Файл: Учебнометодический комплекс дисциплины Для специальности 050102. 65 Биология с дополнительной специальностью Химия.doc

2. 
   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.

1. 
   Возникновение, характерные особенности и методы термодинамики. Основные понятия термодинамики: тепло, окружающая среда, система (классификация), термодинамические параметры экстенсивные и интенсивные.
   
2. 
   Формы существования материи и энергии. Форма обмена энергии системы с окружающей средой. Закон взаимосвязи массы и энергии.
   
3. 
   Характеристика термодинамических процессов: адиабатного, изопроцессов, кругового, политропного, изобарно-изотермического, изохорно-изотермического и др.
   
4. 
   Работа расширения идеального газа. Теория теплоемкости газов. Число степеней свободы. Теплоемкость идеального газа при постоянном давлении, ее зависимость от температуры. Связь между C_p и C_v.
   
5. 
   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?
   
6. 
   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.
   
7. 
   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?
   
8. 
   Что называется тепловым эффектом химической реакции? Сформулируйте закон Гесса и следствия, вытекающие из него. Каково значение этого закона? Термохимические уравнения.
   
9. 
   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.
   
10. 
    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?
    
11. 
    Определение теплот разложения, образования, растворения, сгорания, нейтрализации. Энергия связи. Энергия образования кристаллической решетки.
    

---

---

Задачи

1. 
   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.
   
2. 
   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?
   
3. 
   Какое количество теплоты необходимо для нагревания 60 г кислорода при постоянном объеме, находящегося при 350С, от 1013 до 506500 Па.
   

Лабораторная работа №2

1. 
   Равновесные и неравновесные, обратимые и необратимые термодинамические процессы. Характерные особенности равновесных процессов, использование их в термодинамики. Обратимое изотермическое расширение газа. Максимальная работа.
   
2. 
   Формулировка второго закона термодинамики. Доказательства существования энтропии. Математическое выражение второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность состояния. Флуктуация.
   
3. 
   Изменение энтропии при изменении объема, давления, объема и температуры, давления и температуры, числа частиц и при фазовых превращениях.
   
4. 
   Как изменяется энтропия изолированной системы, в которой обратимо кристаллизуется вещество?
   
5. 
   Термодинамические функции, их физический смысл и способы вычисления.
   
6. 
   Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных процессов для закрытых систем.
   
7. 
   Уравнение Гиббса-Гельмгольца, его применение.
   
8. 
   Полный и частный дифференциалы термодинамических потенциалов для открытых систем. Химический потенциал. Критерии возможности и направления протекания самопроизвольных химических реакций. Химическое сродство, его мера.
   
9. 
   Химические потенциалы идеальных и реальных газов, растворенных веществ.
   
10. 
    Напишите уравнение изотермы химической реакции общего вида:
    

аА + вВ = сС + дД. Зависимость между какими величинами они устанавливают? Каково практическое использование этих уравнений?

11. 
    Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа химической реакции. Каково их практическое использование?
    

---

Задачи

1. 
   Рассчитайте стандартные изменения энтропии при 298 К для реакции:
   

4NO + 6H₂O(ж) = 4NH₃ + 5O₂, пользуясь справочными данными.

2. 
   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.
   
3. 
   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

1. 
   Равновесное состояние. Критерии равновесия в неизолированных системах. Химическое равновесие как частный случай общей проблемы равновесия. Термодинамические и молекулярно-кинетические признаки равновесного состояния.
   
2. 
   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.
   
3. 
   Кинетический вывод константы химической реакции (закон действующих масс), его некорректность. Термодинамический вывод константы химического равновесия для гомогенной идеально газовой реакции.
   
4. 
   Константа химического равновесия, ее физический смысл и различные способы выражения в гомогенных и гетерогенных реакциях. Соотношение между К_р, К_с, К_χ. Их размерность.
   
5. 
   Принцип смещения химического равновесия. Уравнения изотермы химической реакции (химическое сродство).
   
6. 
   Зависимость константы химической реакции от температуры. Уравнение изобары и изохоры Вант-Гоффа. Первое приближение Улиха.
   

Задачи

1. 
   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 K_p для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ .Определите равновесный выход NH₃ в % (по объему).
   
2. 
   Для реакции H₂ + I₂ = 2HI K_c = 50 при 444C. Определите направление процесса, если исходная смесь имеет следующий состав:
   

C (H₂) = 2 моль/л;

С (I₂ ) = 5 моль/л;

С (HI) =10 моль/л.

3. 
   Для реакции 2CO₂ = 2CO + O₂ K_p = 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

1. 
   Дайте определения понятиям: система, фаза, компонент, составные части системы, число термодинамических степеней свободы системы. Как определяется число независимых компонентов?
   
2. 
   Фазовые переходы I и II рода. Примеры.
   
3. 
   Фазовые переходы I рода. Характеристика агрегатных состояний вещества.
   
   1. 
      Газ идеальный и реальный; распределение газа по скоростям и энергиям. Уравнения состояния идеальных и реальных газов, критические состояния. Сжижение газов.
      
   2. 
      Жидкое состояние. Поверхностное натяжение, вязкость, испарение, затвердевание.
      
   3. 
      Характеристика твердого состояния. Жидкие кристаллы. Полиморфизм и изоморфизм. Плавление, возгонка.
      
4. 
   Вывести уравнение (правило) фаз Гиббса. Где и с какой целью применяется.
   
5. 
   Фазовые равновесия. Условия равновесия между фазами гетерогенных систем. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Его применение к фазовым переходам I рода.
   
6. 
   Общая характеристика однокомпонентных систем. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Диаграмма состояния чистого вещества.
   
7. 
   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).
   
8. 
   Методы изучения гетерогенных равновесий. Термический анализ.
   

---