Описание:Программа лекционного курса «Физическая химия»
для студентов физического факультета МГУ
(6 семестр, 13 лекций)
СОДЕРЖАНИЕ ЛЕКЦИЙ
РАЗДЕЛ I. СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
Лекция 1 (13 февраля). Строение молекул
1. Ковалентная связь. Правило октета. Структуры Льюиса.
2. Геометрия молекул. Теория ОЭПВО.
3. Приближение Борна – Оппенгеймера. Электронные состояния молекул. Поверхность по-тенциальной энергии. Общие причины образования химической связи. Кривые потенци-альной энергии для двухатомной молекулы. Колебания молекул.
4. Молекулярные орбитали. Электронная конфигурация молекулы. Граничные поверхности МО. Метод МО в приближении ЛКАО. Корреляционные диаграммы, связывающие и раз-рыхляющие орбитали, порядок связи. Электронное строение двухатомных молекул 2-го периода. Представление о гибридизации орбиталей.
Лекция 2 (20 февраля). Межмолекулярные взаимодействия.
Кристаллические структуры металлов и ионных соединений
1. Классификация ван-дер-ваальсовых сил. Дисперсионное взаимодействие. Водородная связь, ее природа, свойства и роль в жидкостях, молекулярных кристаллах и макромоле-кулах.
2. Кристаллические твердые тела и их классификация. Элементарная ячейка.
3. Атомные и молекулярные кристаллы с ван-дер-ваальсовым взаимодействием.
4. Простые кристаллические структуры: плотнейшие и плотные шаровые упаковки, коор-динационное число, пустоты и их симметрия. Структуры металлов. Металлическая связь и металлические радиусы. Полиморфизм металлов.
5. Физические свойства ионных соединений. Ионная модель. Координационные числа. Ионные радиусы и их определение.
6. Основные структурные типы ионных соединений, их связь с типом кристаллической решетки. Отношение ионных радиусов, его влияние на устойчивость кристаллической структуры.
7. Энергия ионной кристаллической решетки, ее вычисление в рамках ионной модели. Уравнения Борна-Ланде, Борна-Майера. Поправки к электростатической энергии. Цикл Борна-Габера.
РАЗДЕЛ II. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Лекция 3 (27 февраля). Термохимия
1. Внутренняя энергия и 1-ый закон термодинамики в переменных T, V. Тепловой эффект процесса при постоянстве объема. Переменные T, P: энтальпия и тепловой эффект процесса при постоянстве давления.
2. Стандартные состояния и термодинамические функции индивидуальных веществ. Опе-ратор химической реакции. Изменение термодинамических функций в химических реакци-ях.
3. Термохимические уравнения. Тепловой эффект реакции. Термохимическая теплота.
4. Закон Гесса. Энтальпии образования, сгорания, растворения. Термохимические циклы. Энтальпия химической связи.
5. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Формула Кирхгоффа.
Лекция 4 (06 марта). Второй закон термодинамики и его применение в химии.
Энтропия. Термодинамические потенциалы
1. Энтропия и 2-й закон термодинамики. Термодинамическое, статистическое и вероят-ностное определения энтропии. Энтропия как функция состояния и как критерий направ-ленности самопроизвольного процесса в изолированной системе. Неравенство Клаузиуса.
2. Тепловая теорема Нернста. Третий закон термодинамики. Абсолютная энтропия и методы ее оценки.
3. Объединение 1-го и 2-го закона термодинамики. Фундаментальное уравнение Гиббса в переменных S, V. Преобразования Лежандра. Характеристические функции. Энергии Гель-мгольца и Гиббса.
4. Термодинамические потенциалы. Условия обратимости и необратимости в терминах по-тенциалов. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Соотношения Максвелла. Связь калорического и термического уравнения состояния.
5. Расчет энергии Гиббса для различных процессов.
6. Количество вещества как внешний параметр открытой системы. Большой термодинами-ческий потенциал.
7. Современные справочные издания и базы данных по термодинамическим свойствам со-единений.
Лекция 5 (13 марта). Термодинамика многокомпонентных систем.
