Лекция 1 Термодинамичен метод. Основни понятия. Нулев принцип на термодинамиката Увод

Лекции по Физикохимия

(конспект -2010 г.)

преподавател доц. Александра Цветанова

Лекция 1

Термодинамичен метод. Основни понятия. Нулев принцип на термодинамиката

1. 
   Увод
   

2. 
   Основни понятия
   

-Термодинамично състояние.

-Параметри на състоянието. Класификации.

-Термодинамичен процес. Видове.

-Функция на процеса.

-Уравнение на състоянието.

3. 
   Нулев принцип на термодинамиката.
   

Лекция 2

1. Същност на първи термодинамичен принцип. 2. Енергия 3. Топлина 4. Работа

5. Аналитичен израз. Интегрална и диференциална форма. Функции на състоянието и на процеса.

6. Следствия – за изолирана система и за цикъл

7. Следствия за изопроцеси

7.1 Определение

7.2 Изохорен процес

7.3 Изобарен процес. Енталпия

7.4 Връзка между С_V и С_р

7.5 Изотермичен процес.

6. 
   Адиабатен процес.
   

Лекция 3

1. 
   Термодинамична дефиниция
   

2. 
   Вътрешна енергия и енталпия.
   
3. 
   Връзка между С_V и С_р
   
4. 
   Топлина и работа при изопроцеси.
   

4. 
   Приложение на изведените зависимости.
   

Приложение на първи термодинамичен принцип за топлини на физикохимични процеси.

1. Дефиниране на топлини на физикохимични процеси

2. Термохимични уравнения

3. Опитно определяне. Калориметрия

4. Връзка между ∆U и ∆Н

5. Изчисляване на топлини с помощта на първи принцип. Закони на термохимията.

5.1. Закон на Хес

Следствия от закона на Хес:

1. за топлините на права и обратна реакция

2. за топлини на междинни процеси

3. с помощта на топлина на образуване на химично съединение

! Термохимични таблици

5.2. Закон на Кирхоф (Температурна зависимост на топлините)

1. Извод на диференциална форма. Тълкуване

2. Интегрални форми:

а) за тесен температурен интервал б) за широк температурен интервал
Лекция 5

Втори термодинамичен принцип. Ентропия.

1.Опитна основа

а) Планк:”Процесите в природата протичат в предпочитана посока”

б) Q и W – еквивалентни количествено, качествено различни

2. Формулировки на Клаузиус и Келвин

3. Цикъл на Карно

4. Теорема на Карно

5. Най-общ математичен израз на втори принцип – ентропия, S

6. Критерии за посока и равновесие в изолирана система

7. Изчисляване на изменението на ентропията, ΔS, за различни процеси

7.1. Изохорно загряване

7.2. Изобарно загряване

7.3. Изотермично разширение на идеален газ

7.4. Ентропия на смесване

7.5. Равновесен фазов преход

7.6. Химичен процес

7.7. Произволен необратим процес
Лекция 6

Критерии за посока и равновесие на процесите в неизолирани системи

2. Изохорно-изотермичен процес.

2.1. Енергия на Хелмхолц – дефиниция и приложение: критерии за посока и равновесие.

2.2. Физически смисъл на F.

3. Изобарно-изотермичен процес.

3. 1. Енергия на Гибс – дефиниция.

2. 
   Приложение на G – критерии за посока и равновесие.
   
3. 
   Физически смисъл на G.
   

1. 
   Фундаментални уравнения
   

3. 
   Характеристични функции
   
4. 
   Приложение I.1 – Зависимост на G от p при T=const.
   

5. 
   Приложение I.2 - Зависимост на F/G от T при V/p =const.
   

6. Приложение II - Съотношения на Максуел.

Трети термодинамичен принцип.Постулат на Планк. Изчисляване на абсолютни ентропии

1. Опитна основа

2. Топлинна теорема на Планк

3. Постулат на Планк

4. Изчисляване на абсолютна ентропия на газ.

1.Задачи на статистическата термодинамика.

1.1. От свойствата на градивните частици да се изведат свойствата на веществото.

1.2. Обосновка на термодинамичните принципи.

1.3. Извод на връзката между параметрите на състоянието.

2. Статистически подход: модел; нови закономерности- вероятностни закони.

3. Хипотеза и постулати.

4. Макро- и микросъстояние.

5. Математическа вероятност за случайни събития.

5. 
   Термодинамична вероятност.
   

Връзка между ентропия и вероятност. Статистически характер навтори термодинамичен принцип. Термодинамични флуктоации.

1. Връзка между ентропия и вероятност.

2. Физичен смисъл на константата на Болцман.

3. Статистически характер на втори термодинамичен принцип.

3. 
   Термодинамични флуктоации.
   

1. Моделиране на системата.

