Р АБОЧАЯ ПРОГРАММА УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
Ф ТПУ 7.1-21/01
УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования
ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
УТВЕРЖДАЮ:
Декан факультета___ХТФ_
___________В.М. Погребенков
«____»__________ 2009 г.
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Рабочая программа для специальности
240801 – «Машины и аппараты химических производств»
Факультет – химико-технологический (ХТФ)
Обеспечивающая кафедра Физической и аналитической химии, (ФАХ)
Курс второй
Семестр третий
Учебный план набора 2008 года
Распределение учебного времени
Всего
третий
семестр
Лекции
27 часов (ауд.)
27 часов
Лабораторные занятия
18часов (ауд.)
18 часов
Практические занятия
18 часов (ауд.)
18 часов
Всего аудиторных занятий
Самостоятельная
(внеаудиторная) работа
Общая трудоемкость
Зачет
Кредиты
63 часа
63
54 часа
54часа
117 часов
в 3 семестре
6
Томск 2009
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
Ф ТПУ 7.1-21/01
«Физическая химия»
Предисловие
1.Рабочая программа составлена на основе ГОС по для специальности 240801 –
«Машины и аппараты химических производств», утвержденного приказом Комитета по
высшему образованию № 305 тех/бак от 5.04.2002, №220 тех/дс от 27.03.2000, №223 тех/дс от
27.03.2000, №321 тех/дс от 5.04.2000.
РАССМОТРЕНА и ОДОБРЕНА на заседании кафедры физической и аналитической
химии от 31 августа 2009 года, протокол N 1 .
2. Разработчик доцент кафедры ФАХ
__________________М.И. Тартынова
3. Зав. обеспечивающей кафедрой ФАХ ________________ А.А. Бакибаев
4. Рабочая программа СОГЛАСОВАНА с факультетом, выпускающими кафедрами;
СООТВЕТСТВУЕТ действующему плану.
Зав. выпускающей кафедрой ОХТ
____________ В. Коробочкин
Аннотация
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ (ФХ)
240801 (с)
Каф. ФАХ ХТФ
Доцент, к.т.н. Тартынова М.И.
Тел.(3822) 563860, E-mail: tartynova-marina@mail.ru
Цель: формирование у обучающихся знаний и умений в области изучения существа
протекания всех химических процессов и установления связи между химическими и
физическими явлениями.
Содержание: законы термодинамики, условия химического и фазового равновесия,
зависимость направления процесса от ряда параметров; термодинамика растворов электролитов
и неэлектролитов, электрохимические элементы, вопросы кинетики и катализа.
Курс 2, (3 сем.. – зачет)
Всего 117 ч., в т.ч. Лк – 27ч., Пр ─ 18ч., Лб – 18 ч., сам.раб. 54ч.
1.
ЦЕЛИ И ЗАДАЧИ УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЫ
1.1. Цели преподавания дисциплины
Физическая химия является фундаментальной наукой, которая в значительной степени
определяет становление высококвалифицированного специалиста. Она является
дисциплиной, которая способствует формированию творческого мышления, углубляет и
объединяет фундаментальные знания основных законов естествознания, полученные при
изучении предшествующих дисциплин, формирует материалистическое мировоззрение и
представляет собой теоретическую основу самых разнообразных технологических
процессов.
Рабочая программа для специальностей 240901
2
«Физическая химия»
Физическая химия - наука, раскрывающая существо химических процессов, связь
химических и физических явлений между собой и с процессами, протекающими в природе.
Основное внимание физическая химия уделяет изучению законов протекания химических
реакций, в первую очередь, изучению условий химического и фазового равновесия и
зависимости направлений процессов от ряда параметров; термодинамике растворов
электролитов и неэлектролитов; вопросами кинетики и катализа.
Целью изучения курса «Физическая химия» является формирование современного
химического мировоззрения, понимания физико-химической сути процессов и приобретение
навыков самостоятельной работы, необходимых для использования полученных знаний и
умений для изучения других естественнонаучных, общепрофессиональных, специальных
дисциплин и в дальнейшей практической деятельности.
В результате изучения дисциплины «Физическая химия» студент должен получить
представление:
Федеральные требования
 о содержании, значении физической химии, её методах и задачах;
 о взаимосвязи и взаимодействии физической химии как раздела химии с другими
естественными и техническими науками;
 об основных объектах химии и химических процессах;
 о взаимосвязи состава, структуры, свойств и реакционной способности
химических веществ;
 о термодинамической теории ЭДС;
 о каталитических процессах, свойствах катализаторов и методах описания
кинетики каталитических реакций;
 о новейших открытиях и достижениях в области физической химии и
перспективах их использования в химической технологии;
Региональные требования
 о сырьевом и природном потенциале Западно-Сибирского региона;
 о вкладе ученых-химиков в развитие промышленности региона;
Университетские требования
 о выдающихся ученых ТПУ, внесших весомый вклад в развитие физической
химии и создание современных технологий;
знать и уметь использовать:
Федеральные требования
 основные понятия, термины и законы физической химии;
 методы теоретического и экспериментального исследования в физической химии;
 методы предсказания возможности протекания химических реакций;
 кинетическое описание протекающих процессов;
 методы расчета тепловых эффектов химических процессов;

методы расчета электродвижущей силы гальванических элементов
Региональные требования
 принципы, законы, следствия и другие составляющие физической химии для
анализа конкретных объектов химической технологии с учетом природных и
климатических особенностей региона;
Университетские требования
 методы определения электропроводности растворов электролитов;
 методы расчета химического равновесия;
иметь опыт:
Рабочая программа для специальностей 240901
3
«Физическая химия»
Федеральные требования
 безопасной работы с химическими приборами и оборудованием;
 выполнения необходимых физико-химических расчетов, экспериментов с
применением соответствующих методик, средств измерений и лабораторного оборудования;
 численных оценок величин, характерных для физической химии;
 определения фазового состава систем;
 определения физико-химических величин веществ (теплоты парообразования,
теплоты растворения, теплоты нейтрализации и др.);
Региональные требования
 определения степени загрязнения сточных вод с помощью электрохимических
методов;
Университетские требования
 обобщения и обработки экспериментальной информации в виде лабораторных
отчетов;
 определения физико-химических свойств растворов электролитов методами
кондуктометрии и потенциометрии.
1.2. Задачи изложения и изучения дисциплины
Для достижения целей при совместной и индивидуальной познавательной деятельности
студентов в части овладения теоретическими знаниями и практическими умениями
используется полный набор методического материала: учебники, лекции, контрольные
задания для проверки знаний студентов, методические указания и методические разработки
к самостоятельной работе студентов по отдельным темам, другие методические разработки
кафедры.
Неотъемлемой частью курса является лабораторный практикум, при прохождении
которого студентами приобретаются навыки самостоятельного проведения химического
эксперимента. Для закрепления теоретических знаний, полученных на лекциях,
предусмотрено решение домашних заданий каждым студентом, а также самостоятельное
изучение теоретического материала с последующей беседой с преподавателем в форме
коллоквиума.
2. СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРЕТИЧЕСКОГО РАЗДЕЛА ДИСЦИПЛИНЫ
(ЛЕКЦИИ 27 часов)
третий семестр (27 часов)
2.1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА (36 часов)
Тема 1. Введение. Первый закон термодинамики. Термохимия (2 часа)
Предмет и содержание курса физической химии. Основы химической термодинамики.
Основные понятия и их определения. Термодинамические системы и термодинамические
параметры. Фаза и компонент. Внутренняя энергия, энтальпия, теплота и работа. Функции
состояния и процесса. Первое начало термодинамики и его применение к физическим и
химическим процессам. Закон Гесса. Связь тепловых эффектов при постоянном объеме и
постоянном давлении. Стандартные энтальпии образования и сгорания соединений. Способы
расчета тепловых эффектов химических реакций.
Тема 2. Теплоемкость, зависимость теплоемкости от температуры (2часа)
Теплоемкость удельная и молярная, истинная и средняя. Интерполяционные уравнения
теплоемкости. Эмпирические закономерности для теплоемкости жидких и твердых тел.

Здесь и далее по тексту выделен федеральный компонент образовательной программы по дисциплине
Рабочая программа для специальностей 240901
4
«Физическая химия»
Уравнение Кирхгофа. Расчет тепловых эффектов при различных температурах с
использованием справочных данных о температурной зависимости теплоемкости.
Тема 3. Второе начало термодинамики. Энтропия (3 часа)
Самопроизвольные и несамопроизвольные, термодинамически обратимые и
необратимые процессы. Работа и теплота обратимого процесса. Формулировка второго
начала термодинамики. Энтропия. Изменение энтропии в обратимых и необратимых
процессах. Энтропия как критерий направления самопроизвольных процессов в
изолированных системах. Изменение энтропии в процессах нагревания веществ, смешения
идеальных газов, при фазовых переходах, в электрохимических элементах. Постулат Планка
– третье начало термодинамики. Абсолютная энтропия веществ и ее вычисление. Расчет
изменения энтропии в ходе химической реакции при различных температурах.
Тема 4. Термодинамические потенциалы (2 часа)
Термодинамическое и химическое понимание обратимости процесса. Энергия Гиббса и
энергия Гельмгольца. Максимально полезная работа. Термодинамические функции и
потенциалы как критерии направления протекания процессов и как мера работоспособности
системы. Расчет изменения энергии Гиббса и энергии Гельмгольца в различных процессах.
Таблицы стандартных энергий Гиббса.
Характеристические функции. Уравнения Гиббса – Гельмгольца.
Системы переменного состава. Термодинамические условия равновесия в системах
переменного состава. Химический потенциал, зависимость его от давления для идеальных
и реальных систем. Летучесть, коэффициент летучести.
Тема 5. Химическое равновесие (2 часа)
Химическое равновесие. Уравнение изотермы химической реакции. Закон
действиующих масс. Константа равновесия. Термодинамическая теория химического
сродства. Химическое сродство. Способы выражения термодинамических констант
равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Вычисление состава равновесной
смеси, выхода продукта, степени превращения, степени диссоциации.
Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары и изохоры
химической реакции. Принцип подвижного равновесия Ле Шателье-Брауна. Влияние
температуры, давления и добавки посторонних примесей на химическое равновесие.
Тема 6. Фазовое равновесие (2 часа)
Фазовые равновесия. Условия термодинамического равновесия в многофазных
многокомпонентных системах. Правило фаз Гиббса.
Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Зависимость давления
насыщенного пара от температуры. Уравнение Клаузиуса – Клапейрона и его использование
для определения тепловых эффектов процессов фазовых переходов. Диаграммы фазовых
равновесий в однокомпонентных системах. Тройная точка.
Фазовые равновесия в двухкомпонентных системах. Фазовые диаграммы в
конденсированных системах. Твердые растворы и их особенности. Взаимная растворимость
двух жидкостей. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем.
Системы с образованием тройной эвтектики. Равновесия в трехкомпонентных
системах.
Тема 7. Растворы (2 часа)
Общая характеристика растворов. Экстенсивные и интенсивные свойства растворов.
Уравнение Гиббса – Дюгема. Парциальные молярные величины и методы их определения.
Термодинамические свойства растворов, классификация растворов (растворы идеальные,
Рабочая программа для специальностей 240901
5
«Физическая химия»
неидеальные, предельно разбавленные, растворы электролитов и неэлектролитов).
Аддитивные и неаддитивные свойства идеальных растворов. Химический потенциал
компонента идеального и неидеального раствора. Активность компонента раствора, функции
смешения. Избыточные функции, коэффициенты активности.
Термодинамические свойства газов и газовых смесей. Давление пара над идеальным
раствором. Закон Рауля. Давление насыщенного пара над неидеальным раствором.
Отклонение от идеальности как результат межмолекулярного взаимодействия в растворах.
Бесконечно разбавленные растворы. Использование законов Рауля и Генри для
термодинамического описания свойств разбавленных растворов.
Определение термодинамических свойств растворов. Понижение температуры
замерзания и повышение температуры кипения растворов. Предельная растворимость
твердого вещества в растворе. Осмотическое давление. Экстракция.
Летучие смеси. Состав пара над раствором. Законы Коновалова. Диаграммы давлениесостав и температура-состав. Перегонка и ректификация. Азеотропные смеси.
Тема 8. Термодинамика растворов электролитов (2 часа)
Электролиты, их классификация. Равновесие в растворах электролитов. Константа и
степень диссоциации. Зависимость степени диссоциации слабых электролитов от
концентрации, закон разведения Оствальда.
Основы электростатической теории сильных электролитов Дебая – Хюккеля. Ионная
сила раствора. Подвижность ионов, их зависимость от температуры, природы ионов и
вязкости растворителя. Электрическая проводимость растворов электролитов (удельная,
молярная). Зависимость электрической проводимости электролитов от концентрации,
температуры, природы растворителя. Подвижность ионов. Закон независимости движения
ионов.
Кондуктометрия. Применение кондуктометрии для определения физико-химических
констант и параметров.
Электролиз, законы Фарадея. Перенос заряда под действием разности электрических
потенциалов. Числа переноса и методы их определения.
Тема 9. Электродвижущие силы (4 часа)
Термодинамическая теория ЭДС. Электродвижущие силы (ЭДС) и электродные
потенциалы. Электрохимический потенциал. Типы потенциалов. Причины возникновения
гальвани ─ потенциала. Двойной электрический слой. Правильно разомкнутая цепь. ЭДС как
сумма скачков потенциалов. Электродные потенциалы по водородной шкале.
Гальванические элементы. Зависимость ЭДС гальванического элемента от активности
потенциалопределяющих ионов и температуры. Определение термодинамических
параметров электрохимического процесса.
Классификация электродов. Электроды первого и второго рода, окислительновосстановительные, газовые и амальгамные электроды. Уравнение Нернста.
Гальванические цепи – химические и концентрационные. Цепи без переноса и с
переносом. Диффузионный потенциал и зависимость его от активности и природы
электролитов. Методы устранения диффузионных потенциалов. Методы измерения ЭДС
гальванических элементов и электродных потенциалов. Электроды сравнения.
Потенциометрия. Практическое использование потенциометрических измерений.
Электрохимическая коррозия металлов. Способы защиты от коррозии.
Тема 10. Химическая кинетика (4 часа)
Химическая кинетика. Основные понятия и определения. Простые (элементарные) и
сложные реакции. Понятие о скорости химической реакции.
Формальная кинетика. Основной постулат химической кинетики. Константа
скорости. Порядок и молекулярность реакции.
Рабочая программа для специальностей 240901
6
«Физическая химия»
Кинетическая классификация односторонних простых реакций. Дифференциальные
уравнения кинетики этих реакций и их интегральные формы. Время полупревращения.
Экспериментальные методы определения порядка реакции и константы скорости.
Теории химической кинетики: активных столкновений и переходного состояния.
Кинетика сложных гомогенных реакций: двусторонние (обратимые), параллельные,
последовательные, сопряженные. Постулат о независимом протекании отдельных
элементарных стадий сложного химического процесса. Дифференциальные уравнения для
обратимых, параллельных и последовательных реакций и интегральные формы этих
уравнений. Лимитирующая стадия. Принцип стационарных концентраций Боденштейна.
Кинетика фотохимических и цепных реакций. Особенности и основные стадии
цепной реакции: зарождение цепи, развитие цепи, обрыв цепи. Понятия звена и длины цепи.
Кинетика неразветвленных цепных реакций. Кинетика гомогенных реакций.
Зависимость скорости и константы скорости химической реакции от температуры.
Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Методы расчета энергии активации химической
реакции.
Тема 11. Катализ ( 2 часа)
Активность и специфичность катализаторов. Классификация каталитических реакций.
Катализ и химическое равновесие.
Гомогенный катализ и его механизм в растворах. Кислотно-основной и
ферментативный катализ.
Гетерогенный катализ. Особенности гетерогенно-каталитических процессов.
Адсорбция в каталитическом акте. Механизм гетерогенного катализа. Промоторы и
ингибиторы. Теории гетерогенного катализа.
3. СОДЕРЖАНИЕ ПРАКТИЧЕСКОГО РАЗДЕЛА (18 ЧАСОВ)
3.1. ТЕМАТИКА ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ
третий семестр (18 часов)
Применение первого начала термодинамики. Расчет тепловых эффектов химических
реакций при постоянной температуре.
Теплоемкость. Уравнение Кирхгофа и его использование
Расчет изменения энтропии в различных процессах.
Расчет изменения энергии Гиббса и энергии Гельмгольца
Расчет константы равновесия хим. реакции и равновесного состава.
Влияние различных факторов и определение направления реакции.
Зависимость константы равновесия от температуры.
Использование уравнения Краузиуса - Клайперона для расчета фазовых равновесий в
однокомпонентных системах.
Фазовые диаграммы состояния двухкомпонентных систем
Способы расчета концентрации растворов. Парциальные молярные величины
Законы предельно разбавленных растворов
Электрическая проводимость растворов электролитов. Законы Фарадея. Электролиз.
Определение электродных потенциалов и ЭДС элементов
Применение метода ЭДС для расчета физико-химических величин.
Расчет константы скорости химической реакции. Методы определения порядка реакций
Кинетика сложных реакций.
Зависимость константы скорости реакции от температуры
2 часа
1 часа
1 часа
1 часа
1 часа
1 часа
1 часа
1 часа
2 часа
1часа
1 часа
1часа
2 часа
1 часа
1 часа
Контрольные работы № 1 и 2 проводятся на практических или лабораторных занятиях
по темам 1–10; 11–18 лекционного курса соответственно.
Рабочая программа для специальностей 240901
7
«Физическая химия»
На каждом практическом занятии проводится разбор решения задач по теме занятия
совместно и с помощью преподавателя. Во внеаудиторное время решаются домашние задачи
по данным темам.
3.2. СОДЕРЖАНИЕ ЛАБОРАТОРНЫХ ЗАНЯТИЙ (18 часов)
Каждое занятие (2 или 4 часа) предусматривает сдачу студентом теоретического
коллоквиума по теме работы, выполнение работы и оформление отчета по сделанной работе.
Подготовка к сдаче коллоквиума проводится во внеаудиторное время, выделенное для
самостоятельной работы.
Перечень лабораторных работ
Третий семестр (18 часов)
1. Вводная беседа. Техника безопасности.
2. Определение теплоты растворения неизвестной соли.
3. Определение теплоты парообразования легколетучей жидкости.
4. Термический анализ систем фенол–дифениламин.
5. Определение электропроводности, степени и константы диссоциации
растворов слабых электролитов.
6. Определение чисел переноса.
7. Определение рН раствора, произведения растворимости соли и среднего
коэффициента активности сильного электролита методом потенциометрии.
8. Изучение кинетики реакции омыления сложного эфира щелочью
9. Изучение скорости разложения мочевины
1 час
2 час
2 часа
3 часа
2 часа
2 часа
2 часа
2 часа
2 часа
Перед лабораторной работой преподаватель беседует со студентом по основным
теоретическим вопросам (которые студент проработал самостоятельно) изучаемого физикохимического процесса и особенностям лабораторной работы (теоретический коллоквиум).
При выполнении лабораторных работ каждый студент оформляет отчет, в котором
указываются цели работы, ход работы, дается рисунок и описание установки, таблица с
экспериментальными данными и результатом их обработки, вычисления и выводы.
4. ПРОГРАММА САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ ПОЗНАВАТЕЛЬНОЙ ДЕЯТЕЛЬНОСТИ
(54 часа: 3 семестр─54 часа)
Для организации самостоятельной работы студентов преподавателями кафедры
разработана следующая учебная литература:
1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия.-М.:Высш.шк.,1999.
2. Сборник задач по электрохимии / Колпакова Н.А., Анисимова Л.С. и др.-Томск:Изд-во
ТПУ, 1991.
3. Сборник задач по химической термодинамике /Картушинская А.И. и др.-М.:Высш. шк.,
1973.
Самостоятельная работа студентов по дисциплине «Физическая химия» организована
путем выполнения индивидуальных домашних заданий; самостоятельной проработки
теоретического материала, для чего используются учебные пособия, подготовленные на
кафедре; подготовки по лекционному материалу; подготовки к лабораторным занятиям
(коллоквиумы) и к контрольным работам.
Подготовка к практическим занятиям контролируется опросом в виде «пятиминутки»,
подготовка к лабораторным работам – теоретическими коллоквиумами.
Самостоятельная работа составляет 54 часов, в том числе:
1.Усвоение лекционного материала
10 часов
2.Подготовка к коллоквиумам и к лабораторным занятиям
10 часов
Рабочая программа для специальностей 240901
8
«Физическая химия»
3.Подготовка к контрольным работам
4.Подготовка индивидуальных домашних заданий
5.Подготовка к зачету
10 часов
20 часов
4 часа.
Распределение времени для выполнения домашнего задания
№ п/п
Темы индивидуальных заданий
Самостоятельная
работа, час
1
1.Расчет тепловых эффектов химических реакций
(3
2.Зависимость тепловых эффектов от температуры
семестр) 3.Расчет изменения энтропии в различных процессах
4.Расчет термодинамических потенциалов
5.Расчет константы равновесия и степени диссоциации
6.Свойства растворов.
10
1.Вычисление электропроводности растворов
электролитов
2.Расчет чисел переноса
3.Определение электродных потенциалов
4.Расчет ЭДС электрохимических элементов
5.Применение метода ЭДС для расчета физикохимических величин
6.Вычисление энергии активации химической реакции
2
10
Итого:
20
В сборниках задач в каждом параграфе предусмотрено 25 вариантов индивидуальных
задач, таким образом, каждый студент имеет свой вариант домашнего задания по
каждому изучаемому разделу, случайное совпадение задач в котором с другими вариантами
не выходит за рамки 5-6%.
Задание "сдается" порциями по темам каждую неделю на практических занятиях.
Задача, сданная в срок, оценивается в 5-10 баллов (рейтинг!), после срока - в 2 раза ниже.
Распределение времени для подготовки к контрольным работам
№ п/п
Темы контрольных работ
1
(3 семестр)
Химическая термодинамика.
Первое и второе начала термодинамики. Закон Гесса.
Закон Кирхгофа. Энтропия. Термодинамические
потенциалы. Химическое равновесие: влияние
температуры, давления, примесей.
Фазовое равновесие. Растворы.
Правило фаз Гиббса. Фазовое равновесие в
однокомпонентных системах. Уравнение Клаузиуса ─
Клапейрона. Твердые растворы. Диаграммы состояния
двухкомпонентных систем.
Электрохимия.
Электролиты. Константа диссоциации.
Электропроводность, зависимость от концентрации для
сильных и слабых электролитов. Электродвижущие
2
3
Самостоятельн
ая работа, час
3
3
4
Рабочая программа для специальностей 240901
9
«Физическая химия»
силы. Классификация электродов. Типы
электрохимических элементов. Потенциометрия.
Итого:
10
Примеры контролирующих материалов к выполнению контрольных работ и
индивидуальных домашних заданий приведены в ПРИЛОЖЕНИИ.
Распределение времени для подготовки к коллоквиумам
№ п/п
(3 семестр)
1
2
3
4
5
6
7
8
Темы коллоквиумов
Самостоятель
ная работа,
час
Первое начало термодинамики. Теплоемкость. Закон
Кирхгофа. Второе начало термодинамики. Энтропия.
Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие.
Фазовое равновесие. Термический анализ. Правило фаз
Гиббса. Уравнение Клаузиуса ─ Клапейрона. Фазовые
диаграммы двухкомпонентных систем.
Растворы. Парциальные молярные величины.
Свойства растворов.
Растворы электролитов. Электропроводность. Электролиз.
Числа переноса.
Электродвижущие силы и электродные потенциалы.
Потенциометрия.
Химическая кинетика. Определение порядка химической
реакции, констант скоростей. Зависимость скорости
реакции от температуры.
Кинетика сложных реакций. Теории химической кинетики.
Итого:
5.ТЕКУЩИЙ И ИТОГОВЫЙ КОНТРОЛЬ
ДИСЦИПЛИНЫ
5.1.Способы и особенности организации контроля
РЕЗУЛЬТАТОВ
10
ИЗУЧЕНИЯ
При изучении курса “Физическая химия” используется рейтинговая система оценка
знаний студентов.
Максимальная рейтинговая оценка (общий рейтинг ОР) дисциплины в семестре
составляет 1000 баллов. В нее входят: 1) рейтинг лекционных занятий (РЛ); 2) рейтинг
лабораторных работ (РЛР); 3) рейтинг практических занятий (РПЗ); 4) рейтинг рубежного
контроля (РРК); 5) рейтинг домашнего задания (РДЗ); 6) рейтинг экзамена (зачета) (РЭ или
РЗ).
Рейтинг лекционных занятий – это оценка за посещение лекции, написание конспекта и
работа на лекции. Оценка лекции-10 баллов. Посетив все лекционные занятия и участвуя в
них, студенты имеют максимальный рейтинг РЛ (100  140 баллов).
Рейтинг лабораторных работ (РЛР)- это оценки за выполнение лабораторной работы,
оформление отчета и сдачу коллоквиума.
Рабочая программа для специальностей 240901
10
«Физическая химия»
Рейтинг практических занятий (РПЗ) складывается из оценок на тех практических
занятиях, которые проводятся как аудиторные работы под контролем преподавателя.
Рейтинг домашнего задания (РДЗ)- это оценки за решение домашнего задания. Если
задача решена правильно и «сдана» в срок, то она оценивается в 5-10 баллов. Задачи,
«сданные» с опозданием, оцениваются баллами в 2 раза меньше.
В четвертом семестре студенты выполняют по два рубежных контроля. В конце
каждого семестра подсчитывается рейтинг семестра (РС), максимальное значение которого
800 баллов:
РС = РЛ + РЛР + РПЗ + РДЗ + РРК = 800
Студент допускается к сдаче экзамена, если он полностью выполнил учебный план
(выполнены все лабораторные работы, сданы рубежные контроли и коллоквиумы, решены
все домашние задачи, пропущенные занятия отработаны) и если его рейтинг (РС) более 450
баллов.
Максимальный рейтинг экзамена (РЭ) 200 баллов. Форму проведения экзамена (устно,
письменно, по билетам, без билетов и т.д.) устанавливает лектор. Экзамен считается
сданным, если его оценка не менее 100 баллов. Эта оценка суммируется с рейтингом
семестра и подсчитывается общий рейтинг: ОР = РС + РЭ.
Общий рейтинг переводится в оценку по соотношению:
От 851 до 1000 баллов
ОТЛИЧНО
от 701 до 850 баллов
ХОРОШО
от 551 до 700 баллов
УДОВЛЕТВОРИТЕЛЬНО
Если оценка экзамена менее 100 баллов, то экзамен считается не сданным, и студент
теряет рейтинг семестра.
Рейтинг поощряет активных студентов дополнительными баллами за участие в
химических олимпиадах, написание рефератов, досрочную сдачу домашнего задания,
занятия на курсах дополнительной химической подготовки, выполнение заданий
повышенной сложности.
Рейтинг-план по четвертому и пятому семестрам прилагается к рабочей программе.
5.2. Контролирующие материалы
В начале каждого семестра на первом лекционном занятии проводится входной
контроль, в результате которого лектор выясняет уровень остаточных знаний студентов.
В соответствии с рейтинговой системой при изучении курса «Физическая химия»
проводится 3 рубежные контрольные работы. Рубежные контроли проводятся в часы
практических или лабораторных занятий в письменной форме и включают задания по
теоретическим разделам дисциплины и решение задач. Билеты рубежных контрольных работ
составлены лектором Тартыновой М.И.
Текущий контроль осуществляется с помощью выполнения студентами небольших
самостоятельных работ («пятиминуток») на каждом практическом занятии, решения
индивидуальных домашних заданий и сдачи коллоквиумов по теоретическим вопросам
курса.
Итог изучения курса – экзамен проводится в период экзаменационной сессии. Экзамен
проводится в письменном
виде по билетам. Экзаменационные билеты содержат
теоретические вопросы и задачи по курсу «Физическая химия».
Примеры билетов для входного, текущего, рубежного контроля и итогового контроля
(экзамена) приведены ниже в ПРИЛОЖЕНИИ.
Рабочая программа для специальностей 240901 11
«Физическая химия»
6. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЕ ОБЕСПЕЧЕНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
В каталоге НТБ ТПУ имеется около 20 наименований учебников и учебных пособий,
которые могут быть использованы для изучения дисциплины «Физическая химия». Кроме
того, на кафедре ФАХ имеется комплексное методическое обеспечение (КМО) дисциплины,
которое включает:
1. Рабочую программу дисциплины, рейтинг-план и памятку.
2. Задания для самостоятельной аудиторной работы.
3. Задания для рубежных, зачетных, итоговых контролей.
4. Индивидуальные домашние задания.
5. Учебные пособия и методические указания.
Перечень рекомендуемой литературы
1.
2.
3.
4.
5.
6.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
6.1. ОСНОВНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. Учебн. пособие для вузов. – М.:
Высшая школа, 1999, 512 c.; 1988, 496 с.; 1973. 480 с.
Физическая химия. Под редакцией Краснова К.С. – М.:Высш. шк., 1995, ч. 1, 512 с.; ч. 2,
319 с.
Краткий справочник физико-химических величин. Под ред. Мищенко К.П., Равделя А.А.
– Л.: Химия, 1974. 200 с. или Под ред. Равделя А.А., Пономаревой А.М. – Л.: Химия,
1983, 232 с.
Стромберг А.Г., Лельчук X.А., Картушинская А.И. Сборник примеров и задач по
химической термодинамике. – М.: Высшая школа, 1985. 192 с.
Колпакова Н.А., Анисимова Л.С., Белихмайер Я.А. Сборник примеров и задач по
электрохимии. – Томск: ТПУ, 1991. 100 с.
Киселева Е.В., Каретников Г.С., Кудряшов И.В. Сборник примеров и задач по
физической химии. – М.: Высшая школа, 1994, 544 с.; 1983, 520 с; 1978, 426 с.
6.2. ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ ЛИТЕРАТУРА
Фролов Ю.Г., Белик В.В. Физическая химия – М.: Высш. шк., 1992. 367 с.
Практикум по физической химии. Под редакцией В.В. Буданова, Н.К. Воробьева. – Л.:
Химия, 1986, 352 с.
Киреев В.А. Краткий курс физической химии. – М.: Химия, 1978. 622 с.
Голиков Г.А. Руководство по физической химии: Учебн. пособие для хим.-технол.спец.
вузов. – М.: Высш.шк., 1988 – 383 с.
Глазов В.М. Основы физической химии: Учебн. пособие для вузов. – М.: Высш.шк., 1981
– 456 с.
Еремин Е.Н. Основы химической термодинамики. – М.: Высш.шк., 1988 – 391 с.
Эмануэль Н.М., Кнорре Д.Г. Курс химической кинетики. Учеб.пособие, М.: Высш.шк.,
1982 – 414 с.
6.3. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЕ ПОСОБИЯ И УКАЗАНИЯ
1. Колпакова Н.А., Колпаков В.А., Анисимова Л.С., Романенко С.В. Физическая химия. Ч.
1. Учебн. пособие. – Томск: Изд. ТПУ, 1999. 112 с.
2. Колпакова Н.А., Пикула Н.П., Карбаинова С.Н., Катюхин В.Е. Физическая химия. Ч. 2.
Учебн. пособие. – Томск: Изд. ТПУ, 1999. 100 с.
3. Пикула Н.П., Анисимова Л.С., Катюхин В.Е. Химическая термодинамика, теплота
растворения соли, константа равновесия. Методические указания к выполнению лаб.
работ. – Томск: Изд. ТПУ, 1999, 32 с.
Рабочая программа для специальностей 240901
12
«Физическая химия»
4. Сметанина Е.И., Пикула Н.П. Определение теплоты парообразования легколетучих
жидкостей. – Томск: Изд. ТПУ, 2006, 16с.
5. Сметанина Е.И., Пикула Н.П. Перегонка бинарных смесей. – Томск: Изд. ТПУ, 2006, 20с.
6. Сметанина Е.И., Пикула Н.П. Изучение скорости каталитического разложения пероксида
водорода. – Томск: Изд. ТПУ, 2006, 16с.
7. Пикула Н.П., Катюхин В.Е., Карбаинова С.Н. Электрохимия: электрическая
проводимость, числа переноса, потенциометрия. Метод. указанияк выполнению лаб.
работ. – Томск: Изд. ТПУ, 1999, 32 с.
ПРИЛОЖЕНИЕ
ПРИМЕРЫ КОНТРОЛИРУЮЩИХ МАТЕРИАЛОВ
3 семестр.
ВОПРОСЫ ВХОДНОГО КОНТРОЛЯ №1
Пример билета для входного контроля.
1. Математическое выражение первого начала термодинамики.
2. Математическое выражение второго начала термодинамики.
3. Расшифруйте обозначения: U, Q, S, H, G.
4. Какую величину можно рассчитать по закону Гесса?
5. Как обозначается теплоемкость? Укажите её размерность.
6. Приведите примеры простых веществ.
7. Приведите примеры сложных веществ.
8. Из скольких фаз состоит воздух?
9. Из скольких фаз состоит раствор серной кислоты?
10. Из скольких фаз состоит смесь кристаллов соли и сахара?
11. Прекращается ли химическая реакция при наступлении химического равновесия?
12. Какие параметры влияют на смещение химического равновесия?
13. Как обозначается молярная концентрация? Укажите её размерность.
14. Как обозначается моляльная концентрация? Укажите её размерность.
15. Дать правильное название соединения CuBr2 :
1)
бромистая медь;
2) бромид меди;
3) бромат меди.
16. Расставить коэффициенты в химической реакции:
N 2  H 2  NH 3
17. Какое вещество является окислителем, а какое – восстановителем в реакции:
Cu  2HBr  CuBr2  H 2
18. Написать уравнение в ионном виде:
HBr  NaOH  NaBr  H 2O
19. Какое из уравнений является термохимическим:
1) Cu  2HCl  CuCl2  H 2
2) Cu ( тв )  2 HCl ( г )  CuCl2( тв )  H 2( г )  113,54кДж / моль
3) Cu  2HCl  CuCl2  H 2  113,54кДж / моль
4) Cu ( тв )  2 HCl ( г )  CuCl2( тв )  H 2( г )
20. В какую сторону сдвигается равновесие в реакции CO2  H 2  CO  H 2 O при
увеличении давления?
k

B:
21. Выбрать правильное выражение для скорости реакции 2 A 
Рабочая программа для специальностей 240901 13
«Физическая химия»
1)
W  kCA ;
2)
W  2kCA ;
3)
W  kCA2 .
Пример экзаменационного билета
Томский Политехнический Университет
Экзаменационный билет № 1
по дисциплине
факультет
Курс, семестр
Физическая химия
ХТ
2,
1. Химическое равновесие. Вывод и исследование уравнения изотермы химической
реакции. Закон действующих масс.
2. Растворы. Термодинамическая теория растворов. Типы растворов. Парциальные
молярные величины. Уравнение Гиббса ─ Дюгема.
3. Энтропия жидкого этанола при 25оС равна 160,7 Дж/(моль·К). Давление пара при
этой температуре равно 78,7 гПа, а теплота испарения равна 42,635 кДж/моль.
Вычислить энтропию паров этанола при 1013 гПа и 25оС.
4. Указать смысл всех полей, линий и точек на диаграмме.
Составила_________________________.Тартынова М.И.
Утверждаю: зав.каф.
Бакибаев А.А.
«_________»_______________________2009г.
Пример варианта ИДЗ №1
Вариант №1.
1. Теплоты образования жидкой воды и газообразного диоксида углерода соответственно
равны ─285,83 и ─393,51 кДж/моль, теплота сгорания метана при тех же условиях
─890,31 кДж/моль. Рассчитать теплоту образования метана из элементов при условиях: 1)
р=const; 2) V=const, T=298 К.
2. Вычислить тепловой эффект химической реакции
4NH3(г) + 5O2(г) = 6H2O(г) + 4NO(г)
при стандартных условиях по стандартным теплотам образования.
3. Вычислить тепловой эффект химической реакции в растворе
3Cu(т) + 8HNO3(aq) =3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(г) +4H2O(г)
при 25ºС по стандартным теплотам образования химических соединений и ионов.
Пример варианта ИДЗ №2
Вариант №2.
1. Зависимость истинной молярной теплоемкости от температуры для сульфида серебра в
интервале температур от 298 до 452 К можно выразить уравнением
CP  42,38  110,46 10 3  T , Дж/(моль  К).
Рассчитать среднюю теплоемкость в указанном интервале температур.
Рабочая программа для специальностей 240901
14
«Физическая химия»
2. Молярные теплоемкости оксида углерода, хлора и фосгена в интервале 298  1500 К
равны:
CO
С P  28,41  4,10 10 3  T  0,46 10 5  T 2 , Дж/(моль  К),
С PCl 2  36,69  1,05 10 3  T  2,52 105  T 2 , Дж/(моль  К),
С PCOCl 2  67,16  12,11 10 3  T  9,03 105  T 2 , Дж/(моль  К).
Стандартные теплоты образования оксида углерода и фосгена при 298 К соответственно
равны ─110,53 и ─219,50 кДж/моль. Вычислить тепловой эффект химической реакции
CO + Cl2 = COCl2 при постоянном объеме и температуре 600 К.
Контрольная работа №1
Вариант №1
1. Закон Гесса, его термодинамическое обоснование.
2. Принцип Ле─Шателье─Брауна. Влияние температуры, давления и посторонний
примесей на равновесие в химической реакции.
3. Задача. При 444 0С константа равновесия реакции
H2 + I2 =2HI
Кр = 50. Сколько молей H2 нужно добавить к 1 моль HI, чтобы степень диссоциации
стала равной 10%?
КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА №2
Билет № 1
1. Правило фаз Гиббса.
2. Методы определения парциальных молярных величин.
3. Фазовая диаграмма двухкомпонентной системы с ограниченной растворимостью в
твердом состоянии эвтектического типа.
1. Что такое рН раствора?
Пример экзаменационного билета
Составил
Утверждаю: зав.каф.
Тартынова М.И.
Бакибаев А.А.
«_________»_______________________2009г.
Пример варианта ИДЗ №1
Вариант №1.
1. Молярная электрическая проводимость раствора, содержащего 38% H2SO4 равна 140
См·см2/моль при температуре 293 К. Определить удельную электрическую
проводимость указанного раствора, если его плотность 1,286 г/см3.
2. Железный предмет, общей поверхностью 1000 см2, помещен в качестве катода в
раствор цинковой соли. Через раствор был пропущен ток в течение 1500 с. Плотность
Рабочая программа для специальностей 240901 15
«Физическая химия»
тока составила 2,5 А/см . Плотность цинкового покрытия 7,15 г/см3. Какова толщина
отложившегося слоя цинка?
2
Контрольная работа №1
Вариант №1
1. Молярная электрическая проводимость растворов сильных и слабых электролитов.
Влияние температуры и концентрации на молярную электропроводность.
2. Газовые и амальгамные электроды: определение, электродная реакция, потенциал.
3. Константа диссоциации аммиака в воде при температуре 293К равна 1,7910-5.
Определите концентрацию аммиака, при которой он диссоциирован на 1%.
РАБОЧАЯ ПРОГРАММА
по дисциплине
"Физическая химия"
Составитель доцент каф. ФАХ Марина Игоревна Тартынова.
Рабочая программа для специальностей 240901
16