|
Основы химической кинетики. Формальная кинетика простых необратимых реакций. Влияние температуры на скорость химических реакций
КАЗАХСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ им. аль-Фараби
Факультета химии и химической технологии
Образовательная программа по специальности «5В060600-Химия»
Утверждено
на заседании Ученого совета
факультета химии и химической технологии
Протокол № 11 от «27» июня 2014 г.
Декан факультета Онгарбаев Е.К.
С И Л Л А Б У С
по дисциплине
«FH 2414» - «Физическая химия. Часть 1»(3 кредита)
2 курс, р/о, 3 семестр (осенний)
СВЕДЕНИЯ о преподавателе:
Сыздыкова Лэйля Ибрашовна, к.х.н., доцент
Телефон: раб. 3773550, моб.87017350633.
e-mail: Leyla.Syzdykova@kaznu.kz
каб.: 424.
ПАСПОРТ дисциплины:
Цель. Основной целью курса является изучение общих закономерностей химических процессов, позволяющих предсказывать возможное направление реакции и конечный результат химического взаимодействия.
Задачамикурса является научить студентов применять знания теоретических законов химии к решению конкретных теоретических и технологических задач.
В результате изучения дисциплины студент должен знать: законы химической термодинамикии формальной кинетики; основные законы идеальных растворов, законы гомогенного и гетерогенного равновесий; уметь применять их на практике при изучении и описании свойств реальных систем (химических реакций, растворов, многокомпонентных систем); основы физико-химического анализа. Студент должен уметь: самостоятельно проводить физико-химический эксперимент, обрабатывать полученные данные аналитическими и графическими методами, интерпретировать их и делать выводы; решать задачи по расчету термодинамических и кинетических параметров процессов; использовать справочные данные по диаграммам состав-свойство для решения практических задач.
Компетенции: способность понимать и использовать знания в области физической химии в обучении, в дальнейшей исследовательской и практической деятельности; приобретение навыков выполнения физико-химического эксперимента при соблюдении правил техники безопасности; обработки результатов, их критического анализа и интерпретации на основе полученных знаний по курсу и смежных ему дисциплин; способность выявлять и формулировать проблему, умение изложить свое понимание и видение проблемы.
Пререквизиты: неорганическая химия, физика, высш.математика .
Постреквизиты: химическая физика, коллоидная химия, химия ВМС, физическая химия (часть 2).
СТРУКТУРА, ОБЪЕМ И СОДЕРЖАНИЕ ДИСЦИПЛИНЫ
Содержание дисциплины, календарно-тематический план занятий
Модуль 1. I начало термодинамики. Термохимия.
Тема лекции
| Кол-во часов
| Нед.
| Лекция № 1. Предмет и задачи физической химии. Введение: основные понятия и определения термодинамики. I начало термодинамики. Следствия из I начала термодинамики. Внутренняя энергия, энтальпия, связь между ними. Закон Гесса. Способы определения теплот химических реакций. Применение I начало термодинамики к различным процессам.
|
|
| Лекция № 2. Теплоемкость вещества. Уравнение Майера. Зависимость теплоемкости веществ от температуры. Прирост энтальпии индивидуального вещества как функция температуры. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры, уравнения Кирхгоффа. Расчет тепловых эффектов химических реакций и фазовых переходов при различных температурах.
|
|
|
Модуль 2.
II начало термодинамики. Энтропия. Термодинамические функции.
Лекция № 3.II начало термодинамики. Принципы Карно. КПД идеальной тепловой машины. Энтропия, ее физический смысл. Энтропия как критерий направления процесса. Уравнения для расчета изменения энтропии в различных процессах. Постулат Планка. Абсолютная энтропия вещества, ее зависимость от температуры. Расчет изменения энтропии химических реакций при различных температурах.
|
|
| Лекция № 4. Термодинамические потенциалы. Характеристические функции, естественные переменные. Условия равновесия и фундаментальные уравнения для закрытых систем. Термодинамические потенциалы, их использование в качестве критериев направления процесса. Уравнения Гиббса-Гельмгольца.
|
|
| Лекция № 5. Химический потенциал, его связь с термодинамическими функциями и составом системы. Химический потенциал идеальных и реальных газов. Фугитивность (летучесть), коэффициент фугитивности (летучести). Химический потенциал компонента в идеальных и реальных растворах. Активность, коэффициент активности.
|
|
|
Модуль 3.
Химическое равновесие.
