Реферат на тему Фізична хімія - мета вивчення дисципліни - Хімія - Реферати - Каталог статей

Реферат на тему Фізична хімія - мета вивчення дисципліни. Метою курсу фзично хм викладання основних законв та закономрностей, що визначають проткання хмчного процесу. Головним завданням курсу одночасне засвоння основних положень теор хмчних процесв, вивчення методв кльксного врахування впливу рзних факторв на проткання хмчного процесу та вивчення залежності хмчних властивостей речовин вд х фзичних властивостей. Курс фзично хімії будується на баз вдомостей, як було засвоно пд час вивчення курсу неорганчно хм. Вн поглиблю та подну фундаментальн знання основних законв природознавства, як було отримано при вивченн попереднх дисциплн, сприя формуванню нженерного мислення, да технчну пдготовку, що необхдна для розумння та подальшого вивчення рзномантних технологчних процесв. Фзична хмя не тльки заклада фундамент для подальшого засвоння спецальних технологчних дисциплн, але і форму у майбутнх спецалств науковий погляд на свт в цлому. ЗАВДАННЯ ДИСЦИПЛІНИ Основним завданням курсу фзично хм для студентв всх спецальностей заочної форми навчання опанування загальними методами керування хмчним процесом, а саме: енергетика хімічних та фазових перетворень; керування виходом та швидкстю хмчно реакц; розрахунок оптимальних умов проведення хмчного процесу; електрохімічні методи дослідження хімічних систем. Виходячи з завдань курсу фзично хм, до вмнь, як повинен надбати студент, належать: Розрахунок теплового ефекту та інших термодинамічних параметрів хмчно реакц. Оцнка принципово можливост перебгу певно хмчно реакц за певних умов. Розрахунок константи рвноваги та виходу продуктів хмчно реакц. Визначення залежност температури кипіння вд тиску та вибр умов роздлення рдких сумшей методом дистиляц. Визначення залежност температури плавлення сумшей вд їх складу та вибр умов роздлення кристалчних сумшей методом перекристалзац. Визначення порядку хмчно реакц та вибр концентрацйних умов впливу на швидксть хмчного процесу. Вибр температурних умов впливу на швидксть хмчного процесу. Знання теоретичних основ застосування каталзаторв. Вибр вдповдного електрохмчного методу аналзу певно хмчно системи та умов проведення аналзу. теоретичне та практичне визначення рН певно хмчно системи та умов проведення рН-метр. Прогнозування характеру та хмзму електродних процесв при електролз певного електролтного розчину. Складання та прогнозування ефективност роботи гальванчного елемента. Умови виникнення електрохімічної корозії і методи захисту конструкцій. Вступ. Предмет та змст курсу фзично хiмi. Мсце фзично хiмi в систем хiмiчних дисциплн. ОСНОВИ ХIМIЧНО ТЕРМОДИНАМКИ 1.1. Предмет, задач та основн поняття хiмiчно термодинамiки Термодинамiчна система. Параметри стану системи. Стандартн та нормальн умови. Внутршня енергя системи. Теплота та робота як форми обмну енергю. Термодинамiчн процеси. Функц стану. Лiтература: [1, I.1, I,2; 2, 77-79; 3, 55, 56 ]. 1.2. Застосування першого закону термодинамiки до хiмiчних процесв Формулювання та аналтичний вираз першого закону термодинамiки. Ентальпія. Теплов ефекти зохорних та зобарних процесв, зв’язок мж ними. Термохмя. Теплов ефекти реакц. Закон Гесса.