Document 423408

РОССИЙСКАЯ ФЕДЕРАЦИЯ
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
«УТВЕРЖДАЮ»:
Проректор по учебной работе
_______________________ /Л.М. Волосникова
__________ _____________ 2011 г.
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Учебно-методический комплекс. Рабочая программа
для студентов направления 020100.62 « Химия»
Профиль подготовки «Физическая химия», « Неорганическая химия и
химия координационных соединений»
Форма обучения очная
«ПОДГОТОВЛЕНО К ИЗДАНИЮ»:
Авторы работы _____________________________/ В.И. Баканов, Н.В. Ларина/
«______»___________2011 г.
Рассмотрено на заседании кафедры
неорганической и физической химии от «__» ____________ 2011 г. протокол № ____
Соответствует требованиям к содержанию, структуре и оформлению.
«РЕКОМЕНДОВАНО К ЭЛЕКТРОННОМУ ИЗДАНИЮ»:
Объем 30 стр.
Зав. кафедрой ______________________________/ О.В. Андреев /
«______»___________ 2011 г.
Рассмотрено на заседании УМК
ИМЕНИТ от «__» ____________ 2011 г. протокол № ____
Соответствует ФГОС ВПО и учебному плану образовательной программы.
«СОГЛАСОВАНО»:
Председатель УМК ________________________/ И.Н. Глухих /
«______»_____________2011 г.
«СОГЛАСОВАНО»:
Зав. методическим отделом УМУ_____________/ С.А. Федорова /
«______»_____________2011 г.
РОССИЙСКАЯ ФЕДЕРАЦИЯ
МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
ТЮМЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Институт математики, естественных наук, информационных технологий
Кафедра неорганической и физической химии
В.И. Баканов, Н.В. Ларина
ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Учебно-методический комплекс. Рабочая программа
для студентов направления 020100.62«Химия»
Профиль подготовки «Физическая химия», «Неорганическая химия и химия
координационных соединений»
Форма обучения очная
Тюменский государственный университет
2011
БАКАНОВ В.И., ЛАРИНА Н.В. Физическая химия Учебнометодический комплекс. Рабочая программа для студентов направления
020100.62 «Химия», профиль подготовки «Физическая химия»,
«Неорганическая химия и химия координационных соединений», форма
обучения очная. Тюмень, 2011, 30 с.
Рабочая программа составлена в соответствии с требованиями ФГОС
ВПО с учетом рекомендаций и ПрООП ВПО по направлению и профилю
подготовки.
Рабочая программа дисциплины (модуля) опубликована на сайте
ТюмГУ: Физическая химия [электронный ресурс] / Режим доступа:
http://www.umk3.utmn.ru., свободный.
Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической и физической
химии. Утверждено проректором по учебной работе Тюменского
государственного университета.
ОТВЕТСТВЕННЫЙ РЕДАКТОР: О.В. Андреев ,
заведующий кафедрой неорганической и
физической химии, д-р хим. наук
© Тюменский государственный университет, 2011.
© Баканов В.И., Ларина Н.В., 2011.
1. Пояснительная записка
Рабочая программа дисциплины «Физическая химия» составлена в
соответствии с требованиями к результатам, условиям и структуре
подготовки бакалавров по направлению 020100 «Химия» Федерального
государственного образовательного стандарта высшего профессионального
образования.
1.1. Цели и задачи дисциплины
Физическая химия – теоретический фундамент современной химии.
Физико-химические теории химических процессов используют для решения
широкого круга современных научных и технических проблем.
Данный курс призван дать представления об основных законах
протекания химических процессов, современных физико-химических
методах исследования, о возможности управления химическими процессами.
Задачи курса:
1. Учение о равновесных свойствах физико-химических систем
позволяет решать основную задачу физической химии: предсказание
хода химических процессов и конечного результата, что дает
возможность управлять химическим процессом.
2. Показать тенденции развития электрохимии, роль электрохимии в
создании принципиально новых видов технологии и новых видов
источников электрической энергии, в получении новых материалов
с функциональными свойствами.
3. Создание и всесторонняя разработка представлений о цепных
процессах, обоснование основных кинетических закономерностей
сложных реакций. Проблемы химической кинетики в гетерогенном
катализе, термодинамические аспекты кинетики, современное
состояние воззрений в учении о кинетике прцессов в
адсорбированных слоях.
1.2. Место дисциплины в структуре ООП бакалавриата
Дисциплина
«Физическая
химия»
относится
к
базовой
(общепрофессиональной) части профессионального цикла дисциплин
направления 020100.62 «Химия».
Для изучения курса требуются предварительные знания по высшей
математике и физике.
Успешное освоение курса позволяет перейти к изучению органической
химии, химической технологии и специальных дисциплин вариативной части
ООП. Экспериментальные методы будут использоваться при выполнении
научно-исследовательской работы.
1.3. Компетенции выпускника ООП бакалавриата, формируемые в
результате освоения данной ООП ВПО
В соответствии с ФГОС ВПО данная дисциплина направлена на
формирование следующих компетенций:
- общекультурных:
ОК-6 - использует основные законы естественнонаучных дисциплин в
профессиональной деятельности, применяет методы математического
анализа и моделирования, теоретического и экспериментального
исследования;
ОК-9 - владеет основными методами, способами и средствами
получения, хранения, переработки информации, имеет навыки работы с
компьютером как средством управления информацией;
- профессиональных:
ПК-1 - понимает сущность и социальную значимость профессии,
основных перспектив и проблем, определяющих конкретную область
деятельности;
ПК-2 - владеет основами теории фундаментальных разделов
физической химии;
ПК-3 - способен применять основные законы химии при обсуждении
полученных результатов, в том числе с привлечением информационных баз
данных;
ПК-4 - владеет навыками химического эксперимента, основными
методами исследования химических веществ и реакций;
ПК-6 - владеет навыками работы на современной учебно-научной
аппаратуре при проведении химических экспериментов;
ПК-7 - имеет опыт работы на серийной аппаратуре, применяемой в
аналитических и физико-химических исследованиях;
ПК-8 - владеет методами регистрации и обработки результатов
химически экспериментов.
В области воспитания личности целью подготовки является
формирование социально-личностных качеств студентов: целеустремленности, организованности, коммуникативности.
В результате освоения дисциплины обучающийся должен:
Знать основы современных теорий в области физической химии и
способы их применения для решения теоретических и практических задач в
любых областях химии.
Уметь:
самостоятельно
ставить
задачу
физико-химического
исследования в химических системах, выбирать оптимальные пути и методы
решения подобных задач как экспериментальных, так и теоретических;
обсуждать результаты физико-химических исследований.
Владеть: основными физико-химическими методами исследования
химических процессов; навыками работы со справочной литературой,
методиками представления результатов эксперимента.
2. Структура и трудоемкость дисциплины.
Таблица 1.
Вид учебной работы
Всего
часов
324
108
216
288
Аудиторные занятия (всего)
В том числе:
Лекции
Практические занятия (ПЗ)
Семинары (С)
Лабораторные работы (ЛР)
Самостоятельная работа (всего)
Вид промежуточной аттестации (зачет, экзамен)
Общая трудоемкость
час
зач. ед.
3.
Семестры
5
6
162
162
54
54
108
108
144
144
экзамен
экзамен
306
306
612
17
Тематический план
Таблица 2.
Лабораторные
занятия
Самостоятельна
я работа
3
Итого
количест
во
баллов
Семинарские
(практические)
занятия
2
Модуль 1
1. Основы химической
1-4
термодинамики
Всего
Модуль 2
1. Элементы
статистической 4-8
термодинамики
2. Химическое равновесие
810
Всего
Модуль 3
1. Фазовое равновесие
1115
2. Растворы неэлектролитов
1618
Всего
Итого (часов, баллов):
из них часов в интерактивной форме
Курсовая работа
Итого
часов
по
теме
Лекции
1
недели семестра
Тема
Виды учебной работы и
самостоятельная работа, в час.
