Основы физической химии, Горшков В.И., Кузнецов И.А., 2009

Основы физической химии, Горшков В.И., Кузнецов И.А., 2009.

   В учебнике (1-е изд. — 1986 г.; 2-е изд. — 1993 г.), написанном в соответствии с учебной программой, изложены основы химической термодинамики, учение о химическом равновесии, физическая химия растворов электролитов и неэлектролитов, учение о пограничных потенциалах и электродвижущих силах, химическая кинетика и катализ. Дается краткое описание методов хроматографии, экстракции, ректификации, использования ионоселективных электродов. Рассмотрены исходные положения термодинамики неравновесных процессов.
Для студентов биологических специальностей университетов.




УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА.
Газ состоит из молекул, двигающихся хаотически. Молекулы сталкиваются друг с другом или со стенками заполняемой емкости. В результате столкновений со стенками возникает давление, равное силе, действующей на единицу площади. Оно обычно достаточно велико. Из этого можно сделать вывод, что молекулы движутся с большими скоростями и число ударов о стенки велико.

Объем самих молекул мал, о чем можно судить по резкому (в тысячи раз) уменьшению объема вещества при конденсации.
Поскольку расстояния между молекулами газа велики, можно пренебречь силами взаимодействия между ними. Это допущение, а также пренебрежение размерами молекул по сравнению с расстоянием между ними лежит в основе модели идеального газа.