Теплота утворення речови-ни. Розрахунок теплового ефекту хiмiчно реакц за теплотами утворення учасни-кв реакц. Завдання на СРС: Процеси оборотні та необоротні, круговий термодинамічний процес. Тепломнсть: середня, стинна, молярна, питома. Залежнсть тепломност вд температури. Змна тепломност системи в результат хiмiчно реакц. Залежнсть теплового ефекту вд температури. Закон Крхгофа. Приблизні та точнi розрахунки теплових ефектiв за умов заданої температури. Точний розрахунок теплових ефектів хімічних реакцій при заданих температурах. Застосування закону Кірхгофа до фазових переходів. Лiтература: [1, I.3 - I.6; XII.1; 2, 35, 80-85; 3, 57-59, 62-64 ]. 1.3. Застосування другого закону термодинамiки до хiмiчних процесв Самовльн та несамовльн процеси. нтенсивн та екстенсивн властивост. Формулювання та аналтичний вираз другого закону термодинамiки. Ентропя. Змна ентроп як критерй напрямку самовльних процесв та стану рвноваги в зольованих системах. Змна ентроп в фзичних процесах (при нагрванн речовин, розширенн ідеальних газів, при фазових перетвореннях). Постулат Планка. Абсолютна та стандартна ентроп. Змна ентроп в зотермчному хiмiчному процес. Розрахунок змiни ентропiї внаслiдок хiмiчної реакцiї за певної температури. Завдання на СРС: Статистичний характер другого закону термодинаміки. Точний розрахунок ентропії при заданій температурі. Ентропія і будова речовин. Лiтература: [1, II.1- II.3, IV.1, IV.2, 2, 86-91,97,150-152,159; 3, 65-68,71]. 1.4. Термодинамiчн потенцали Гббсова та Гельмгольцева енерг. Максимальна корисна робота iзохорного та iзобарного процесiв. Критер напрямку самовльних процесв та рвноваги в закритих системах. Стандартний потенцал утворення хiмiчно сполуки, його зв’язок з хiмiчними властивостями сполук. Розрахунки зміни Гіббсової енергії в хімічній реакції за допомогою таблиць термодинамічних величин. Залежність Гіббсової (Гельмгольцевої) енергії від температури. Розрахунки змни Гббсово енерг в хiмiчному процес при рзних температурах. Хiмiчний потенцал. Точні розрахунки зміни енергії Гіббса при різних температурах. Зв'язок хімічного потенціалу ідеального газу з його тиском. Лiтература: [1, II.4, II.5, III.3, V.2; 2, II.4, II.5, III.3, V.2; 3, 69, 70, 72 ]. 2. ХІМІЧНА РІВНОВАГА 2.1. Поняття хімічної рівноваги. Константа рівноваги. Динамчна та термодинамiчна характеристики хiмiчно рвноваги. Змна стану рвноваги як одна з найважливших умов керування хiмiчним процесом. Константа рвноваги та способи виразу для газофазних деальних систем (Кр, Кс, ). Зв’язок мж Кр, Кс. Залежнсть величини та розмрност константи рвноваги вд форми запису рвняння хiмiчно реакц. Хiмiчна рвновага в гетерогенних системах. Вплив зовншнх умов на хiмiчну рвновагу. Принцип Ле Шательє. Завдання на СРС: 2.2. Зв’язок константи рівноваги з енергією Гіббса. Залежнсть константи рвноваги вд температури, рвняння зобари та зохори хiмiчно реакц. Методи теоретичного розрахунку констант рвноваги з використанням таблиць термодинамiчних величин. Вибр оптимальних умов проведення хiмiчного процесу. Точний розрахунок констант рівноваги. Метод комбінованих рівноваг. Лiтература: [1, III.2 - III.4, IV.3, VI.6; 2, 100, 144-149, 157,161,162; 3, 74-79, 80, 81, 82 ]. 3. ТЕРМОДИНАМIКА ФАЗОВИХ РВНОВАГ ТА РОЗЧИНВ 3.1. Основн поняття фазових рвноваг. Однокомпонентні системи. Фаза, складова речовина, компонент, термодинамiчн ступен свободи. Умови термодинамiчно рвноваги мж фазами. Правило Гббса. Лiтература: [1, VII.2; 2, 101-103; 3, 100-102 ]. Застосування правила фаз до однокомпонентних систем. Змна термодинамiчних параметрв при фазових перетвореннях. Рвняння Клаузуса-Клапейрона. Залежнсть тиску насичено пари вд температури. Нормальна температура кипння. Рвняння Клаузуса-Клапейрона для процесв випаровування та сублмац. Розрахунки за цими рвняннями. Даграми стану однокомпонентних систем. Р-Т даграма для води, особливост. Завдання на СРС: Правило Трутона. Лiтература: [1, VII.1; 2, 104, 105; 3, 103, 105-107, 109-112 ]. Двокомпонентн системи. Рівновага рідина-газ (пара) Застосування правила фаз Гіббса до двокомпонентних систем. Способи виразу та графчного зображення складу двокомпонентних систем. Зв’язок мж рзними способами виразу складу. Розчиннсть газв в рдинах. Залежнсть розчинност вд температури та тиску. Закон Генр. Константа Генр. Рвновага мж розведеним розчином нелетко речовини та насиченою парою розчинника. Температура кипння розведених розчинв, залежнсть вд концентрац розчину. Ебулоскопчна константа. Ебулоскопя. Визначення молекулярно маси речовини та ї молярного стану у розчинах. Лiтература: [1, VII.2; 2, 96, 98, 108-110; 3, 115-117, 123, 124,129,130]. Рвновага рдина-пара в системах з двох рдин. Тиск насичено пари над деальними розчинами. Тиск насичено пари над реальними розчинами. Позитивне та негативне вдхилення вд закону Рауля, х причини. Даграми тиск насичено пари - склад та температура кипння - склад подвйних рдких систем. Закони Коновалова. Азеотропні суміші. Визначення складу рвноважних фаз за допомогою правила важеля. Подл розчинв з двох рдин, що необмежено змшуються. Перегонка та ректифкаця. Тиск та склад пари над сумшшю двох взамно нерозчинних рдин. Завдання на СРС: Парціальні молярні величини. Ректифікація. Лiтература: [1, V.1, V.4 - V.6, VII.3; 2, 111, 113, 117-120, 122-127, 129; 3, 123, 125, 127, 141, 144 ]. 3.3. Рвновага рдина-рдина Системи з двох рдин, що обмежено змшуються. Даграми взамно розчинност рдин. Критична температура розчинення. Правило Алексва. Розподл розчинено речовини мж двома рдкими фазами. Закон розподлу. Лiтература: [1, V.2, VII.3; 2, 131-133, 136; 3, 144, 150 ]. 3.4. Рвновага рдина-кристали Температура замерзання розведених розчинв нелетких речовин. Залежнсть зниження температури замерзання вд концентрац розчинв. Кроскопя. Розчинність твердих тл у рдинах. деальна та реальна розчинність. Залежнсть розчинност вд температури. Рвняння Шредера. Даграми плавкост двокомпонентних систем. Термчний аналз. Крив охолодження та крив нагрвання. Системи, компоненти яких необмежено розчиняються в рдкому не розчиняються в твердому стан (даграми з евтектикою, дистектикою та з перитектикою). Системи з необмеженою розчиннстю компонентв в рдкому та з обмеженою розчиннстю в твердому стан. Даграми плавкост систем, компоненти яких необмежено розчиняються в рдкому та твердому станах. Дальтонди та бертолди. Лiтература: [1, VI.1 - V.6, VII.3; 2, 112, 137-141, 143; 3, 143, 145 ]. Трикомпонентні системи. Графчне зображення складу трикомпонентно системи: методи Гббса та Розебума. Завдання на СРС: Залежність розчинності від температури. Рівняння Шредера. Графічне зображення складу трикомпонентної системи. Лiтература: [1, VII.4; 2, 134, 142; 3, 147-149 ]. 4. ХМЧНА КНЕТИКА 4.1. Формальна кнетика Прост та складн реакц . Механзм хiмiчного процесу. Молекулярнсть. Швидксть реакц. Лмтуюча стадя. Зв’язок мж швидкстю хiмiчно реакц та концентрацями реагуючих речовин. Закон дючих мас. Кнетичне рвняння реакц. Константа швидкост хiмiчно реакц. Порядок реакц. Кнетично необоротн реакц нульового, першого, другого та третього порядкв. Кнетичн рвняння для цих реакцй, розмрнсть констант швидкості та формули для х розрахункв. Час (перод) напвперетворення, його залежнсть вд концентрац в реакцях рзних порядкв. Методи визначення порядку реакцй: метод пдстановки, графчний метод, визначення порядку реакц за часом напвперетворення. Кнетика складних реакцй. Принцип незалежного проходження окремих елементарних стадй хiмiчного процесу. Паралельн, оборотн, послдовн, супряжен реакц. Завдання на СРС: Реакції паралельні, оборотні, послідовні, супряжені. Залежнсть швидкост та константи швидкост хiмiчно реакц вд температури. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефцнт швидкост реакц. Рвняння Арренуса. Енергя активац та методи визначення. Енергетичн даграми хiмiчних реакцй. Сучасн уявлення про механзм елементарного хiмiчного акту. Теоря активних зткнень. Визначення енерг активац у межах теор активних зткнень, зв’язок з енергю активац Арренуса. Теоря перехідного стану або активованого комплексу. Рвняння залежност швидкост реакц вд температури. Лiтература: [1, XVI.1. - XV.4; 2, 224-236, 238; 3, 191-196, 198-205, 209-211, 216-219]. 4.2. Кінетика ланцюгових, фотохімічних та радіаційно-хімічних реакцій. Природа ланцюгових реакцй та х стад: зародження, розвиток та обрив ланцюга. Нерозгалужен та розгалужен ланцюгов реакц. Залежнсть швидкост ланцюгових процесв вд тиску. Природа фотохмчних процесв. Механзм проходження фотохмч-них реакцй: первинн та вторинн процеси. Основн закони фотохм. Квантовий вихд. Природа та механзм радацйно-хмчних процесв. Стад та типи цих реакцй, х особливост. Завдання на СРС: Теорія активних зіткнень. Зв'язок енергії активації у межах теорії активних зіткнень з енергією активації Арреніуса. Стеричний фактор. Лiтература: [1, ХVІІ 1,2, 2, 237, 241, 242; 3, 220, 221]. 4.3. Кнетика гетерогенних процесв Специфка та основн стад гетерогенних процесв. Дифузя. Закони Фка. Коефцнт дифуз,його залежнсть вд температури. Дифузйна та кнетична област гетерогенних хiмiчних процесв. Вплив температури та перемшування на швидксть гетерогенного процесу, що включа дифузйну стадю. Топохмчн реакц. Ступнь перетворення. Завдання на СРС: Поверхневі явища. Поверхневий натяг. Адсорбція. Лiтература: [1, XIV.2, XV.1 - XV.8, XV.10, XV.11, XVIII.1 - XVIIІ.6; 2, 243, 244; 3, 226]. 4.4. Каталз Загальн особливост каталзу та властивост каталзаторв ( каталз та хiмiчна рвновага , активнсть, селективнсть каталзаторв). Типи каталзу: гомогенний, гетерогенний. Механзми та енергетичн даграми гомогенного каталзу. Роль поверхневих явищ в гетерогенних процесах. Стадії гетерогенного каталізу. Промотування та отруєння каталізаторів. Лiтература: [1, XIX.1 - XIX.3; 2, 239, 240, 245-249; 3, 222-227]. 5. ЕЛЕКТРОХМЯ 5.1. Рвноваги у розчинах електролтв Основн положення класично теор елетролтично дисоцац Арренуса. Класифкаця електролтв. Константа та ступнь електролтично дисоцац. Закон розведення Оствальда. Електролтична дисоцаця води; pH розчинв. Активнсть та коефцнт активност електролту. онна сила розчину. Правило онно сили. Зв’язок коефцнта активност електролту з онною силою розчину. Зв’язок середнього онного коефцнта активност сильних електролтв з онною силою. Лiтература: [1, VIII.1, IX.2 - ІX.4; 2, 180-187, 189, 196, 197; 3, 151-156, 158, 161]. 