Химический потенциал. Растворы
1. Компоненты и составляющие вещества. Общая вариантность равновесия. Фундамен-тальное уравнение в различных переменных.
2. Способы выражения химического состава раствора. Растворимость.
3. Характеристические функции в многокомпонентной системе. Уравнение Гиббса-Дюгема. Парциальные мольные величины, их связь с интегральными.
4. Химический потенциал как парциальная мольная величина, его зависимость от темпера-туры и давления.
5. Химические потенциалы компонентов раствора; активность и коэффициенты активно-сти. Термодинамика смешения. Избыточные величины.
6. Идеальные растворы. Закон Рауля. Давление пара над идеальным раствором.
7. Отклонения от идеальности; предельно разбавленные растворы. Закон Генри. Давление пара над бинарным раствором произвольной концентрации.
8. Зависимость растворимости газов и твердых веществ от температуры и давления. Рас-творы нелетучих веществ. Коллигативные свойства. Осмос. Формула Вант-Гоффа. Крио-скопия и эбуллиоскопия.
Лекция 6 (20 марта). Фазовые переходы и фазовые равновесия
1. Гетерогенные системы. Условия фазового равновесия. Классификация фазовых перехо-дов. Степень свободы (вариантность равновесия). Правило фаз Гиббса.
2. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем в различных переменных. Фазовая диа-грамма воды в широком интервале температур и давлений.
3. Уравнения Клапейрона и Клапейрона-Клаузиуса.
4. Сечения простейших фазовых диаграмм "температура – состав". Диаграммы "жидкость – пар". Азеотропный состав. Диаграммы "жидкость – жидкость". Диаграммы "жидкость – твердое вещество".
5. Эвтектика. Химические соединения в твердой фазе.
Лекция 7 (27 марта). Химическая реакция
1. Термодинамическое описание систем при наличии химических реакций. Степень проте-кания (координата) реакции, химическая переменная. Сродство химической реакции. Усло-вия химического равновесия.
2. Закон действующих масс для идеально-газовой реакционной смеси. Константы равнове-сия и связь между ними. Выбор стандартного состояния участников реакции.
3. Связь константы равновесия с изменением стандартных термодинамических величин в реакции. Приведенный потенциал Гиббса.
4. Зависимость констант равновесия от температуры и давления. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Уравнения изотермы, изобары и изохоры реакции.
5. Закон действующих масс для гетерогенных реакций и реакций в растворах. Связь тепло-вого эффекта реакции с константой равновесия.
6. Расчеты равновесного состава сложных систем. Понятие о современных методах расчета равновесий.
Лекция 8 (03 апреля). Электрохимические равновесия
1. Электрохимический потенциал. Электроды и полуреакции. Окислительно-восстановительная пара. Основные типы электродов. Равновесие электрод-раствор.
2. Электродные потенциалы. Зависимость электродных потенциалов от концентраций (ак-тивностей) ионов и температуры. Уравнение Нернста. Стандартные электродные потенциа-лы.
3. Электродвижущая сила (ЭДС), ее связь с термодинамическими величинами. Типы галь-ванических элементов. Потенциометрия, ее применение для определения термодинамиче-ских величин.
Лекция 9 (самостоятельно). Адсорбция. Коллоидная химия
1. Дисперсные системы и их классификация. Коллоидная химия как наука о дисперсных си-стемах и поверхностных явлениях.
2. Работа изменения площади поверхности. Поверхностное натяжение и его проявления. По-верхностное давление. Смачивание. Поверхностно-активные вещества.
3. Адсорбция. Основные понятия: адсорбат, адсорбент, степень заполнения поверхности. Физическая адсорбция и хемосорбция.
4. Адсорбционное равновесие. Метод избытков Гиббса. Фундаментальное уравнение ад-сорбции и адсорбционная формула Гиббса.
5. Изотерма, изобара и изостера адсорбции. Уравнение Ленгмюра. Простейшие модельные представления в теории адсорбции. Определение характеристик поверхности адсорбента.
Раздел III. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА
Лекция 10 (10 апреля). Основные понятия и постулаты химической кинетики
1. Связь химической кинетики и химической термодинамики.
2. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение.
3. Постулаты химической кинетики: закон действующих масс, принцип независимости хи-мических реакций, принцип лимитирующей стадии.
4. Константа скорости. Прямая и обратная задачи химической кинетики. Порядок, псевдо-порядок и молекулярность реакции. Элементарные реакции. Сложные реакции, механизм реакции.
5. Формальная кинетика реакций целого порядка. Период полупревращения, его зависи-мость от начальной концентрации. Реакции радиоактивного распада.
6. Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Аррениуса, его интегральная и дифференциальная формы. Опытная энергия активации.
Лекция 11 (17 апреля). Сложные реакции первого порядка
1. Сложные химические реакции. Механизмы реакций.
2. Обратимые реакции 1-го порядка. Решение кинетических уравнений, кинетические кри-вые. Связь константы равновесия с константами скорости. Равновесная степень превраще-ния. Определение кинетических параметров. Зависимость скорости реакции от химического сродства.
3. Параллельные реакции 1-го порядка. Решение кинетических уравнений, кинетические кривые. Периоды полураспада и полуобразования. Определение кинетических параметров.
4. Последовательные реакции 1-го порядка. Решение кинетических уравнений, кинетиче-ские кривые при различных соотношениях констант скорости. Определение кинетических параметров. Неоднозначность решения обратной задачи.
5. Принцип лимитирующей стадии для последовательных и параллельных реакций. Зависи-мость скорости реакции от химического сродства на примере обратимых реакций 1-го по-рядка.
Лекция 12 (24 апреля). Сложные реакции произвольного порядка.
Приближенные методы химической кинетики
1. Основные приближенные методы химической кинетики: квазиравновесные и квазиста-ционарные концентрации. Условия применимости, энергетические кривые.
2. Экспериментальное определение порядков реакций и констант скорости.
3. Термодинамический и кинетический контроль в параллельных обратимых реакциях.
4. Цепные реакции. Основные элементарные стадии. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции.
5. Нелинейные динамические системы в химии. Модель "хищник-жертва". Колебательные реакции. Кинетические модели реакции Белоусова-Жаботинского.
Лекция 13 (май). Катализ
1. Основные понятия катализа. Общие свойства катализаторов. Классификация каталити-ческих реакций.
2. Гомогенный катализ. Кислотно-основной катализ: специфический и общий. Механизмы реакций, кинетическое описание. Функция кислотности.
3. Ферментативные реакции. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Ингибирование ферментами и субстратом.
4. Гетерогенный катализ. Основные стадии, энергетический профиль. Закон действующих масс для гетерогенных реакций. Реакции в адсорбционном слое.
5. Автокатализ и его роль в химии и биологии.
Основная литература
1. В.В. Еремин, А.Я. Борщевский. Общая и физическая химия. – М., Интеллект, 2012.
2. В.В. Еремин, С.И. Каргов, И.А. Успенская, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин. Основы фи-зической химии. В 2-х тт. – М.: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2013.
Дополнительная литература
1. Эткинс П. Физическая химия. В 2-х тт. – М.: Мир, 1980.
2. Романовский Б.В. Основы химической кинетики. – М.: Экзамен, 2006.
3. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. – М: БИНОМ. Лаборатория знаний, 2006.
4. Шрайвер Д., Эткинс П. Неорганическая химия, т. 1. Гл. 3. – М.: Мир, 2009.
5. Грей Г. Электроны и химическая связь. – М.: Мир, 1967.
6. Базаров И.П. Термодинамика. – М.: Высшая школа, 1991.
7. Воронин Г.Ф. Основы термодинамики. – М: Изд-во Моск. ун-та, 1987.
8. Практическая химическая кинетика / под ред. Мельникова М.Я. – М.: Изд-во Моск. ун-та, СПБ: изд-во Санкт-Петерб. ун-та, 2006.
9. Тиноко И., Зауэр К., Вэнг Дж., Паглиси Дж. Физическая химия. Принципы и применение в биологических науках.
10. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур. – М.: Мир, 2002.
11. Шустер Г. Детерминированный хаос. – М.: Мир, 1988.