Вопросы к экзамену по дисциплине "физическая химия"

Вид материала

Вопросы к экзамену

Содержание Тема 2 – основы теории строения вещества Рекомендуемая литература

Подобный материал:

• Рабочая программа дисциплины (модуля) «математический анализ», 424.74kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Уравнения математической физики», 266.58kb.
• Рабочая программа дисциплины «физическая химия», 80.79kb.
• Рабочая программа дисциплины (модуля) «Линейная алгебра и аналитическая геометрия», 275.82kb.
• Методические указания и контрольные задания по дисциплине Физическая и коллоидная химия, 320.37kb.
• Учебно-методический комплекс учебного занятия по дисциплине «Физическая и коллоидная, 127.59kb.
• Программа дисциплины дпп. Ф. 05 Физическая химия, 267.17kb.
• Вопросы к экзамену по дисциплине «Экономический анализ», 35.26kb.
• И в свет разрешаю на основании "Единых правил", п 14 Заместитель первого проректора-, 350.14kb.
• В г. Воскресенске > к э. н., доцент К. А. Артамонова 2009 г. Вопросы к экзамену, 14.63kb.

ПРИМЕРНЫЕ ВОПРОСЫ К ЭКЗАМЕНУ ПО ДИСЦИПЛИНЕ "ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ"

ДЛЯ I ФАКУЛЬТЕТА (ЧАСТЬ I, СЕМЕСТР V, 2010/2011 УЧ. ГОД)

ЛЕКТОР – СЛОБОДОВ А.А.


ТЕМА 1 – ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА


1. Основные понятия и постулаты термодинамики: термодинамическая система (изолированная, открытая, закрытая), термодинамические параметры и функции; функции состояния и функции процесса; равновесие. Взаимные превращения энергии.

2. Внутренняя энергия, теплота, работа. Первое начало термодинамики.

3. Работа расширения (сжатия) идеального газа в изотермическом, изобарном и изобарно-изотермическом процессах.

4. Теплота процессов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Энтальпия.

5. Термохимия, закон Гесса, термохимические уравнения.

6. Термохимические свойства веществ – теплоты (энтальпии) образования, сгорания, растворения, разведения; стандартные теплоты. Вычисление тепловых эффектов химических процессов (реакций) с использованием теплот образования, сгорания, растворения, разведения и энергий связи.

7. Зависимость термохимических свойств веществ от температуры, теплоемкость. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры, уравнения Кирхгофа. Зависимость теплоемкости от температуры, теплоемкость истинная и средняя. Температурные зависимости (уравнения) теплоемкости веществ и теплового эффекта реакции.

8. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Необратимость самопроизвольных процессов. Термодинамически обратимые (квазистатические) процессы. Термодинамическое и химическое понятие обратимости процесса. Работа при необратимом и обратимом проведении процесса.

9. Превращение теплоты в работу. Энтропия. Аналитическое выражение II-го начала термодинамики (для обратимых и для необратимых процессов). Интерпретация понятия энтропии и II-го начала термодинамики.

10. Изменение энтропии в изолированной системе как критерий направления процесса. Энтропия идеального газа как функция объема (давления) и температуры. Изменение энтропии – при фазовых переходах; при нагревании, расширении, смешении идеальных газов; парадокс Гиббса.

11. Тепловая теорема Нернста (III-е начало термодинамики). Постулат Планка. Расчет абсолютной энтропии. Изменение энтропии в химическом процессе.

12. Термодинамические потенциалы как мера работоспособности системы и как критерий направления процесса. Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал) и энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Свободная и связанная энергия.

13. Максимальная работа, максимальная полезная работа. Взаимосвязь между термодинамическими функциями и их изменениями (дифференциалами).

14. Характеристические функции. Зависимости A = f (V, T) и G = f (Р ,T). Уравнения Гельмгольца-Гиббса.

15. Зависимость энергии Гиббса системы от ее состава, химический потенциал компонента.

16. Химический потенциал идеального и реального газов. Уравнения состояния реальных газов. Фугитивность (летучесть), активность и коэффициент активности реального газа.

17. Методы определения коэффициентов активности.

18. Химическое равновесие, глубина и степень превращения (химическая переменная) реакции. Вывод уравнения изотермы химической реакции.

19. Химическое сродство как мера неравновесности системы; взаимосвязь с характеристическими функциями и химической переменной.

20. Стандартное химическое сродство (энергия Гиббса) реакции и его расчет (прямой – через энергии Гиббса образования веществ, и косвенный – через энтальпии образования и энтропии).

21. Термодинамические (К_a, К_f) и практические (К_p, К_n, К_X, К_c) константы равновесия реакции. Закон действующих масс. Выражение констант равновесия через мольные доли и число молей.

22. Вычисление равновесного состава реакционной смеси (равновесного выхода продуктов, степени превращения исходных реагентов, степени диссоциации).

23. Влияние варьирования температуры, давления и добавки инертных газов на сдвиг равновесия.

24. Химический потенциал индивидуальных конденсированных веществ, расчет равновесия реакции при их наличии (гетерогенные реакции).

25. Зависимость константы равновесия от температуры. Вывод уравнения изобары (изохоры) химической реакции. Уравнение изобары как количественное выражение правила Ле Шателье.

26. Интегрирование уравнения изобары без учета и с учетом температурной зависимости теплового эффекта [уравнение ln K = f (T)].

27. Вычисление константы равновесия и равновесного состава реакционной смеси (при заданных температуре и давлении).


ТЕМА 2 – ОСНОВЫ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ ВЕЩЕСТВА


28. Поляризация полярных и неполярных молекул в постоянном и переменном электрических полях. Поляризуемость молекулы – электронная, атомная, ориентационная.

29. Уравнения Дебая, Клаузиуса-Мосотти, Дебая-Клаузиуса-Мосотти, Лоренц-Лорентца, их применимость (в зависимости от свойств молекул и электрического поля).

30. Использование молекулярной рефракции и дипольных моментов для определения строения молекул.

31. Методы определения дипольных моментов.

32. Общая характеристика молекулярных спектров, их классификация – по энергетике взаимодействия и по природе энергетического перехода (движения).

33. Шкала электромагнитных волн. Виды спектров в зависимости от частоты (энергии) облучения.

34. Спектр раствора, закон Бугера-Ламберта-Бера, его использование при изучении спектров веществ.

35. Вращательные спектры. Энергия вращения двухатомной молекулы в приближении жесткого ротатора.

36. Применение вращательных спектров поглощения для определения молекулярных констант (момента инерции и равновесного межъядерного расстояния) для двухатомных и линейных многоатомных молекул. Моменты инерции многоатомных молекул.

37. Колебательные спектры. Энергия колебательного движения двухатомной молекулы в приближении гармонического осциллятора; вид спектра.

38. Учет ангармоничности колебаний; вид спектра. Определение собственной частоты и коэффициента ангармоничности на основании колебательного спектра поглощения.

39. Расчетное определение энергии химической связи молекулы.

40. Число, типы и формы нормальных колебаний многоатомных молекул.

41. Колебательно-вращательные спектры поглощения двухатомных молекул. Р-, Q- и R-ветви, их происхождение. Определение молекулярных констант по колебательно-вращательным спектрам поглощения.

42. Электронно-колебательно-вращательные спектры. Принцип Франка-Кондона. Диссоциация электронно-невозбужденных и возбужденных молекул. Определение энергии химической связи (диссоциации молекулы на атомы) по молекулярным спектрам.

43. Спектры комбинационного рассеяния (рэлеевское и комптоновское рассеяние, стоксовы и антистоксовы линии). Сопоставление их с ИК-спектрами.

44. Макро- и микро состояния системы, их взаимосвязь. Термодинамическая вероятность, её связь с энтропией, формула Больцмана.

45. Выражение внутренней энергии и изохорной теплоемкости через сумму по состояниям.

46. Выражение энтропии через сумму по состояниям.

47. Выражение энергии Гельмгольца, приведенной энергии Гельмгольца и давления через сумму по состояниям.

48. Выражение энтальпии и изобарной теплоемкости через сумму по состояниям.

49. Выражение энергии Гиббса, приведенной энергии Гиббса и константы равновесия реакции через сумму по состояниям.

50. Аддитивность термодинамических функций и мультипликативность суммы по состояниям.

51. Выражение статистической суммы по состояниям для поступательного движения молекулы.

52. Выражение статистической суммы по состояниям для вращательного движения молекулы (в приближении жесткого ротатора).

53. Выражение статистической суммы по состояниям для колебательного движения молекулы (в приближении гармонического осциллятора).

54. Выражение статистической суммы по состояниям для электронного движения молекулы.

55. Статистический расчет термодинамических характеристик и равновесия реакции (через суммы по состояниям).

56. Уравнения состояния реальных газов, вириальные разложения, соответственные состояния.

57. Теплоемкость кристаллов, квантовые теории Эйнштейна и Дебая. Теплоемкость жидкостей.


РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА:

1. Краснов К.С. (ред.) Физическая химия. В 2-х тт. - М.: ВШ, 1995 (и более поздние издания).
   
2. Герасимов Я.И. (ред.) Курс физической химии. В 2-х тт. – М.: Химия, 1969 (т.1), 1973 (т.2).
   
3. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. - М.: ВШ, 2006.
   
4. Эткинс П. Физическая химия: Пер. с 5-го англ. изд. В 2-х тт.. - М.: Мир, 1980.
   
5. Эткинс П., Паула Дж. Физическая химия: Пер. с 7-го англ. изд. - Т.1. - М.: Мир, 2007. – 494 с.
   
6. Еремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В. Основы физической химии. Теория и задачи: Учебное пособие для вузов. – М.: Экзамен, 2005. – 480 с.
   
7. Салем Р.Р. Физическая химия. – М.: Вузовская книга, 2004. – 328 с.
   
8. Бажин Н.М., Иванченко В.А., Пармон В.Н. Термодинамика для химиков. – М.: Химия, 2006. – 416 с.
   
9. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур: Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 462 с.
   
10. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. – М.: Бином, 2006. – 408 с.