5.2. Електрична провднсть розчинв електролтв Питома, молярна електропровднсть. Залежнсть питомо та молярно електропровдності слабких та сильних електролтв вд концентрац та температури. Гранична молярна електропровднсть, методи визначення. Рухливсть онв. Закон незалежного руху онв Кольрауша. Числа переносу. Кондуктометря. Методика вимрювання електропровдност розчинв електролтв. Кондуктометричний метод визначення ступеню дисоцац константи дисоцац. Завдання на СРС: Теорія сильних електролітів Дебая-Хюккеля. Іонна атмосфера. Іон-іонна взаємодія у концентрованих розчинах, асоціація іонів. Аномальні числа переносу. Лiтература: [1, VIII.1, VIII.2; 2, 188, 190-195; 3, 163-166, 169]. 5.3. Електрорушйн сили (ЕРС) та електродн потенцали Механзм виникнення електродних потенцалв. Подвйний електричний шар. Електродн потенцали за водневою шкалою. Стандартн електродн потенцали. Електрохмчний ряд напруг. Залежність електродних потенціалів від активності іонів, що визначають потенціал. Класифкаця електродв. Електроди першого та другого роду, газов, окиснювально-вдновн. Скляний електрод. Електроди порівняння. Хімічні та концентраційні гальванічні елементи. Методи вимрювання ЕРС гальванчних елементв та електродних потенцалв. Термодинамiка гальванчного елемента. Визначення напрямку та термодинамiчних параметрв хiмiчно реакц, що проходить у гальванчному елемент. Завдання на СРС: Принципи побудови гальванічних елементів. Лiтература: [1, IX.1 IX.5 - IX.8; 2, 198-214; 3, 170-180]. 5.4. Нервноважн процеси при електролз Електролз. Закони електролзу Фарадея. Вихд продуктв електролзу за струмом. Електродна поляризаця, види. Перенапруга водню, застосування цього явища в електролз. Рвняння Тафеля. Корозя. Механзм електрохмчно короз. Способи захисту вд короз: захисн покриття, катодний та протекторний захист, пасивування металв. нгбтори короз. Хімічні джерела струму: елементи та акумулятори. Лiтература: [1, X.1, X.2; 2, 215-217, 219, 220, 222, 223; 3, 182, 183, 184, 187-190]. ЛТЕРАТУРА Основна А.А. Жуховицкий, Л.Ф.Шварцман. Физическая химия. - М.: Металургия, 1987. -687 с. В.А. Киреев. Курс физической химии. -М.: Химия, 1975. -775 с. Физическая химия/Под ред. К.С.Краснова. - М.: Высш.шк., 1982-688 с. 4. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой -Л.: Химия, 1983, 2000 - 232с. Методичні вказівки до лабораторних робіт з курсу фізичної хімії для студентів нехімічних спеціальностей та заочної форми навчання. - Київ: Вид-тво КПІ, 1995. - 52 с.. Методические указания по курсу физической химии для студентов инженерно-физического факультета дневной и вечерней форм обучения. - Киев: Изд-во КПИ, 1986. -54 с. Додаткова Стромберг А.Г., Сенченко Д.П. Физическая химия.-М.: Высш. шк.,1988. -496 с. Голиков Г.А. Руководство по физической химии. - М.: Высш.шк., 1988. – 383 с. М.Х. Карапетьянц. Введение в теорию химических процессов. -М : Высш.шк., 1981. - 333 с. Практические работы по физической химии : Учебное пособие для вузов / Под ред. К.П.Мищенко, А.А.Равделя и А.М.Пономаревой. - Л.: Химия, 1982. - 400 с. Фазові рівноваги і вчення про розчини. Методичні вказівки до виконання контрольних робіт з фізичної хімії. - Київ: Вид-во КПІ,1994-80 с. Сводка основных формул для самостоятельного изучения курса физической химии. Киев: изд-во КПИ, 1989 -26 с. 13. Методичні матеріали для студентів заочної форми навчання, представлені в виді дискети файл – ZAOCH на 2003.
1 2 3 4 5 Категория: Хімія \| Добавил: Aspirant (03.05.2013)
Просмотров: 1031 \| Рейтинг: 0.0/0

Всего комментариев: 0


Имя *:
Email *:

Код *: