Учебные материалы по дисциплине "Физическая химия" для студентов групп Ф

   ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ПО физической химии

Литература

1.   Корж Е.Н. Физическая химия. Учебное пособие.– Севастополь: Изд-во СевНТУ, 2003.– 153 с.

2.   Конспекты лекций.

3.  Методические указания (МУ) по темам лабораторных работ.

  МОДУЛЬНЫЙ КОНТРОЛЬ

  РЕКОМЕНДУЕМАЯ литература

1.   Корж Е.Н. Физическая химия. Учебное пособие.– Севастополь: Изд-во СевНТУ, 2003.– 153 с.

2.   Конспекты лекций.

3.  Методические указания (МУ) по темам лабораторных работ.

  Вопросы для подготовки к зачету

1. Растворы, определение, теории образования растворов. Способы выражения концентрации раствора. Определение и формулы расчета массовой доли вещества,  молярной концентрации, моляльной концентрации, молярной концентрации эквивалента, титра раствора, мольной доли вещества.

2. Способы определения концентрации вещества в растворе. Уметь объяснить особенности метода титрования. Определения точки эквивалентности с помощью индикаторов, потенциометрическим методом. Индикаторы. Интервал перехода окраски индикатора. рТ индикатора. Выбор индикатора. Привести примеры. Кривые титрования (схемы).

3.  Химическая кинетика, определение. Гомогенные и гетерогенные процессы. Постулаты химической кинетики. Закон действия масс. Скорость химической реакции. Зависимость скорости реакции от концентрации вещества и времени (графики). Скорость реакции по веществу, скорость реакции в целом. Константа скорости реакции или удельная скорость реакции, ее определение и зависимость от различных факторов. Кинетические кривые накопления продуктов реакции.

4. Порядок реакции по веществу, порядок реакции в целом. Псевдопорядок. Элементарные акты химических реакций, их молекулярность. Материал рассматривать на соответствующих примерах.

5. Вывод и анализ кинетических уравнений необратимых реакций 0, 1, 2 и 3-его порядков. Период полураспада. Сложные химические реакции: параллельные, последовательные.

6.  Влияние температуры на скорость химической реакции, на величину константы скорости реакции. Правило Вант-Гоффа. Температурный коэффициент. Уравнение Аррениуса. Энергия активации, ее расчет и физический смысл. Активные молекулы. Эффективные и неэффективные столкновения. Энтропия активации. Метод переходного состояния (активированный комплекс). Свойства активированного комплекса. Энергетическая диаграмма.

7. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Химическое равновесие в идеальном и неидеальном состояниях. Кинетический вывод константы равновесия, различные способы выражения константы равновесия и связь между ними. Константа равновесия гетерогенной реакции. Константа равновесия и свободная энергия Гиббса. Смещение химического равновесия. Влияние концентрации, температуры, давления и катализатора на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Рассмотреть на примерах.

 8. Катализ, его определение и значение. Общие принципы катализа. Каталитические реакции в биофизических процессах. Гомогенный катализ. Ферментативный катализ. Общие сведения о кинетике и механизме ферментативных реакций. рН-зависимость, температурная зависимость кинетических постоянных. Гетерогенный катализ, особенности механизма катализа. Активность и селективность катализаторов. Активные центры гетерогенных катализаторов. Явления отравления катализаторов. Роль адсорбции в кинетике гетерогенных каталитических реакций. Нанесенные катализаторы.

Энергетическая диаграмма каталитической реакции.

9.  Общие понятия о дисперсных системах. Классификация дисперсных систем.

Газовые растворы. Смеси идеальных газов. Общее давление газовой смеси, парциальное давление. Термодинамика растворения газов в жидкостях, влияние различных факторов. Закон Генри.

10. Жидкие растворы, идеальные и реальные. Термодинамика растворения жидкого вещества. Полная и ограниченная растворимость жидкостей, взаимная нерастворимость жидкостей. Влияние температуры; критическая температура растворения. Закон распределения вещества между двумя несмешивающимися жидкостями. Экстракция, условие экстрагирования и применение в биохимии.

11.  Растворение твердого вещества, термодинамика растворения. Движущая сила растворения. Идеальные и реальные растворы; разбавленные, насыщенные и пересыщенные растворы. Растворимость вещества, молярная энтальпия растворения. Факторы, влияющие на растворимость.

12.  Условия равновесия осадок–раствор. Произведение растворимости. Условие образования осадка, его растворения, условие превращения осадка в другой осадок. Последовательность осаждения. Расчет растворимости вещества по произведению растворимости.

13.  Фазовые равновесия. Условия равновесия: термическое, механическое, химическое. Гетерогенные системы. Определение понятий: фаза, компонент, степень свободы (вариантность) системы. Правило фаз Гиббса.

14.  Растворы неэлектролитов. Разбавленные растворы нелетучих веществ. Диффузия, ее термодинамика, направление. Процессы диффузии в живых организмах. Осмос, определение и схема осмоса, осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа, его термодинамический вывод. Осмотические и мембранные равновесия в растворах. Значение осмотических явлений в биохимии.

15. Давление насыщенного пара растворов. Закон Рауля. Идеальные растворы. Термодинамический вывод закона Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов неэлектролитов. Закон Рауля. Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы растворителя. Взаимная связь между понижением давления пара растворителя, понижением температуры замерзания и повышением температуры кипения растворов неэлектролитов. Отклонение от законов Рауля в неидеальных растворах. Методы определения молекулярной массы нелетучего вещества по осмотическому давлению раствора, эбуллиоскопический и криоскопический методы.

16.  Растворы. Физическая и химическая теории образования растворов. Особенность растворов электролитов, отклонение свойств от законов Рауля. Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа, способы его определения.

17. Основные положения теории Аррениуса, недостатки этой теории. Кислота, основание и соль с точки зрения теории электролитической диссоциации. Развитие теории диссоциации электролитов. Механизм процессов диссоциации и ионизации, влияние полярности растворителя и природы химической связи. Гидратация ионов (энергия сольватации).

18. Степень ионизации (диссоциации), способы определения. Влияние различных факторов на величину степени диссоциации. Связь между степенью диссоциации и изотоническим коэффициентом. Сильные и слабые электролиты.

19. Константа ионизации (диссоциации), ее вывод и значение. Многоступенчатая ионизация (диссоциация) кислот, оснований, средних, кислых и основных солей в водном растворе. Константы диссоциации отдельных стадий и вывод общей константы диссоциации кислот, оснований. Закон разбавления Оствальда, математический вывод формулы и её анализ.

20. Составление ионно-молекулярных уравнений реакции. Основные положения. Смещение ионных равновесий в растворе (условия протекания реакций в растворе). Влияние одноименного иона на равновесный состав раствора. Уметь составлять уравнения реакций получения и превращения кислых и основных солей:

                               кислые соли Û средние соли;      основные соли Û средние соли.

21. Теория сильных электролитов Дебая-Хюккеля. Особенность состава раствора. Истинная и кажущаяся степень ионизации, влияние разбавления. Ионная сила растворов: привести примеры расчёта.

22.  Активность и коэффициент активности отдельных ионов, способы расчета. Понятие средней активности и среднего коэффициента активности. Применение закона действия масс к сильным электролитам. Термодинамические или  истинные константы ионизации (диссоциации).

23. Электропроводность растворов электролитов. Удельная и эквивалентная электропроводность, их размерности; влияние различных факторов. Эквивалентная электропроводность или подвижность ионов при бесконечном разбавлении. Абсолютные скорости и подвижности ионов. Закон Кольрауша.  Зависимость   предельных подвижностей от радиуса иона и от температуры. Коэффициент электропроводности для сильных и слабых электролитов. Формула Аррениуса для расчета кажущейся степени ионизации. Определение константы ионизации по электропроводности раствора слабых электролитов. Числа переноса, зависимость от концентрации раствора электролитов.

24. Ионизация воды. Ионное произведение воды. Кислотность растворов. Водородный показатель (рН). Гидроксидный показатель (рОН). Концентрация и активность ионов Н⁺и ОН^– в водных растворах.

25. Вывод формул расчета и вычисление рН растворов сильных и слабых кислот/оснований. Вычисление рН растворов многоосновных кислот.

26. Гидролиз. Типы гидролиза солей, механизм гидролиза. Степень и константа гидролиза. Вывод формул и вычисление рН растворов гидролизованных солей. Факторы, влияющие на равновесные процессы гидролиза.

27.  Буферные растворы, определение. Буферные свойства биологических жидкостей.   Основные типы буферных растворов: кислотные и основные. Механизм действия

буферных систем в приготовленных растворах и в живом организме; основные химические процессы. Приготовление буферных растворов с заданным значением рН. Основные характеристики буферных растворов: буферная емкость, рН, буферные кривые; факторы, влияющие на эти показатели. Биологические буферные системы: гидрокарбонатные, фосфатные, гемоглобиновая, белковые и аминокислотные; их состав, рН и буферная емкость.

28. Вычисления рН буферных растворов: слабая кислота и соль; слабое основание и соль; смеси двух солей. Вычисление буферной емкости.

29. Электрохимия – раздел химии. Современная теория образования двойного электрического слоя на границе раздела фаз, его строение. Понятие электродного потенциала металла. Стандартный электродный потенциал. Формула Нернста и уравнение Гиббса-Гельмгольца. Ряд стандартных электродных потенциалов, основные закономерности.

30.  Измерение стандартного потенциала металла. Стандартный водородный электрод. Устройство. Потенциал стандартного водородного электрода. Составить гальванический элемент со стандартным водородным электродом. Написать электродные процессы. Сделать расчёт.

31.  Гальванические элементы. Составить цепи, используя:

– электроды из разных металлов;

– электроды из одного металла и растворы соли металла разной концентрации.

Составьте электродные процессы для каждого случая. Сделайте расчёты ЭДС и константы равновесия процесса электрохимической цепи рассматриваемых гальванических элементов.

32. Классификация электродов. Характеристика электродов 1-ого рода, электродов 2-ого рода, газовых электродов, окислительно-восстановительных электродов. Уметь составлять схему обозначения электрода, уравнение электродной реакции. Уметь выводить формулу расчета электродного потенциала электрода по уравнению Нернста, делать ее анализ. Применение электродов.

33. Строение и особенности работы стеклянных измерительных электродов, его преимущества и недостатки. Применение стеклянного электрода для измерения рН, активности одновалентных ионов.

34. Потенциометрическое измерение рН раствора. Потенциометрическое титрование, суть метода. Определение чисел переноса, коэффициентов активности на основе измерения ЭДС.

35. Сущность электролиза. Катодное восстановление. Анодное окисление. Электролиз с нерастворимыми и растворимыми анодами. Электролиз расплава. Законы Фарадея. Электролитическое получение и рафинирование металлов. Основы нанесения металлических покрытий. Восстановление изношенных деталей. Электрохимическая обработка поверхности: электрохимическое шлифование и полирование. Аккумуляторы. Электроэкстракция - очистка сточных вод.

При подготовке к зачету необходимо:

– разобрать теорию по конспекту и учебникам;

– разобрать  решение всех задач домашних заданий;

– изучить отчеты лабораторных работ семестра !

При ответе на зачете следует приводить примеры, подтверждающие положения теории!

Назад на ГЛАВНУЮ                                          Назад на Студентам СевНТУ