из них в интерактивной
форме, в час.
Тематический план (V семестр)
№
4
5
6
7
8
9
10
12
-
24
28
12
62
0-18
12
-
24
28
12
62
0-18
10
-
-
24
6
34
0-4
8
-
24
30
12
62
0-22
18
-
24
52
18
96
0-26
14
-
30
32
14
76
0-24
10
-
30
32
13
72
0-32
24
54
11
-
60
108
46
64
144
-
27
148
306
0-56
0 – 100
57
0 – 100
Таблица 3.
3
Модуль 1
1. Равновесные и неравновесные
1-5
явления в растворах
электролитов
Всего
Модуль 2
1. Основы
электрохимической 6термодинамики
10
Всего
Модуль 3
1. Кинетика химических реакций
1015
2. Катализ
1618
Всего
Итого (часов, баллов):
из них часов в интерактивной форме
Самостоятельна
я работа*
2
Лабораторные
занятия*
1
Итого
количест
во
баллов
Семинарские
(практические)
занятия*
недели семестра
Тема
Итого
часов
по
теме
Лекции*
Виды учебной работы и
самостоятельная работа, в час.
из них в интерактивной
форме, в час.
Тематический план (VI семестр)
№
4
5
6
7
8
9
10
14
-
24
36
14
74
0-25
14
-
24
36
14
74
0-25
14
-
30
42
30
86
0-29
30
42
30
86
0-29
14
16
-
36
42
18
94
0-34
10
-
18
24
10
52
0-12
54
108
47
66
144
28
146
306
0-46
0 – 100
26
54
11
58
Таблица 4.
Виды и формы оценочных средств в период текущего контроля
(V семестр)
Формы текущего контроля
(баллы)
№
Название темы
Коллоквиумы
по
лабораторным
работам
Выполнение
лабораторных
работ
Итого
баллов
Отчеты
по
работам
Контрольные
работы
0–8
-
0-18
0-8
-
0-18
Модуль 1
1.
Основы
химической
термодинамики
Всего
Элементы
статистической
термодинамики
2. Химическое
равновесие
Всего
0–2
0-2
0–8
0-8
Модуль 2
1.
-
-
-
0-4
0-4
0–2
0–8
0–8
0-4
0-22
0-2
0-8
0-8
0-8
0-26
Фазовое равновесие
Растворы
неэлектролитов
Всего
0–4
Модуль 3
0 – 10
0 – 10
0–8
0 – 10
0 – 10
0-4
0-32
0-12
0-20
0-20
0-4
0-56
ИТОГО:
0-16
0-36
0-36
0-12
0-100
1
2
0-24
Таблица 5.
Виды и формы оценочных средств в период текущего контроля
(VI семестр)
Формы текущего контроля
(баллы)
№
Название темы
Коллоквиумы
по
лабораторным
работам
Выполнение
лабораторных
работ
Тесты
Итого
баллов
0–8
0-4
0-25
Отчеты
по
работам
Модуль 1
Равновесные и
неравновесные
явления в растворах
электролитов
Всего
1.
Основы
электрохимической
термодинамики
Всего
0–5
0–8
0-5
0-8
Модуль 2
0-8
0-4
0-25
0-5
0-10
0-10
0-4
0-29
0-5
0-10
Модуль 3
0-10
0-4
0-29
1.
Кинетика
химических
реакций
2
Катализ
Всего
1
ИТОГО:
0–5
0 – 12
0 – 12
0-5
0-34
0-5
0–6
0-18
0–6
0-18
0-5
0-12
0-46
0-15
0-36
0-36
0-13
0-100
Таблица 6.
Планирование самостоятельной работы студентов
(V семестр)
№
1.1
Модули и темы
Виды СРС
обязательные
дополнительные
Модуль 1
Основы химической Подготовка к
Работа с
термодинамики
коллоквиумам. вопросами для
Оформление
самоконтроля.
лабораторных
отчетов
Всего по модулю 1:
Неделя
семестра
Объем
часов
Кол-во
баллов
1-4
28
0-18
28
0-18
2.1
Элементы
статистической
термодинамики
2.2
Химическое
равновесие
Модуль 2
Работа с
Подготовка к
вопросами
контрольной
для
работе.
самоконтроля
Подготовка к
коллоквиумам.
Оформление
лабораторных
отчетов.
Работа с
вопросами для
самоконтроля.
Подготовка к
контрольной
работе.
4-8
22
0-4
8-10
30
0-22
52
0-26
11-15
32
0-24
16-18
32
0-32
64
144
0-56
0-100
Всего по модулю 2:
3.1
Фазовое равновесие
3.2
Растворы
неэлектролитов
Модуль 3
Подготовка к
Работа с
коллоквиумам. вопросами для
Оформление
самоконтроля.
лабораторных
отчетов.
Подготовка к
коллоквиумам.
Оформление
лабораторных
отчетов.
Работа с
вопросами для
самоконтроля.
Подготовка к
контрольной
работе.
Всего по модулю 3:
ИТОГО:
Таблица 7.
Планирование самостоятельной работы студентов
(VI семестр)
№
1.1
Модули и темы
Равновесные и
неравновесные
явления в растворах
электролитов
Виды СРС
обязательные
дополнительные
Модуль 1
Подготовка к
Работа с
коллоквиуму.
вопросами для
Оформление
самоконтроля.
лабораторных
Подготовка к
отчетов.
письменному
тесту.
Неделя
семестра
Объем
часов
Кол-во
баллов
1-5
36
0-25
36
0-25
42
0-29
42
0-29
Всего по модулю 1:
2.1
Основы
электрохимической
термодинамики
Всего по модулю 2:
Модуль 2
Подготовка к
Работа с
коллоквиуму.
вопросами для
Оформление
самоконтроля.
лабораторных
Подготовка к
отчетов.
письменному
тесту.
6-10
3.1
3.2
Модуль 3
Кинетика химических Подготовка к
Работа с
реакций
коллоквиуму.
вопросами для
Оформление
самоконтроля.
лабораторных
Подготовка к
отчетов.
письменному
тесту.
Катализ
Оформление
Работа с
лабораторных вопросами для
отчетов.
самоконтроля.
Всего по модулю 3:
ИТОГО:
10-15
42
0-34
16-18
24
0-12
66
144
0-46
0-100
4.
Разделы
дисциплины
и
междисциплинарные
обеспечиваемыми (последующими) дисциплинами
№
п/
п
Наименование
обеспечиваемых
(последующих)
дисциплин
1.
Химические
основы
биологических
процессов
Химическая
технология
Термодинамика
растворов
Вычислительный
практикум по
физической химии
Практикум по
физикохимическому
анализу
2.
3.
4.
5.
связи
с
Темы дисциплины необходимых для изучения обеспечиваемых
(последующих) дисциплин
Основы
химической
термодинамики
Химическое
равновесие
+
+
+
+
+
5.
Фазовые
равновесия
и растворы
Основы
электрохимической
термодинамики
Кинетик
а
и
катализ
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Содержание дисциплины.
V семестр
Модуль 1.
Тема 1. ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
Термодинамические системы и термодинамические параметры.
Обобщенные координаты и обобщенные силы. Уравнение идеального и
реального газа.
Теплота и работа различного рода. Первый закон термодинамики.
Внутренняя энергия. Энтальпия. Закон Гесса и его следствия. Термохимия.
Зависимость теплового эффекта от температуры. Теплоемкость. Уравнение
Кирхгоффа. Зависимость теплоемкости от температуры. Расчет тепловых
эффектов реакций.
Второй закон термодинамики. Энтропия как тепловая координата
состояния. Изменения энтропии для обратимых процессов. Постулат Планка
и абсолютная энтропия. Лемма Карно и теорема Карно-Клаузиуса.
Фундаментальное уравнение Гиббса и вычисление термодинамических
параметров системы. Характеристические функции. Энергия Гельмгольца и
энергия Гиббса. Уравнение Максвелла. Расчеты ∆U и ∆H. Условия
равновесия термодинамических систем. Работа и теплота химического
процесса. Уравнение Гиббса-Гельмгольца.
Химический потенциал идеального и реального газов. Метод летучести.
Коэффициент активности.
Основы
линейной
неравновесной
термодинамики.
Описание
необратимых процессов в термодинамике. Неравновесные процессы в
однородных системах. Стационарные состояния системы и теорема
Пригожина. Неравновесные процессы в непрерывных системах.
Модуль 2.
Тема 1. ЭЛЕМЕНТЫ СТАТИСТИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
Макро- и микросостояния систем. Термодинамическая вероятность и
энтропия. Закон распределения молекул по энергиям (Закон Больцмана).
Сумма по состояниям системы. Связь сумм по состояниям с
термодинамическими функциями и константой равновесия. Суммы по
состояниям идеального газа и для отдельных видов движения молекул.
Статистический расчет термодинамических свойств идеальных и реальных
систем.
Тема 2. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Закон действия масс. Константа равновесия. Различные виды констант
равновесия и связь между ними. Химическое равновесие в идеальных и
неидеальных системах. Работа химической реакции. Изотерма Вант-Гоффа.
Изменение энергии Гиббса и энергии Гельмгольца и направление
химической реакции. Химическое сродство. Уравнения изобары и изохоры
химической реакции. Гетерогенные химические равновесия.
Модуль 3.
Тема 1. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ
Условия равновесия фаз. Правило фаз Гиббса. Графическое
изображение фазовых равновесий. Фазовые равновесия в однокомпонентных
системах. Уравнение Клайперона-Клаузиуса и его применение к различным
фазовым равновесиям. Диаграммы состояния воды, серы. Фазовые переходы
первого, второго рода.
Фазовые равновесия в двухкомпонентных системах. Термический
анализ. Диаграмма состояния систем с простой эвтектикой. Правило рычага.
Диаграммы состояния систем с образованием твердых растворов. Сложные
диаграммы состояния.
Трехкомпонентные системы. Графическое представление состава
тройных систем.
Адсорбционные равновесия. Явление адсорбции. Определение
адсорбции по Гиббсу. Изотермы и изобары адсорбции. Уравнение Ленгмюра,
его термодинамический вывод и условия применимости. Уравнение Генри.
Константа адсорбционного равновесия.
Тема 2. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.
Термодинамические функции многокомпонентных систем. Парциальные
мольные величины. Уравнение Гиббса-Дюгема.
Термодинамическая классификация растворов. Функция смешения для
идеальных и неидеальных растворов.
Коллигативные свойства. Выражение коллигативных свойств.
Уравнения Рауля и Генри. Растворимость твердых веществ. Температуры
кипения и замерзания растворов нелетучих веществ. Осмос. Активность и
коэффициент активности компонентов растворов.
Распределение вещества в двух несмешивающихся растворителях.
Экстракция из растворов.
Смеси летучих жидкостей. Правила Гиббса-Коновалова. Идеальные
летучие смеси. Неидеальные летучие смеси. Перегонка летучих жидких
смесей. Ректификация. Азеотропные смеси и их свойства. Ограниченно
растворимые летучие смеси.
VI семестр
Модуль 1.
Тема 1. РАВНОВЕСНЫЕ И НЕРАВНОВЕСНЫЕ ЯВЛЕНИЯ В
РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ
Термодинамические свойства растворов электролитов. Классическая
теория электролитической диссоциации. Основные положения теории
Аррениуса. Ионные равновесия. Константа диссоциации. Закон разведения
Оствальда. Ион-дипольное взаимодействие в растворах электролитов.
Причины образования растворов электролитов. Энергия кристаллической
решетки. Энергия сольватации. Ион-ионное взаимодействие в растворах
электролитов. Средняя активность. Активность ионов. Электростатическая
теория растворов сильных электролитов. Приближенная теория ДебаяГюккеля. Современные представления о растворах электролитов.
Неравновесные явления в растворах электролитов. Удельная и
эквивалентная электропроводности. Числа переноса. Подвижность ионов.
Закон Кольрауша. Зависимость подвижности ионов от концентрации.
Уравнение Онзагера. Электрофоретический и релаксационный эффекты.
Эффекты Вина и Дебая-Фалькенгагена.
Модуль 2.
Тема 1. ОСНОВЫ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ
Электрохимический потенциал и равновесие на границе электродраствор. Возникновение скачка потенциала на границе электрод-раствор.
ЭДС электрохимической цепи. Электродный потенциал. Выражение для
электродного потенциала. Уравнение Нернста. Стандартные электродные
потенциалы. Классификация электродов.
Гальванические цепи. Цепи с переносом и без переноса. Диффузионный
потенциал. Выражение для ЭДС. Термодинамика гальванического элемента.
Двойной электрический слой на границе электрод - раствор. Причины
образования двойного слоя. Специфическая адсорбция. Электрокапиллярные
явления. Уравнение Липпмана. Емкость двойного электрического слоя.
Модельные представления о строении двойного электрического слоя.
Модуль 3.
Тема 1. КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Формальная кинетика. Основные понятия химической кинетики.
Элементарные стадии реакции. Сложные химические реакции. Механизм
химической реакции. Кинетика простых реакций. Кинетические кривые.
Молекулярность, порядок реакций. Методы определения порядка реакции и
вида кинетического уравнения.
Зависимость скорости реакций от температуры. Уравнение Аррениуса.
Энергия активации по Аррениусу.
Кинетика сложных реакций. Кинетические уравнения различных типов
реакций. Сложные реакции в открытых системах. Стационарное и
квазистационарное протекание реакций. Метод стационарных концентраций.
Теория химической кинетики. Теория активных столкновений (ТАС).
Модельные представления ТАС. Выражение для константы скорости.
Бимолекулярный механизм мономолекулярных реакций.
Теория активированного комплекса (ТАК). Модельные представления
ТАК. Расчет предэкспоненциального множителя.
Кинетика реакций в растворе. Цепные и фотохимические реакции.
Отличительные особенности цепных реакций. Вероятностная теория цепных
реакций. Горение и взрыв.
Фотохимические реакции. Радиационно-химические реакции.
Кинетика гетерогенных реакций. Диффузионная область протекания
гетерогенных реакций.
Кинетика электрохимических процессов. Уравнение для тока в теории
замедленного разряда. Ток обмена и перенапряжение. Сопряженные реакции
в электрохимической теории коррозии.
Тема 2. КАТАЛИЗ
Гомогенный катализ. Механизм гомогенных каталитических реакций.
Кинетика гомогенных каталитических реакций. Кислотно-основной катализ.
Классификация реакций кислотно-основного типа. Кинетика и механизм
реакций специфического и общего кислотного катализа. Соотношение
Бренстеда-Поляни. Специфический и общий основной катализ.
Автокаталитические
реакции.
Ферментативный
катализ.
Металлокомплексный катализ.
Гетерогенный катализ. Особенности гетерогенных каталитических
реакций. Адсорбция на поверхности катализатора. Кинетика гетерогенных
каталитических реакций. Теории гетерогенного катализа.
6.
Темы лабораторных работ
1. Измерение интегральной теплоты растворения соли в воде.
2. Определение
содержания
кристаллизационной
воды
в
кристаллогидратах.
3. Определение интегральной теплоты растворения соли при образовании
раствора заданной концентрации.
4. Определение теплоты растворения жидкости по уравнению
Клапейрона-Клаузиуса.
5. Изучение кристаллизации бинарных систем.
6. Построение диаграммы плавкости соль-вода.
7. Изучение равновесия химической реакции в растворе.
8. Изучение химического равновесия реакции 2 Fe2+ + I2.↔Fe3+ + 2 I-.
9. Определение температуры замерзания и температуры кипения
разбавленного раствора.
10.Изучение взаимной растворимости в трехкомпонентной системе.
11.Изучение взаимной растворимости в двухкомпонентной системе.
12.Определение коэффициента распределения.
13.Исследование перегонки бинарных смесей.
14.Исследование перегонки жидких бинарных смесей с азеотропом.
15.Измерение электропроводности растворов сильных электролитов.
16.Измерение электропроводности раствора слабого электролита и расчет
константы диссоциации.
17.Определение растворимости и произведение растворимости
малорастворимой соли при различных температурах.
18.Измерение
ЭДС
гальванического
элемента
и
расчет
термодинамических величин химической реакции.
19.Определение константы диссоциации слабой кислоты и константы
гидролиза соли потенциометрическим методом.
20.Определение рН образования и произведения растворимости
гидроксидов металлов.
21.Изучение скорости реакции разложения карбамида в водном растворе
методом электропроводности.
22.Изучение скорости инверсии тростникового сахара.
23.Изучение кинетики реакции иодирования ацетона в кислой среде.
24.Изучение скорости разложения перекиси водорода газометрическим
методом.
25.Определение константы скорости реакции омыления сложного эфира.
7.
Примерная тематика курсовых работ
1. Изучение скорости омыления сложных эфиров в щелочных растворах
методом измерения электропроводности.
2. Изучение кинетики каталитической реакции гидролиза сложного эфира
в кислой и щелочной среде (при различных рН).
3. Изучение кинетики разложения (декарбонилирования) муравьиной
кислоты газометрическим методом.
4. Изучение скорости разложения мурексида в кислой среде.
5. Изучение
кинетики
реакции
окисления
тиомочевины
гексацианоферратом (III) в щелочном растворе.
6. Определение порядка реакции и константы скорости окисления иодидионов ионами трехвалентного железа.
7. Изучение кинетики каталитического разложения пероксида водорода в
присутствии кислородсодержащих ионов.
8. Изучение кинетики адсорбции карбоновой кислоты из раствора на
активированном угле кондуктометрическим методом.
9. Изучение кинетики адсорбции ионов тяжелых металлов на природных
сорбентах.
10.Фотометрическое исследование кинетики реакции образования
триарилкарбинола при взаимодействии фенолфталеина со щелочью.
11.Фотометрическое изучение кинетики реакции восстановления
гексацианоферрата (Ш) аскорбиновой кислотой.
12.Изучение влияния ионной силы на кинетику реакции малахитового
зеленого (бромфенолового синего) со щелочью.
13.Исследование кинетики реакции этерификации (обратимая реакция 2го порядка).
14.Определение термодинамической константы диссоциации карбоновой
кислоты методом измерения электропроводности.
15.Изучение кинетики реакции омыления сложного эфира щелочью
методом потенциометрии.
16.Исследование сольватации ионов Сu2+ и Cr3+ в водных растворах с
помощью спектров поглощения.
17.Спектрофотометрическое определение константы диссоциации
одноцветного индикатора.
18.Фотометрическое изучение кинетики разложения комплекса оксалата
марганца (II).
19.Определение константы устойчивости и состава комплексов
меди
(II) методом измерения ЭДС.
20.Определение константы устойчивости и состава комплексов методом
электропроводности.
21.Измерение перенапряжения водорода на медном электроде.
22.Изучение кинетики электроосаждения металлов.
23.Исследование фазовых превращений и термодинамики фазовых
превращений в сульфидных системах Р.З.Э.
24.Кинетика и механизм каталитической реакции окисления S2O32пероксидом водорода в присутствии ионов J-.
25.Определение времени достижения адсорбционно-десорбционного
равновесия в системе СН3СООН – силикагель.
26.Определение константы адсорбционно-десорбционного равновесия и
расчет теплоты адсорбции уксусной кислоты на силикагеле
27.Изучение влияния температуры на скорость разложения Н2О2 и
определение энергии активации реакции.
28.Изучение влияния температуры на состояние двойного электрического
слоя.
29.Изучение влияния концентрации индифферентного электролита на
величину электрокинетического потенциала.
30.Определение скорости адсорбции уксусной кислоты на различных
адсорбентах.
8. Учебно - методическое обеспечение самостоятельной работы
студентов. Оценочные средства для текущего контроля успеваемости,
промежуточной аттестации по итогам освоения дисциплины
Рабочей программой дисциплины «Физическая химия» предусмотрена
самостоятельная работа студентов в объеме 288 часов.
Студентам предлагаются следующие формы самостоятельной работы:
подготовка к коллоквиумам, являющимися допусками для выполнения
лабораторных работ; оформление лабораторных отчетов; работа с вопросами
для самоконтроля; подготовка к контрольным работам (студенты получают
индивидуальные задания), тестированию; экзамену.
Вопросы для подготовки к коллоквиумам представлены в
методических указаниях к лабораторному практикуму:
В.И. Баканов, Н.В. Ларина. Физическая химия: Химическая
термодинамика, фазовые равновесия, растворы. Тюмень: Изд-во Тюменского
государственного университета, 2007. – 63 с.
В.И. Баканов, Н.В. Ларина. Физическая химия: Электрохимия,
химическая кинетика. Тюмень: Изд-во Тюменского государственного
университета, 2007. – 63 с.
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ
К КОНТРОЛЬНЫМ РАБОТАМ
V семестр
Модуль 1.
Тема 1.
Термодинамическая система. Окружающая среда. Изолированная
система. Открытая система. Закрытая система. Внутренняя энергия
системы. Энтальпия. Координаты состояния системы. Стандартное
состояние системы. Потенциалы. Обобщенная сила. Уравнение состояния.
Обратимый процесс. Квазистатический процесс. Необратимый процесс.
Самопроизвольный
процесс.
Фундаментальное
термодинамическое
уравнение. Термодинамическая функция. Характеристическая функция.
Химический потенциал. Активность термодинамическая.
1. Установить взаимосвязь между теплотами химических реакций H и
U, протекающих в конденсированной фазе или с участием
газообразных веществ.
2. Показать, что в аналитическом выражении первого закона
термодинамики δQ не является полным дифференциалом (функцией
состояния).
3. Показать, что внутренняя энергия системы является функцией
состояния.
4. Рассчитать изменение внутренней энергии при нагревании вещества в
широком интервале температур.
5. Рассчитать тепловой эффект химической реакции всеми известными
способами.
6. Рассчитать изменение энтальпии при нагревании вещества в широком
интервале температур.
7. Дать обоснование второго закона термодинамики по Карно-Клаузиусу.
8. Рассчитать обратимый цикл для идеального газа.
9. Вычислить изменение энтропии при различных обратимых процессах в
газах.
10.Рассчитать изменение энтропии при необратимом протекании
процесса.
11.Привести 4 основных уравнений Максвелла и дать их обоснование.
12.Применить соотношение Максвелла к фазовым переходам и вывести
уравнение Клапейрона - Клаузиуса.
13.Применить соотношение Максвелла для вычисления внутренней
энергии системы и энтальпии.
14.Рассчитать абсолютную энтропию вещества.
15.Используя соотношение Максвелла, доказать, что внутренняя энергия
идеального газа не зависит от температур.
16.Рассчитать изменение энергии Гиббса при различных температурах и
давлениях.
17.Вычислить изменение энтропии в результате химической реакции.
18.Вычислить изменение энтальпии химической реакции при различных
температурах.
 G 0Т
19.Вычислить изменение энергии Гиббса
в процессе химической
реакции и сделать выводы о возможности данной реакции.
20.Рассчитать
Темкина.
 G 0Т
химической реакции по уравнению Шварцмана -
Модуль 2.
Тема 1.
Микро- и макросостояния системы. Термодинамическая вероятность.
Функция
распределения.
Распределение
Больцмана.
Ансамбли
статистические. Статистическое распределение. Статистический вес.
Сумма по состояниям.
1. Вывести уравнение Больцмана.
2. Вывести закон распределения Больцмана.
3. Установить связь термодинамических функций с суммами по
состояниям.
4. Установить связь константы равновесия с суммой по состояниям.
5. Привести простейшие суммы по состояниям для отдельных веществ
движения молекул.
6. Вычислить энтропию однократного и двухатомного газов
статистическим методом.
7. Вычислить общую сумму по состояниям для двухатомной молекулы
газа при заданных температуре и давлении.
8. Рассчитать внутреннюю энергию и энтальпию 1 моля идеального газа
при заданной температуре.
9. Рассчитать энергию Гиббса для одного моля идеального газа при
данной температуре.
10.Рассчитать константу равновесия статистическим методом для
простой реакции.
Тема 2.
Химическая переменная. Химический потенциал реагирующего
вещества. Полный химический потенциал. Равновесие химическое.
Константа химического равновесия. Изотерма химических реакции. Изобара
химической реакции. Приведенная энергия Гиббса. Стандартное
соотношение вещества. Выход продуктов реакции. Равновесие гетерогенное
химическое.
1. Рассчитать константу равновесия химической реакции по
термодинамическим данным.
2. Определить направление протекания химической реакции при
заданных условиях.
3. Рассчитать теоретический выход продуктов реакции в идеальной
системе.
4. Рассчитать температуру, при которой теоретический выход равен
заданному.
5. Рассчитать состав газообразной равновесной смеси в ходе химической
реакции.
6. Рассчитать состав равновесной смеси при протекании химической
реакции по нескольким направлениям.
7. Вычислить выход продуктов реакции в неидеальной газовой смеси.
8. Рассчитать константу равновесия в реакции в неидеальной системе.
9. Составить уравнение зависимости константы равновесия химической
реакции от температуры и рассчитать по этому уравнению константу
равновесия и состав равновесной смеси.
10.Рассчитать константу равновесия гетерогенной химической реакции.
Модуль 3.
Тема 1.
Фаза. Компонент. Число степеней свободы. Правило фаз Гиббса.
Фазовая диаграмма (диаграмма состояния). Диаграмма плавкости. Фазовые
переходы первого рода. Монотропия. Эвтектика. Правило рычага. Коннода.
Твердый раствор. Дальтониды и бертоллиды. Полиморфные превращения.
Фазовые переходы второго рода.
1. Вывести уравнение зависимости теплоты фазового перехода от
температуры, если известна зависимость р от Т.
2. Воспользовавшись уравнением Клаузиуса – Клапейрона, рассчитать
температуру плавления вещества при заданном давлении.
3. Объяснить при помощи уравнения Клапейрона - Клаузиуса, почему
давление насыщенного пара над жидкостью или над твердой фазой
всегда растет при увеличении температуры.
4. Найти изменение энтропии при фазовых переходах.
5. Рассчитать теплоту фазового перехода, если известна зависимость р от
Т.
6. Рассчитать тройную точку, если известна зависимость р от Т.
7. Дать полную интерпретацию диаграммы состояния двухкомпонентной
системы:
 указать смысл всех полей, линий и точек на диаграмме;
 рассмотреть процесс охлаждения расплава заданного состава;
 построить кривую охлаждения этого расплава;
 при заданной температуре для данной системы вычислить по
правилу рычага массы равновесных твердой и жидкой фаз,
полученных из 1 кг расплава;
 указать составы химических соединений.
8. Назвать основные типы диаграмм состояния двухкомпонентных
систем, изобразите их графически.
Тема 2.
Идеальный раствор. Предельно разбавленный раствор. Атермальный
раствор. Реальный раствор. Регулярный раствор. Молярность.
Моляльность. Мольная доля. Метод активностей. Активность
компонента. Коэффициент активности. Химический потенциал
компонента.
Стандартное
состояние
компонента
раствора.
Парциальная молярная величина. Функция смешения. Гиббса - Дюгема
уравнение. Закон Рауля. Закон Генри. Криоскопия. Эбулиоскопия. Осмос.
Давление осмотическое. Законы Гиббса - Коновалова. Перегонка.
Ректификация. Коэффициент распределения.
1. Рассчитать изменение энтропии и энергии Гиббса при образовании
идеального раствора.
2. Вычислить парциальные молярные объемы компонентов бинарного
раствора, если известна зависимость общего объема раствора от
состава.
3. Вычислить парциальную молярную теплоту растворения данного
компонента в растворе, если известна зависимость интегральной
теплоты от состава раствора.
4. Вывести уравнение зависимости парциальной молярной энтропии
данного компонента от состава раствора.
5. Привести математическую запись термодинамического условия
равновесия в многокомпонентной системе при постоянных р и Т.
6. Написать и проанализировать уравнения зависимости активности
компонента раствора от а) температуры и б) общего давления.
7. Привести вывод и проанализировать уравнение Гиббса - Дюгема.
8. Назвать все возможные способы расчета активности компонентов
раствора. Дать их математическое обоснование.
9. Вычислить активность и коэффициент активности растворенного
вещества в растворе заданного состава, если известно понижение
температуры замерзания растворителя.
10.Вычислить активность и коэффициент активности растворенного
вещества в растворе заданного состава. Если известна зависимость
давления паров растворителя от состава смеси.
11.Определить температуру замерзания раствора заданного состава.
12.Определить температуру определения раствора заданного состава.
13.Определить осмотическое давление раствора заданного состава.
14.Дать вывод уравнения Шредера.
15.Рассчитать растворимость газа в воде при заданных р и Т.
16.Вычислить теплоту растворения вещества в данном растворителе.
17.Какими уравнениями выражаются зависимости общего давления
насыщенного пара от состава жидкой смеси из двух летучих
компонентов и состава пара.
18.Построить диаграммы состав - парциальное давление и общее
давление пара и состав - температура кипения для идеальной жидкой
смеси.
19.Рассчитать количество молей жидкости и пара, находящихся в
равновесии при заданной температуре, исходя из диаграммы состав температура.
20.Дать обоснование принципа фракционной перегонки жидкостей
летучей смеси.
VI семестр
Модуль 1.
Тема 1.
Энергия кристаллической решетки. Энергия сольватации. Цикл Габера
- Борна. Ион-дипольное взаимодействие. Сильный электролит. Ионная
атмосфера. Слабый электролит. Степень диссоциации. Константа
диссоциации. Удельная электропроводность. Эквивалентная (молярная)
электропроводность. Подвижность иона. Предельная подвижность иона.
Закон Кольрауша. Кольрауша уравнение. Дебая - Гюккеля уравнение.
Онзагера уравнение. Число переноса. Ионность (ионная сила) раствора.
Активность иона. Коэффициент активности иона. Общая активность
электролита. I уравнение Дебая - Гюккеля.
1. Рассчитать энергию кристаллической решетки соли NaCl по уравнению
Борна.
2. Используя цикл Габера - Борна, вычислить тепловой эффект
кристаллической решетки соли типа NaCl.
3. Используя результаты задач 1 или 2, рассчитать теплоту гидратации
соли при 250С, если известна теплота растворения этой соли.
4. Найти степень диссоциации, рН водного раствора слабого электролита,
если известна константа диссоциации кислоты или слабого основания.
5. Найти температуру замерзания водного раствора соли заданной
концентрации.
6. Найти температуру кипения водного раствора соли заданной
концентрации.
7. Рассчитать концентрацию водного раствора соли изоосмотичного с
кровью.
8. Вычислить ионную силу раствора, содержащего различные соли.
9. Определить общую и среднюю активность соли в растворе заданной
концентрации.
10.Рассчитать потенциальную энергию ионов в разбавленном растворе
при заданной концентрации.
11.Рассчитать энергию взаимодействия ионов металлов с ионной
атмосферой в разбавленном растворе при данной температуре.
12.Рассчитать средние коэффициенты активности солей в разбавленном
водном растворе при заданной температуре.
13.Вычислить степень диссоциации, константу диссоциации и рН
раствора, если известна удельная электропроводность раствора
слабого электролита.
14.Вычислить растворимость малорастворимой соли при данной
температуре,
если
известна
удельная
электропроводность
насыщенного раствора этой соли.
15.Рассчитать коэффициент диффузии ионов в воде при данной
температуре, если известны скорость движения этих ионов.
16.Рассчитать эквивалентную электропроводность водного раствора соли
по уравнению Онзагера при заданной температуре.
17.Дать оценку электрофоретического и релаксационного эффектов для
разбавленного раствора электролита заданной концентрации.
18.Дать оценку радиуса ионной атмосферы в I приближении теории
Дебая - Гюккеля при заданной температуре.
19.Вычислить средний коэффициент активности и активность
электролита в водном растворе по криоскопическим данным.
20.Найти растворимость соли в воде по диаграмме состояния
двухкомпонентной системы соль - вода.
Модуль 2.
Тема 1.
Электрохимический потенциал. Внутренний потенциал. Внешний
потенциал. Поверхностный потенциал. Гальвани - потенциал. Вольта потенциал. Работа выхода электрона. Электронный потенциал. Уравнение
Нернста. Стандартный электродный потенциал. Диффузионный
потенциал.
Электрохимическая
цепь.
Концентрационная
цепь.
Элекрокапиллярные явления. Липпмана уравнение. Потенциал нулевого
заряда. Двойной электрический слой. Емкость двойного электрического слоя.
Поляризационная емкость. Специфическая адсорбция. Перезарядка
поверхности.
1. Дать термодинамический вывод уравнения Нернста.
2. Вычислить электродный потенциал системы, если известны средние
коэффициенты активности окисленной и восстановленной формы.
3. Записать уравнение химической реакции, протекающей в данном
гальваническом элементе при заданной температуре.
4. Составить гальванический элемент так, чтобы в нем протекала
указанная химическая реакция.
5. Установить, осуществима ли химическая реакция в гальваническом
элементе, если в реакционной смеси известны концентрации
окисленных и восстановленных форм.
6. Вычислить G, H и S при заданной температуре для реакции,
протекающей в гальваническом элементе.
7. С помощью таблиц стандартных термодинамических величин
определить ЭДС элемента и её температурный коэффициент при
Т=298 К. Установить, работает ли элемент с поглощением тепла или с
выделением.
8. Рассчитать произведение растворимости малорастворимой соли по
известным значениям стандартных потенциалов.
9. Рассчитать константу равновесия химической реакции, протекающей в
гальваническом элементе.
10.Вычислить величину диффузионного потенциала, возникающего при
Т=298 К на границе растворов различной концентрации или на
границе двух различных растворов одинаковой концентрации.
11.Найти химическое сродство металла к кислороду или хлору при
атмосферном давлении и данной температуре, исходя из значения
стандартной ЭДС.
12.Рассчитать G 0 ионов в растворе по известному значению
электродного потенциала.
13.Оценить толщину диффузионной части двойного электрического слоя
в разбавленном водном растворе электролита при данной температуре.
14.Рассчитать адсорбцию катионов и анионов на ртути в разбавленном
растворе электролита, если известны величины поверхностного
натяжения ртути при заданной температуре.
15.Дать обоснование модельным представлениям о строении двойного
электрического слоя.
Модуль 3.
Тема 1.
Скорость химической реакции. Константа скорости. Порядок
реакции. Молекулярность реакции. Механизм реакции. Элементарная
реакция. Лимитирующая стадия. Кинетическая кривая. Период
полупревращения (полураспада). Период индукции. Переходное равновесие.
Стационарное состояние. Закон Аррениуса. Энергия активации.
Предэкспоненциальный множитель. Активация молекул. Эффективная
константа скорости. Переходное состояние. Активированный комплекс.
Путь реакции. Абсолютная (истинная) энергия активации. Стерический
множитель. Энтропия активации. Теплота активации. Цепной механизм
химической реакции. Длина цепи. Цепное воспламенение. Тепловое
воспламенение. Фактор автоускорения.
1. Дать обоснование основному кинетическому уравнению.
2. Дать обоснование графическим методам определения порядка
химической реакции.
3. Рассчитать порядок реакции и константу скорости по кинетической
кривой.
4. Как изучить константу химической реакции, протекающей а) в газовой
фазе и б) в жидкой фазе.
5. Определить порядок реакции и рассчитать константу скорости реакции,
протекающей в газовой фазе.
6. Найти время прохождения реакции, если известна константа скорости.
7. Изобразить кинетические кривые для двусторонней реакции I порядка.
8. Дать графическую интерпретацию зависимости концентраций
реагирующих веществ от времени для реакции типа А + В → С.
9. Дать обоснование метода стационарных концентраций Боденштейна.
10.Дать вывод уравнения Аррениуса.
11.Показать, что температурный коэффициент скорости элементарной
реакции всегда больше или равен 1.
12.Можно ли не проводя экспериментальных исследований, предсказать
порядок величины энергии активации той или иной реакции.
13.Обосновать координаты графика для расчета энергии активации
химической реакции.
14.Рассчитать энергию активации данной реакции, если известны
количества прореагировавшего вещества при различных температурах.
15.Найти температурную зависимость константы скорости химической
реакции.
16.Привести основное уравнение теории активных столкновений.
17.Привести основное уравнение теории активированного комплекса.
18.Найти энергию активации и стерический фактор, если имеются
экспериментальные данные по зависимости константы скорости
необратимой бимолекулярной реакции от температуры.
19.Получить уравнение для скорости химической реакции по известному
механизму.
20.Получить уравнение для скорости мономолекулярной реакции, исходя
из механизма Линдемана.
21.Определить теплоту и энергию активации реакции, исходя из
кинетических данных при различных температурах.
22.Представить график зависимости ln k = f ( J ) для реакции в
разбавленном водном растворе при данной температуре.
23.Рассчитать равновесный выход продукта реакции при данной
температуре и время, за которое может быть достигнут заданный
выход.
24.Для реакции, протекающей в газовой фазе показать графически, как
изменяется равновесный выход и скорость этой реакции с
температурой.
25.Для цепной реакции получить кинетическое уравнение и рассчитать
длину цепи.
Тема 2.
Катализатор. Каталитическая реакция. Автокаталитическая
реакция. Ингибитор. Фермент. Гомогенная каталитическая реакция.
Бренстеда- Поляни соотношение. Гетерогенная каталитическая реакция.
Селективность катализатора. Катализатор смешанный. Катализатор на
носителе. Катализатор промотированный. Каталитическая активность.
Каталитический яд. Металлокомплексный катализатор. Активированная
адсорбция. Изотерма адсорбции. Активный центр. Кинетическая область.
Диффузионная область.
1. Привести
механизмы
гомогенных
каталитических
реакций,
протекающих а) в газовой фазе и б) в растворе.
2. Дать вывод уравнения изотермы адсорбции Ленгмюра.
3. Представить на графике изотермы Ленгмюра при различных
константах адсорбции.
4. Проверить применимость изотермы Фрейндлиха и Ленгмюра для
адсорбции а) в растворе и б) в газовой фазе.
5. Определить порядок и константу скорости каталитической реакции
газообразного вещества при данной температуре.
6. Привести механизм гидрирования олефинов на твердом катализаторе.
7. Какие экспериментальные данные необходимы для решения вопроса о
том, в какой области протекает рассматриваемая гетерогенная
каталитическая реакция.
8. Рассчитать константу скорости реакции гидролиза сложного эфира при
различных концентрациях кислоты в растворе.
9. Вывести уравнение для скорости гетерогенной каталитической реакции
I порядка, лимитирующей стадией которой является адсорбция
исходного реагирующего вещества.
10.Привести выражение для скорости автокаталитической реакции и
цепной разветвленной реакции. Указать в чем сходство кинетики этих
реакций.
ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ И ПОДГОТОВКИ К ЭКЗАМЕНУ
V семестр
1. Термодинамическая система. Внутренняя энергия. Параметры
состояния. Обобщенные координаты и обобщенные силы.
2. Взаимодействия между термодинамической системой и окружающей
средой. Количественная мера взаимодействий. Термодинамический
процесс, параметры процесса.
3. Формулировка I закона термодинамики. Написать выражение I закона
термодинамики для бесконечно малого и конечного изменения
состояния системы.
4. Внутренняя энергия и энтальпия системы, теплота и работа.
5. Доказать, что теплоты процессов при постоянных p и V приобретают
свойства функций состояния. Найти взаимосвязь Qp и Qv .
6. Термодинамическая теория теплоемкостей однородных систем. Как
зависит от температуры внутренняя энергия системы.
7. Вывести выражение, устанавливающее взаимосвязь Cp и Cv для любых
систем и идеальных газов. Почему для идеальных газов
 U 
 U 

 

 T  P  T V ?
8. Как выражается теплоемкость твердых кристаллических тел?
9. Применение I закона термодинамики к простейшим процессам в
однородных системах.
10.Законы термохимии. Закон Гесса. Уравнение Кирхгофа.
11.Вывести уравнение зависимости теплового эффекта от температуры,
если известна зависимость Ср=f(Т).
12.Для каких условий действительны dU=CVdT и dH=CPdT.
13.В каком соотношении находятся величины  и U для химической
реакции? В каких условиях можно пренебречь этой разницей?
14.Какие Вы знаете формулировки 2 закона термодинамики? Какая
формулировка используется в физической химии? Что означает
термин «энтропия»?
15.Напишите выражение для 2 закона термодинамики в случае а)
обратимых; б) необратимых; в) необратимых и обратимых процессов.
16.Какая функция используется в качестве критерия возможности и
направления процесса в изолированных системах? (дать обоснованный
ответ).
17.Какие параметры необходимо поддерживать постоянными, чтобы по
изменению энтропии можно было бы судить о направлении процесса?
Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо
кристаллизуется вещество?
18.Напишите формулы для расчета изменения энтропии в различных
процессах.
19.Какие функции состояния определяют направление процесса и
состояние равновесия в неизолированных системах? Вывести
критерии равновесия и самопроизвольности процессов.
20.Что означает термин «характеристическая функция»? Какие Вы знаете
характеристические функции?
21.Состояние химического равновесия. Каковы признаки химического
равновесия?
22.Термодинамическое
условие
химического
равновесия.
Как
формулируется закон действующих масс?
23.Дать вывод выражения для константы равновесия.
24.Дать вывод уравнения изотермы химической реакции. Какую
зависимость оно выражает?
25.Что означает термин «стандартная энергия Гиббса»? Какова
взаимосвязь стандартной энергии Гиббса и константы равновесия?
26.Что означают термины «фаза», «компонент», «число степеней
свободы»?
27.Основной закон фазового равновесия (правило фаз Гиббса).
28.Дать вывод уравнения Клапейрона-Клаузиуса. Какую зависимость оно
выражает?
29.Объяснить диаграмму состояния однокомпонентной системы. Каковы
особенности диаграммы состояния воды?
30.Что такое тройная точка на диаграмме состояния однокомпонентной
системы?
31.Каковы особенности двухкомпонентных систем с ограниченной
растворимостью?
32.В чем заключаются термодинамические свойства идеальных,
предельно разбавленных и неидеальных растворов?
33.Что означает термин «парциальная молярная величина»?
34.Приведите уравнение Гиббса-Дюгема. Дайте обоснование этого
уравнения.
35.Приведите выражение для химического потенциала компонента в
растворе.
36.Дайте математическое обоснование закона Рауля.
37.Что означает термин «осмос»? Дайте определение понятию
«осмотическое давление».
38.Дайте обоснование I и II законов Коновалова с помощью основного
уравнения для летучих смесей.
39.Назовите причины отклонений от закона Рауля для бинарных
растворов с летучими компонентами.
40.Каков физический смысл коэффициента активности?
41.Каково соотношение между общей и средней активностями
электролита в растворе?
VI семестр
1. Сформулируйте основные положения теории Дебая-Гюккеля в I
приближении.
2. Три приближения теории Дебая-Гюккеля. В чем заключается различие
между ними?
3. Каковы концентрационные пределы применимости I, II и III уравнений
Дебая-Гюккеля?
4. Поясните термин «радиус ионной атмосферы». Как оценить радиус
ионной атмосферы?
5. Что означают термины «удельная электропроводность» и
«эквивалентная электропроводность»?
6. Изменяется ли удельная электропроводность с увеличением
температуры? Почему?
7. Что означает термин «абсолютная скорость движения ионов»? Какова
размерность этой величины?
8. В чем состоит закон разведения Оствальда?
9. Какое сходство и различие между уравнениями Кольрауша, ДебаяГюккеля, Онзагера, Онзагера-Фуосса?
10.В чем заключаются эффекты Вина и Дебая-Фалькенгагена?
11.Каковы причины возникновения скачка потенциала на границе фаз?
12.Поясните термины «гальвани-потенциал» и «вольта-потенциал».
13.Что означает термин «электрохимический потенциал»? Какова его
размерность?
14.Какое устройство называют гальваническим элементом?
15.Что означает термин ЭДС? Может ли ЭДС быть величиной
отрицательной?
16.Расскажите о правилах схематической записи электрохимической
цепи.
17.С какой из термодинамических величин связан температурный
коэффициент ЭДС? Как его рассчитать?
18.Каковы причины образования ДЭС?
19.Каково строение ДЭС в растворах электролитов по Гельмгольцу,
Гуи-Чапмену, Штерну?
20.Каковы современные представления о строении ДЭС?
21.Как формулируется основной постулат химической кинетики?
22.Что называется порядком реакции по веществу и общим кинетическим
порядком реакции?
23.Может ли порядок реакции быть нулевым, дробным, отрицательным?
Поясните термин «молекулярность» реакции. Почему молекулярность
реакции не превышает трех?
24.Какую информацию можно получить из зависимости концентрации
реагирующего вещества от времени?
25.Как влияет температура на скорость химических реакций? С чем
связывается это влияние?
26.Каков физический смысл энергии активации?
27.В чем состоит гипотеза активных столкновений? Какими способами
она может быть проверена?
28.Какая существует связь между скоростью реакции и числом активных
столкновений? Что такое стерический фактор?
29.Каковы основные достоинства и недостатки ТАС?
30.Какое предположение находится в основе ТАК?
31.Каковы достоинства и недостатки ТАК?
32. Какие реакции называются каталитическими?
33.Назовите возможные механизмы гомогенных каталитических реакций.
34.Каковы особенности кинетики гетерогенных каталитических реакций?
ТЕСТОВЫЕ ЗАДАНИЯ (демонстрационный вариант)
1. При изучении кинетики некоторой реакции была обнаружена линейная
зависимость концентрации продукта от времени. Каков порядок этой
реакции?
а) первый;
б) второй;
в) дробный;
г) нулевой.
2. Число микросостояний (W) в термодинамической системе равно 1.
Чему равно значение энтропии (Дж/моль·К)?
а) 1;
б) 0;
в) еw;
г) е-w.
3. Какие данные необходимы для расчета величины k1 реакции
k
А
1

В
k
2

С
k
3


D
а) текущие концентрации веществ А и В;
б) текущие концентрации веществ А, В, D и константу k3;
в) текущие концентрации веществ А, В, C и константу k3;
г) текущие концентрации веществ А, В и D.
4. В каких случаях температурный коэффициент скорости реакции может
быть равен 1?
а) ЕА* = f(T) и невысоких Т;
б) ЕА* < 0;
в) ЕА* =0 или при ЕА* > 0, но Т → ∞;
г) при любых ЕА* и Т ≈ 0 К.
