Список упрощенных вопросов

Список обязательных вопросов по термодинамике, 2015-2016 уч.год
1 коллоквиум
1. Химическая термодинамика. Основные понятия. Термодинамическая система. Различные типы
систем (изолированные, открытые, закрытые). Параметры (измеряемые, неизмеряемые,
интенсивные,
экстенсивные).
Процессы
(равновесные,
неравновесные,
обратимые,
необратимые, квазистатические, круговые).
1. Что такое идеальный газ? Уравнение состояния идеального газа.
2. С помощью каких уравнений состояния (и других методов) описываются реальные газы?
Уравнение Ван-дер-Вальса, физический смысл а и b. Коэффициент сжимаемости Z, величина γ.
3. Теплота и работа. Внутренняя энергия.
4. Первый закон термодинамики в дифференциальном и интегральном виде. Что такое функция
состояния? Какими математическими свойствами она обладает?
5. Применение первого закона термодинамики к различным процессам в идеальном газе.
Расширение газа в пустоту. Изотермическое расширение (сжатие) идеального газа. Изохорный
процесс. Изобарный процесс. Адиабатический процесс.
6. График, иллюстрирующий расширение газа от V1 до V2 при различных способах проведения
процесса.
7. Энтальпия. Изменение энтальпии при нагревании вещества.
8. Связь Cp и Cv для идеального газа. Физический смысл газовой постоянной R и ее численные
значения в разных системах единиц.
9. Теплоемкость:
истинная,
средняя,
изохорная,
изобарная.
Влияние
температуры
на
теплоемкость. Графики и эмпирические уравнения в виде степенных рядов.
10. Закон Гесса и два следствия из него. Теплоты образования и сгорания (определения).
11. Закон Кирхгоффа в интегральном виде. Два способа его интегрирования. Пример расчета
теплового эффекта реакции при температуре Т ≠298 К.
2 коллоквиум
12. Цикл Карно. Лемма Карно и ее обсуждение.
13. Второй закон термодинамики в дифференциальном и интегральном виде. Размерность S,
физический смысл.
14. Расчеты изменения энтропии некоторых обратимых и необратимых процессов. Изменения
энтропии для различных процессов с участием идеального газа. Смешение идеальных газов.
Изменение энтропии химической реакции. Расчет изменения энтропии для необратимого
процесса на примере кристаллизации переохлажденной жидкости.
15. Формула Больцмана для энтропии, физический смысл термодинамической вероятности Ω.
16. Постулат Планка. Третий закон термодинамики.
17. Вычисление абсолютной энтропии твердых, жидких и газообразных веществ (уравнения и
графики).
18. Энергия Гельмгольца F и ее полный дифференциал.
19. Энергия Гиббса G и ее полный дифференциал.
20. Термодинамические потенциалы. Характеристические функции. Условия равновесия и
самопроизвольного протекания процесса.
21. Фундаментальное уравнение Гиббса для открытых систем, химический потенциал.
3 коллоквиум
22. Способы выражения концентрации в растворах.
23. Парциальные мольные величины растворов. Парциальные объём, внутренняя энергия,
энтальпия, энтропия, энергия Гиббса. Уравнение Гиббса-Дюгема.
24. Закон Рауля (понижение давления пара над раствором), графическая иллюстрация.
25. Положительные и отрицательные отклонения от идеальности (закон Рауля) с графиками и
причинами отклонений.
26. Общее рассмотрение коллигативных свойств растворов (с формулами, но без выводов).
27. Термодинамическая
классификация
растворов
(атермальные,
регулярные,
бесконечно
разбавленные).
28. Закон Генри растворения газов в жидкостях. Связь с законом Рауля.
29. Закон Рауля-Дальтона.
30. Первый закон Коновалова.
31. Второй закон Коновалова. Азеотропные смеси.
4 коллоквиум
32. Понятия: фаза, компонент, термодинамическая степень свободы.
33. Правило фаз Гиббса без вывода (различные случаи).
34. Диаграмма состояния воды, обсуждение по правилу фаз.
35. Диаграмма состояния серы, обсуждение по правилу фаз.
36. Диаграмма состояния бинарной системы с эвтектической точкой. Когда она наблюдается (с
точки зрения взаимной растворимости двух веществ)?
37. Диаграмма состояния бинарной системы типа сигары. Когда она наблюдается (с точки зрения
взаимной растворимости двух веществ)?
38. Закон действия масс. Различные виды констант равновесия при гомогенных реакциях, при
гетерогенных реакциях с участием твердой фазы.
39. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа, его объяснение и применение.
40. Стандартный изобарный потенциал химической реакции и его связь с константой равновесия.
41. Расчет Kp при 298 К.
42. Расчет Kp при температуре Т ≠298 К.
43. Уравнения изобары и изохоры химической реакции (без вывода), графическое отображение.
44. Уравнение Генри для адсорбции (график и уравнение).
45. Уравнение Ленгмюра для адсорбции (уравнение и график).