Файл: Учебнометодический комплекс дисциплины Для специальности 050102. 65 Биология с дополнительной специальностью Химия.doc
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 29.04.2024
Просмотров: 34
Скачиваний: 0
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
-
Справочные таблицы постоянной экспозиции:
-
таблица «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева»; -
таблица «Растворимость солей, кислот и оснований в воде»; -
таблица «Электрохимический ряд напряжений металлов».
8.3. Методические указания студентам
Вопросы и задачи для самоконтроля
подготовленности к проведению лабораторных работ
Лабораторная работа №1
1. Предмет, содержание, методы физической химии и ее место среди естественных наук.
-
Возникновение, характерные особенности и методы термодинамики. Основные понятия термодинамики: тепло, окружающая среда, система (классификация), термодинамические параметры экстенсивные и интенсивные. -
Формы существования материи и энергии. Форма обмена энергии системы с окружающей средой. Закон взаимосвязи массы и энергии. -
Характеристика термодинамических процессов: адиабатного, изопроцессов, кругового, политропного, изобарно-изотермического, изохорно-изотермического и др. -
Работа расширения идеального газа. Теория теплоемкости газов. Число степеней свободы. Теплоемкость идеального газа при постоянном давлении, ее зависимость от температуры. Связь между Cp и Cv. -
Что такое внутренняя энергия системы, из чего она складывается? Что такое кинетическая и потенциальная энергия. Чем отличается внутренняя энергия идеальных и реальных газов. Уравнение состояния реальных газов. Почему термодинамика рассматривает не абсолютные значения внутренней энергии, а только ее изменения? -
Приведите несколько формулировок первого закона термодинамики и покажите, что они не противоречат одна другой. Почему первый закон термодинамики часто называют первым началом термодинамики? Напишите уравнение первого закона термодинамики для всех систем и процессов. Какие величины, входящие в эти уравнения, зависят от пути процесса. -
Дайте определение функции состояния. Покажите, что любой параметр состояния можно рассматривать как функцию состояния, а теплоту и работу – нет. Как рассчитать теплоту, работу, изменение энтальпии и внутренней энергии системы при адиабатическом и изопроцессах? -
Что называется тепловым эффектом химической реакции? Сформулируйте закон Гесса и следствия, вытекающие из него. Каково значение этого закона? Термохимические уравнения. -
Объясните, почему закон Гесса есть частный случай первого закона термодинамики. Покажите, что тепловой эффект при постоянном давлении есть изменение энтальпии, а тепловой эффект при постоянном объеме – изменение внутренней энергии химической реакции. Почему для конденсированных систем разница между энтальпией и внутренней энергией мала, а газообразных значительна? Напишите уравнение, выражающее связь между тепловым эффектом реакции, проведенной в изобарно-изотермических и изохорно-изотермических условиях. -
Сформулируйте зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Напишите математическое выражение закона Кирхгофа в дифференциальной и интегральной форме. В каких случаях тепловой эффект реакции не зависит от температуры? Почему? -
Определение теплот разложения, образования, растворения, сгорания, нейтрализации. Энергия связи. Энергия образования кристаллической решетки.
Задачи
-
При растворении безводного сульфата меди массой 32 г в воде массой 80 г выделяется 13,3 кДж теплоты, а при растворении кристаллогидрата этой соли массой 50 г в том же количестве воды поглощается 2,34 кДж. Определить теплоту гидратации сульфата меди. -
Для определения энтальпии образования оксида цинка в калориметрической бомбе сожгли цинк массой 3,27 г. Выделилось 17,37 кДж теплоты. Какова энтальпия образования оксида цинка? -
Какое количество теплоты необходимо для нагревания 60 г кислорода при постоянном объеме, находящегося при 350С, от 1013 до 506500 Па.
Лабораторная работа №2
-
Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые термодинамические процессы. Характерные особенности равновесных процессов, использование их в термодинамики. Обратимое изотермическое расширение газа. Максимальная работа. -
Формулировка второго закона термодинамики. Доказательства существования энтропии. Математическое выражение второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность состояния. Флуктуация. -
Изменение энтропии при изменении объема, давления, объема и температуры, давления и температуры, числа частиц и при фазовых превращениях. -
Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество? -
Термодинамические функции, их физический смысл и способы вычисления. -
Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных процессов для закрытых систем. -
Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его применение. -
Полный и частный дифференциалы термодинамических потенциалов для открытых систем. Химический потенциал. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных химических реакций. Химическое сродство, его мера. -
Химические потенциалы идеальных и реальных газов, растворенных веществ. -
Напишите уравнение изотермы химической реакции общего вида:
аА + вВ = сС + дД. Зависимость между какими величинами они устанавливают? Каково практическое использование этих уравнений?
-
Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа химической реакции. Каково их практическое использование?
Задачи
-
Рассчитайте стандартные изменения энтропии при 298 К для реакции:
4NO + 6H2O(ж) = 4NH3 + 5O2, пользуясь справочными данными.
-
Рассчитайте изменение энтропии при нагревании 8 кг метана от 300 до 500 К при постоянном давлении, считая, что зависимость теплоёмкости метана от температуры выражается уравнением: Cp = a + вТ. -
Процесс перехода жёлтого оксида ртути в красный оксид при 298 К сопровождается уменьшением энергии Гиббса на 0,12 кДж/моль. Какая модификация оксида ртути более устойчива при 298 К?
Лабораторная работа №3
-
Равновесное состояние. Критерии равновесия в неизолированных системах. Химическое равновесие как частный случай общей проблемы равновесия. Термодинамические и молекулярно-кинетические признаки равновесного состояния. -
Химический потенциал, его физический смысл. Химический потенциал газовых систем: однокомпонентный идеальный газ, смесь идеальных газов, смесь реальных газов. Химический потенциал конденсированных систем: идеальный раствор, реальный раствор. Активность. Летучесть. Химический потенциал гетерогенных систем при отсутствии растворимости. -
Кинетический вывод константы химической реакции (закон действующих масс), его некорректность. Термодинамический вывод константы химического равновесия для гомогенной идеально газовой реакции. -
Константа химического равновесия, ее физический смысл и различные способы выражения в гомогенных и гетерогенных реакциях. Соотношение между Кр, Кс, Кχ. Их размерность. -
Принцип смещения химического равновесия. Уравнения изотермы химической реакции (химическое сродство). -
Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа. Первое приближение Улиха.
Задачи
-
Из смеси, содержащей 1 моль N2 и 3 моль H2, в состоянии равновесия при давлении 10,13•105 Па образуется 0,5 моль NH3. Вычислите Kp для реакции N2 + 3H2 = 2NH3 .Определите равновесный выход NH3 в % (по объему). -
Для реакции H2 + I2 = 2HI Kc = 50 при 444C. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав:
C (H2) = 2 моль/л;
С (I2 ) = 5 моль/л;
С (HI) =10 моль/л.
-
Для реакции 2CO2 = 2CO + O2 Kp = 4,033•10–16 Па при 1000 К. Вычислите константу равновесия этой реакции при 2000 К, если среднее значение теплового эффекта реакции Hr = 561,3 кДж/моль.
Лабораторная работа №4
-
Дайте определения понятиям: система, фаза, компонент, составные части системы, число термодинамических степеней свободы системы. Как определяется число независимых компонентов? -
Фазовые переходы I и II рода. Примеры. -
Фазовые переходы I рода. Характеристика агрегатных состояний вещества.-
Газ идеальный и реальный; распределение газа по скоростям и энергиям. Уравнения состояния идеальных и реальных газов, критические состояния. Сжижение газов. -
Жидкое состояние. Поверхностное натяжение, вязкость, испарение, затвердевание. -
Характеристика твердого состояния. Жидкие кристаллы. Полиморфизм и изоморфизм. Плавление, возгонка.
-
-
Вывести уравнение (правило) фаз Гиббса. Где и с какой целью применяется. -
Фазовые равновесия. Условия равновесия между фазами гетерогенных систем. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Его применение к фазовым переходам I рода. -
Общая характеристика однокомпонентных систем. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Диаграмма состояния чистого вещества. -
Двухкомпонентные жидкие и твердые системы. Диаграмма состав – температура кристаллизации двухкомпонентных систем с простой эвтектикой и с образованием химического соединения, плавящегося без разложения (конгруэнтно) и с разложением (инконгруэнтно). -
Методы изучения гетерогенных равновесий. Термический анализ.