СОДЕРЖАНИЕ.
Предисловие к третьему изданию.
Введение.
Глава 1. Краткая характеристика газов.
§1. Идеальный газ.
Уравнение состояния идеального газа.
Смесь идеальных газов.
Некоторые сведения из кинетической теории газов (для идеальных газов).
§2. Реальные газы.
Глава 2. Химическая термодинамика.
§1. Основные понятия и определения.
Равновесный и обратимый процессы.
§2. Нулевой закон термодинамики и температура.
§3. Первый закон термодинамики.
Первый закон термодинамики для открытых систем.
Применение первого закона термодинамики к некоторым процессам, в которых может совершаться только работа расширения.
Изотермическое равновесное расширение идеального газа Изотермическое равновесное расширение реального газа.
Изохорный процесс.
Изобарный процесс.
Теплоемкость.
Адиабатический процесс.
Термохимия.
Закон Гесса.
Теплоты образования химических соединений.
Теплоты сгорания.
Реакции в растворах.
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры.
Формула Кирхгофа.
Зависимость теплоты испарения жидкости от температуры.
Значение первого закона термодинамики для изучения биологических процессов.
§4. Второй закон термодинамики.
Метод Карно—Клаузиуса.
Цикл Карно.
Теорема Карно—Клаузиуса.
Введение энтропии.
Метод Каратеодори.
«Потерянная» работа неравновесного процесса и возрастание энтропии.
Расчет изменения энтропии.
Адиабатические процессы.
Изотермические процессы.
Нагревание вещества при постоянном давлении.
Нагревание вещества при постоянном объеме.
Изменение энтропии идеального газа.
Смешение двух идеальных газов.
Расчет изменения энтропии в необратимом процессе.
Определение абсолютного значения энтропии.
Статистический характер второго закона. Энтропия и термодинамическая вероятность.
Фундаментальное уравнение Гиббса и вспомогательные функции.
Соотношения Максвелла.
Зависимость энтропии газа от давления и объема.
Связь F и G с максимальной работой процесса. F и G как критерии возможности самопроизвольного протекания процессов.
Характеристические функции.
Изменение энергии Гиббса при химических реакциях.
Связь максимальной полезной работы с тепловым эффектом процесса. Уравнения Гиббса—Гельмгольца.
§5. Химический потенциал.
Полные потенциалы.
Условия равновесия при постоянных р и Т.
Химический потенциал идеального газа.
Реальные газы. Летучесть.
Глава 3. Растворы.
§1. Растворы газов в жидкостях.
§2. Идеальные растворы. Закон Рауля.
Отклонения от закона Рауля.
§3. Парциальные мольные величины.
Зависимость парциальных мольных величин от состава раствора.
Уравнения Гиббса—Дюгема.
Методы определения парциальных мольных величин.
§4. Химический потенциал компонента раствора.
§5. Предельно разбавленные растворы.
§6. Выбор стандартного состояния для компонента раствора.
§7. Изменение термодинамических функций при образовании растворов. Функции смешения.
Атермальные растворы.
Регулярные растворы.
§8. Коллигативные свойства растворов.
Понижение температуры замерзания растворов.
Повышение температуры кипения растворов.
Применение измерений Тзаи и Ткип растворов.
Осмос и осмотическое давление.
Осмотический коэффициент.
Биологическое значение осмотического давления.
Сопоставление методов, основанных на измерении коллигативных свойств.
§9. Ограниченная взаимная растворимость жидкостей.
Распределение вещества между двумя жидкими фазами.
Глава 4. Применение термодинамики к фазовым и химическим равновесиям.
§1. Фазовые превращения. Правило фаз Гиббса.
§2. Химическое равновесие.
Уравнение изотермы химической реакции. Константа равновесия Кp. Закон действия масс.
Константы равновесия Кc и KN. Зависимость равновесного состава от давления.
Описание равновесия в реальных системах.
Равновесия в растворах и гетерогенных системах.
Экспериментальное определение константы равновесия.
Зависимость константы равновесия от температуры.
Расчет констант равновесия по термодинамическим данным.
Глава 5. Электрохимия.
I. Растворы электролитов.
Проводники первого и второго рода.
§1. Электропроводность растворов.
Зависимость электропроводности растворов электролитов от концентрации.
Связь электропроводности со скоростями движения ионов.
Числа переноса.
Причины различий в подвижности ионов.
Эстафетная проводимость в растворах, содержащих ионы гидроксония и гидроксила.
Влияние межионных взаимодействий на электропроводность
сильных электролитов.
Релаксационное торможение иона.
Электрофоретическое торможение.
Эффект Дебая—Фалькенгагена (дисперсия электропроводности при высоких частотах).
Электропроводность при высоких градиентах потенциала (эффект Вина).
Кондуктометрическое титрование.
Другие применения измерений электропроводности.
§2. Применение метода активностей к растворам электролитов.
§3. Теория растворов сильных электролитов.
Влияние ионной силы на константу диссоциации слабого электролита.
§4. Полиэлектролиты.
II. Электродные процессы. Электродвижущая сила.
§1. Электрохимические цепи и гальванические элементы.
Скачок потенциала на границе металл—раствор его соли.
Контактная разность потенциалов.
Диффузионный потенциал.
Обратимые электрохимические цепи. Термодинамические характеристики химических реакций.
§2. Типы полуэлементов (электродов).
§3. Электродные потенциалы.
Электроды сравнения.
§4. Характеристика и применение некоторых гальванических элементов.
Химические цепи.
Концентрационные гальванические элементы.
Концентрационные элементы без переноса.
Окислительно-восстановительные цепи.
Колориметрическое определение редокс-потенциалов.
§5. Мембранное равновесие и мембранная разность потенциалов.
Стеклянный электрод.
Ионоселективные электроды.
§6. Применение потенциометрических методов.
Глава 6. Кинетика химических реакций.
§1. Скорость химических реакций.
Экспериментальное изучение скорости.
Основной постулат химической кинетики.
Молекулярность и порядок реакции.
Кинетические уравнения односторонних реакций.
Способы определения порядка реакции.
Сложные реакции.
Параллельные реакции.
Сопряженные реакции.
Противоположно направленные (обратимые) реакции.
Последовательные (консекутивные) реакции.
Скорость реакции в открытых системах.
§2. Зависимость скорости реакции от температуры для реакций с термической активацией.
Энергия активации.
§3. Теория активных соударений.
§4. Теория активированного комплекса.
§5. Роль свободных радикалов в химической кинетике.
§6. Цепные реакции.
§7. Особенности реакций с нетермической активацией.
Фотохимические реакции.
Кинетика фотохимических реакций.
§8. Скорость гетерогенных реакций.
§9. Основные понятия катализа.
Ферментативный катализ.
Глава 7. Исходные положения термодинамики неравновесных процессов.
Приложение. Некоторые сведения из математики.
Основные обозначения.
Справочные таблицы.
Предметный указатель.

Купить .








Теги: учебник по химии :: химия :: Горшков :: Кузнецов :: физическая химия