Рабочая программа дисциплины «Физическая химия» для подготовки бакалавров и магистров по направлению 240900 Биотехнология icon

Рабочая программа дисциплины «Физическая химия» для подготовки бакалавров и магистров по направлению 240900 Биотехнология


Смотрите также:
Рабочая программа дисциплины «Физическая химия» для подготовки бакалавров и магистров по...
Рабочая программа учебной дисциплины "Химия" для подготовки бакалавров и магистров по...
Общая биология и микробиология...
Комплекс дисциплины «Молекулярная генетика» образовательных профессиональных программ (опп)...
Рабочая программа дисциплины «Экономика и управление производством» для специальности 240902...
Академия
Рабочая программа дисциплины «Научные основы микробного синтеза» для специальности: 240902...
Рабочая программа дисциплины теоретическая механика для специальностей 240902 Пищевая...
Рабочая программа дисциплины «физическая химия»...
Рабочая программа дисциплины (модуля) «Уравнения математической физики»...
Рабочая программа дисциплины (модуля) «Линейная алгебра и аналитическая геометрия»...
Рабочая учебная программа утверждена на заседании кафедры неорганической химии " " 2009 г....



Загрузка...
скачать



Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

Санкт-Петербургский государственный технологический институт

(Технический университет)


УТВЕРЖДАЮ

Проректор по учебной работе

_________Масленников И.Г.

“___”________________2009


РАБОЧАЯ ПРОГРАММА

Дисциплины «Физическая химия»


для подготовки бакалавров и магистров по направлению

240900 – Биотехнология

специалистов по направлению

240900 – Биотехнология по специальности 240901 – Биотехнология


Химическое отделение


Кафедра физической химии


Курс 3

Семестры 5 и 6

Лекции 68 ч Экзаменов 2 Семестры 5 и 6

Практические занятия 40 ч Зачет 1 Семестр 6

Лабораторные занятия 68 ч

Самостоятельная работа 164 ч

Всего 340 ч


Санкт-Петербург

2009


Рабочая программа обсуждена на заседании кафедры физической химии

23 июня 2009 г., протокол № 14


Заведующий кафедрой

физической химии, член корр. РАН В.В.Гусаров


Одобрено учебно-методической комиссией химического отделения


30 июня 2009 г., протокол № 7


Председатель, к.х.н., доцент В.И.Башмаков


Программу составили:

д. х. н., профессор Б. Н. Афанасьев

к. х. н., доцент М. Ю. Матузенко

к. х. н., доцент И. А. Черепкова


^ 1 ЦЕЛЬ И ЗАДАЧИ УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ,

ЕЕ МЕСТО В УЧЕБНОМ ПРОЦЕССЕ


Физическая химия принадлежит к числу общенаучных учебных дисциплин и является одной из основополагающих дисциплин в цикле естественнонаучной подготовки химиков-технологов. Она лежит в основе общетеоретической подготовки бакалавра, магистра и специалиста химика-технолога. Устанавливая общие законы физико-химических процессов, физическая химия является теоретическим обобщением неорганической, органической, аналитической химии и в то же время – фундаментом всех отраслей химической технологии.

В ней излагаются фундаментальные основы учения о направленности и закономерностях протекания химических процессов и фазовых превращений, сведения об экспериментальных и теоретических методах исследования, базируясь на которых становится возможным дать количественное описание процессов, сопровождающихся изменением физического состояния и химического состава в системах различной сложности.

Физическая химия рассматривает общие закономерности химических превращений на основе физических процессов, происходящих с микрочастицами (атомами, молекулами, ионами, наночастицами) и сопровождающих их энергетических эффектов. При этом широко используются теоретические представления, экспериментальные методы, логический и математический аппарат физики. Отсюда вытекает возможность математического описания, расчета и предсказания протекания процессов (например, возможность количественно рассчитать энергетический эффект процесса, скорость реакции, предел протекания реакции до установления равновесия и пр.). Широкое применение современной компьютерной техники, баз и банков данных физико-химических величин дает возможность моделировать проведение химических процессов с учетом разнообразных внешних условий и выбирать наиболее оптимальные с экономической и экологической точек зрения.

Изучение физической химии преследует две основных цели:

– формирование научного мировоззрения специалиста химика-технолога, владеющего знаниями в области теории химических процессов и знакомого с основными методами физико-химического эксперимента;

– овладение навыками применения теоретических законов к решению практических вопросов химической технологии.

Таким образом, знание физической химии дает возможность сознательно управлять химическими и технологическими процессами, т.е. создает теоретическую основу для практической деятельности инженера-технолога.

Курс физической химии использует фундаментальные законы физики и химии, в нем широко применяется математический аппарат. По этой причине курс физической химии требует предварительной подготовки студентов по таким дисциплинам как общая, неорганическая, органическая и основы аналитической химии, а также по физике (агрегатные состояния вещества, молекулярно-кинетическая теория газов, начала термодинамики, электростатика, основы квантовой и волновой механики, основы спектроскопии и др.) и по математике (дифференциальное и интегральное исчисления, дифференциальные уравнения, ряды, элементы теории вероятности и др.). И лишь после завершения, полного или частичного, изучения курса физической химии в учебном плане следуют: коллоидная химия, процессы и аппараты химической промышленности, общая химическая технология и специальные технологии.


^ 2 ТРЕБОВАНИЯ К УРОВНЮ ОСВОЕНИЯ

УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ


В результате изучения данного курса студент будет:

– иметь представление: об основных принципах и законах химической термодинамики; о фазовых равновесиях в одно- и многокомпонентных системах; о свойствах растворов; о химической кинетике и катализе; об электрохимических процессах;

– знать: основные законы физической химии в их математической, графической и словесной формулировках, какими теоретическими и экспериментальными методами эти законы получены; основы химической термодинамики и кинетики в закрытых и открытых системах, теории фазовых равновесий и молекулярной спектроскопии; основные закономерности протекания химических и физико-химических процессов в системах различной компонентности, природу химических взаимодействий и реакционной способности соединений, основы физхимии гомогенных, гетерогенных, дисперсных и полимерных систем;

– уметь: проводить эксперименты по изучению физико-химических свойств индивидуальных веществ, многокомпонентных систем и параметров физико-химических процессов;

– анализировать процессы: происходящие при фазовых превращениях в системах с различным числом компонентов; электрохимические равновесия; кинетические закономерности химических процессов;

– проводить расчеты: термодинамических характеристик веществ; констант равновесия и равновесного состава химических реакций; характеристик фазовых равновесий (включая построение и анализ фазовых диаграмм); молекулярных констант по электрическим, магнитным и оптическим свойствам веществ; констант и скоростей химических процессов; электрической проводимости растворов электролитов; ЭДС гальванических элементов;

– овладеть навыками: применения основных экспериментальных методов исследования физико-химических свойств веществ, а также теоретических законов физической химии к решению практических вопросов химической технологии.

Совокупность указанных представлений, знаний, умений и навыков отражает вышеприведенные требования государственных образовательных стандартов.


^ 3 ВИДЫ УЧЕБНЫХ ЗАНЯТИЙ И ИХ ОБЪЕМ


В таблице 1 приведены виды учебных занятий и количество часов, отводимых на их освоение


Таблица 1- Виды учебных занятий и их объем

Виды учебных занятий

Трудоемкость учебных занятий (ч)

Общая

5 семестр

6 семестр

Аудиторные занятия, в том числе:

176

90

86

Лекции

68

36

32

Лабораторные работы

68

36

32

Практические занятия

40

18

22

Самостоятельная работа

164

82

82

Дисциплина в целом

340

172

168

Формы итогового контроля

1 зачет,

2 экзамена

экзамен

зачет и экзамен



^ 4 ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН И СОДЕРЖАНИЕ

УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ


4.1 Тематический план учебной дисциплины


Учебно-тематический план учебной дисциплины представлен в таблице 2.

Таблица 2 – Тематический план учебной дисциплины

Темы учебной дисциплины

Всего, ч

Аудиторные

занятия, ч

Самост.

работа,


ч

Лекции, ч

Лаборатор.


зан.,ч
^

Прак. зан.,ч


Введение

6

2

4






Тема 1 – Химическая

термодинамика

36

8

8

4

16


Тема 2 – Химическое равновесие

16

4



4

8

Тема 3 – Основы учения о строении вещества свойства идеальных газов.

76

14

16

8

38

Тема 4Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов

76

18

12

8

38

Тема 5 – Химическая кинетика и катализ

70

14

8

10

38

Тема 6 – Электрохимические системы

60

8

20

6

26
Всего

340

68

68

40

164



4.2 Содержание дисциплины


Введение (лекции 2 ч, лабораторные занятия 4 ч)

Предмет и содержание физической химии. Ее основные разделы. Значение физической химии для технологии. Методы физической химии: термодинамический, статистический и квантово-механический. Философские основы физической химии. Роль российских ученых в развитии физической химии.


4.2.1 Тема 1 – Химическая термодинамика


4.2.1.1 Первое начало термодинамики и его применение

к химическим процессам. Термохимия (лекции 4 ч,

лабораторные занятия 8 ч, практические занятия 2 ч )


Основные понятия: термодинамическая система (изолированная, открытая, закрытая); внутренняя энергия, теплота и работа, функции состояния и функции процесса; работа расширения (сжатия) идеального газа в изотермическом, изобарном и изобарно-изотермическом процессах; теплота процессов при постоянном объеме и при постоянном давлении. Энтальпия. Закон Гесса. Тепловые эффекты: теплоты образования, сгорания, агрегатных превращений, растворения, разведения и т.п. Таблицы стандартных теплот образования соединений и ионов из простых веществ. Способы вычисления тепловых эффектов с использованием теплот образования, теплот сгорания, теплот растворения и энергий связи.

Зависимость теплового эффекта реакции от температуры (уравнение Кирхгофа). Теплоемкость истинная и средняя. Интерполяционные уравнения теплоемкости. Составление уравнения ΔH = f(T).


4.2.1.2 Второе начало термодинамики и его применение к химическим

процессам (лекции 4 ч, практические занятия 2ч)

Необратимость самопроизвольных процессов. Термодинамически обратимые (квазистатические) процессы. Термодинамическое и химическое понятие обратимости процесса. Работа обратимого процесса. Превращение теплоты в работу. Энтропия. Аналитическое выражение 2-го начала термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Изменение энтропии в изолированной системе как критерий направления процесса. Энтропия идеального газа как функция объема (давления) и температуры. Изменение энтропии при нагревании, расширении и смешении идеальных газов и при фазовых переходах. Тепловая теорема Нернста. Постулат Планка. Расчет абсолютной энтропии. Изменение энтропии в химическом процессе.

Термодинамические потенциалы как мера работоспособности системы и как критерий направления процесса. Энергия Гельмгольца и энергия Гиббса. Свободная и связанная энергия. Характеристические функции. Зависимости A = f (V, T) и G = f (Р ,T). Уравнение Гельмгольца-Гиббса. Зависимость энергии Гиббса системы от ее состава. Химический потенциал идеального и реального газов. Уравнения состояния реальных газов. Фугитивность (летучесть), активность и коэффициент активности реального газа. Методы нахождения коэффициентов активности.


4.2.2 Тема 2 – Химическое равновесие (лекции 4 ч, практические

занятия 4 ч )


Глубина превращения (химическая переменная). Вывод уравнения изотермы химической реакции. Расчет стандартного химического сродства. Термодинамические константы равновесия Кa, Кf. Практические константы равновесия Кp, Кn, КX, Кc. Закон действующих масс. Выражение констант равновесия через мольные доли и число молей. Вычисление степени превращения исходных реагентов, состава равновесной смеси, равновесного выхода продукта, степени диссоциации продукта реакции. Влияние давления и добавки инертных газов на равновесие. Химическое равновесие при повышенных давлениях. Константы равновесия гетерогенных реакций.

Зависимость константы равновесия от температуры. Вывод уравнения изобары (изохоры) химической реакции. Уравнение изобары как количественное выражение правила Ле Шателье. Интегрирование уравнения изобары без учета и с учетом температурной зависимости теплового эффекта [уравнение ln K = f (T)].


4.2.3 Тема 3 – Основы методов изучения строения вещества

и свойства идеальных газов

4.2.3.1 Методы изучения строения молекул, основанные на

электрических свойствах (лекции 2 ч,

лабораторные занятия 8 ч, практические занятия 2 ч )


Поляризация полярных и неполярных молекул в постоянном и переменном электрических полях. Уравнение Клаузиуса-Мосотти, Дебая, Лоренц-Лорентца. Использование молекулярной рефракции и дипольных моментов для определения строения молекул. Методы определения дипольных моментов.


4.2.3.2 Оптические методы нахождения молекулярных констант и

использование их для расчета термодинамических функций

идеальных газов статистическим методом (лекции 12 ч,

лабораторные занятия 8 ч, практические занятия 6 ч )


Общая характеристика молекулярных спектров. Использование закона Ламберта-Бугера-Бера при изучении спектров.

Энергия вращения двухатомной молекулы в приближении жесткого ротатора. Вращательные спектры. Применение вращательных спектров поглощения для определения молекулярных констант (момента инерции и равновесного межъядерного расстояния) для двухатомных и линейных многоатомных молекул. Моменты инерции многоатомных молекул.

Энергия колебательного движения двухатомной молекулы в приближении гармонического и ангармонического осциллятора. Определение собственной частоты, коэффициента ангармоничности и энергии химической связи на основании колебательного спектра поглощения. Число и типы нормальных колебаний многоатомных молекул.

Вращательно-колебательные спектры поглощения двухатомных молекул. Р-, R-и Q-ветви, их происхождение. Определение молекулярных констант по вращательно-колебательным спектрам поглощения.

Электронно-колебательно-вращательные спектры. Принцип Франка-Кондона. Диссоциация электронно-невозбужденных и возбужденных молекул. Определение энергии химической связи по молекулярным спектрам.

Спектры комбинационного рассеяния, сопоставление их с ИК-спектрами.

Статистическая сумма по состояниям. Вычисление поступательной, вращательной, колебательной и электронной сумм по состояниям в приближении жесткого ротатора и гармонического осциллятора.

Выражение термодинамических функций (внутренней энергии, энтальпии, энтропии, изохорной и изобарной теплоемкостей, приведенных энергий Гельмгольца и Гиббса) через сумму по состояниям. Таблицы Эйнштейна и Дебая.

4.2.4 Тема 4 – Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов


4.2.4.1 Правило фаз Гиббса (лекции 2 ч)

Понятия «фаза», «составляющие вещества», «компоненты» «термодинамические степени свободы». Условия термодинамического равновесия между фазами. Правило фаз Гиббса.


4.2.4.2 Математическое описание и графическое изображение фазовых

равновесий в однокомпонентных системах (лекции 2 ч,

лабораторные занятия 4 ч, практические занятия 2 ч )


Вывод, анализ и интегрирование уравнения Клапейрона-Клаузиуса. Применение правила фаз к разбору диаграмм состояния однокомпонентных систем. Диаграммы состояния воды, серы и углерода. Диаграммы состояния воды при высоких давлениях. Стабильные и метастабильные состояния.


4.2.4.3 Термодинамические свойства растворов неэлектролитов

(лекции 4 ч, лабораторные занятия 4 ч, практические занятия 2 ч)


Общая характеристика растворов. Закон Рауля. Идеальные и неидеальные растворы. Предельно разбавленные, атермальные, регулярные растворы. Парциальные мольные величины, методы их определения. Уравнения Гиббса-Дюгема. Химический потенциал компонента в идеальном и неидеальном растворах. Активность и коэффициент активности. Выбор стандартного состояния для растворителя и растворенного вещества. Симметричная и несимметричная системы. Вычисление активностей растворителя и растворенного вещества по давлению пара, понижению температуры замерзания, повышению температуры кипения и из осмотического давления. Коллигативные свойства, их практическое использование.


4.2.4.4 Равновесия жидкость – пар в двухкомпонентных системах

(лекции 4 ч, лабораторные занятия 4 ч, практические занятия 2 ч)


Растворимость газов в жидкостях. Применение закона Генри к растворам газов в жидкостях. Влияние давления и температуры на растворимость газов в жидкостях. Влияние электролитов на растворимость газов.

Метод физико-химического анализа. Диаграммы состав-свойство. Принципы непрерывности и соответствия (Н.С.Курнаков).

Неограниченно растворимые друг в друге жидкости. Вычисление давления и состава пара над идеальными растворами. Первый закон Гиббса-Коновалова. Диаграммы общее давление – состав, температура кипения – состав, состав раствора – состав пара для идеальных растворов. Правило рычага. Перегонка (ректификация). Диаграммы общее давление – состав, температура кипения – состав, состав раствора – состав пара для неидеальных растворов. Азеотропные растворы. Второй закон Гиббса-Коновалова. Перегонка растворов с минимумом и максимумом температуры кипения.

Ограниченная взаимная растворимость жидкостей. Влияние температуры на растворимость. Давление насыщенного пара в системах с ограниченной растворимостью жидкостей. Состав пара. Диаграммы общее давление – состав, температура кипения – состав, состав раствора – состав пара для систем с ограниченной взаимной растворимостью жидкостей.

Давление и состав пара над смесью взаимно нерастворимых жидкостей. Перегонка с водяным паром.

Изменение характера диаграммы состояния в зависимости от внешних условий (давления, температуры).


4.2.4.5 Равновесия кристаллы – жидкость в двухкомпонентных

системах (лекции 4 ч, практические занятия 2 ч )


Идеальная растворимость твердых веществ в жидкости (уравнение Шредера). Термический анализ, кривые охлаждения. Диаграммы растворимости (плавкости) двухкомпонентных систем. Системы с полной взаимной нерастворимостью в твердом и жидком состояниях, с полной растворимостью в жидком и полной нерастворимостью в твердом состояниях (с простой эвтектикой), с ограниченной и неограниченной растворимостью в твердом состоянии. Системы с химическими соединениями, плавящимися конгруэнтно и инконгруэнтно.


4.2.4.6 Фазовые равновесия в трехкомпонентных системах (лекции 2 ч)


Графическое изображение состава трехкомпонентных систем в треугольниках Гиббса и Розебома и в прямоугольных координатах. Диаграммы состояния тройных жидких систем с ограниченной взаимной растворимостью.

Распределение растворенного вещества между двумя жидкими фазами. Коэффициент распределения. Экстрагирование.

Диаграммы плавкости трехкомпонентных систем. Изотермы растворимости двух солей с одинаковым ионом.


4.2.5 Тема 5 – Химическая кинетика и катализ


4.2.5.1 Феноменологическая (формальная) кинетика (лекции 2 ч,

лабораторные занятия 8 ч, практические занятия 10 ч )


Скорость реакции. Закон действующих масс и кинетические уравнения реакций. Молекулярность и порядок реакции. Константы скорости реакций нулевого, первого, второго, n-го порядков, кинетические уравнения для них. Период полупревращения. Способы определения порядка реакции. Сложные реакции: двухсторонние (обратимые), параллельные, последовательные, сопряженные (работы Н.А.Шилова). Стадийное протекание реакций. Метод квазистационарных концентраций. Механизм мономолекулярных реакций, протекание их по 1-му и 2-му порядкам.

Зависимость скорости реакции от температуры, уравнение Аррениуса. Энергия активации.


4.2.5.2 Теории элементарного акта химической реакции (лекции 2 ч)


Теория активных соударений. Истолкование энергии активации и предэкспоненциального множителя в уравнении Аррениуса в рамках этой теории. Стерический фактор.

Теория переходного состояния (активированного комплекса). Поверхность потенциальной энергии. Выражение константы скорости по методу переходного состояния (через термодинамические и статистические величины). Энергия Гиббса, энтальпия и энтропия активации. Сопоставление уравнений теории активных соударений и теории переходного состояния.


4.2.5.3 Кинетика реакций в растворах (лекции 2 ч)


Быстрые реакции. Диффузионный предел.

Влияние растворителя на скорость реакций в растворах. Роль сольватации. Работы Н. А. Меншуткина. Гомо- и гетеролитические реакции. Влияние ионной силы раствора на скорость процесса, электролитические (солевые) эффекты. Уравнение Бренстеда.

.

4.2.5.4 Кинетика цепных и фотохимических реакций (лекции 2 ч)


Цепные реакции. Особенности цепных реакций. Работы Н. Н. Семенова и С.Хиншелвуда. Возникновение, развитие и обрыв цепей, роль радикалов. Кинетика реакций с неразветвленными и разветвленными цепями. Горение и взрыв. Тепловой и цепной механизмы воспламенения.

Фотохимические реакции. Закон фотохимической эквивалентности (А.Эйнштейн). Квантовый выход. Кинетика фотохимических реакций. Порядок фотохимических реакций. Действие излучений высоких энергий. Примеры фотохимических реакций.


4.2.5.5 Кинетика гетерогенных процессов (лекции 2 ч)


Стадии гетерогенного процесса. Диффузия в газах, жидкостях и твердых телах. Законы Фика. Соотношение диффузионных и кинетических факторов в кинетике. Скорость процессов при смешанном режиме и в предельных случаях. Влияние температуры и перемешивания на режим гетерогенного процесса.

4.2.5.6 Катализ (лекции 2 ч)


Общие свойства катализаторов. Специфичность катализаторов. Катализаторы и ингибиторы. Влияние катализаторов на энергию активации.

Гомогенный катализ, механизм. Каталитические реакции в растворах, влияние растворителя. Кислотно-основной катализ. Ферментативный катализ. Кинетика ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Определение кинетических параметров по экспериментальным данным.

Адсорбция и гетерогенный катализ. Структура поверхности катализатора. Физическая и химическая адсорбция. Изотерма и изобара адсорбции. Стадии гетерогенного катализа. Теории гетерогенного катализа: мультиплетов (А.А.Баландин), ансамблей (Н.И.Кобозев) и др. Промоторы и ингибиторы. Усталость, отравление, регенерация катализаторов. Некоторые примеры каталитических реакций.


4.2.6.7. Элементы термодинамики необратимых процессов (лекции 2ч)


Линейная необратимая термодинамика. Уравнения Онзагера. Некомпенсированная теплота и производство энтропии в изолированных системах (теплопроводность, расширение газов, химическая реакция). Открытые системы. Диссипативные структуры (ячейка Берпара, реакция Белоусова-Жаботинского).


4.2.6 Тема 6 – Электрохимические системы


4.2.6.1 Строение и свойства растворов электролитов.

Равновесия в растворах электролитов (лекции 2 ч,

практические занятия 2 ч )


Общая характеристика растворов электролитов. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический и осмотический коэффициенты. Влияние растворителей на диссоциацию. Сольватация. Строение растворов сильных электролитов. Основы электростатической теории сильных электролитов Дебая и Хюккеля. Вычисление коэффициентов активности. Ионные и средние ионные коэффициенты активности.

Равновесия в растворах электролитов. Термодинамические и практические константы равновесия (константы диссоциации, гидролиза, ионное произведение воды, произведение растворимости); влияние ионной силы.


4.2.6.2 Электрическая проводимость растворов электролитов (лекции

2 ч, лабораторные занятия 4 ч, практические занятия 2 ч )


Электрическая проводимость растворов. Удельная, молярная и эквивалентная проводимость. Подвижности ионов. Связь электрической проводимости с подвижностями ионов. Зависимость от концентрации; предельная эквивалентная проводимость. Зависимость электрической проводимости от температуры, природы электролита и растворителя. Числа переноса, их использование для определения электрической проводимости ионов. Основные положения теории электрической проводимости сильных электролитов Дебая-Хюккеля-Онзагера. Практическое использование измерений электрической проводимости (кондуктометрическое титрование, определение степени и константы диссоциации слабых электролитов, растворимости труднорастворимых солей).


4.2.6.3 Термодинамика гальванических элементов. Потенциометрия.

Химические источники тока (лекции 2 ч, лабораторные занятия

8 ч, практические занятия 2 ч)


Механизм возникновения скачка потенциала и двойного электрического слоя на границе раздела металл – раствор электролита. Электрохимический потенциал. Электродвижущие силы электрохимических систем. Гальванические элементы. Водородная шкала электродных потенциалов. Равновесный потенциал. Стандартные потенциалы. Выражение равновесного потенциала для электродов различных типов (электроды первого и второго рода, окислительно-восстановительные, ионообменные). Классификация гальванических элементов (химические и концентрационные элементы, элементы с переносом и без переноса). Диффузионный потенциал.

Использование стандартных потенциалов для определения направления химических и электрохимических реакций. Определение ΔG, ΔS, ΔH и константы равновесия реакции, протекающей в гальваническом элементе. Термодинамический расчет ЭДС.

Практическое использование потенциометрических измерений (определение рН, степени и константы диссоциации слабых электролитов, степени и константы гидролиза, коэффициентов активности сильных электролитов, потенциометрическое титрование, определение произведения растворимости, константы нестойкости и состава комплексного соединения, чисел переноса). Химические источники тока.


4.2.6.4 Кинетика электрохимических процессов и электрохимическая

коррозия (лекции 2 ч, лабораторные занятия 8 ч)


Электролиз. Катодные и анодные процессы. Характеристика скорости электрохимических процессов с помощью поляризационных кривых.

Виды поляризации электродов. Концентрационная поляризация; предельный ток. Теория замедленного разряда (М.Фольмер, А.Н.Фрумкин). Уравнение Тафеля. Практическое значение перенапряжения при выделении водорода. Анодное перенапряжение, пассивирование металлов.

Электрохимическая коррозия. Термодинамические и кинетические факторы в коррозии (иллюстрация поляризационными кривыми). Способы защиты от коррозии.

4.2.7 Лабораторные занятия


В таблице 3 приведен план лабораторных занятий


Таблица 3 – План лабораторных занятий

Тема

Название лабораторной работы

Часы

Введение

Вступительная беседа. Техника безопасности в лаборатории физической химии.


4


Тема 1 – Химическая термодинамика

Определение тепловых эффектов (теплоты нейтрализации или теплоты растворения соли)


4

Определение теплоемкости раствора

4



Тема 3 – Основы учения о строении вещества и свойства идеальных газов

Определение состава вещества или раствора методом рефракции.

4

Определение дипольного момента вещества

4

Определение энергии диссоциации гомоядерных молекул методом спектроскопии


4

Рентгеноструктурный анализ

4



Тема 4 – Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов

Определение молярной массы вещества методом криометрии

4

Получение кривой испарения и определение молярной теплоты испарения вещества


4

Построение диаграммы равновесия жидкость ↔ пар двухкомпонентной системы по экспериментальным данным


4



Тема – 5 Химическая кинетика и катализ

Определение константы скорости реакции первого порядка на примере реакции гидролиза сахарозы (инверсии сахара)


4

Определение константы скорости реакции второго порядка на примере реакции иодирования ацетона


4



Тема – 6 Электрохимические системы


Тема – 6 Электрохимические системы

Изучение зависимости электрической проводимости растворов сильных или слабых электролитов от концентрации. Расчет коэффициента электрической проводимости или степени диссоциации электролита. Кондуктометрическое титрование


4


Определение чисел переноса ионов в растворах электролитов на при мере серной кислоты или гидроксида натрия


4

Измерение электродных потенциалов и ЭДС гальванических элементов или

определение рН растворов, степени и константы гидролиза соли методом потенциометрии. Потенциометрическое титрование



4


Изучение перенапряжения выделения водорода на различных металлах

4

Определение скорости электрохимической коррозии методом поляризационных кривых


4

Всего




68



4.2.8 Практические занятия


В таблице 4 приведен план практических занятий


Таблица 4 – План практических занятий

Тема

Содержание практического занятия

Колич.

часов


Тема 1 – Химическая термодинамика

Применение первого начала термодинамики для расчета тепловых эффектов химических реакций. Закон Гесса и следствия из него. Закон Кирхгоффа.


2

Применение второго начала термодинамики к химическим процессам. Энтропия. Термодинамические потенциалы


2

Тема 2 – Химическое равновесие

Термодинамические и практические константы равновесия и их применение для расчета глубины и степени превращения, равновесного выхода и равновесного состава химической реакции


2


Проверка выполнения индивидуальных расчетных заданий. Контрольная работа

2


Тема 3 – Основы учения о строении вещества и термодинамические свойства идеальных газов

Использование уравнений Клаузиуса-Мосотти, Дебая, Лоренц-Лорентца для расчета молекулярной рефракции и дипольных моментов вещества

2

Определение молекулярных констант и энергии связи по спектральным данным

2

Вычисление поступательной, вращательной, колебательной и электронной сумм по состояниям в приближении жесткого ротатора и гармонического осциллятора.


2

Расчет термодинамических функций (внутренней энергии, энтальпии, энтропии, изохорной и изобарной теплоемкостей, приведенных энергий Гельмгольца и Гиббса) через сумму по состояниям. Использование таблиц Эйнштейна и Дебая



2


Тема 4 – Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов

Диаграммы состояния однокомпонентных систем, их практическое применение. Использование уравнения Клаузиуса-Клапейрона для расчета температуры кипения и теплоты испарения вещества


2

Анализ диаграмм равновесия жидкость ↔ пар идеальных и неидеальных растворов


2

Анализ диаграмм перегонки азеотропных систем.

2


Тема – 5 Химическая кинетика и катализ

Методы определения порядка и константы скорости химической реакции


4

Определение энергии активации и температурного коэффициента химической реакции.

Проверка индивидуальных расчетных заданий


4

Кинетика ферментативных реакций. Уравнение Михаэлиса-Ментен. Определение кинетических параметров по экспериментальным данным

4


Тема – 6 Электрохимические системы


Расчет степени и константы диссоциации, рН раствора слабого электролита по электрической проводимости



2


Гальванические элементы. Расчет потенциалов электродов. Вычисление ЭДС и гальванических элементов. Термодинамика гальванического элемента



4

Всего




40



4.2.9 Содержание самостоятельной работы студентов


В таблице 5 приведено содержание самостоятельной работы студентов.


Таблица 5 – Содержание самостоятельной работы студентов

Тема

Содержание самостоятельной работы

Колич. часов


Тема 1 – Химическая термодинамика

Изучение основных законов термодинамики и их применения к химическим системам.

Выполнение индивидуального задания по расчету теплового эффекта, изменения энтропии и изменения энергии Гиббса химической реакции при двух температурах.

Оформление отчетов по лабораторным работам по термохимии.


16

Тема 2 – Химическое равновесие

Выполнение индивидуального задания по расчету термодинамической константы равновесия, глубины и степени превращения, равновесного выхода и равновесного состава химической реакции при заданной температуре.

Изучение влияния термодинамических параметров на равновесный выход продукта химической реакции.

Подготовка к контрольной работе


8




Тема 3 – Основы учения о строении вещества и термодинамические свойства идеальных газов

Изучение электрических свойств молекул и их практического использования.

Оформление отчетов по лабораторным работам по определению рефракции и состава раствора и измерению дипольных моментов



8

Изучение применения молекулярных спектров для определения молекулярных констант и энергии химической связи.

Выполнение индивидуальных заданий по расчету молекулярных констант из спектральных данных.

Оформления отчетов по лабораторным работам по определению энергии диссоциации гомоядерных молекул и рентгеноструктурному анализу



20

Выполнение индивидуального задания по расчету термодинамических функций методом статистической термодинамики.

10


Продолжение таблицы 5

Тема

Содержание самостоятельной работы

Колич. часов



Тема 4 – Фазовые равновесия и растворы неэлектролитов

Анализ диаграммы состояния однокомпонентных систем, их практического применения. Расчет степеней свободы по правилу фаз Гиббса.

Выполнение индивидуального задания по расчету температуры кипения и теплоты испарения вещества.

Оформление отчета по лабораторной работе по исследованию зависимости насыщенного пара вещества от температуры



14

Изучение диаграмм равновесия жидкость ↔ пар идеальных и неидеальных растворов.

Выполнение индивидуального задания по анализу диаграммы равновесия жидкость ↔ пар двухкомпонентной системы.

Оформление отчета по лабораторной работе по построению равновесия жидкость ↔ пар двухкомпонентной системы.



24


Тема – 5 Химическая кинетика и катализ

Изучение кинетических закономерностей и механизмов простых и сложных реакций, теорий элементарного акта химических реакций.

Изучение кинетики ферментативных реакций.

Изучение термодинамики неравновесных процессов, открытых систем и диссипативных структур.

Выполнение индивидуальных заданий по определению порядка, константы скорости и времени полупревращения, энергии активации и температурного коэффициента химической реакции.

Оформление отчетов по определению константы скорости реакций инверсии сахара и иодирования ацетона


38



Продолжение таблицы 5

Тема

Содержание самостоятельной работы

Колич. часов


Тема – 6 Электрохимические системы


Выполнение индивидуального задания по анализу зависимости электрической проводимости растворов электролитов от концентрации. Расчет степени и константы диссоциации, рН раствора слабого электролита по электрической проводимости.

Оформление отчетов по лабораторным работам по измерениям электрической проводимости и определения чисел переноса в растворах электролитов



6




Тема – 6 Электрохимические системы


Изучение методов определения электродных потенциалов ЭДС и термодинамических функций гальванического элемента.

Выполнение индивидуального задания по расчету потенциалов электродов и ЭДС гальванических элементов.

Оформление отчетов по лабораторным работам по измерениям электродных потенциалов, ЭДС гальванических элементов и потенциометрических измерений

6


Изучение кинетики электрохимических реакций и видов поляризации

Оформление отчета по измерению перенапряжения выделения водорода на различных металлах и расчету коэффициентов уравнения Тафеля.

6

Изучение кинетической теории электрохимической коррозии.

Оформление отчета по определению скорости электрохимической коррозии методом поляризационных кривых

8

Всего




164



^ 5 УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСИЕ МАТЕРИАЛЫ

ПО УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЕ


Основная литература


  1. Физическая химия / Под ред. К.С.Краснова. - М.: ВШ, 2004.

  2. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. - М.: ВШ, 2006.

  3. Эткинс П. Физическая химия: Пер. с 7-го англ. изд. - Т.1-3. - М.: МГУ, 2007.

  4. Еремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В. Основы физической химии. Теория и задачи: Учебное пособие для вузов. – М.: Экзамен, 2005. – 480 с.

  5. Еремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В. Задачи по физической химии: Учебное пособие. – М.: Экзамен, 2005. – 320 с.

  6. Практические работы по физической химии / Под ред. К.П.Мищенко, А.А.Равделя, А.М.Пономаревой – СПб: Профессия, 2003.

  7. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А.Равделя, А.М.Пономаревой – СПб: Иван Федоров, 2002.

  8. Афанасьев Б. Н., Акулова Ю. П., Проскурина О. В. Химическая кинетика и катализ: текст лекций. – СПб: СПбГТИ(ТУ), 2006.

  9. Матузенко М. Ю., Зубкова М. Ю., Храмов А. Н. Задачи по физической химии. Химическая термодинамика. Фазовые равновесия. Термодинамика гальванических элементов.(Часть 1): Учебное пособие. – СПб: СПБТИ(ТУ), 2008.

  10. Матузенко М. Ю., Зубкова М. Ю., Храмов А. Н. Задачи по физической химии. Электрическая проводимость растворов электролитов. Электрические и оптические свойства молекул. Кинетика химических реакций.(Часть 2): Учебное пособие. – СПб: СПБТИ(ТУ), 2008.

  11. Матузенко М.Ю., Зубкова М. Ю., Храмов А. Н. Изучение строения молекул спектральными методами. Теоретические основы. Решение задач. Учебное пособие. – СПб: СПБТИ(ТУ), 2009.


5. 2 Дополнительная литература


  1. Горшков В.И., Кузнецов И.А. Основы физической химии. – М.: Бином, 2006. – 408 с.

  2. Шершавина А.А. Физическая и коллоидная химия. Методы физико-химического анализа: учебное пособие. – М.: Новое знание, 2005. – 800 с.

  3. Бокштейн Б.С., Менделев М.И. Краткий курс физической химии. – М.: МИСИС, 2002. – 232 с.

  4. Салем Р.Р. Физическая химия. – М.: Вузовская книга, 2004. – 328 с

  5. Бажин Н.М., Иванченко В.А., Пармон В.Н. Термодинамика для химиков. – М.: Химия, 2006. – 416 с.

  6. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур: Пер. с англ. – М.: Мир, 2002. – 462 с.

  7. Сергеев Г.Б. Нанохимия. – М.: УКД, 2006.

  8. Волков А.И., Жарский И.М. Большой химический справочник. – Минск: Современная школа, 2005. – 608 с.

5. 3 Программно-информационные ресурсы (комплексы), имеющиеся

на кафедре физической химии


  1. Программно-информационный комплекс «ASTCALC»

ASTBIS. База термодинамических характеристик (функций) индивидуальных конденсированных веществ.

ASTDIG. База термодинамических характеристик (функций) индивидуальных газообразных веществ.

ASTBIEX. Программа анализа и выбора из баз ASTBIS и ASTBIG

необходимых соединений и термодинамических свойств.

ASTCEQCI. Программа моделирования и расчета фазовых равно-

весий индивидуальных веществ в многокомпонентных системах

ASTCEQCIS. Программа моделирования и расчета фазово-химических равновесий с участием растворов в многокомпонентных системах.

  1. Программно-информационный комплекс «ASTCAQ»:

ASTBAQ. База стандартных термодинамических характеристик компонентов водных растворов

ASTBAQEX. Программа анализа и выбора из базы ASTBAQ необходимых соединений и термодинамических свойств.

ASZPAQPT Программа расчета стандартных термодинамических функций компонентов водных растворов в широкой (P,T)-области по модели Зарембо – Пучкова

ASPCEQCAQ Программа моделирования и расчета фазово-химических равновесий с участием водных растворов в широкой (P,T)-области

  1. Программно-информационный комплекс «ASPCALC»:

KPAQS База параметров модели Питцера неидеальности водных

растворов для растворенных ионов

ASKPEX Программа анализа и выбора из базы KPAQS

необходимых ионов и параметров

ASKPEQ Программа расчета равновесий и растворимости в водных

растворах по обобщенной модели Питцера неидеальности водных

растворов


5. 4. Интернет ресурсы, содержащие электронные библиотеки,

справочную химическую информацию


1. Интернет сайты ведущих государственных вузов и научных органи-

заций РФ: МГУ, СПбГУ, РХТУ, НГУ, РАН РФ и др.

2. Зарубежные научные и учебные центры: NBS USA, MTI UK, ChLab

Japan, NSRDS и др.

3. Интерактивная база данных книг и журналов SpringerLink.





Скачать 352.76 Kb.
оставить комментарий
Дата03.10.2011
Размер352.76 Kb.
ТипРабочая программа, Образовательные материалы
Добавить документ в свой блог или на сайт

Ваша оценка этого документа будет первой.
Ваша оценка:
Разместите кнопку на своём сайте или блоге:
rudocs.exdat.com

Загрузка...
База данных защищена авторским правом ©exdat 2000-2017
При копировании материала укажите ссылку
обратиться к администрации
Анализ
Справочники
Сценарии
Рефераты
Курсовые работы
Авторефераты
Программы
Методички
Документы
Понятия

опубликовать
Загрузка...
Документы

Рейтинг@Mail.ru
наверх