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: