2015-10-22
455
по курсу «физическая химия» (6 семестр, 264 часа)
| № | Наименование разделов, тем | Количество часов по учебному плану | |||||
| Максимальная нагрузка студентов (часов) | Аудиторная нагрузка | Самостоятель ная работа | |||||
| Всего | В том числе | ||||||
| Лекции | Практические занятия | Лабораторный практикум | |||||
| 1. | Введение, постановка задачи. Основные понятия и определения химической термодинамики: система, фаза, компонент, состояние, процесс. | Вводное занятие, | |||||
| Уравнение состояния системы. Модель идеального газа, уравнение состояния и основные газовые законы. Уравнение неидеального газа Ван-дер-Ваальса. | |||||||
| Первое начало термодинамики и его приложение к различным системам и процессам. Энтальпия. | |||||||
| Теплоемкости Cv и Cp, связь между ними. Теплоемкости идеальных газов. Температурная зависимость теплоемкости и расчеты на ее основе. | |||||||
| Расчет работы неравновесного и равновесного расширения идеального газа в изотермических и адиабатических условиях. | |||||||
| Термохимия, закон Гесса и его термодинамическое обоснование. Стандартизация и классификация тепловых эффектов. Методы расчета тепловых эффектов химических реакций. Уравнение Кирхгоффа. | |||||||
| Второе начало термодинамики. Энтропия, неравенство Клаузиуса. Энтропия как критерий направленности процессов в изолированных системах, расчет ее изменения в различных процессах. Третье начало термодинамики и расчет абсолютного значения энтропии. Статистическое толкование энтропии. Флуктуации. | |||||||
| Объединенное уравнение I и II начал термодинамики. Критерии направленности процессов в изотермо-изохорических и изотермо-изобарических условиях, энергии Гельмгольца и Гиббса. Понятие о термодинамических потенциалах. | |||||||
| Пять фундаментальных термодинамических уравнений для открытых систем. Химический потенциал. Соотношения Максвелла. Понятие о характеристических функциях. | |||||||
| Зависимость энергий Гельмгольца и Гиббса от температуры. Уравнение Гиббса–Гельмгольца. Температурная зависимость изменения энергии Гиббса для химической реакции. Уравнение Шварцмана–Темкина, приближение Улиха. Энтальпийный и энтропийный факторы направленности химических процессов. Кинетические ограничения на протекания реакций, роль катализатора. Сопряженные реакции, понятие о биохимическом сопряжении, макроэргические соединения и их отличие от катализатора | |||||||
| Зависимость энергии Гиббса от давления. Химический потенциал идеального газа и компонента идеальной газовой смеси. Учет неидеальности газа (метод Льюиса), фугативность. Способы расчета фугативности реальных газов по экспериментальным данным. Зависимость изменения энергии Гиббса от давления. Геохимические процессы. | |||||||
| Общие условия термодинамического равновесия в многокомпонентной гетерогенной системе. Условия межфазного химического равновесия и химического равновесия реакций, протекающих внутри фаз. Вывод правила фаз Гиббса и его иллюстрация на примере равновесия жидкость–пар в двухкомпонентной системе и равновесия жидкость–жидкость в трехкомпонентной системе. | Работа 2, | ||||||
| Равновесия в однокомпонентных системах. Применение правила фаз, типичный вид диаграммы состояний. Уравнение Клаузиуса - Клапейрона для процессов плавления, испарения и сублимации. Диаграммы состояния воды, углекислого газа, углерода, фосфора, серы. | |||||||
| Уравнение изотермы химической реакции Вант–Гоффа. Условие химического равновесия для реакций, протекающих в газовой фазе. Положение равновесия. Константа равновесия, ее свойства и запись на основе различных способов выражения состава равновесной газовой смеси. Взаимосвязь со стандартным изменением энергии Гиббса. | |||||||
| Зависимость константы равновесия от температуры. Дифференциальная форма и интегральные формы в приближении Улиха и Шварцмана–Темкина. Зависимость положения равновесия от общего давления газовой смеси и наличия катализатора. Принцип Ле Шателье и его термодинамическое обоснование. | 2, индивидуальная задача | ||||||
| Методика расчета равновесного состава идеальной газовой смеси на примере реакции синтеза аммиака. Относительный равновесный выход целевого продукта и равновесная степень превращения реагента. | 2, индивидуальная задача | ||||||
| Растворы. Классификация растворов. Модель идеального раствора двух неэлектролитов (симметричный раствор) – способы его определения и молекулярное содержание. Реальный раствор. Учет неидеальности по методу Льюиса, коэффициенты активности. | |||||||
| Закон Рауля и изотермическая диаграмма давление-состав для идеального симметричного раствора. Отклонения от закона Рауля, молекулярная причина. Расчет коэффициентов активности. Особенности описания бесконечно разбавленных растворов - законы Рауля и Генри. Расчет растворимости газов в воде на основе закона Генри и рН дождевой воды. | |||||||
| Равновесие жидкость–пар в двухкомпонентных двухфазных системах. Расчет изотермической диаграммы для системы идеальный раствор – идеальный пар. Сопоставление составов фаз, правило рычага. Изобарическая диаграмма для идеальной системы. Классификация систем – простые и азеотропные и их диаграммы. Примеры. Законы Коновалова и разделение смесей методами перегонки и ректификации. Диаграмма состав пара–состав раствора. | Работа 1, | ||||||
| Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов, их термодинамическое обоснование. Осмотическая концентрация. Уравнение Шредера, криоскопия и ее практическое применение. Эбуллиоскопия. Осмос, осмотическое давление, уравнения Ван–Лаара и Вант-Гоффа. Коллигативные свойства разбавленных растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Расчет осмотической концентрации в многокомпонентных растворах. Изотонические, гипертонические и гипотонические растворы. Биологическое проявление осмотических явлений. Обратный осмос. | |||||||
| Реальные растворы. Симметричная и несимметричная нормировка коэффициентов активности. Осмотический коэффициент и его связь с коэффициентами активности. Экспериментальное определение осмотического коэффициента. Уравнение Бьеррума. | |||||||
| Химическое равновесие в растворах. Термодинамическая, концентрационная, условная, кажущаяся константа равновесия, взаимосвязь между ними. Методы стабилизации коэффициентов активности. | Работа 4. | ||||||
| Экстракция. Закон распределения Нернста. Константа и коэффициент распределения. Учет побочных процессов. Расчет и оптимизация экстракционного эксперимента. Степень экстракции. | Работа 3, | ||||||
| Растворы электролитов. Причина неидеальности, активности и коэффициенты активности ионов. Среднеионная активность, среднеионный коэффициент активности для электролитов разного типа. Основные положения теории сильных электролитов Дебая–Хюккеля, расчетные уравнения для коэффициентов активности. Правило Льюиса–Рендалла. | |||||||
| Электропроводность растворов электролитов. Скорость и абсолютная скорость ионов в растворе. Уравнение Стокса. Удельная электропроводность, ее экспериментальное определение. Взаимосвязь удельной электропроводности с молярной концентрацией электролита, степенью его диссоциации и скоростями ионов. Молярная и эквивалентная электропроводности, взаимосвязь с удельной электропроводностью. Подвижности ионов. Закон Кольрауша. Практическое использование измерений электропроводности. | |||||||
| Электролиз расплавов и водных растворов электролитов. Катодные и анодные процессы в зависимости от природы электролита и анода. Закон Фарадея. Числа переноса. Методы определения чисел переноса. Расчет чисел переноса по методу Гитторфа на примере растворов серной кислоты и гидроксида натрия. | Работа 7, | ||||||
| Потенциометрия. Скачок электрического потенциала на границе электрод – раствор электролита. Двойной электрический слой. Понятие об электрохимическом потенциале. Вывод уравнения Нернста для электродов первого рода. Правила записи уравнения Нернста для полуреакций восстановления любой природы. Классификация электродов. Ионселективние электроды, область селективности. Уравнение Нернста–Никольского. Строение стеклянного электрода с водородной и металлической функцией и условия их практическое использования. | Работа 6, | ||||||
| Понятие о гальваническом элементе: катод, анод, токообразующая реакция, правила записи схемы гальванического элемента. Классификация гальванических элементов: химические и концентрационные, с переносом и без переноса. Расчет ЭДС, уравнение Нернста. Компенсационный метод измерения ЭДС. Практическое использование измерений ЭДС гальванических элементов: определение термодинамических характеристик токообразующей реакции, определение стандартных восстановительных потенциалов полуреакций, расчет произведения растворимости, определение среднеионных коэффициентов активности электролитов, прямая потенциометрия (измерение рН) и потенциометрическое титрование. | Работа 5, 4. | ||||||
| Электрохимическая коррозия металлов: природа катодного и анодного процессов, катодное и анодное покрытие. Защита от коррозии. Химические источники тока: батареи, аккумуляторы, топливные элементы. | |||||||
| Итого | |||||||
| Вид текущего и итогового семестрового контроля | экзамен | Контрольная работа |
