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: 36
Скачиваний: 0
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
Основные термодинамические функции. Термодинамические потенциалы. Физический смысл потенциалов Гиббса и Гельмгольца. Условия самопроизвольного протекания процессов и достижения равновесия. Зависимость потенциала Гиббса от температуры и давления. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Максимальная работа процесса и химическое сродство.
Равновесия
Термодинамика химического равновесия
Химическое равновесие как частный случай общей проблемы равновесия. Термодинамический вывод для константы химического равновесия. Химические равновесия в гетерогенных реакциях. Различные способы выражения констант равновесия. Соотношение между Кр, Кс, Кχ.
Принцип смещения химического равновесия. Уравнение изотермы химической реакции. Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца в стандартных условиях, способы их расчета. Зависимость константы химического равновесия от температуры. Уравнение изобары и изохоры химической реакции. Расчеты константы химического равновесия, состава исходной и равновесной смеси, равновесного выхода продукта реакции. Примеры равновесий, имеющих большое техническое (синтез аммиака, доменный процесс) и экологическое значение.
Фазовые равновесия
Основные понятия и определения. Характеристика агрегатных состояний вещества. Распределение молекул газа по скоростям и энергиям. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Критические состояния. Изотермы уравнения реального газа. Сжижение газов. Характеристика жидкого состояния. Поверхностные явления.Поверхностное натяжение, вязкость, испарение. Переход жидкого состояния в твердое. Характеристика твердого состояния. Жидкие кристаллы. Полиморфизм и изоморфизм. Условия равновесия между фазами. Критические фазы. Одно-, двух- и трехкомпонентные системы. Правило фаз Гиббса. Давление пара твердых и жидких тел. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Фазовые равновесия в однокомпонентных системах. Диаграмма состояния чистого вещества.
Двухкомпонентные жидкие и твердые системы. Диаграммы сотав-температура кристаллизации бинарных неизоморфных смесей с простой эвтектикой и смесей, образующих устойчивое и неустойчивое химическое соединение. Диаграммы состав-температура кристаллизации бинарных изоморфных смесей. Термический анализ. Применение фазовых диаграмм и правил фаз в производстве и для исследования биологических систем.
Растворы
Растворы неэлектролитов
Общая характеристика растворов. Способы выражения состава растворов. Современные представления о природе растворов и механизме растворения. Термодинамические и молекулярно-кинетические условия образования растворов. Классификация растворов по агрегатному состоянию, размеру частиц, способности к диссоциации. Особенности газообразных, жидких и твердых растворов. Природные растворы. Термодинамическая классификация растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля и Вант-Гоффа. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри и вытекающие из него следствия. Реальные растворы. Растворы с положительным и отрицательным отклонением от закона Рауля. Причины отклонений. Химические потенциалы и стандартные состояния компонентов раствора. Парциальные молярные величины. Уравнение Гиббса-Дюгема и Гиббса-Дюгема-Маргулеса.
Коллигативные свойства разбавленных растворов. Криоскопия и эбулиоскопия, их применение. Осмос, его роль в биологических процессах. Изотонические растворы. Зависимость температуры кипения и давления пара бинарного раствора от его состава. Законы Коновалова. Азеотропные растворы. Законы Вревского. Методы разделения азеотропных смесей. Разделение неограниченно растворимых жидкостей методом простой перегонки. Фракционная перегонка. Разделение ограниченно растворимых летучих смесей не образующих азеотропа и взаимно не растворимых жидкостей. Перегонка с водяным паром. Распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями. Коэффициент распределения. Экстрагирование.
Растворы электролитов
Отступление от законов Рауля и Вант-Гоффа в растворах электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса. Причины и механизм электролитической диссоциации. Гидратация (сольватация) ионов. Энергия сольватации. Связь степени диссоциации с изотоническим коэффициентом. Недостатки теории Аррениуса и ее развитие в работах Дж. Бренстеда, Т. Лоури, Н.А. Измайлова.
Основные положения теории сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Термодинамическая константа диссоциации. Активность, коэффициент активности, их определение. Ионная сила растворов. Основные понятия теории ассоциации ионов. Электрическая проводимость растворов электролитов. Удельная и молярная (эквивалентная) электрические проводимости. Зависимость их от различных факторов. Закон Кольрауша. Теория электрической проводимости растворов Дебая-Онзагера. Электрофоретический и релаксационный эффекты. Ионная атмосфера, время релаксации ионного облака. Подвижность ионов и числа переноса. Аномальная подвижность ионов Н
+ и ОН–. Методы определения электрической проводимости растворов. Кондуктомерия, ее применение. Роль растворов электролитов в жизнедеятельности организмов.
Электрохимия
Общая характеристика электродинамических процессов и систем. Термодинамика электрохимических процессов.
Равновесные электродные процессы и электродвижущие силы. Электрод. Электродный потенциал. Теории возникновения скачка потенциала на границе металл – раствор электролита. Строение двойного электрического слоя на границе электрод – раствор электролита. Стандартные (нормальные) электродные потенциалы. Электрохимический ряд напряжений. Классификация электродов. Роль мембранных и диффузных потенциалов в биологических процессах. Использование окислительно-восстановительных потенциалов для определения направления реакции.
Электрохимические цепи (гальванические элементы): химические и концентрационные. Изменение ЭДС гальванических элементов. Насыщенный элемент Вестона. Электроды сравнения: каломельный, хлорсеребряный. Электрохимический метод измерения pH. Электроды для измерения pH: водородный, хингидронный, стеклянный. Потенциометрическое титрование.
Неравновесные электродные процессы. Закон Фарадея. Электрохимические эквиваленты. Выход вещества по току. Скорость электрохимических процессов. Поляризация электродов при прохождении электрического тока. Перенапряжение электрохимической реакции и перенапряжение концентрации. Уравнение Тафеля. Перенапряжение восстановления. Электрохимическая коррозия металлов и методы защиты. Пассивность металлов. Ингибиторы коррозии. Химические источники тока. Аккумуляторы.
Химическая кинетика и катализ
Необратимые процессы. Феноменологическая (формальная) кинетика. Предмет, задачи и метод кинетики. Гомогенные и гетерогенные реакции, их скорость. Основной постулат химической кинетики. Кинетическая классификация химических реакций. Элементарные (простые) реакции. Молекулярность и порядок реакции. Типы сложных реакций. Кинетическое уравнение сложных химических реакций.
Метод определения порядка и константы скорости реакции по экспериментальным данным. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Энтальпия и энтропия активации.
Теория молекулярных столкновений и ее применение к бимолекулярным реакциям. Теория переходного состояния или активного комплекса.
Кинетический анализ простых необратимых реакций. Реакции первого, второго, третьего, нулевого, n-ного порядка. Кинетический анализ сложных реакций. Принцип независимости элементарных реакций.
Особенности кинетики обратимых и последовательных реакций. Механизм сложных реакций. Принцип стационарных концентраций.
Особенности кинетики гетерогенных реакций. Диффузия и адсорбция в гетерогенных процессах. Кинетическая и диффузная области гетерогенного процесса.
Цепные реакции. Классификация элементарных стадий. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Ингибиторы цепных реакций. Реакции с выраженным разветвлением цепей.
Фотохимические и радиационно-химические реакции. Закон эквивалентности. Квантовый выход. Сенсибилизированные реакции. Хемилюминисценция. Биолюминисценция. Значение фотохимических и радиационно-химических реакций в природе и химической промышленности.
Катализ. Влияние на механизм реакции снижения энергетических барьеров. Селективность. Классификация каталитических процессов. Гомогенный катализ. Кислотно-основной катализ. Автокатализ. Теории гетерогенного катализа. Отравление, промотирование и модифицирование катализаторов. Важнейшие технические каталитические реакции.
Биокатализаторы. Примеры ферментативных реакций.
Современная теория химического строения.
Строение и свойства молекул, межмолекулярные взаимодействия, современная теория химического строения молекул, строение конденсированных фаз.
5. Темы практических/ семинарских занятий
Не предусмотрены учебным планом.
6. Лабораторные работы (лабораторный практикум)
Лабораторные работы проводятся в специализированной лаборатории «физической химии», оснащённой необходимым оборудованием: измерительным оборудованием, электрооборудованием, реактивами и лабораторной посудой.
| № и название лабораторной работы | Цель и задачи лабораторной работы | Результаты лабораторной работы |
| Раздел 1. Химическая термодинамика | ||
| 1. Определение теплоты нейтрализации | Научиться практически определять тепловой эффект химической реакции калориметрическим методом. – ознакомиться с устройством, настройкой и работой термометра Бекмана; – определить постоянную калориметрической установки; – определить суммарную теплоту процессов, протекающих в калориметрической установке при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием; – определить теплоту разбавления кислоты щёлочью и разбавления щёлочи водным раствором кислоты; – по экспериментальным данным рассчитать тепловой эффект реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, сравнить её со справочным значением и рассчитать абсолютную и относительную ошибки определения. | Определён тепловой эффект химической реакции HCl + NaOH = NaCl + H2O калориметрическим методом |
| 2. Расчёты химического сродства, направления и глубины протекания химических процессов при разных температурах | Научиться рассчитывать величины термодинамических потенциалов различными методами, определять по их значениям возможность направления и глубину химических превращений. – определение энергии Гиббса, энтальпии, энтропии, химического потенциала химических процессов; | Рассчитаны величины термодинамических потенциалов различными методами |
| Раздел 2. Равновесия | ||
| 3. Определение химического равновесия в гомогенных системах | Ознакомиться с основными свойствами обратимых реакций и молекулярно-статическим методом исследования химического равновесия. – провести реакцию при двух температурах до достижения химического равновесия, – на основании экспериментальных данных рассчитать для исследуемой реакции среднюю константу равновесия при каждой температуре и средний тепловой эффект реакции. | Определена константа равновесия реакции 2FeCl3 + 2KI = I2 + 2FeCl2 + 2KCl и её тепловой эффект |
| 4. Построение диаграммы плавкости двухкомпонентной системы | Ознакомиться с методом термического анализа на примере смеси, указанной преподавателем. – определить температуру начала и конца плавления заданных чистых веществ и их бинарных смесей различного состава; – на основании опытных данных построить диаграмму плавления системы в координатах: температура – состав смеси; определить эвтектическую температуру и состав эвтектической смеси; – отметить все области на диаграмме, описать состав фаз в каждой из них; – используя полученную диаграмму решить контрольную задачу. | Построена диаграмма плавкости двухкомпонентной системы |
| Раздел 3. Растворы | ||
| 5. Определение молярной массы растворённого неэлектролита методом криометрии (криоскопии) | Практически ознакомиться с криоскопическим методом определения молярной массы растворённого неэлектролита. – определить температуру начала кристаллизации растворителя и раствора неэлектролита известной концентрации; – рассчитать молярную массу растворённого неэлектролита, используя результаты эксперимента; – определить относительную ошибку при определении молярной массы вещества. | Определена молярная масса растворённого неэлектролита криоскопическим методом |
| 6. Определение степени диссоциации и константы степени диссоциации уксусной кислоты фотоколориметрическим методом | Ознакомиться с методом колориметрического определения концентрации растворов и определить концентрацию, степень и константу диссоциации уксусной кислоты. – определить оптическую плотность приготовленных растворов соляной кислоты и построить градуировочную кривую в координатах D – C( H+). – определить степень диссоциации уксусной кислоты двумя способами (по градуировочному графику и методом сравнения). – рассчитать константу диссоциации уксусной кислоты. | Определена степень диссоциации и константы степени диссоциации уксусной кислоты фотоколориметрическим методом |
| Раздел 4. Электрохимия | ||
| 7. Потенциометрическое титрование | Изучить основы потенциометрического титрования. Научиться определять рН раствора, используя стеклянный электрод. – собрать гальванический элемент с хлорсеребряным и стеклянным электродами и определить его ЭДС с 4-5 эталонными буферными растворами; – определить рН испытуемого раствора. | Определена рН испытуемого раствора методом потенциометрического титрования |
| 8. Коррозия и защита металлов | Изучение коррозионной устойчивости оксидных плёнок и ознакомление с примерами электрохимической коррозии и некоторыми видами защиты. – определить защитные свойства пластинок, оксидированных термически и химически; – изучить электрохимическую коррозию оцинкованного железа и лужёной жести влияние водных солевых растворов на скорость коррозии. | Проведён сравнительный анализ результатов термического и химического оксидирования, анодной и катодной защиты металлов |
| Раздел 5. Кинетика и катализ | ||
| 9.Фотометрическое изучение кинетики химической реакции | Определение порядка, периода полупревращения, энергии активации реакции и константы её скорости. – определить порядок реакции методом изолирования; – рассчитать константу скорости, период полупревращения и энергию активации исследуемой реакции. | Определены указанные параметры реакции и относительные ошибки их определения |
В рамках часов лабораторных занятий проводятся коллоквиумы.
