный эффект.

83.  Уравнение Бренстеда-Бьеррума. Соотношение величин константы скорости для реакции, протекающей как в газовой фазе, так и в растворе.

84.  Кинетика ионных реакций в растворах. Влияние ионной силы раствора на скорость реакций с участием ионов.

85.  Уравнение Бренстеда-Бьеррума применительно к ионным реакциям.

86.  Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Основные закономерности каталитических реакций.

87.  Влияние катализатора на термодинамические и кинетические характеристики химических реакций.

88.  Селективность действия катализатора. Каталитическая активность, удельная каталитическая активность.

89.  Гомогенный катализ. Слитный и раздельный механизмы каталитических реакций.

90.  Гетерогенный катализ. Типы гетерогенных катализаторов.

91.  Роль адсорбции в гетерогенном процессе. Отравление катализаторов.

7. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины

Основная литература:

1. Стромберг химия: учеб. для студентов высш. учеб. заведений, обучающихся по хим. специальностям / , . - М.: Высш. шк., 20с. - ISBN -8.

2. Ипполитов Е Г. Физическая химия: учебник / , , ; под ред. . - М. : Академия, 2005. – 447 с. - (Высшее профессиональное образование. Педагогические специальности).- ISBN -6.

Дополнительная литература:

1. Горшков физической химии: учебник / , . - 3-е изд. - М. : БИНОМ. Лаб. знаний, 20с.

- ISBN -2.

2. Казаринов и коллоидная химия: учеб. пособие / , , ; Сарат. гос. ун-т им. . - Саратов: Изд-во Сарат. ун-та, 2006. – 187 с.:

- ISBN -8

3. Физическая химия: учеб. для вузов: в 2 кн. / , , . - 3-е изд., испр. - М. : Высш. шк., 2001. - ISBN -5.

4. Задачи по физической химии: учеб. пособие / и др. - М. : Экзамен, 20с. - ISBN -X

5. Современный катализ и химическая кинетика/ И. Чоркендорф, Х. Наймантсведрайт; пер. с англ. . - Долгопрудный : Интеллект, 20с. ISBN -044-0.

6. Электрохимия: учеб. по направлению и специальности "Химия" / , , . - М. : Химия, 20с.

- ISBN -2.

Интернет-ресурсы:

1. http://www. chem. msu. su/rus/teaching/phys. html

2. http://physchem. *****/

3. http://www. *****/

8. Материально-техническое обеспечение дисциплины

1. Учебная аудитория для чтения лекций.

2. Проектор, мультимедийные презентации.

3. Учебная лаборатория для выполнения лабораторных работ, оснащенная необходимым оборудованием (установки для определения теплоты гидратации соли, теплоты испарения воды, перегонки растворов, для термического анализа, для электролиза, для измерения ЭДС, pH-метр).