Лекция № 6. Фундаментальные уравнения и условия равновесия в открытых системах. Уравнения изотермы химической реакции для различных типов гомогенных систем: идеальные и реальные газовые и жидкие системы. Уравнение изотермы химической реакции и направление процесса. Химическое сродство. Закон действующих масс (ЗДМ) и константа равновесия химической реакции.
|
|
| Лекция № 7. Константы равновесия при различных способах выражения состава реакционной смеси, связь между ними. Константы равновесия реакций, протекающих в газовой и жидкой фазах, с сохранением и изменением числа молей.
Гетерогенные химические системы, условия равновесия в них. Константы равновесия в гетерогенных системах различных типов.
|
|
| Лекция № 8. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнения изобары и изохоры Вант-Гоффа.
Принцип подвижного равновесия Ле-Шателье – Брауна. Влияние температуры, исходных концентраций реагирующих веществ, давления и растворителя на химическое равновесие. Расчет константы равновесия с помощью абсолютных энтропии Комбинирование равновесий. Методы определения константы равновесия.
|
|
|
Модуль 4.
Гетерогенное равновесие.
Диаграммы состояния однокомпонентных и плавкости двухкомпонентных систем.
Растворы. Законы идеальных растворов.
Лекция № 9. Правило фаз Гиббса. Степени свободы. Уравнение Клапейрона - Клаузиуса. Фазовые превращения I и II рода, их особенности. Уравнения Эренфеста.
Диаграммы состояния однокомпонентных систем, их общая характеристика и особенности. Диаграмма состояния воды (фигуративные точки, фазовые поля, число степеней свободы в фазовых областях, линиях фазовых превращений, тройных точках, знак наклона кривых фазовых превращений).
|
|
| Лекция № 10. Диаграммы плавкости двухкомпонентных систем с одной эвтектикой и химическим взаимодействием компонентов. Твердые растворы. Первое и второе правила Гиббса - Розебома. Расслаивание твердых растворов. Диаграммы плавкости твердых растворов с расслаиванием.
Условия реализации различных типов диаграмм плавкости. Ноды, правило рычага. Взаимосвязь составов жидкой и твердой фаз для различных типов диаграмм плавкости.
|
|
| Лекция № 11. Растворы. Термодинамические условия образования растворов. Парциально-мольные величины. Термодинамические свойства идеальных растворов. Реальные растворы, их классификация. Закон Рауля. Уравнение связи составов жидкой и паровой фаз для идеальных систем, следствия из него. Отклонения от закона Рауля и их причины.
|
|
| Лекция № 12.Диаграммы температура кипения (давление пара) - состав (t, P - х). Первый закон Гиббса - Коновалова. Азеотропные растворы. Второй закон Гиббса - Коновалова. Взаимосвязь составов жидкой и паровой фаз (у-х) для различных типов диаграмм температура кипения (давление пара) - состав. Дистилляция и ее виды.
|
|
|
Модуль 5.
Основы химической кинетики. Формальная кинетика простых необратимых реакций. Влияние температуры на скорость химических реакций
Лекция № 13. Основные определения и понятия предмета химической кинетики. Механизм химической реакции. Скорость химической реакции, влияние различных факторов на скорость гомогенных и гетерогенных реакций в замкнутой системе. Экспериментальные методы получения кинетических кривых.
Основной постулат химической кинетики. Молекулярность и порядок химической реакции.
|
|
| Лекция № 14.Константа скорости химической реакции, ее физический смысл, размерность. Кинетические уравнения формально простых гомогенных односторонних реакций 0, 1, 2, 3, n-го порядков в закрытых системах.
|
|
| Лекция № 15. Правило Вант-Гоффа, температурный коэффициент скорости химической реакции. Энергия активации, физический смысл. Уравнение Аррениуса. Методы определения энергии активации.
|
|
|
Основная литература
1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. М: Высшая школа,-1999,-527с.
2. Краснов К.С., Воробьев Н.К., Годнее И.Н. и др. Физическая химия. М.: Высшая школа, - 1995, - книга 1,-512с
3. Кудряшов И.В., Каретников Г.С. Сборник примеров и задач по физической химии. М.: Высшая школа, -1991, -527с.
4. Физическая химия /под ред. Никольского Б.П./ Л.: Химия, - 1987, - 379 с.
5. Кнорре Д.Г., Крылова Л.Ф., Музыкантов В.С. Физическая химия. М.: Высш. шк., 1990.- 415.
Дополнительная литература
1. Киреев В.А. Краткий курс физической химии. М., 1978, 321 с.
2. Асманова Н.А., Утегулов Р.Н., Петрова Е.А. Физическая химия. Тесты и программы курса. Алматы, Казак университеті, 2002, 212 с.
3. Эткинс П. Физическая химия. М: Мир, -1980, т.1, - 580 с, т.2 -584 с.
4. Зимон А.Д. Физическая химия.М. 2003Товбин М.В. Физическая химия. Киев: Вища школа., - 1975, - 488 с.
5. Еремин В.В., Каргов С.И., Успенская И.А., Кузьменко Н.Е., Лунин В.В. Задачи по физической химии, М.: Экзамен, -2005, -320с.
Календарно-тематический план практических занятий
(теоретическая часть лабораторного практикума)
Тема занятия
| Нед.
| Час.
| Вводное занятие. Ознакомление с содержанием УМКД по дисциплине. Политика курса. Порядок проведения лабораторного практикума. Оформление лабораторного журнала. Основные правила техники безопасности в учебной лаборатории.
I начало термодинамики. Внутренняя энергия, теплота, работа, их физический и термодинамический смысл, соотношения между ними.
|
|
| Следствия из I начала термодинамики. Закон Гесса. Расчет теплот химической реакции при стандартных условиях. Теплоемкость. Зависимость теплоемкости и энтальпии индивидуальных веществ от температуры. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Уравнения Кирхгоффа. Расчет тепловых эффектов химических реакций при различных температурах на основе справочных данных.
|
|
| II начало термодинамики. Энтропия. Методы расчета энтропии при различных условиях. Постулат Планка. Зависимость энтропии от температуры для индивидуальных веществ. Расчет изменения энтропии химических реакций из справочных данных при Т=298К и Т¹298 К.
Контрольная работа №1.
|
|
| Изобарно-изотермический, изохорно-изотермический, изохорно-изоэнтропийный и изобарно-изоэнтропийный потенциалы, их использование в качестве критерия направления процесса. Фундаментальные уравнения для закрытых систем. Уравнения изотермы химической реакции для идеальных и реальных газовых и жидких систем. Закон действующих масс, константа равновесия химической реакции.
|
|
| Коллоквиум №1
|
|
| Константы равновесия при различных способах выражения состава реакционной смеси, связь между ними.
|
|
| Влияние температуры на химическое равновесие. Уравнения изохоры и изобары Вант - Гоффа. Температурный коэффициент константы равновесия, его связь с энтальпией химической реакции. Принцип подвижного равновесия Ле-Шателье - Брауна: влияние давления, растворителя, температуры и исходных концентраций реагирующих веществ на химическое равновесие.
|
|
| Контрольная работа №2.
|
|
| Диаграммы плавкости двухкомпонентных систем. Системы с одной эвтектикой, химическим взаимодействием компонентов (образование соединений с конгруэнтной и инконгруэнтной точками плавления).
Твердые растворы. Диаграммы плавкости систем, компоненты которых образуют твердые растворы. Первое и второе правила Гиббса - Розебома. Диаграммы плавкости твердых растворов с расслоением. Ноды, правило рычага. Практические расчеты по диаграммам плавкости.
|
|
| Скорость химической реакции, влияние различных факторов на скорость гомогенных и гетерогенных реакций в замкнутой системе. Основной постулат химической кинетики. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл, размерность. Кинетические уравнения формально простых гомогенных односторонних реакций 0, 1, 2, 3, n-го порядков в закрытых системах.
|
|
| Коллоквиум №2.
|
|
| Итого
|
|
|
| Лабораторные работы
| Час.
| Кол-во балл.
| I
| II
| 1-7 недели
| 1.
| Изучение температурной зависимости упругости пара индивидуального вещества динамическим методом.
|
|
|
| 2.
| 2.1.Определение энтальпий нейтрализации
|
|
|
| 2.2.Колориметрическое определение энтальпии индивидуального химического вещества
| 3.
| Изучение взаимной растворимости жидкостей в двойных и тройных системах.
|
|
|
| 4.
| Расчет константы равновесия химической реакции методом
Темкина-Шварцмана (методом абсолютных энтропии). Часть I.
|
|
|
|
| Всего:
|
|
|
| 8-15 недели
| 5.
| 5.1.Равновесие жидкость-пар в бинарных системах.
|
|
|
| 5.2.Давление пара в смесях идеальных жидкостей
| 6.
| Спектрофотометрическое измерение скорости разложения комплексного оксалата марганца
|
|
|
| 7.
| Спектрофотометрическое измерение скорости окисление тиомочевины при различной температуре
|
|
|
| 8.
| Расчет константы равновесия химической реакции методом
Темкина-Шварцмана (методом абсолютных энтропии). Часть II.
|
|
|
|
| Всего:
|
|
|
| Итого:
|
|
| *I этап - сдача теории; II этап - выполнение работы, обработка результатов, оформление и сдача отчета.
Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:
©2015 - 2024 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.
|