По физической химии 3 курс, 1 группа
№1. (№1*). Определение удельной интегральной теплоты растворения соли.
С., 2- 12 с.
№2. (№2*). Определение теплоты образования кристаллогидрата из соли и воды. 1 – 136 с., 2- 15 с.
№3. (№3*). Определение теплоты нейтрализации.1– 141 с., 2-17 с.
№4. (№4*). Определение теплоты реакции окисления.1 – 142 с., 2-19 с.
№5. (№6*) Определение молекулярной массы методом эбуллиоскопии.
С., 2- 28 с.
№6.(№8*) Изучение равновесия жидкость –пар в двойных жидких системах.
С., 2- 36с.
№7. (№9*). Изучение взаимной растворимости жидкостей методом построения фазовой диаграммы системы фенол-вода.1 – 214 с., 2-43с.
№8. (№10*). Изучение взаимной растворимости в трехкомпонентной системе.
С.,2- 47с.
№9. (№11*) Определение коэффициента распределения вещества между двумя различными растворителями.1-219 с., 2-50 с.
№10. (№12*). Определение коэффициента распределения иода между органическими и неорганическими растворителями.
С., 2- 53 с.
№11. (№13*). Изучение химического равновесия в растворах при помощи метода распределения. 1- 224 с., 2- 55с.
№12. (№14*). Изучение равновесия гомогенной реакции в растворах титриметрическим методом.1- 256 с., 2-58 с.
ВНИМАНИЕ!!!!!!
Порядковый номер- это номер лабораторной работы в списке выполнения по бригадам.
Номер в скобках (*)- означает номер работы в Практикуме[2].
- Практикум по физической химии. Под ред. С.В. Горбачева. 1974.
- Практикум по физической химии. Орешкина А.В., Горичев И.Г., Казиев Г.З., Мардашев Ю.С. 2009.
_____
КУРС.
Блок № 1. Вопросы к коллоквиуму №1.
1. Предмет, методы и значение термодинамики.
2. Система. Виды систем.
3. Нулевой закон термодинамики. Формулировка.
4. Первый закон термодинамики. Формулировка.
5. Внутренняя энергия, работа расширения, энтальпия. Определения.
6. Уравнение состояния.
7. Изопроцессы (графики, определения, законы).
8. Применение первого закона термодинамики к идеальным газам.
9. Теплоемкость. Виды теплоемкостей.
10.Термохимия. Закон Гесса.
11.Теплоты образования химических соединений, теплота сгорания.
12. Энергия химических связей.
13. Уравнение Кирхгофа. Вывод и пояснение.
14. Термические коэффициенты.
15. Калориметрия. Определение и формулы.
Блок №2. Вопросы к коллоквиуму.
1. Самопроизвольные, несамопроизвольные, обратимые, необратимые процессы. Примеры.
2. Постулаты Клаузиуса, Томсона, Оствальда. Принцип Каратеодори. Энтропия как функция состояния, определяющая направление самопроизвольного процесса.
3. Приведенная теплота. Энтропия обратимых и необратимых процессов. Выводы.
4. Второй закон термодинамики. Его математическая формулировка. (Объединенное уравнение термодинамики).
5. Методы расчета энтропии. Критерий самопроизвольного процесса. Изменение энтропии идеальных газов в различных процессах.
6. Постулат Планка. Абсолютные энтропии химических веществ.
7. Изохорно-изотермический потенциал в равновесных и неравновесных процессах.
8. Изобарно-изотермический потенциал.
9. Характеристические функции, их использование при расчетах.
10. Уравнение Гиббса- Гельмгольца.
Вопросы к коллоквиуму. Блок №3.
1. Химическое равновесие (условия, закон действующих масс).
2. уравнения изотермы, изобары и изохоры химической реакции.
3. Принцип смещения равновесия, влияние давления на равновесие химической реакции.
4. Гомогенное и гетерогенное химическое равновесие.
5. Экспериментальные методы определения констант равновесия газовых и гетерогенных газовых реакций.
6. Фазовое равновесие (общая характеристика).
7. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса, энантропия и монотропия.
8. Правило фаз Гиббса. Двухкомпонентные системы: ликвидус, солидус, эвтектика, правило рычага. Шесть типов диаграмм.
9. Трехкомпонентные системы.
10. Равновесие в растворах. Закон Рауля. Идеальные растворы. Уравнения Гиббса-Дюгема и Гиббса-Дюгема- Маргулиса.
11. Разбавленные растворы. Закон Генри. Эбуллиоскопия и криоскопия. Осмос.
12. Законы Коновалова. Ректификация. Расслаивание жидкостей. Закон распределения Нернста. Экстракция. Перегонка с водяным паром.