ПРИМЕРНАЯ ПРОГРАММА

дисциплины

для студентов биологических факультетов

Специальности: 012000 – Физиология,
012300 – Биохимия

ПРЕДИСЛОВИЕ

Физическая химия представляет собой теоретический фундамент современной химии, широко используемой для исследования процессов в биологических системах.

Программа содержит перечень основных вопросов тех разделов физической химии, котрые наиболее необходимы биологам. Программа предназначена для студентов 2 курса (3 и 4 семестры), специализирующихся по кафедрам "Биоорганическая химия", "Биохимия", "Вирусология", "Генетика", "Высшая нервная деятельность", "Клеточная физиология и иммунология", "Микробиология", "Физиология животных", "Физиология растений", "Цитология и гистология", "Эмбриология".

В 3 семестре изучается материал феноменологической и статистической термодинамики, включающий термодинамику растворов, а также фазовые, адсорбционные и химические равновесия. Основной материал излагается в лекциях (36 часов) и разбирается на семинарских занятиях (36 часов). Изучение курса в 3 семестре заканчивается письменным экзаменом.

В 4 семестре излагаются разделы химической кинетики, катализа и электрохимии (лекции – 26 часов, семинары – 26 часов). Изучение второй части курса также заканчивается письменным экзаменом.

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Термодинамический метод (ТМ) в физической химии. Основные понятия ТМ: система, состояние системы, внутренняя энергия системы, термодинамические переменные (параметры). Экстенсивные и интенсивные переменные. Обобщенные координаты и обобщенные силы. Функции состояния. Термодинамический процесс. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики). Первый(ое) закон (начало) термодинамики, его формулировки и аналитическое выражение.

Температура. Температурные шкалы. Уравнения состояния (УС). УС идеальных и реальных газов. Уравнение Ван-Дер-Ваальса и его анализ. УС в вириальной форме. Теорема о соответственных состояниях.

Взаимные превращения теплоты и работы для различных процессов. Калорические коэффициенты. Энтальпия. Теплоемкость. Иллюстрации значения I начала термодинамики для изучения биологических процессов.

Теплоемкости веществ и их термодинамическое определение. Зависимость теплоемкости от температуры. Формулы Эйнштейна, Дебая и различные степенные зависимости. Вычисление работы расширения в адиабатических процессах.

Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса и его следствия. Стандартные состояния. Энтальпии и теплоты образования. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Формула Кирхгоффа.

Второе начало термодинамики. Энтропия как функция состояния. Температура как интегрирующий множитель. Расчет изменения энтропии для различных процессов. Определение абсолютного значения энтропии. Статистический характер второго начала. Энтропия и термодинамическая вероятность. Фундаментальное уравнение Гиббса (объединенное уравнение первого и второго начала).

Характеристические функции и их свойства. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Соотношения Максвелла и их использование для различных термодинамических расчетов. Химический потенциал и полный потенциал. Химический потенциал газа. Летучесть реальных газов.

РАСТВОРЫ. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ

Термодинамика растворов. Идеальные и неидеальные растворы. Закон Рауля и закон Генри.

Коллигативные свойства растворов.Криоскопия и эбулиоскопия. Осмотические явления. Уравнение Вант-Гоффа, его термодинамический вывод. Биологической значение осмотического давления. Метод активностей.

Стандартные состояния. Термодинамическая классификация растворов. Парциальные мольные величины.

Уравнение Гиббса-Дюгема. Равновесие жидкость–пар. Правила Гиббса-Коновалова.

Фазовые равновесия. Определение фазы, компонента, степени свободы. Правило фаз Гиббса.

Однокомпонентные системы. Диаграмма состояния воды. Фазовые переходы первого рода. Уравнение Клапейрона–Клаузиуса.

Двухкомпонентные и простейшие трехкомпонентные системы.

ХИМИЧЕСКИЕ И АДСОРБЦИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ

Химические равновесия. Условия равновесия. Закон действующих масс и его термодинамический вывод. Различные константы равновесия и связь между ними.

Химическое равновесие в идеальных и реальных системах. Активности и коэффициенты активности. Расчеты выходов химических реакций с помощью констант равновесия.

Изотерма химической реакции Вант-Гоффа. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары (изохоры) Вант-Гоффа.

Термодинамические расчеты констант равновесия. Гетерогенные химические равновесия. Зависимость равновесного состава от температуры и давления (иллюстрация принципа Ле Шателье).

Адсорбционное равновесие. Изотерма, изобара, изохора адсорбции. Уравнение Ленгмюра и область его применимости.

Полимолекулярная адсорбция. Уравнение БЭТ и области его приложения. Использование уравнения БЭТ для оценки величины поверхности твердых тел. Хроматография и ее практическое применение.

ЭЛЕМЕНТЫ СТАТИСТИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

Виды энергии и уровни энергии атомов и молекул. Уравнение Шредингера. Принцип Борна–Оппенгеймера. Распределение атомов и молекул по уровням энергии или по допустимым состояниям (распределение Больцмана).

Основные понятия и определения статистической термодинамики. Молекулярная сумма по состояниям и сумма по состояниям макроскопической системы, связь между ними.

Расчеты молекулярных сумм по состояниям (поступательной, электронной, колебательной, вращательной) и их вкладов в термодинамические функции.

Расчеты термодинамических функций (энтропия, энтальпия, внутренняя энергия, приведенная энергия Гиббса, теплоемкость) через полные суммы по состояниям.

Статистический расчет констант химического равновесия. Некоторые методы определения энергетических уровней и других характеристик молекул.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Скорость химической реакции. Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс). Порядок и молекулярность реакций. Методы определения порядка реакции и константы скорости химической реакции.

Простые и сложные химические реакции. Кинетические уравнения односторонних реакций О-го, 1-го, 2-го и более высокого порядка.

Важность использования кинетических уравнений формальной кинетики для исследования биологических процессов на примере фармакокинетики. Константа элиминации и время полувыведения в фармакокинетике.

Влияние температуры на скорость химической реакции. Правило Вант-Гоффа. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Определение ее из экспериментальных данных.

Кинетика сложных реакций и их классификация. Анализ кинетических кривых последовательных реакций 1-го порядка. Метод стационарных концентраций Боденштейна. Применение его для вывода кинетических уравнений.

Обратимые реакции как частный случай последовательных реакций. Кинетическое уравнение обратимой реакции 1-го порядка. Кинетическое определение константы равновесия химической реакции. Квазиравновесные приближения.

Понятие о цепных и фотохимических реакциях.

Параллельные (конкурирующие) реакции 1-го порядка. Анализ кинетических кривых для двух параллельных реакций 1-го порядка.

Сопряженные реакции (последовательно-конкурирующие реакции) как пример смешанных классов сложных реакций.

Представление о теориях химической кинетики. Элементы кинетической теории газов.

Теория активных столкновений (ТАС). Физический смысл предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса в рамках теории активных столкновений. Применение ТАС к биомолекулярным реакциям. Понятие о стерическом множителе.

Поверхность и кривые потенциальной энергии. Координата пути реакции. Принципиальная возможность расчета энергии активации в рамках теории активированного комплекса (ТАК).

Теория активированного комплекса (теория переходного состояния или теория абсолютных скоростей реакций). Основные положения и основное уравнение ТАК.

Статистический метод расчета констант скоростей бимолекулярных реакций в ТАК.

Термодинамический аспект теории активированного комплекса. Свободная энергия активации. Энтропия активации.

Сравнение теории активных столкновений и теории активированного комплекса для бимолекулярных реакций.

Основные понятия катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы. Особенности ферментативного катализа.

Ферментативная кинетика. Уравнение Михаэлиса. Конкурентное и неконкурентное ингибирование.

ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Электролиты и неэлектролиты. Коллигативные свойства электролитов. Изотонические коэффиценты. Основные положения теории электролитической диссоциации по Аррениусу. Степень диссоциации электролитов. Константа диссоциации слабого электролита. Закон разведения Оствальда.

Электропроводность растворов электролитов. Удельная и эквивалентная электропроводность и их зависимость от концентрации. Числа переносов ионов. Законы Фарадея. Связь электропроводности со скоростями движения ионов. Подвижность ионов и закон Кольрауша.

Отклонение сильных электролитов от закона разведения. Современные представления о свойствах сильных электролитов. Понятие об активности электролитов и ионов. Коэффициенты активности. Ионная сила растворов. Закон ионной силы.

Электродные процессы. Гальванический элемент. Электрохимические цепи, правила их записи. Обратимые электрохимические цепи. Электродвижущая сила гальванического элемента (ЭДС).

Формула Нернста для ЭДС и электродных потенциалов. Стандартные электродные потенциалы некоторых электродов в водных растворах. Электроды сравнения.

Термодинамика гальванического элемента. Анализ уравнения Гиббса-Гельмгольца.

ЛИТЕРАТУРА

Основная

Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. 2-е изд., М.: Изд-во Моск. ун-та, 1993. 336 с.
Еремин Е.Н. Основы химической термодинамики. М.: Высш. шк., 1974. 346 с.
Еремин Е.Н. Основы химической кинетики. М.: Высш. шк., 1974. 375 с.

Дополнительная

Эткинс С.П. Физическая химия. М.: Мир, 1980. Т.1, 582 с.; Т.II, 584 с.
Atkins P.W. Physical Chemistry. Fifth eddition, Oxford, Melbourne, Tokyo. Oxford University Press, 1994. 1031 p.
Уильямс В., Уильямс С. Физическая химия для биологов. М.: Мир, 1976. 600 с.
Чанг О. Физическая химия с приложениями к биологическим системам. М.: Мир, 1980. 662 с.

Программу составил:
Н.Е.Кузьменко, проф.
(Московский государственный университет)

Для студентов биологических факультетов

Специальность: 012200 – Биофизика

Что такое химическая термодинамика? Феноменология. Дедуктивность.

Место среди других теорий (квантовая механика, статистическая физика). Основные понятия: система, окружающая среда, фаза, гомогенная и гетерогенная системы, компонент, "независимый компонент". Виды изоляции системы. Сиcтема открытая, закрытая, изолированная, и т.д. Интенсивные и экстенсивные параметры. Температура, объем, давление, число молей. Плотности.

Идея равновесия. Эмпирическая температура. Нулевой закон. Транзитивность температуры. Газовый термометр, абсолютная температура. Термические и калорические уравнения состояния. Идеальный газ. Физический смысл модели. Графики давление–объем при постоянной температуре. Производные (термические коэффициенты). Отклонения от идеальности. Уравнение Ван-дер-Ваальса, его параметры. График давление–объем. Критическая точка в уравнении Ван-дер-Ваальса.

Работа расширения. Потерянная работа. Другие виды работы. Электрическая работа. Теплота. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики в открытой и закрытой системах. Функции пути и функции состояния. Работа и теплота в различных процессах для идеального газа. Изохора, изобара, изотерма, адиабата. Расширение против внешнего давления, которое меньше внутреннего. Теплота при постоянном давлении и при постоянном объеме. Энтальпия. Теплоемкости. Связь между теплоемкостями при постоянном давлении и постоянном объеме. Внутренняя энергия и энтальпия, как функции давления и температуры и температуры и объема. Закон Гесса. Теплоты химических реакций при постоянном давлении и постоянном объеме. Теплоты сгорания. Теплоты образования. Теплоты растворения. Стандартизация. Простые вещества. Калориметрия. Зависимость теплот химической реакции от температуры. Закон Киркгофа. Зависимость теплот реакции от давления. Пересчеты теплот реакций с помощью теплоемкостей. Теплоемкости, как функции температуры. Идеальный газ. Модели Дебая и Эйнштейна для твердых тел.

Энтропия, как функция состояния. Связь с приведенной теплотой. Расчеты приведенной теплоты для различных процессов в идеальном газе. Равновесность и обратимость. Примеры обратимых и необратимых процессов. Принцип возрастания энтропии. Неравенство Клаузиуса. Производство энтропии. Второй закон термодинамики, различные его формулировки.

Статистическая трактовка понятия энтропии. Связь энтропии с теплоемкостью. Объединенное уравнение 1-ого и 2-ого законов. Системы с постоянным и переменным числом молей. Однородные функции. Теорема Эйлера. Внутренняя энергия, как однородная функция объема, энтропии и числа молей. Химический потенциал.

Термодинамические потенциалы, зачем они нужны? Преобразование Лежандра. Простые примеры из математики. Потенциалы, как результат преобразования Лежандра внутренней энергии. Условия равновесия, записанные через различные потенциалы. Четыре потенциала и уравнения Максвелла. Связь потенциалов друг с другом. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Максимальная работа и максимальная полезная работа. Энергия Гиббса в естественных и "неестественных" переменных.

"Однородность" внутренней энергии и уравнение Гиббса–Дюгема. Энтропия, как функция давления и температуры. Третий закон термодинамики, различные его формулировки. Что происходит с энтропией, теплоемкостями, производными вблизи абсолютного нуля? Расчет энтропии и энергии Гиббса, как функций температуры и давления.

Химическое равновесие. Химическая переменная. График зависимости энергии Гиббса и энергии Гельмгольца от химической переменной при постоянных температуре и давлении. Условие химического равновесия. Способы записи химического потенциала. Фугитивность, активность, коэффициенты активности и фугитивности. Стандартные состояния. Подсчет изменения энергии Гиббса при переходе от реагентов к продуктам. Константа равновесия. Изотерма химической реакции. Разные способы записи константы равновесия. Связь констант друг с другом. Примеры химических равновесий. Равновесия в растворах. Гетерогенные химические равновесия. Многокомпонентные газовые смеси.

Принцип Ле-Шателье. Устойчивость равновесия.

Зависимость константы равновесия от температуры и давления. Уравнение изобары химической реакции. Определение энтальпий и энтропий химической реакции методами второго и третьего законов. Расчет констант равновесия при помощи справочника. Приведенные потенциалы. Справочник Глушко. Практические расчеты.

Фазовые равновесия. Условия фазового равновесия (вывод для систем с постоянными "давлением и температурой" и "объемом и энтропией") Примеры фазовых равновесий. Растворимость твердого вещества, давление насыщенного пара, определение активности через давления паров. Уравнение Клаузиуса–Клапейрона. Мембранные равновесия. Вывод условия мембранного равновесия. Осмос.

Правило фаз. Степени свободы. Однокомпонентые системы. Диаграммы температура–давление для воды и серы. Фазовые переходы первого рода. Применение уравнения Клаузиуса–Клапейрона. Тройная точка. Критические точки.

Диаграммы состояния двухкомпонентных систем. Сечения при постоянном давлении. Простая эвтектика. Применение правила фаз в различных точках. Правило рычага.

Растворы. Основные понятия (на примере двухкомпонентных систем). Способы выражения концентрации. Функции смешения. Интегральные и парциальные величины. Мольная энергия Гиббса раствора и ее зависимость от мольной доли, соответствующая диаграмма. Связь с диаграммами состояния двухкомпонентной системы. Несмешиваемость, выпадение твердого компонента, эвтектика, механическая смесь компонентов.

Способы выражения химического потенциала. Уравнение Дюгема–Маргулеса, его интегрирование.

Диаграммы давление насыщенного пара – состав в двухкомпонентных системах. Законы Коновалова. Азеотропы. Перегонка.

Модели растворов. Идеальный раствор. Энергия Гиббса, энтальпия, энтропия смешения. Активность. Стандартное состояние–чистый компонент. Несимметричный выбор стандартных состояний. Законы Рауля и Генри, график общее давление–состав. Уравнение Вант Гоффа, уравнение Шредера.

Неидеальные растворы. Регулярный и атермальный растворы. Растворы полимеров. Модель идеальных ассоциированных растворов.

Статистическая термодинамика.

Энтропия и вероятность. Способы подсчета вероятности. Термодинамическая вероятность. Понятие о термодинамическом ансамбле. Эргодная гипотеза.

Формула Больцмана. Вывод распределения Больцмана частиц по энергиям. Сумма по состояниям системы и молекулярная сумма по состояниям. Учет вырожденности. Другие распределения.

Связь суммы по состояниям с внутренней энергией, теплоемкостью и другими термодинамическими функциями. Приближение гармонический осциллятор – жесткий ротатор. Подсчет сумм по состояниям для поступательного, вращательного, колебательного движений. Электронное возбуждение. Расчет термодинамических функции в приближении гармонический осциллятор – жесткий ротатор. Расчет констант равновесия.

Химическая кинетика

Основные понятия хмической кинетики. Скорость реакции и скорость реакции по компоненту. Условие постоянства объема. Закон действия масс, независимость протекания химических реакций. Порядок и молекулярность. Механизм реакции. Дифференциальные уравнения для односторонних реакций первого, второго, n-ного порядков. Интегрирование уравнения для реакций первого порядка. Кинетическая кривая. Среднее время жизни. Время полупревращения. Интегрирование уравнения второго порядка. Вид кинетической кривой при различных начальных концентрациях компонентов. Способы определения порядка реакции. Интегрирование уравнения для обратимой реакции первого порядка. Сравнение с результатом, полученным из уравнений химической термодинамики. Параллельные и последовательные реакции. Анализ кинетических кривых для последовательных реакций первого порядка. Принцип Боденштейна.

Уравнение Михаэлиса–Ментен.

Экспериментальная зависимость константы скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса.

Диффузия, как возможная лимитирующая стадия химического процесса.

Представление о цепных реакциях. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Тепловой взрыв.

Теория активных столкновений. Вывод основного уравнения для бимолекулярной реакции. Эффективный диаметр столкновений. Стерический множитель. Энергия активации, ее связь с энергией активации Аррениуса. Мономолекулярные реакции. Схема Линдемана. Зависимость эффективной константы скорости от давления в системе. Тримолекулярные реакции. Уменьшение скорости реакции с ростом температуры.

Теория активного комплекса. Поверхности потенциальной энергии. Основные постулаты теории. Основное уравнение. Энергия активации, энтальпия и энтропия активации в уравнениях теории активного комплекса. Связь с энергией активации Аррениуса и энергией активации из теории активных столкновений. Выражения для константы скорости простейшей бимолекулярной реакции в теории активных столкновений и активного комплекса. Основное уравнение теории в случае мономолекулярных реакций.

Реакции с нетермической активацией. Фотохимические реакции. Закон Эйнштейна. Квантовый выход. Вывод кинетического уравнения для простейшей фотохимической реакции.

Представление о катализе.

Адсорбция.

Адсорбционное равновесие. Изотермы адсорбции газов.

Адсорбция на однородной поверхности. Уравнение Ленгмюра для адсорбции одного или нескольких газов. Адсорбционная формула Гиббса. Представление о хроматографическом методе.

Электрохимия

Электропроводность растворов электролитов. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химическое равновесие в растворах электролитов. Формы записи химического потенциала. Средняя активность, средние коэффициенты активности. Теория Дебая-Хюккеля. Основные этапы вывода. Ионная атмосфера. Связь коэффициентов активности с ионной силой раствора. Влияние ионной силы на константы равновесия.

Удельная и эквивалентная электропроводности. Скорость движения ионов. Числа переноса. Закон Кольрауша. Закон разбавления Оствальда.

Электрофорез, релаксационные эффекты, эффекты в сильных полях.

Электрохимический потенциал. Гальвани-потенциал. Условия химического и фазового равновесия для систем с участием заряженных частиц. Возникновение разности потенциалов на границе металл–раствор. Правильно разомкнутая цепь. Вывод уравнения Нернста. Связь максимальной работы химической реакции и ЭДС. Классификация электродов. Водородный электрод сравнения. Ряд стандартных электродных потенциалов. Химические цепи, концентрационные цепи с переносом и без переноса. Диффузионный потенциал. Температурная зависимость ЭДС.

Обратимые и необратимые цепи. Метод ЭДС: определение коэффициентов активности, определение рН, потенциометрическое титрование.

ЛИТЕРАТУРА

Герасимов Я.И. и др. Курс физической химии. М.:, 1969. Т. 1,2.
Еремин Е.М. Основы химической термодинамики. М: Высш. шк., 1974.
Еремин Е.М. Основы химической кинетики в газах и растворах. М.: Высш.шк., 1971.
Эткинс С.П. Физическая химия. М.: Мир, 1980. Т.1.
Мюнстер А. Химическая термодинамика. М.: Мир, 1971.
Антропов Л.И. Теоретическая электрохимия. М.: Высш. шк., 1975.
Горшков В.И., Кузнецов И.А. Физическая химия. М.: МГУ, 1986.

Программу составил:
М.В.Коробов, проф.
(Московский государственный университет)

Специальность: 011600 – Биология

ВВЕДЕНИЕ

Предмет физической химии. Основные разделы физической химии. Роль физической химии в биологии. Основные термодинамические понятия и определения (термодинамическая система, типы систем, термодинамические параметры, обобщенные силы и обобщенные координаты, функции состояния и процессы). Понятие о термодинамическом равновесии. Равновесные (обратимые) и неравновесные процессы. Квазистатический процесс. Постулат о температуре. Абсолютная температура и эмпирическая шкала температур (МПТШ). Проблема уравнения состояния. Уравнения состояния идеального газа и газа Ван-дер-Ваальса, вириальное уравнение состояния.

ПЕРВЫЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Формулировки первого закона термодинамики. Внутренняя энергия и ее свойства. Зависимость внутренней энергии от температуры и объема. Теплота и работа как формы передачи энергии. Работа расширения идеального газа при различных процессах. Энтальпия. Зависимость энтальпии от температуры. Теплоемкость и ее зависимость от температуры.

Термохимия. Закон Гесса. Измерение и вычисление тепловых эффектов химических реакций. Стандартное состояние вещества и стандартные энтальпии (тепловые эффекты) реакций. Энтальпии образования и энтальпии сгорания. Тепловые эффекты реакций в растворах. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа. Значение первого закона термодинамики для изучения процессов в живых системах.

ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ

Формулировки второго закона термодинамики. Энтропия и ее свойства. Расчет изменения энтропии в различных равновесных процессах. Энтропия в неравновесных процессах. Абсолютное значение энтропии и ее вычисление из опытных данных. Третий закон термодинамики (постулат Планка, теорема Нернста). Статистический характер второго закона термодинамики. Формула Больцмана.

МАТЕМАТИЧЕСКИЙ АППАРАТ ТЕРМОДИНАМИКИ

Фундаментальные уравнения Гиббса. Основные термодинамические функции: энергия Гиббса и энергия Гельмгольца. Анализ фундаментальных уравнений для энергии Гиббса и энергии Гельмгольца. Расчет изменений энергии Гиббса и энергии Гельмгольца при протекании различных процессов.

Уравнения Максвелла и их использование для вывода различных термодинамических соотношений. Характеристические функции. Общие условия равновесия, выраженные через характеристические функции. Критерии самопроизвольного протекания процесса и характеристические функции. Термодинамические потенциалы, их связь с полезной работой. Стандартные энергии Гиббса образования веществ. Таблицы термодинамических величин. Расчет и экспериментальное определение изменения энергии Гиббса в химических реакциях. Уравнения Гиббса-Гельмгольца и их вывод. Применение термодинамического метода в биологии.

Многокомпонентные системы и системы с переменной массой. Химический потенциал идеальных и реальных систем. Условия равновесия и самопроизвольного протекания процессов в многокомпонентных системах.

ПРИМЕНЕНИЕ ТЕРМОДИНАМИКИ К ФАЗОВЫМ РАВНОВЕСИЯМ

Основные понятия и определения (гомогенная и гетерогенная системы, компонент, степень свободы). Правило фаз Гиббса, его вывод. Фазовые переходы первого рода. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Его вывод и применение к фазовым равновесиям в однокомпонентных системах. Диаграммы состояния воды и углекислого газа. Вид диаграммы состояния бинарной системы на примере системы NaCl–вода.

ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ

Фундаментальное уравнение Гиббса и его применение к химическим равновесиям. Химическая переменная. Уравнение изотермы химической реакции, его вывод, анализ условий равновесия и самопроизвольного протекания химической реакции. Связь константы равновесия химической реакции и энергии Гиббса. Приведенная энергия Гиббса и ее использование при расчетах химических равновесий. Экспериментальное определение и расчет константы равновесия по таблицам стандартных термодинамических величин. Связь между Кр, Кс и К_N. Вывод зависимости константы равновесия от температуры. Уравнение изобары Вант-Гоффа. Влияние Р и Т на состав равновесной смеси. Равновесия в реальных системах. Равновесия в гетерогенных системах. Особенности изучения химических равновесий в биохимических системах.

РАСТВОРЫ

Растворы неэлектролитов.

Определение понятия "раствор". Виды растворов. Растворимость газов в жидкостях . Зависимость растворимости газов в жидкостях от Т, Р и присутствия электролитов. Закон Генри. Закон Рауля. Идеальные газовые и жидкие растворы. Реальные растворы. Коэффициенты активности. Способы выбора стандартного состояния для компонентов раствора. Симметричная и несимметричная системы сравнения.

Фазовые диаграммы: давление пара – состав раствора, состав пара и температура кипения – состав раствора, состав пара . Растворы твердых веществ в жидкостях. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов: относительное понижение давления пара растворителя над раствором, понижение температуры замерзания раствора (без вывода), повышение температуры кипения раствора (без вывода), осмотическое давление. Использование коллигативных свойств растворов для расчета коэффициентов активности и определения молярной массы растворенных веществ. Уравнение Вант-Гоффа, его термодинамический вывод. Осмотический коэффициент. Значение осмотических явлений в биологии.

Понятия о парциальных мольных величинах и методах их определения. Уравнение Гиббса–Дюгема. Взаимосвязи парциальных мольных величин, активностей и коэффициентов активностей, вытекающие из уравнения Гиббса–Дюгема. Функции смешения для идеальных и реальных растворов.

Растворы электролитов.

Изотонический коэффициент. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Причины электролитической диссоциации. Гидратация ионов. Константа диссоциации слабого электролита. Активность и коэффициент активности электролита и иона. Средняя ионная активность и средний ионный коэффициент активности. Ионная сила раствора. Стандартное состояние растворенного электролита и растворителя. Теория Дебая–Гюккеля (без вывода). Применение теории Дебая–Гюккеля для расчета среднего ионного коэффициента активности (первое, второе и третье приближения). Зависимость растворимости аминокислот и белков от ионной силы раствора. Полиэлектролиты.

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Удельная электропроводность и ее зависимость от концентрации для слабых и сильных электролитов. Эквивалентная электропроводность и ее зависимость от концентрации и разведения. Закон Кольрауша (без вывода) и подвижность ионов. Понятие о числах переноса ионов.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ. ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ

Электрохимический потенциал. Условия равновесия с участием заряженных частиц. Скачок потенциала на границе металл-раствор. Контактный и диффузионный потенциал. Схема и правили записи электрохимической цепи (гальванического элемента). Электродвижущие силы (ЭДС). Электродные потенциалы. Уравнение Нернста для электродного потенциала и ЭДС цепи. Правила расчета ЭДС цепи с помощью электродных потенциалов. Термодинамика гальванического элемента. Определение с помощью метода ЭДС энтальпии (теплового эффекта) и энтропии химической реакции. Связь константы равновесия с ЭДС. Электроды первого и второго рода, газовые электроды (водородный и кислородный электроды), окислительно-восстановительные электроды (редокс-электроды). Стеклянный электрод. Понятие о мембранном потенциале. Электроды сравнения. Классификация электрохимических цепей. Применение метода ЭДС для определения коэффициентов активности и рН растворов.

КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ И КАТАЛИЗ

Скорость химической реакции и методы ее экспериментального определения. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Основной постулат химической кинетики (закон действия масс). Константа скорости химической реакции. Молекулярность и порядок реакции. Кинетические уравнения необратимых (односторонних) реакций 0-го, 1-го, 2-го и n-го порядков. Методы определения порядка и константы скорости реакции (метод подстановки, метод Вант-Гоффа, метод Оствальда–Нойеса). Зависимость скорости реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации и методы ее экспериментального определения. Представления о сложных реакциях. Катализ. Представления о механизме действия катализаторов. Ферменты как биокатализаторы. Кинетика ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса–Ментен.

ЛИТЕРАТУРА

Основная

Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1993.
Горшков В.И., Кузнецов И.А. Физическая химия. М.: Изд. Моск. ун-та., 1986.
Горшков В.И., Кузнецов И.А. Физическая химия. Методические указания. М.: Изд. Моск. ун-та., 1988.

Дополнительная

Уильямс В., Уильямс Х. Физическая химия для биологов. М.: Мир, 1976.
Даниэльс Ф., Олберти Р. Физическая химия. М.: Мир, 1978.
Семиохин И.А. Физическая химия для геологов. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1991.
Чанг О. Физическая химия с приложениями к биологическим системам. М.: Мир, 1980.
Лабовиц Л., Аренс Дж. Задачи по физической химии с решениями. М.: Мир, 1972.
Краткий справочник физико-химических величин (любой год издания).

Программу составила:
Т.М.Рощина, доц.
(Московский государственный университет)