Личная книжка студента III курса дневного отделения (стр. 8 )

Пропущенную работу можно выполнить в дополнительное время при наличии свободных мест в лаборатории. При этом студент должен иметь разрешение группового преподавателя и допуск деканата.

Работа, не подписанная у лабораторного преподавателя в течение двух недель, аннулируется.

Перечень лабораторных работ приведен в лаборатории физической химии.

Перечень

ключевых вопросов, знание которых является обязательным для студентов, сдающих экзамен по курсу физической химии

Первое начало термодинамики и его приложения

1. Первое начало термодинамики, функции состояния и функции процесса. Работа и теплота процесса.

2. Закон Гесса. Обоснование закона Гесса при помощи первого начала термодинамики. Связь тепловых эффектов химических реакций при постоянном давлении и при постоянном объеме.

3. Тепловые эффекты химических реакций. Теплоты образования. Теплоты сгорания.

4. Внутренняя энергия и энтальпия термодинамической системы. Связь между ними. Зависимость внутренней энергии и энтальпии системы от температуры.

5. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Вывод и анализ уравнения Кирхгофа. Интегрирование уравнения Кирхгофа: приближенное (D Ср = const) и уточненное (D Ср = f (T))

6. Теплота испарения жидкости. Ее зависимость от температуры.

7. Применение таблиц стандартных термодинамических величин (DН f, 298, DНсгор. 298, Сро) для расчета тепловых эффектов химических реакций при различных температурах.

Второе начало термодинамики

1. Самопроизвольные и несамопроизвольные, обратимые и необратимые процессы. Формулировки начала термодинамики для бесконечно малого и конечного изменений состояния системы.

2. Энтропия. Свойства энтропии, изменения энтропии в различных процессах.

3. Энтропия как критерий направления самопроизвольных процессов и условия равновесия в изолированных системах.

4. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца. Применение термодинамических потенциалов для определения состояния равновесия и направления самопроизвольных процессов в изотермических системах.

5. Максимальная работа обратимого процесса. Температурный коэффициент максимальной работы. Вывод и анализ уравнения Гиббса-Гельмгольца.

6. Влияние температуры и давления на энергию Гиббса и энергию Гельмгольца.

7. Методы расчета DGTo, DATo, DSTo химических реакций. Применение таблиц стандартных термодинамических величин.

8. Постулат Планка.

9. Расчет абсолютных энтропий индивидуальных веществ в различных агрегатных состояниях при различных температурах.

10. Химический потенциал. Условия самопроизвольного протекания процесса и равновесия, выраженные через химический потенциал.

11. Статистическое истолкование второго начала термодинамики.

Термодинамическое учение о реакционной способности и химическое равновесие

1. Признаки и условия истинного химического равновесия. Термодинамическое условие химического равновесия

2 . Закон действующих масс и его термодинамическое обоснование

3. Константа химического равновесия и основные формы ее выражения для идеальных и реальных систем (через концентрации, активности, давления, фугитивности). Связь между константами равновесия.

4. Химическое сродство и стандартное химическое сродство Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца химической реакции. Их расчет для химической реакции. Вывод и анализ уравнения изотермы химической реакции Вант-Гоффа.

5. Зависимость химического равновесия от температуры Вывод и анализ уравнений изобары и изохоры Вант - Гоффа.

6. Интегрирование уравнения изобары Вант-Гоффа. Разобрать случаи, когда тепловой эффект реакции не зависит от температуры и зависит от температуры.

7. Влияние различных факторов на химическое равновесие на примерах конкретных реакций. Как влияет температура, концентрация реагентов, общее давление на смещение химического равновесия и на равновесный выход продукта.

8. Химическое равновесие в гетерогенных системах. Закон действующих масс и его термодинамическое обоснование.

9. Методы расчета тепловых эффектов химических реакций по данным о химическом равновесии.

10. Экспериментальные методы изучения химических равновесий.

11. Методы расчета стандартного химического сродства и констант химического равновесия на основании данных справочника.

Термодинамическая теория фазовых равновесий

1. Общая характеристика равновесия в гетерогенных системах. Поня­тия фаза, компонент, термодинамическая степень свободы.

2. Вывод и анализ правила фаз Гиббса. Его применение.

3. Фугитивность (летучесть) и активность газа. Методы их расчета.

4. Методы определения давления насыщенного пара над жидкостью.

5. Термодинамика фазовых равновесий в однокомпонентных системах. Вывод и анализ уравнения Клапейрона-Клаузиуса.

6. Зависимость давления насыщенного пара над жидкостью и твердым веществом от температуры. Анализ уравнения.

7. Зависимость температуры плавления вещества от давления.

8. Интегральные формы уравнения Клапейрона-Клаузиуса

9. Применение уравнения Клапейрона-Клаузиуса для вычисления дав­ления насыщенного пара, теплот и энтропии фазовых превращений.

Термодинамическая теория растворов

1 .Общая характеристика растворов. Изменение термодинамических характеристик растворов с изменением относительного содержания компонентов.

2. Парциальные мольные величины. Относительные парциальны мольные величины. Уравнения Гиббса - Дюгема.

3. Методы расчета парциальных мольных величин.

4. Химический потенциал компонента в идеальном и неидеальном растворе. Его зависимость от температуры и концентрации.

5.Термодинамическая функция смешения DНсм, DGсм, DSсм для совершенных растворов.

6. Закон Рауля. Его термодинамическое обоснование.

7. Закон Генри и его термодинамическое обоснование.

8. Термодинамика неидеальных растворов. Активность, коэффициент активности. Стандартное состояние компонента неидеального раствора.

9. Расчет активностей и коэффициентов активности по зависимости давления насыщенного пара над раствором от его состава.

10. Коллигативные свойства разбавленных растворов нелетучих веществ в летучих растворителях.

11 . Криоскопия. Связь криоскопической постоянной со свойствами растворителя.

12. Эбулиоскопия. Связь эбулиоскопической постоянной со свойствами растворителя.

13. Осмотическое давление. Зависимость его от концентрации раствора и температуры.

14. Влияние диссоциации и ассоциации растворенного вещества на коллигативные свойства разбавленных растворов. Коэффициент Вант-Гоффа.

15. Применение криоскопических, эбулиоскопических измерений и измерений осмотического давления для определения степени диссоциации и молекулярной массы растворенного вещества.

16. Растворимость газов и твердых тел в жидкостях. Влияние давления, температуры, природы растворенного вещества и растворителя на растворимость.

Растворимость

1. Растворы газов в жидкостях. Зависимость растворимости газа от давления и температуры.

2. Растворимость твердых тел в жидкостях. Влияние температуры на растворимость. Вывод и анализ уравнения Шредера.

Равновесие "жидкий раствор - насыщенный пар" в двухкомпонентных системах

1. Законы Гиббса-Коновалова. Теоретические основы разделения бинарных жидких систем перегонкой.

2. Методы разделения компонентов бинарной жидкой смеси путем перегонки. Ректификация.

3. Анализ диаграммы кипения бинарного раствора без азеотропной и с азеотропной точкой. Азеотропные смеси и их природа.

4. Зависимость температуры кипения и давления насыщенного пара от состава в жидких бинарных системах с ограниченной растворимостью.

5. Смеси двух взаимно растворимых жидкостей. Давление насыщенного пара и температуры кипения таких смесей. Теоретические основы перегонки с водяным паром.

6. Применение правила фаз и правила рычага к исследованию диаграмм кипения.

Равновесие "жидкий раствор - кристалл" в двухкомпонентных системах

1 . Основные типы диаграмм плавкости.

2. Термический анализ. Методы построения диаграммы плавкости по кривым охлаждения.

3. Анализ диаграммы плавкости бинарной системы неизоморфно кристаллизующихся веществ с одной эвтектикой. Природа эвтектики.

4. Анализ диаграммы плавкости двух неизоморфно кристаллизующихся веществ, полностью растворимых в жидком состоянии и образующих устойчивое химическое соединение.

5. Анализ диаграммы плавкости двух неизоморфно кристаллизующихся веществ, образующих неустойчивое химическое соединение.

6. Изоморфизм. Твердые растворы. Зависимость жидких фаз бинарных систем от их состава в случае изоморфно кристаллизующихся веществ.

7. Анализ диаграммы плавкости бинарной системы с ограниченной растворимостью компонентов в твердом состоянии.

8. Правило рычага и его применение для расчета масс сосуществующих фаз. Разобрать на примере одной из диаграмм плавкости бинарных систем.

Трехкомпонентные системы

1. Распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями. Закон распределения. Экстракция.

2. Анализ диаграммы плавкости трехкомпонентной системы неизоморфно кристаллизующихся веществ.

3. Графические способы изображения состава и свойств трехкомпонентных систем. Свойства концентрационного треугольника.

ПРОЦЕССЫ И АППАРАТЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИИ

Библиографический список

Основной

1.  Касаткин процессы и аппараты химической технологии. М.: Химия, 1973. 750 с. (К)

2.  Дытнерский и аппараты химической технологии: Ч.1. 2-е изд.. М.: Химия, 1995. 400 с..

3. , , Носков и задачи по курсу процессов и аппаратов химической технологии. Л.: Химия, 1981. 560 с. (ПРН)

4. , и др. Аппаратура гидромеханических и тепловых процессов химической технологии: Иллюстрационные материалы/ МХТИ им.. М., 1981. 80 с. (ИМ)

5. , , Гервиц практикум по курсу "Основные процессы и аппараты химической технологии": Учебное пособие / МХТИ им. . М.,1986. 80 с.

Дополнительный

6. Коган основы типовых процессов химической технологии. Л.: Химия, 1977. 592 с.