2. Математическа задача; метод на Лагранж.

3. Изчисляване на А.

4. Изчисляване на β.

3. 
   Молекулна сума по енергии, q’.
   
4. 
   Молекулна сума по състоянията, q.
   
5. 
   Разпределителен закон на Максуел-Болцман. Две частни форми. Експериментална проверка.
   

1. Система в термостат.

2. Канонично разпределение на Гибс.

3. Сума по състоянията на системата, Q.

4. Изчисляване на термодинамични величини – U,S,H,F,G чрез Q.

5. Връзка между Q и q за невзаимодействащи частици.

5. 
   Изчисляване на компонентите на молекулната сума.
   

Реален газ. Уравнения на състоянието. Ефект на Джаул-Томсън

1.Опитни изотерми; Фактор на свиваемост.

2.Уравнения на състоянието.

2.1. Вириално

2.2. Уравнение на Ван дер Ваалс

3. Принцип на съгласуваните състояния. Емпирични правила

4. Опит на Джаул-Томсън – адиабатно рзширение на газ през преграда.

5. Коефициент на Джаул-Томсън. Втечняване.

5. 
   Термодинамика на реален газ. Подход на Люис – летливост.
   

Лекция 14

Фундаментални уравнения за отворени системи. Химичен потенциал.

1.Системи с променлив състав (отворени системи).

Начини за изразяване на състава.

2. Фундаментални уравнения – 4 форми.

3. Химичен потенциал:

3.1. Дефиниране

3.2. Свойства

3.3 Физичен смисъл

3.4. Приложение

4. Условия за равновесие изразени чрез интензивни променливи.

Лекция 15

Парциални моларни величини (ПМВ)

1.Екстензивни величини и адитивност в еднокомпонентна и многокомпонентни системи.

2. ПМВ – определение

3. Сравнение на свойствата на моларни и ПМ величини.

4. Приложение на ПМВ.

5. Връзка между ПМВ – уравнение на Гибс-Дюхем.

5. 
   Опитно определяне на ПМВ в двукомпонентна система по метода на отрезите.
   

Лекция 16

Закон на Гибс за фазите.

1. 
   Същност на закона на Гибс за фазите..
   
2. 
   Математическа формулировка. Определение на величините степен свобода, брой на компонентите, фаза
   
3. 
   Термодинамичен извод.
   
4. 
   Приложение за еднокомпонентна система – диаграма р-Т на състоянието.
   

Лекция 17

Фазови преходи в еднокомпонентни системи

1.Фазови преходи от I род – характеристики.

2. Връзка между р и Т – уравнение на Клапейрон.

3. Тълкуване на диференциалната форма.

4. Интегрална форма за кристализация.

5. Интегрална форма за кипене и сублимация.

5. 
   Опитно определяне на изпарителна топлина.
   

Лекция 18

Термодинамика на идеални и реални еднофазни многокомпонентни системи. Идеални и реални газови смеси. Течни и твърди разтвори. Активност.

1.Определение и класификации на еднофазни многокомпонентни системи.

2. Идеални газови смеси: а)от молекулна гледна точка б)от термодинамична гледна точка – закони на Далтон и Амага.

Термодинамика на процеса смесване.

3. Зависимост на химичния потенциал от молната част.

4. Реални газови смеси. Подход на Люис: летливост; активност.

6. 
   Реални разтвори. Активност.
   

Лекция 19

Разредени разтвори на нелетливи вещества. Закони на Бекман и на Раул. Колигативни свойства.

1.Определение на нелетливо вещество. Сравнение на кривите на изпарение на чист разтворител и на разтвор на нелетливо вещество в диаграмата р –Т.

2. Закони на Раул (I закон - - извод в 19.лекция)

Втори закон на Раул (на криоскопията)

3. Закон на Бекман (на ебулиоскопията).

4. Осмотично налягане. Закон на Вант Хоф. Изотоничен коефициент.

5. Относително понижение на парното налягане над разтвор на нелетливо вещество.

Колигативни свойства

Лекция 20

Термодинамика на течни разтвори на летливи вещества

1. Определение на летливо вещество.

2. Идеални разтвори: а) от молекулно-кинетична гледна точка б) от термодинамична гледна точка. Закон на Раул – термодинамичен извод. Закон на Далтон. Графика р-състав за двукомпонентна система.

3. Безкрайно разредени разтвори. Закон на Хенри. Константа на Хенри - диаграми р- състав за + и - отклонения от закона на Раул.

4. Реални разтвори. Активност. Стандартни състояния.

Лекция 21

Разтворимост на газове и твърди вещества. Закони на Хенри, Сивертс, Шрьодер и Нернст-Шилов.

1.Разтворимост. Емпирично правило. Топлини на разтваряне

2. Разтворимост на газове:

а) О₂, Н₂ ... във вода – закон на Хенри

б) на амоняк във вода

в) в метални стопилки – Закон на Сивертс.

Зависимост от Т.

3.Разтворимост на твърди вещества. Закон на Шрьодер.

4. Разпределение на разтворено вещество между два несмесващи се разтворителя – Закон на Нернст-Шилов.

5. Екстракция. Зонно стапяне.

Лекция 22

Смеси на две течности. Закони на Коновалов

1. Взаимно неограничено разтворими течности.

а) идеални разтвори.

Първи закон на Коновалов; диаграми р-състав и Т-състав; крива на кипене; крива на кондензация; лостово правило.

б) с положителни/отрицателни отклонения

в) с екстремуми. Азеотропни смеси. Втори закон на Коновалов.
2. Дестилация на течни смеси.

3. Ограничено разтворими течности. Бинодална крива. Нода.

Лекция 23

Равновесие на течни и твърди фази в бинерни системи. Диаграми на топене на изоморфни, неизоморфни смеси и на смеси, които образуват конгруентно топящо се химично съединение

1. Изоморфни смеси. Диаграма Т-състав. Ликвидус и солидус. Термичен анализ. Криви на охлаждане.

2. Неизоморфни смеси. Диаграма Т-състав. Евтектика.

3. Смеси, напълно неразтворими в твърдо състояние, образуващи конгруентно топящо се химично съединение. Диаграма Т-състав.
Лекция 24

Трикомпонентни течни смеси. Изотермична диаграма на Гибс-Розебоом.

1. Закон на Гибс, приложен за трикомпонентни смеси. Равнинна диаграма.

2. Геометрични места:

а) на конфигурационни точки с едно и също съдържание на компонент

б) на точки с едно и също отношение на съдържанието на два компонента

3. Ограничено разтворими смеси. Бинодална крива.

Лекция 25

Химично равновесие. Метод на Гибс. Химичен афинитет. Реакционна изотерма на Вант Хоф

1. Видове равновесия в химията и в механиката.

2. Характерни черти на химичното равновесие. Означение на равновесните величини . Равновесна степен на протичане на химичната реакция.

3. Термодинамичен метод на Гибс

а) извод на реакционната изотерма на Вант Хоф

б) стандартен афинитет

в) термодинамична равновесна константа.

3. Определяне на посоката на химичните процеси.

Лекция 26

Равновесна константа. Форми. Методи за определяне.

1. Хомогенно равновесие. Форми на равновесната константа за реакции

а) в разредени газови смеси Кр, Кс, (К чрез кси), Кх. Връзка между равновесните константи

б) в реални газови смеси в) в идеални и реални разтвори

2. Хетерогенно равновесие. Равновесна константа.

3. Опитно определяне на равновесна константа.

4. Изчисляване на равновесна константа:

а) от данни за реакционната топлина и ентропия

б) от данни за енергиите на Гибс на образуване на химични съединения

в) от електрохимични данни

г) чрез статистически метод

Лекция 27

Влияние на температурата и налягането върху равновесната константа

1.Влияние на температурата при постоянно налягане – извод на диференциалната форма на реакционната изобара на Вант Хоф. Тълкуване.

3. Интегрална форма на изобарата за тесен температурен интервал.

4. Влияние на налягането – Кр не зависи от р. Извод на зависимостта на Кх от р за газови реакции :

а) с промяна на моловете

б) без промяна

5. Принцип на Льо Шателие.
Лекция 28

Повърхностни явления в прости системи. Повърхностно напрежение.

1. 
   Причини за появата на повърхностни явления
   
2. 
   Дисперсни системи; класификация.
   
3. 
   Повърхностно напрежение на границата течност/пари – дефиниция.
   

Специфична повърхностна енергия.

4. 
   Фактори, от които зависи повърхностното напрежение.
   
5. 
   Термодинамика на процеса създаване на нова повърхност.
   
6. 
   Зависимост на повърхностното напрежение на границата разтвор/газ от концентрацията на разтвореното вещество – изотерма на Шишковски.
   

Капилярна активност.

Омокряне на твърда повърхност, контактен ъгъл; уравнение на Юнг (Young).
Лекция 29

Повърхностни явления в многокомпонентни системи Адсорбция. Адсорбционни изотерми на Лангмюир, Фройндлих и Гибс

1. Определения.

Дефиниране на понятията адсорбция, абсорбция, сорбция,

адсорбтив; адсорбент; адсорбат; повърхностна концентрация, Г;

величина адсорбция , α.

2. Зависимост на α от концентрацията на адсорбтива при адсорбция върху твърд адсорбент ; на налягането на адсорбиращ се газ върху твърд адсорбент от Т; Изостерична топлина на адсорбция.