5. Поясните физический смысл больцмановского множителя e E
а) характеризует изменение числа молекул при столкновении;
б) равен доле активных молекул, энергия которых ≥ Е*;
в) учитывает общее число столкновений молекул;
г) равен доле активных молекул, энергия которых ≤ Е*.
*
RT
:
6. Уравнение изотермы Вант-Гоффа для химической реакции
4 НСl (г) + O2 = 2 Cl2 + 2 H2O (ж)
2
2
4
pCl
 pH
pHCl
 pO
O
2
2 ;
а) G  G 0  RT ln
б) G  G 0  RT ln
2 ;
2
4
pCl
p p
HCl
в) G  G 0  RT ln
2
pCl
O2
2
4
pHCl
 pO
2
;
2
г) G  G 0  RT ln
4
pHCl
 pO
2
pCl
.
2
7. Работа системы при обратимом изобарном расширении n моль
идеального газа от объема V1 до V2
V
б) pV V  ;
а) nR ln 2 ;
 2
V1
1
в) nCV T  T  ;
г) nC p T  T  .
2
 1
8. Укажите реакции (идеальная газовая фаза), для которых константы
равновесия, выраженные через равновесные парциальные давления,
мольные доли или молярные концентрации численно совпадают
а) 2NO2 = 2NO + O2;
б) H2 + J2(г) = 2HJ(г);
 1
2
в) 2SO2 + O2 = 2SO3;
г) CO + H2O(г) = CO2 + H2;
д) N2 + 3H2 = 2NH3.
9. Укажите электрод, стандартный электродный потенциал которого при
298К в водном растворе принят равным нулю
а) платиновый
б) серебряный
в) водородный в растворе кислоты г) водородный в растворе щелочи
10.Во сколько раз изменится скорость реакции 2NO(г) + O2 → 2NO2(г),
при увеличении давления в системе в 9 раз и неизменной температуре?
а) 27;
б) 81;
в) 729;
г) 243.
8. Образовательные технологии
В соответствии с требованиями ФГОС при реализации различных
видов учебной работы в процессе изучения дисциплины «Физическая химия»
используются следующие активные и интерактивные формы проведения
занятий:
 лекции;
 лабораторные занятия;
 тестирование.
Кроме того используются дополнительные формы обучения по
отдельным темам:
 текущая проверка знаний;
 взаимный контроль студентов по разработанным ими тестам;
 выполнение индивидуальных заданий; взаимообмен заданиями.
9. Учебно-методическое и информационное обеспечение дисциплины
9.1.
Основная литература:
1. Краснов К.С. и др. Физическая химия. М.: Высш. шк., Т. 1. – 1995 –
512 с., Т. 2. - 2001.-319 с.
2. Физическая химия. Под ред. Б.Н.Никольского. Л.: Химия, 1987. - 475 с.
3. Полторак О.М. Термодинамика в физической химии. М.: Высш.шк.,
1991. - 319 с.
4. Еремин Е.Н. Основы химической термодинамики. М.: Высш.шк., 1978.
- 391 с.
5. Дамаскин Б.Б., Петрий О.А. Электрохимия. М.: Высш. шк., 1987.-295 с.
6. Эмануэль Н.М., Кнорре Д.Г. Курс химической кинетики. М.: Высш.шк.,
1984. - 463 с.
7. Герасимов Я.И. и др. Курс физической химии: В 2 т. М.: Госхимиздат,
1969. Т.1. 624 с. Т. 2. 648 с.
9.2.
Дополнительная литература:
1. Дуров В.А., Агеев В.П. Термодинамическая теория растворов
неэлектролитов. М.: Изд-во Моск. ун-та, 1987. - 246 с.
2. Кондратьев В.Н. и др. Термодинамические бимолекулярные реакции в
газах. М.: Наука, 1976. - 192 с.
3. Кондратьев В.Н., Никитин Е.Е. Кинетика и механизмы газофазных
реакций. М.: Наука, 1974. - 558 с.
4. Смирнова Н.А. Методы статистической термодинамики в физической
химии. М.: Высш.шк., 1982. - 456 с.
5. Антропов Л.И. Теоретическая электрохимия. М.: Высш.шк., 1984.-519с.
6. Эткинс П.В. Физическая химия. М.: Мир, 1980. Т.1. - 582 с. Т.2. - 584 с.
7. Дамаскин Б.Б., Петрий О.А. Введение в электрохимическую кинетику.
М.: Высш. шк., 1983. - 400 с.
8. Боресков Г.К. Катализ. Новосибирск: Наука, 1971. - Ч.1,2. - 267 с.
9. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия М.: Высш.шк., 2001.
- 527 с.
10.Агеев Е.П. Неравновесная термодинамика в вопросах и ответах. – М.:
МЦНПО, 2005. – 160 с.
10.
Технические средства и материально-техническое обеспечение
дисциплины
В учебном процессе для освоения дисциплины используются
следующие технические средства:
 мультимедийное оборудование (на лекциях);
 химическая лаборатория, химические реактивы;
 приборы и оборудование учебного назначения (при выполнении
лабораторных работ);
 компьютерное оборудование (часть лабораторных работ
проводится с использованием компьютера для регистрации и
обработки экспериментальных данных).
Дополнения и изменения к рабочей программе на 2014/ 2015 учебный год
В рабочую программу вносятся следующие изменения:
пересмотрена рекомендуемая литература
Основная:
1. Стромберг, А. Г. Физическая химия: учебник для студентов вузов, обучающихся по
химическим специальностям / А. Г. Стромберг, Д. П. Семченко. - 7-е изд., стер. Москва: Высшая школа, 2009. - 527 с.
2. Лукомский, Ю. Я. Физико-химические основы электрохимии: [учебное пособие] / Ю.
Я. Лукомский, Ю. Д. Гамбург. - 2-е изд., испр. - Долгопрудный: Интеллект, 2013. - 448 с.
Дополнительная:
1. Физическая химия: учеб. для вузов : в 2 кн./ под ред. К. С. Краснова. - 2-е изд. Москва: Высшая школа. Кн. 1: строение вещества; Термодинамика. - 1995. - 512 с.
2. Физическая химия: учеб. для вузов : в 2 кн./ под ред. К. С. Краснова. - 2-е изд. Москва: Высшая школа. Кн. 2: Электрохимия; Химическая кинетика и катализ. - 1995. –
319 с.
3. Байрамов, В. М. Основы электрохимии: учеб. пособие для студ. вузов, обуч. по спец.
011000 "Химия"/ В. М. Байрамов. - Москва: Академия, 2005. - 240 с.
4. Байрамов, В. М. Основы химической кинетики и катализа: учеб. пособие для студ.
хим. фак. ун-тов, обуч. по спец. 011000 "Химия"/ В. М. Байрамов. - Москва: Академия,
2003. - 256 с.
5. Задачи по физической химии: учеб. пособие для студ., обуч. по спец. 011000 "Химия"
и по напр. 510500 "Химия"/ В. В. Еремин [и др.]. - Москва: Экзамен, 2005. - 320 с.
6. Агеев, Е.П. Неравновесная термодинамика в вопросах и ответах: в вопросах и ответах
: учебное пособие [Электронный ресурс] / Е.П. Агеев. - Изд. 2-е, иправ. и доп. - М. :
МЦНМО, 2005. - 160 с. - Режим доступа:
http://biblioclub.ru/index.php?page=book&id=63243 (дата обращения 27.08.2014).
7. Полторак, О. М. Термодинамика в физической химии: [учеб. для хим. и хим.-технол.
спец. вузов] / О. М. Полторак. - Москва: Высшая школа, 1991. - 318 с.
Рабочая программа пересмотрена и одобрена на заседании кафедры неорганической и
физической химии протокол № 1 от «26» августа 2014 г.
Заведующий кафедрой ___________________/Андреев О.В./