Физическая химия — Тематическое содержание дисциплины
Содержание и структура учебной дисциплины
Семестр: 2
Темы лекций
Дидактическая единица: «Химическая термодинамика»
1. Введение. Термодинамические системы, состояние систем, процессы. Свойства идеальных газов. Стандартные и нормальные условия проведения опытов. Нулевой закон термодинамики. Работа, теплота, энергия. Внутренняя энергия. Первый закон термодинамики. Работа, совершаемая при обратимом изобарном и изотермическом расширении. Изменение внутренней энергии при постоянном объеме. Теплоемкость при постоянном объеме (изохорная теплоемкость). Теплоемкость истинная, молярная, удельная, средняя. Методы оценки теплоемкости.
2. Энтальпия, ее физический смысл. Тепловой эффект реакции при постоянном давлении или объеме. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса. Стандартное состояние вещества. Стандартные энтальпии физических процессов. Термохимические уравнения. Стандартные энтальпии химических реакций. Стандартные энтальпии образования и сгорания. Интегральные и дифференциальные энтальпии растворения. Расчет теплоты химических реакций с помощью стандартных энтальпий образования, энтальпии сгорания, средних энергий химической связи, термодинамических циклов. Расчет энергии кристаллической решетки и теплоты растворения. Изобарная теплоемкость. Температурная зависимость энтальпии химической реакции. Закон Кирхгофа. Использование стандартных табличных данных для расчета тепловых эффектов при заданной температуре.
3. Энтропия как приведенная теплота и мера беспорядка. Термодинамическое и статистическое определение энтропии. Изменение энтропии в обратимых процессах: при расширении идеального газа, нагревании вещества, фазовых переходах. Цикл Карно. Неравенство Клаузиуса для самопроизвольных процессов. Второй закон термодинамики. Критерии самопроизвольного протекания процесса и термодинамического равновесия. Тепловая теорема Нернста. Третий закон термодинамики. Стандартные энтропии веществ. Расчет стандартных энтропий химических реакций. Энергия Гиббса как мера максимальной полезной работы химической реакции при постоянном давлении и температуре. Энергия Гельмгольца как мера максимальной полезной работы химической реакции при постоянном объеме и температуре. Изменение энергии Гиббса и Гельмгольца в процессах без протекания химической реакции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Химический потенциал. Активность, фугитивность. Изменение энергии Гиббса при химической реакции. Стандартная энергия Гиббса реакции. Степень протекания химической реакции.
4. Изотерма химической реакции. Закон действующих масс. Константы химического равновесия, выраженные разными способами, взаимосвязь между ними. Термическая диссоциация, степень термической диссоциации, расчет равновесного состава смеси газов. Изобара и изохора химической реакции. Принцип Ле-Шателье. Зависимость константы равновесия от температуры, уравнение Вант-Гоффа. Влияние общего давления, парциального давления и примесей посторонних инертных газов на равновесие. Методы расчета констант равновесия из табличных данных.
Дидактическая единица: «Растворы неэлектролитов»
5. Растворы газовые, твердые и жидкие. Растворимость газов и твердых тел. Концентрация растворов молярная, эквивалентная, массовая, моляльная, молярная; массовые доли и процентная концентрация, титр раствора. Растворы электролитов и неэлектролитов. Растворы идеальные и предельно разбавленные, регулярные и атермальные. Тепловые, объемные и энтропийные эффекты для данных видов растворов. Парциальные молярные величины, методы расчета их значений. Химические потенциалы и их стандартные значения. Энергия Гиббса смешения компонентов. Уравнения Гиббса-Дюгема. Избыточные функции.
6. Раствор нелетучего вещества в летучем растворителе. Изменение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля. Растворимость газов. Закон Генри. Распределение вещества между фазами. Экстракция. Коэффициент распределения. Коллигативные свойства растворов. Изменение температуры замерзания и температуры кипения раствора. Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные. Коэффициент активности, расчет его значения по изменению давления пара и температуры замерзания. Осмос, осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Изотонический коэффициент, его связь со степенью диссоциации.
Дидактическая единица: «Фазовые равновесия»
7. Агрегатные состояния вещества. Стабильное, метастабильное и нейтральное равновесное состояние. Фазовые переходы первого и второго рода, монотропные и энантиотропные. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса для фазовых переходов. Правило фаз Гиббса.
8. Равновесие жидкость-пар в двухкомпонентных системах. Фазовая диаграмма давление-состав и температура состав (диаграммы кипения). Правило рычага. Законы Гиббса-Коновалова. Дистилляция. Азеотропы.
9. Диаграммы плавкости двух твердых веществ без образования химических соединений. Кривые охлаждения и построение диаграмм плавкости. Ректификация веществ методом зонной плавки. Диаграмма плавкости двухкомпонентных систем с полной или ограниченной растворимостью веществ в твердом состоянии, а также полной нерастворимостью в твердом состоянии. Эвтектическая температура. Использование правила рычага для расчета состава твердой и жидкой фаз. Диаграммы плавкости двухкомпонентных систем с образование химических соединений. Дистектическая и перитектические температуры. Конгруэнтное и инконгруэнтное плавление.
Темы лабораторных работ
Дидактическая единица: «Химическая термодинамика»
1. Определение теплового эффекта образования кристаллогидрата сульфата меди из безводной соли.
2. Исследование температурной зависимости термодинамических функций на примере реакции нейтрализации.
3. Термодинамика химического равновесия процессов комплексообразования.
Дидактическая единица: «Растворы неэлектролитов»
4. Определение коэффициента распределения вещества между двумя несмешивающимися жидкими фазами.
Дидактическая единица: «Фазовые равновесия»
5. Исследование перегонки бинарных смесей (полностью смешивающиеся жидкости).
Темы практических занятий
Дидактическая единица: «Химическая термодинамика»
1. Энтальпия, тепловой эффект при постоянном давлении или объеме. Закон Гесса. Термохимические уравнения. Расчет теплоты химических реакций с помощью следствий закона Гесса. Расчет тепловых эффектов процессов разбавления растворов. Температурная зависимость энтальпии химической реакции. Закон Кирхгофа.
2. Энтропия. Изменение энтропии в обратимых процессах: при расширении идеального газа, нагревании вещества, фазовых переходах. второй закон термодинамики. Критерии самопроизвольного протекания процесса и термодинамического равновесия. Тепловая теорема Нернста. Стандартные энтропии веществ. Расчет стандартных энтропий химических реакций.
3. Энергии Гиббса и Гельмгольца. Изменение энергии Гиббса и Гельмгольца в процессах без протекания химической реакции. Химический потенциал. Активность, фугитивность. Стандартная энергия Гиббса реакции. Степень протекания химической реакции (химическая переменная). Химическое равновесие.
4. Изотерма химической реакции. Закон действующих масс. Константы химического равновесия, выраженные разными способами. Принцип Ле Шателье. Зависимость константы равновесия от температуры, уравнение Вант-Гоффа. Влияние условий протекания на равновесие. методы расчета констант равновесия.
Дидактическая единица: «Растворы неэлектролитов»
5. Растворы газовые, твердые и жидкие. Различные способы выражения концентрации растворов. Типы растворов. Тепловые, объемные и энтропийные эффекты при растворении. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема. Избыточные функции.
6. Изменение давления насыщенного пара растворителя. Закон Рауля. Растворимость газов. Закон Генри. Распределение вещества между фазами. Коэффициент распределения. Коллигативные свойства растворов. Изменение температуры замерзания и температуры кипения раствора. уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Изотонический коэффициент.
Дидактическая единица: «Фазовые равновесия»
7. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса для фазовых переходов. Правило фаз Гиббса.
8. Фазовая диаграмма давление-состав и температура-состав в двухкомпонентных системах. Правило рычага. Законы Гиббса-Коновалова.
9. Диаграммы плавкости систем без образований химических соединений. Диаграммы плавкости с нерастворимостью веществ в твердом состоянии, ограниченной растворимостью и полной растворимостью. Диаграммы плавкости систем с образованием химических соединений. Представление диаграмм плавкости трехкомпонентных систем.
Семестр: 3
Дидактическая единица: «Растворы электролитов»
1. Растворы электролитов. Механизмы образования растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации слабых электролитов. Изотонический коэффициент для неидеальных растворов, зависимость его от степени диссоциации.
2. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури. Кислотно-основные равновесия. Диссоциация воды, ионное произведение воды, рН и рОН. Равновесия в растворах комплексных соединений. Гетерогенные ионные равновесия. Сильные и слабые кислоты (основания).
3. Амфолиты. Гидролиз, константа гидролиза, степень гидролиза. Буферные растворы, механизм их действия. Вывод уравнения Гендерсона. Буферная емкость.
4. Термодинамика растворов электролитов. Ион-дипольные взаимодействия в растворах электролитов. Энергия кристаллической решетки. Энтальпия и энтропия сольватации. Уравнение Борна. Диполь-дипольные взаимодействия в растворах электролитов. Водородная связь молекул воды. Химический потенциал и активность соли в растворе. Шкалы активностей и коэффициентов активности.
5. Ион-ионные взаимодействия в растворах электролитов. Основные положения теории Дебая-Хюккеля. Первое (предельный закон), второе и третье приближения теории Дебая-Хюккеля. Уравнения Гюнтельберга и Дэвиса. Ионная сила растворов. Зависимость коэффициента активности от ионной силы. Применение теории Дебая-Хюккеля к растворам сильных и слабых электролитов.
Дидактическая единица: «Неравновесные явления в растворах электролитов»
6. Общая характеристика неравновесных явлений в растворах электролитов. Поток диффузии и миграции. Измерение электропроводности растворов. Удельная и молярная (эквивалентная) электропроводности, их зависимость от концентрации и разведения раствора. Эквивалентная электропроводность сильных электролитов. Закон Кольрауша. Уравнение Дебая-Хюккеля-Онзагера. Подвижность и числа переноса анионов и катионов. Эффекты вина и Дебая-Фалькенгагена.
7. Кондуктометрия. Определение электропроводности растворов сильных и слабых электролитов, определение константы и степени диссоциации слабого электролита, определение растворимости труднорастворимого соединения. Метод кондуктометрического титрования.
8. Основные законы и уравнения диффузии. Законы Фика. Коэффициент диффузии, его зависимость от температуры. Уравнение Нернста-Эйнштейна. Значения коэффициента диффузии в различных средах. Взаимосвязь между коэффициентом диффузии и вязкостью в жидкостях. Уравнение Стокса-Эйнштейна. Диффузионный потенциал. Расчет диффузионного потенциала. Уравнение Гендерсона и Льюиса-Саржента.
Дидактическая единица: 2Равновесие электрохимических процессов»
9. Окислительно-восстановительные реакции. Степень окисления. Основные окислители и восстановители. Типы окислительно-восстановительных реакций. Метод электронного баланса. Метод полуреакций.
10. Электрохимия. Особенности электрохимических процессов. Электрохимические цепи. Гальванические элементы. Правила схематической записи электродов и цепей. Электрохимический потенциал. Условия электрохимического равновесия. Вывод уравнения Нернста. Расчет ЭДС гальванического элемента. Понятие электродного потенциала. Правило Лютера. Диаграммы Латимера. Диаграммы Фроста. Диаграммы Пурбе.
11. Классификация электродов. Электроды первого, второго и третьего рода. Простые и сложные окислительно-восстановительные системы. Газовые электроды. Классификация электрохимических цепей. физические цепи. Концентрационные цепи с переносом и без переноса. Химические цепи с переносом и без переноса. Термодинамика электрохимических цепей.
12. Применение метода ЭДС. Потенциометрия. Определение термодинамических функций, определение констант равновесия потенциалобразующей химической реакции в элементе, константы устойчивости (образования) комплекса, произведения растворимости, стандартных энергий Гиббса образования ионов, чисел переноса, определение рН растворов, составление диаграмм Пурбе.
13. Мембранное равновесие и мембранный потенциал. ионоселективные электроды. аморфные твердые электролиты. Стеклянный электрод. Строение различных типов стеклянных электродов. Зависимость потенциала стеклянного электрода от активности ионов водорода. Измерение рН раствора с помощью стеклянного электрода.
14. Общая характеристика электрохимических процессов. Электрохимические источники тока. Характеристики электрохимической батареи. Первичные источники тока: щелочные и литиевые батареи. Аккумуляторы. Принцип работы свинцового аккумулятора. Электрохимические генераторы (топливные элементы). Принцип работы водородно-кислородного топливного элемента. Электрохимические реакции, происходящие под действием внешнего напряжения.
15. Законы электролиза (законы Фарадея). Отклонения от законов Фарадея. Электрохимический эквивалент. Кулонометры. Общие закономерности электродных процессов при электролизе. Электролиз расплавов. Электролиз растворов. Область окислительно-восстановительной устойчивости воды. Диаграмма Пурбе для воды. Применение электролиза, электродиализ.
16. Коррозия: типы, количественные характеристики. Химическая коррозия. Электрохимическая коррозия. Классификация металлов по коррозионной стойкости. Способы защиты от коррозии. Определение возможности коррозии с помощью диаграммы Пурбе.
Дидактическая единица: «Поверхностные явления и адсорбция»
17. Поверхностная энергия. Поверхностное натяжение. Механизм самопроизвольного уменьшения поверхностной энергии. Теорема Вульфа. Метод избытков Гиббса. Адсорбция на поверхности жидкости не растворяющегося в ней газа. Адсорбция на поверхности жидкости растворенного в ней вещества. Поверхностно-активные и инактивные вещества. Смачивание. Капиллярные явления. Формула Томсона, старение осадков. Нуклеация и зародышеобразование.
18. Адсорбция: основные понятия и определения. Типы адсорбции. Методы описание адсорбции. Изотерма адсорбции Генри. Изотерма адсорбции Фрейдлиха. Изотерма адсорбции Лэнгмюра. Изотерма адсорбции БЭТ. Краткие сведения о пористых адсорбентах. Активированные угли. Наноуглеродные материалы. Фуллерены. Силикагели. Активный оксид алюминия. Алюмосиликаты. Термодинамическое описание адсорбции на пористых адсорбентах.
Темы лабораторных работ
Дидактическая единица: «Растворы электролитов»
1. Буферные растворы. Определение константы гидролиза. Влияние буферного раствора на гидролиз.
Дидактическая единица: «Неравновесные явления в растворах электролитов»
2. Определение константы диссоциации бензойной кислоты. Определение произведения растворимости труднорастворимого соединения. Определение предельной эквивалентной электропроводности раствора NaCl и коэффициента электропроводности.
Дидактическая единица: «Равновесие электрохимических процессов»
3. Гальванические элементы, составленные из электродов первого рода. Определение температурной зависимости ЭДС гальванического элемента и расчет на ее основе термодинамических величин химической реакции.
4. Определение константы гидролиза. Электролиз водных растворов.
Дидактическая единица: «Поверхностные явления и адсорбция»
5. Адсорбция из растворов: изучение адсорбции уксусной кислоты на активированном угле.
Темы практических занятий
Дидактическая единица: «Растворы электролитов»
1. Протолитическая теория Бренстеда-Лоури, ее применение для описания равновесий в растворах электролитов.
2. Применение теории Дебая-Хюккеля к растворам сильных электролитов.
Дидактическая единица: «Неравновесные явления в растворах электролитов»
3. Удельная и молярная (эквивалентная) электропроводности, их зависимость от концентрации и разведения раствора. Эквивалентная электропроводность сильных электролитов. Закон Кольрауша.
4. Кондуктометрия. Определение электропроводности растворов сильных и слабых электролитов, определение константы и степени диссоциации слабого электролита, определение растворимости труднорастворимого соединения. Метод кондуктометрического титрования.
Дидактическая единица: «Равновесие электрохимических процессов»
5. Классификация электродов. Стандартные электродные потенциалы. Правило Лютера. Возможность протекания окислительно-восстановительных реакций.
6. Концентрационные и химические цепи.
7. Применение метода ЭДС. Потенциометрия.
8. Процессы электролиза.
Дидактическая единица: «Поверхностные явления и адсорбция»
9. Поверхностные явления и адсорбция.
Виды самостоятельной работы обучающегося
Семестр: 2
1. Подготовка к контрольным работам.
2. Подготовка к занятиям.
3. Подготовка к аттестации.
Семестр: 3
1. Подготовка к контрольным работам.
2. Выполнение РГЗ.
3. Подготовка к занятиям.
4. Подготовка к аттестации.