3. Видове адсорбция. Енергетика на адсорбцията.

4. Адсорбционни изотерми: адсорбция на газ върху твърд адсорбент и из разтвори

а) на Хенри б) на Фройндлих в) на Лангмюир г) на Гибс

Лекция 30

Електрохмия. Еектролити. Електрохимична термодинамика. Електроден потенциал. Електродвижещо напрежение. Уравнение на Нернст.

1. Електрохимия. Дялове. Електролити. Видове. Електропроводимост на електролити

2. 
   Редоксипроцеси. Сумарна и парциални реакции.
   
3. 
   Химично и електрохимично протичане на редоксипроцесите .
   
4. 
   Електроди. Видове електроди. Уравнение на Нернст.
   
5. 
   Електрохимични вериги. Видове – електрохимични източници на ток и елктролизни вани.
   
6. 
   Електродвижещо напрежение. Връзка между ЕДН и ΔG. Изчисляване на термодинамична константа от електрохимични данни.
   

Лекция 31

Скорост на химичните реакции. Постулат на химичната кинетика. Порядък и молекулност

1.Задачи на химичната кинетика. Кинетични класификации на химичните реакции.

2. Дефиниции на скорост, скорост в единица обем, скорост по отношение на реагент. Опитно определяне на скоростта.

3. Зависимост на скоростта от концентрацията при Т=const:

а) за елементарна (определение) реакция– КЗДМ

б) за процес – кинетичен постулат

4. Кинетичен порядък (по отношение на реагент; на реакцията).

5. Скоростна константа – физичен смисъл.

6. Механизъм. Молекулност на елементарна реакция.

Лекция 32

Основни кинетични уравнения на еднопосочни елементарни реакции

1.Реакция от първи порядък

а) стехиометрично уравнение; б) диференциално кинетично уравнение; в) интегрално кинетично уравнение; графики; г) презполовително време

2. Реакции от втори порядък:

а) димеризация и бимолекулна реакция с еднакви начални концентрации на двете вещества

б) бимолекулна реакция с различни начални концентрации на двете вещества

3. Реакция от а-ти порядък. Презполовително време.

4. Реакция от нулев порядък.
Лекция 33

Методи за определяне на порядък и скоростна константа

1. 
   Метод на Оствалд (на излишъка) за определяне на кинетичен порядък по отношение на реагент.
   
2. 
   Диференциален метод за определяне на порядък чрез графично диференциране на кинетичната крива.
   
3. 
   Интегрални методи:
   

а) проверка на хипотези (чрез интегрални кинетични уравнения) – аналитично и графично

б) чрез време на полуразпад

4. Метод за определяне на скоростна константа - аналитично и графично
Лекция 34

Обратима “елементарна” реакция от първи порядък

1.Принцип за независимото протичане на елементарните реакции.

2. Извод на интегралното кинетично уравнение на реакцията:

3. Определяне на индивидуалните скоростни константи.

Лекция 35

Теории на химичната кинетика

1. Бимолекулни газови реакции. Теория на ударите. Модел.

Извод на кинетичното уравнение. Сравнение с опита. Стеричен коефициент.

2. Теория на активния комплекс (на преходното състояние).

Модел; Диаграма потенциална енергия – реакционна координата.

3. Извод на уравнението на Ейринг.

4. Термодинамичен аспект на уравнението на Ейринг –

енталпия и ентропия на активния комплекс. Ентропиен фактор.

5. Сравнение на теорията с опита.
Лекция 36

Кинетика на сложни реакции. Успоредни и последователни реакции. Скоростопределящ стадий

1. Принцип за независимото протичане на елементарните реакции.

2. Успоредни реакции. Кинетика на реакцията

3. Последователни реакции. Кинетика на реакцията:

(и двете елементарни рекции са от първи порядък)

4. Метод на стационарните концентрации.
Лекция 37

Хетерогенни реакции

1. Хетерогенни реакции. Видове.

2. Механизъм – сложни реакции, свързани с пренасяне на вещество.

3. Кинетична, преходна и дифузионна област на реагиране – диаграма lnk-1/T.

Лекция 38

Катализа. Основни понятия.

1. 
   Определение на каталитичен процес.
   
2. 
   Видове катализа – хомогенна, микрохетерогенна и хетерогенна.
   
3. 
   Механизъм – едностадийна и двустадийна катализа в светлината на теорията на активния комплекс
   

Каталог: subjects
subjects -> 2. компютърна реализация на метода
subjects -> Основни тригонометрични тъждества І. Тригонометрични функции на сбор и разлика на два ъгъла Функции на сбор на два ъгъла
subjects -> Измерване на съпротивления с волтметър и амперметър, с омметър и мегаомметър (логомер)

Изтегляне 125.59 Kb.

Сподели с приятели: