Document 2391609

1. Пояснительная записка
1.1. Требования к студентам
Студент должен обладать следующими исходными компетенциями: базовыми
положениями математических и естественных наук; владеть навыками самостоятельной
работы; самостоятельно применять методы и средства познания, обучения и самоконтроля
для приобретения новых знаний и умений
1.2. Краткая характеристика дисциплины
Дисциплина входит в математический и естественнонаучный цикл дисциплин по
выбору студента. Рабочая программа дисциплины составлена в соответствии с
требованиями государственного образовательного стандарта высшего профессионального
образования по направлению 40.05.03 «Судебная экспертиза». Данная дисциплина
является самостоятельным курсом химии, который читается в 4 семестре студентам
специальности “Судебная экспертиза”. Цель данного курса заключается в ознакомлении
обучающегося с закономерностями физических и химических явлений, а также
особенностями, присущими всем реальным телам и системам в природе и технике.
1.3. Учебные задачи дисциплины
Студент должен знать:
химическую термодинамику и термодинамику поверхностных явлений, основы
химических равновесий в гомогенных и гетерогенных системах, закономерности фазовых
равновесий в одно- и многокомпонентных системах, свойства растворов и газов, основные
положения химической кинетики.
Студент должен уметь:
выполнить расчеты по химическим реакциям, определить влияние различных факторов на
равновесные процессы, установить возможность самопроизвольного протекания процесса.
Эти задачи решаются путем овладения студентами системой теоретических знаний
в курсе лекций, приобретения практических навыков в ходе решения задач.
В результате изучения дисциплины студент должен овладеть следующими
компетенциями:
способностью
использовать
знания
теоретических,
методических,
процессуальных и организационных основ судебной экспертизы, криминалистики при
производстве судебных экспертиз и исследований (ПК-1);
- способностью обучать сотрудников правоохранительных органов приемам и
методам выявления, фиксации и изъятия следов и вещественных доказательств и
использования последних в раскрытии и расследовании правонарушений (ПК-17);
- способностью консультировать субъектов правоприменительной деятельности
по вопросам назначения и производства судебных экспертиз, возможностям применения
криминалистических методов и средств в установлении фактических обстоятельств
расследуемых правонарушений (ПК-18);
- способностью обобщать и формулировать выводы по теме исследования,
готовить отчеты, публикации по результатам выполненных исследований (ПК-21).
1.4. Форма работы:
- лекции
- выполнение самостоятельных работ
- выполнение семестровой работы
1.5. Виды контроля:
текущий - выполнение самостоятельных работ
промежуточный – выполнение семестровой работы
итоговый – коллоквиум.
1.6. Методика формирования результирующей оценки
Выполнение самостоятельных работ – 30 баллов
Выполнение семестровой работы – 30 баллов
Коллоквиум – 40 баллов
Балльно-рейтинговая система оценки:
менее 60 баллов – «неудовлетворительно»,
61-70 баллов – «удовлетворительно»,
71-90 баллов – «хорошо»,
91-100 баллов – «отлично».
2. Структура изучения дисциплины
Всего часов
72
В.ч.
Аудиторных занятий
34
34
38
6
6
14
12
Из них лекций
Самостоятельных занятий
Изучение основной и дополнительной литературы
Выполнение самостоятельных работ
Выполнение семестровой работы
Подготовка к коллоквиуму, зачет
3. Тематический план изучения дисциплины
Тема
Химическая
термодинамика
Химическое
равновесие
Фазовое
равновесие
Растворы
Электрохимия
Содер
жание
Вид занятий
Форма
занятий
См.
п.3.1
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
Колич
ество
часов
10
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
6
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
2
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
6
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
4
Форма контроля
Выполнение
самостоятельных
работ и
семестровой
работы
Выполнение
самостоятельных
работ и
семестровой
работы
Выполнение
самостоятельных
работ и
семестровой
работы
Выполнение
самостоятельных
работ и
семестровой
работы
Выполнение
самостоятельных
работ и
Химическая
кинетика
Аудиторные,
самостоятель
ные
Лекции
6
семестровой
работы
Выполнение
самостоятельных
работ и
семестровой
работы
3. Содержание дисциплины
3.1. Краткое содержание тем
Тема 1. Химическая термодинамика
Основные понятия и определения химической термодинамики. Первый закон
термодинамики. Энтальпия. Взаимосвязь работы, теплоты и изменения внутренней
энергии. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса и его следствия.
Расчет теплот сгорания и теплот образования по эмпирическим формулам. Теплоемкость.
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Кирхгоффа. Второй закон
термодинамики. Энтропия. Свойства энтропии. Расчет изменения энтропии различных
процессов. Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Связь
энергии Гиббса и энергии Гельмгольца с параметрами состояния. Расчет изменения
энергии Гиббса для химических процессов. Метод Темкина-Шварцмана. Критерии
направленности процессов и равновесия в химических системах. Химический потенциал.
Тема 2. Химическое равновесие
Химическое равновесие. Закон действия масс. Смещение химического равновесия.
Принцип Ле Шателье. Расчет константы равновесия. Уравнение изотермы химической
реакции. Зависимость константы равновесия от температуры. Расчет состава равновесной
смеси.
Тема 3. Фазовое равновесие
Фазовые равновесия. Условия термодинамического равновесия в гетерогенной
системе. Правило фаз Гиббса. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах.
Уравнение Клапейрона-Клазиуса. Равновесие в двухкомпонентных системах. Диаграммы
фазовых равновесий и плавкости двухкомпонентных систем. Трехкомпонентные системы.
Треугольник Гиббса-Розебома.
Тема 4. Растворы
Растворы. Классификация растворов. Способы выражения концентрации.
Термодинамическое условие образования растворов. Законы Рауля. Эбулиоскопия и
криоскопия и их применение для определения молекулярной массы растворенного
вещества. Осмотическое давление раствора. Уравнение Вант-Гоффа. Изотонический
коэффициент. Законы Гиббса-Коновалова.
Тема 5. Электрохимия
Особенности
электропроводности
растворов
сильных
электролитов.
Термодинамическая теория растворов электролитов. Электродный потенциал. Уравнение
Нернста. ЭДС элементов. Электроды, электрохимические цепи и химические источники
тока. Потенциометрия. Электролиз. Законы Фарадея.
Тема 6. Химическая кинетика
Химическая кинетика и скорость химической реакции. Понятие молекулярности,
порядка и периода полураспада. Кинетика простых реакций. Кинетические уравнения
необратимых реакций различного порядка. Методы определения порядка реакции.
Кинетика параллельных реакций. Кинетика последовательных реакций. Влияние
температуры на скорость химических реакций. Уравнения Вант-Гоффа, Аррениуса.
Энергия активации. Кинетика сложных химических реакций. Катализ.
4. Фонды оценочных средств
4.1 Самостоятельные работы
Самостоятельная работа №1
1. Определить работу адиабатического обратимого расширения 3 моль аргона от 0,05
до 0,5 м3. Начальная температура газа 298 °К.
2. 1 моль водяных паров обратимо и изотермически сконденсировали в жидкость при
100 °С. Рассчитайте работу, теплоту, изменение внутренней энергии и изменение
энтальпии в этом процессе. Удельная теплота испарения воды при 100 °С равна
2260 Дж/кг.
3. Определите изменение внутренней энергии, количество теплоты и работу,
совершаемую при обратимом изотермическом расширении азота от 0,5 до 4 м 3.
Начальные условия: температура 26,8 °С, давление 93,2 кПа.
4. При 298 °К. одноатомный газ в идеальном состоянии изотермически и обратимо
расширяется от 1,5*103 до 10*103 м3, при этом поглощается 966*103 Дж теплоты.
Рассчитайте число молей газа, участвующего в процессе.
5. Определить тепловой эффект реакции образования ацетальдегида из гликоля по
уравнению:
CH2OH-CH2OH (ж.) → CH3CHO (г.) + Н2О (ж.)
при 298 °К и стандартном давлении.
6. Для химической реакции 2А2 (тв.) + 5В2 (г.) → 2А2В5 (г.) изменение внутренней
энергии 62,76 кДж. Определить тепловой эффект реакции при 298 °К.
7. Рассчитайте тепловой эффект реакции NH3 + 5/4O2 → NO + 3/2H2O (г.) при 298 °К,
если известны следующие данные:
H2O (г.) → H2O (ж.) – 44 кДж
½N2 + 3/2Н2 → NH3 -46,2 кДж
Н2 + ½O2 → H2O (ж.) – 285,8 кДж
NO → ½N2 + ½O2 – 91,3 кДж
8. Вычислить тепловые эффекты при 298 °К и стандартном давлении следующих
реакций:
(COOH)2 (тв.) = HCOOH (ж.) + CO2 (г.)
C2H5OH (ж.) + O2 (г.) = CH3COOH (ж.) + H2O (ж.)
2CH3Cl (г.) + Mg (тв.) = C2H6 (г.) + MgCl2 (тв.)
3C2H2 (г.) = C6H6 (ж.)
CH4 (г.)+ 4SO2Cl2 (ж.) = CCl4 (ж.) + 4SO2 (г.) + 4HCl(г.)
9. Вычислить изменение энтропии в процессе затвердевания 1 моль
переохлажденного бензола при 268 °К, если при 278 °К ΔНпл (С6Н6) = 995,6
Дж/моль, Cр,ж (C6Н6) = 127,3 Дж/моль*К, Ср,тв (С6Н6) = 123,6 Дж/моль*К. Р =
1,01*105 Па.
10. Бромбензол кипит при 429,8 °К, его теплота парообразования при этой температуре
241,9*103 Дж/кг. Рассчитать изменение энтропии при испарении 10 кг
бромбензола.
11. Вычислить изменение энтропии при охлаждении 12 г кислорода от 280 до 233 °К и
одновременном повышении давлении от 1,01*105 до 60,6*105 Па, если Ср = 32,9
Дж/моль*К.
12. Определить тепловой эффект разбавления водой 100 кг 77,76%-ной азотной
кислоты до концентрации 25,91%.
13. Определить тепловой эффект процесса смешения 0,5 кг 20% серной кислоты и 1 кг
50% серной кислоты.
14. Вычислить изменение энтальпии по второму и третьему приближению при
нагревании 10 кг газообразного метанола от 400 до 700 °К при давлении 1,0133*10 5
Па. Зависимость теплоемкости от температуры взять из справочника.
15. Определить тепловой эффект химической реакции CH3OH (г.) + 3/2 O2 (г.) = CO2 (г.) +
H2O (г.) при температуре 500 °К и постоянном давлении.
16. Вычислить изменение энергии Гиббса при температуре 700 °К для следующей
реакции СО + Н2О = СО2 + Н2
Самостоятельная работа №2
1. Константа равновесия реакции CO + H2O = CO2 + H2 при 800 °К равна 4,12. смесь,
содержащая 20% СО и 80% H2O, нагрета до 800 °К. Определите состав смеси при
достижении равновесия и выход H2, если взят 1 кг водяного пара.
2. Рассчитайте константу равновесия Кс реакции А + 4В = D, если объем
реакционного сосуда 0,05 м3.
3. Константа равновесия реакции 2Н = Н2 может быть выражена уравнением
22570
lg
K
1
,
504
lg
T
0
,
767
P
T
Определите тепловой эффект реакции при 800 °К и выведите уравнение ΔН = f(T).
4. Для реакции 2HI (г) = H2 (г) + I2 (г) константа равновесия Кр = 1,83*10-2 при 698,6 °К.
Сколько граммов HI образуется при нагревании до этой температуры 10 г I2 и 0,2 г
H2 трехлитровом сосуде? Чему равны парциальные давления H2, I2 и HI?
5. Используя справочные данные, рассчитайте термодинамические свойства
(изменение энтальпии, энтропии и энергии Гиббса) реакции синтеза аммиака при
298,15, 800, 1300 °К и стандартном давлении. Определите мольную долю аммиака
при температурах 298,15, 800, 1300 °К и давлении 1 бар, 10 бар, если реагенты
смешаны в стехиометрических количествах. Охарактеризуйте влияние
температуры и давления на выход продукта.
Самостоятельная работа №3
1. Теплота плавления и плотности жидкой и твердой ртути при температуре тройной
точки (234,29 °К) равны соответственно 11,8*103 Дж/кг, 13,690, 14193 кг/м3.
Вычислите давление, при котором температура плавления станет равной 235,29 °К.
2. Зависимость давления насыщенного пара этилового эфира от температуры
представлена данными:
Т, °С
-10
0
10
20
30
Р, мм рт.ст.
114,8
184,4
286,8
432,8
634,8
Постройте график зависимости lgP от 1/Т и определите по нему молярную теплоту
испарения эфира и его нормальную температуру кипения.
3. Воздух насыщен парами воды при 25 °К. При какой температуре при неизменном
содержании водяных паров относительная влажность воздуха будет равна 80 %,
если при 25 °К давление водяного пара равно 23,76 мм рт. ст. и удельная теплота
испарения воды – 280090,8 Дж/кг.
Самостоятельная работа №4
1.
Плотность 60%-ного раствора ортофосфорной кислоты при 293 °К равна
1426 кг/м3. Определите количество молей ортофосфорной кислоты в 1 л раствора, в
1000 г растворителя. Чему равна молярная доля кислоты в растворе?
2.
Вычислите эбуллиоскопическую постоянную для воды. Теплота испарения
ΔНисп = 40,685 кДж/моль.
3.
Проба нелетучей жирной кислоты общей формулы СnH2n-3COOH массой
1,263 г растворена в 500 г четыреххлористом углероде. Температура кипения
раствора составила 76,804 °С. Определите, какая кислота была исследована, если
температура кипения четыреххлористого углерода равна 76,76 °С, а молярная
эбуллиоскопическая постоянная равна 4,88 К*кг/моль.
4.
Раствор 20 г гемоглобина в 1 л воды имеет осмотическое давление 7,52*10 -3
атм при 25 °С. Определите молярную массу гемоглобина.
5.
Раствор, содержащий 0,217 г серы и 19,18 г CS2, кипит при 319,304 °К.
Температура кипения чистого CS2 равна 319,2 °К. Эбуллиоскопическая постоянная
CS2 равна 2,37 К*кг/моль. Сколько атомов серы содержится в молекуле серы,
растворенной в CS2?
Самостоятельная работа №5
1.
Рассчитайте ионную силу раствора, содержащего 0,10 моль/кг KCl и 0,20
моль/кг CuSO4.
2.
Рассчитайте моляльность раствора Al(NO3)3, имеющего ионную силу
0,30 моль/кг.
3.
Дана схема гальванического элемента Pt│H2│NaOH│PbO, Pb Напишите
уравнение соответствующей реакции.
4.
Составьте схему гальванического элемента, в котором протекает реакция
+
Ag + Br = AgBr. Рассчитайте стандартную ЭДС элемента при 25 °С, ΔG0,
константу равновесия реакции и растворимость бромида серебра в воде.
5.
ЭДС элемента Pt│H2│HCl│AgCl│Ag при 25 °С равна 0,322 В. Чему
равен рН раствора HCl?
6.
Рассчитайте ЭДС элемента
Pt, H2│CH3COOH (1 M)║HCOOH (1 M) │H2, Pt
при 25 °С, если константы диссоциации уксусной и муравьиной кислот равны
К1=1,75*10-5 и К2=1,77*10-4 соответственно. Считать коэффициенты активности
равными единице.
Самостоятельная работа №6
1.
В реакции второго порядка А +В → D начальные концентрации веществ А и
В равны, соответственно, 2,0 моль/л и 3,0 моль/л. Скорость реакции равна 1,2*10 -3
моль/л*с при [A] = 1.5 моль/л. Рассчитайте константу скорости и скорость реакции
при [B] = 1,5 моль/л.
2.
Раствор уксусноэтилового эфира при С0,1 = 0,01 моль/л омыляется 0,002
моль/л (С0,2) раствором едкого натра за t1 = 23мин на 10 %. За какое время (t2, t3 и
т.д.) тот же раствор эфира омыляется на 10 % растворами NaOH концентрации С0,3
= 0,004, С0,4 = 0,006, С0,5 = 0,008 и С0,6 = 0,1 моль/л?
3.
Биомолекулярная реакция, для которой СА=СВ, протекает за 10 мин на 25 %.
Сколько потребуется времени, чтобы реакция прошла на 50 % при той же
температуре.
4.
Две реакции одинакового порядка имеют равные предэкспоненциальные
множители, но их энергии активации различаются на 41,9 кДж/моль. Рассчитайте
соотношения констант скоростей этих реакций при 600 К.
5.
Скорость бактериального гидролиза мышц рыб удваивается при переходе от
температуры -1,1 °С к температуре +2,2 °С. Оцените энергию активации этой
реакции.
4.2 Семестровая работа
Ермакова, Т.А. Семестровая работа по дисциплине Физическая
методическое пособие. / Т.А. Ермакова. – Волгоград: Изд-во ВолГУ, 2011. - 27 с.
химия:
4.3. Примерный перечень вопросов к коллоквиуму
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
18.
19.
20.
21.
22.
23.
24.
25.
26.
27.
28.
29.
30.
31.
32.
33.
34.
35.
36.
37.
38.
39.
40.
41.
42.
43.
44.
Первое начало термодинамики. Энтальпия. Взаимосвязь работы, теплоты и изменения внутренней
энергии.
Термохимия. Закон Гесса. Стандартные тепловые эффекты. Следствия из закона Гесса.
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.
Фазовые переходы.
Расчет теплот сгорания и образования по эмпирическим формулам.
Теплоемкость.
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.
Второе начало термодинамики. Энтропия. Свойства энтропии. Связь энтропии с параметрами
состояния в процессах с участием идеального газа.
Изменение энтропии при смешивании идеальных газов. Стандартное изменение энтропии.
Зависимость энтропии от температуры.
Объединенное уравнение первого и второго законов термодинамики. Энергия Гиббса, энергия
Гельмгольца.
Связь энергии Гиббса и энергии Гельмгольца с параметрами состояния. Изменение энергии Гиббса
в разных процессах.
Изменение стандартной энергии Гиббса химических реакций. Расчет изменения энергии Гиббса
химических реакций по различным приближениям.
Химический потенциал. Критерии направленности процессов.
Основные понятия фазового равновесия. Условия термодинамического равновесия в гетерогенной
системе. Правило фаз Гиббса.
Фазовое равновесие. Уравнение Клапейрона-Клазиуса.
Фазовое равновесие в однокомпонентных системах.
Фазовое равновесие в двухкомпонентных системах (неизоморфно кристаллизующаяся система).
Фазовое равновесие в двухкомпонентных системах (изоморфно кристаллизующаяся система).
Фазовое равновесие в трехкомпонентных системах.
Понятие химического равновесия. Константа химического равновесия. Уравнение изотермы
химической реакции.
Зависимость константы равновесия от температуры. Расчет константы химического равновесия.
Растворы. Способы выражения концентрации. Термодинамическое условие образования раствора.
Термодинамические свойства идеальных растворов.
Давление насыщенного пара компонентов над раствором. Закон Рауля.
Криоскопия, эбуллиоскопия и их применение для определения молярной массы растворенного
вещества.
Осмотическое давление раствора. Изотонический коэффициент.
Давление насыщенного пара над раствором летучих компонентов. Законы Гиббса-Коновалова.
Правило рычага.
Особенности электропроводности растворов сильных электролитов.
Термодинамическая теория растворов электролитов.
Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
Электрохимические цепи. ЭДС электрохимических цепей
Потенциометрия.
Электролиз. Законы Фарадея.
Скорость химической реакции. Кинетическая кривая. Закон действия масс.
Кинетика простых реакций.
Порядок реакции: частный и общий. Способы определения порядка реакции.
Кинетика параллельных реакций.
Кинетика последовательных реакций (k1 отличается от k2 на порядок).
Кинетика последовательных реакций (k1>>k2).
Кинетика последовательных реакций (k2>>k1).
Влияние температуры на скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа.
Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Физический смысл энергии активации.
Методы расчета энергии активации и константы Аррениуса.
Кинетика неразветвленных цепных реакций.
Кинетика разветвленных цепных реакций.
5. Учебно-методическое обеспечение курса
5.1. Список литературы
5.1.1. Базовая литература
1. Ипполитов, Е. Г. Физическая химия – М.:Академия, 2005 2. Зуев, А. Ю. Физическая химия - Изд-во Урал. ун-та, 2012
5.1.2. Основная литература
1. Стромберг, А.Г. Физическая химия. / А.Г. Стромберг, Д.М. Семченко. - М.: Высшая
школа, 1988.- 495 с.
2. Основы физической химии. Теория и задачи: Учеб. Пособие для вузов / В.В.
Еремин, С.И. Каргов, И.А. Успенская, Н.Е. Кузьменко, В.В. Лунин. – М.:
Издательство «Экзамен», 2005. – 480 с.
3. Кудряшов, И.В. Сборник примеров и задач по физической химии / И.В. Кудряшов,
Г.С. Каретников. - М.: Высшая школа, 1991.- 527 с.
4. Белик, В.В., Физическая и коллоидная химия: Учебник / В.В. Белик, К.И. Киенская.
– М.: Издательский центр «Академия», 2005. – 288 с.
5. Зимон, А. Д. Физическая химия / А. Д. Зимон, Н.Ф. Лещенко. - М.: Химия, 2000.320 с.
6. Каретников, Г.С. Практикум по физической химии / Г.С. Каретников, Н.А.
Козырева, И.В. Кудряшов и др. - М.: Высшая школа,
7. Практические работы по физической химии: Учебное пособие для вузов / Под ред.
К.П. Мищенко, А.А. Равделя, А.М. Пономаревой. – СПб.: Изд-во
«Профессия»,2002. – 384 с.
8. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равделя и А.М.
Пономаревой.- СПб.: «Иван Федоров», 2002. – 240 с.
9. Ермакова, Т.А. Семестровая работа по дисциплине Физическая химия:
методическое пособие. / Т.А. Ермакова. – Волгоград: Изд-во ВолГУ, 2011. - 27 с.
5.1.3.
Дополнительная литература
1. Справочник химика / Под ред. Б.П. Никольского. Т. I-VI и дополнит. – Л.: Химия,
1961-1971.
2. Рабинович, В.А. Краткий химический справочник / В.А. Рабинович, З.Я. Хавин. –
Л.: Химия, 1978. -230 с.
3. Карапетьянц, М.Х. Основные термодинамические константы неорганических и
органических веществ / М.Х. Карапетьянц, М.Л. Карапетьянц. – М.: Химия, 1968. –
290 с.
5.2. Реестр электронных библиотечных ресурсов.
http://www.chem.msu.su/rus/elibrary/
http://school-collection.edu.ru/
http://fcior.edu.ru/
http://www.alhimik.ru/
http://www.chemistry.narod.ru/
http://hemi.wallst.ru/
http://novedu.chat.ru/
5.3. Ссылка на ПТК «УМКа»
Рабочая программа дисциплины размещена на http://umka.volsu.ru/newumka3/