Министерство образования Республики Беларусь
Учебно-методическое объединение вузов РБ по естественнонаучному образованию
Учебно-методическое объединение вузов РБ по экологическому образованию
УТВЕРЖДАЮ
Первый заместитель Министра образования
Республики Беларусь
А.И. Жук « » 2009 г.
Регистрационный № ТД- G. 139/тип.
Физическая и коллоидная химия Типовая учебная программа для высших учебных заведений по специальностям:
1-31 01 01 Биология;
1-33 01 01 Биоэкология
СОГЛАСОВАНО СОГЛАСОВАНО
Начальник Управления высшего и Председатель УМО вузов РБ по среднего специального образования естественнонаучному образованию Ю.И. Миксюк _ В.В. Самохвал 2009 г.2009 г.
Первый проректор Государственного учреждения образования «Республиканский институт высшей школы»
И.В. Казакова Председатель УМО вузов РБ по экологическому образованию 2009 г.
_ С.П. Кундас _ 2009 г. Эксперт-нормоконтролер С.М. Артемьева _ 2009 г.
Минск
СОСТАВИТЕЛИ:
Александр Александрович Савицкий, доцент кафедры физической химии Белорусского государственного университета, кандидат химических наук, доцент;Людмила Михайловна Володкович, старший преподаватель кафедры физической химии Белорусского государственного университета.
РЕЦЕНЗЕНТЫ:
Кафедра химии Учреждения образования «Белорусский государственный педагогический университет им. М. Танка»;
Геннадий Стефанович Петров, доцент кафедры физической химии Белорусского государственного технологического университета, кандидат химических наук.
РЕКОМЕНДОВАНА К УТВЕРЖДЕНИЮ В КАЧЕСТВЕ ТИПОВОЙ:
Кафедрой физической химии Белорусского государственного университета (протокол № _ от _2008 г.);Научно-методическим советом Белорусского государственного университета (протокол № _ от _2009 г.);
Научно-методическим советом по специальности 1-31 01 01 Биология Учебно-методического объединения вузов РБ по естественнонаучному образованию (протокол № 2 от _2009 г.);
Научно-методическим советом по специальностям 1-33 01 01 Биоэкология и 1-33 01 02 Геоэкология Учебно-методического объединения вузов РБ по экологическому образованию (протокол № _ от 2009 г.).
Ответственный за выпуск: доцент Савицкий А.А.
ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА
Физическая химия является теоретическим фундаментом современной химии. Курс физической и коллоидной химии на биологических факультетах университетов является необходимой базой для успешного изучения как химических (аналитическая, органическая, неорганическая, коллоидная и биологическая химия), так и специальных дисциплин.Основная задача курса – раскрыть физический смысл основных физических законов, научить студентов видеть области применения этих законов и четко понимать их принципиальные возможности при решении конкретных научных проблем. Типовая программа составлена на основе требований образовательного стандарта в соответствии с современным методологическим и научным содержанием курса физической и коллоидной химии, с учетом опыта его преподавания в ведущих вузах ближнего и дальнего зарубежья.
Основными целями изучения курса физической и коллоидной химии являются:
1. Изучение основ химической термодинамики, термохимии, учений о химическом и фазовом равновесиях, скоростях и механизмах химических реакций, их взаимосвязи с электрическими явлениями, учений о дисперсно-коллоидных системах и поверхностных явлениях на границах раздела фаз;
2. Применение теоретических законов физической и коллоидной химии к решению различных теоретических и практических задач, проведение расчетов выхода продуктов химических реакций, использование различных диаграмм для предсказания свойств многокомпонентных материалов и коллоидных систем.
В результате изучения дисциплины обучаемый должен:
знать:
- основные понятия, законы и теории физической химии;
- основы химической кинетики и термодинамики;
- основы электрохимии;
- строение и свойства дисперсных систем и растворов;
- основные достижения в области химии и перспективы их использования в практике и решении различных проблем; в живой и неживой природе, медицине уметь:
- применять изученные законы и понятия при характеристике составов, строения и свойств веществ, химических реакций, способов получения веществ и их практического использования;
- проводить численные расчеты при решении химических задач;
- устанавливать связь между строением и свойствами веществ;
- проводить химический эксперимент.
Преподавание курса проводится по модульному принципу с выделением четырех разделов и шестнадцати основных модулей (блоков):
Введение 1.Химическая термодинамика 1. 1.Основные понятия, терминология и постулаты термодинамики.
1.2. Второй закон термодинамики и его приложения. Фундаментальные уравнения термодинамики.
1.3. Термодинамика растворов и гетерогенных систем.
1.4. Химические равновесия.
2. Химическая кинетика и катализ 2.1. Основные понятия и постулаты химической кинетики.
2.2. Теории химической кинетики.
2.3. Особенности кинетики некоторых типов реакций.
2.4. Катализ.
3. Электрохимия 3.1. Предмет и задачи электрохимии. Теория растворов электролитов.
3.2. Неравновесные явления в растворах электролитов.
3.3. Электродные равновесия.
4. Коллоидная химия 4.1. Общая характеристика и классификация дисперсных систем.
4.2. Поверхностные явления. Адсорбция на границе раздела фаз.
4.3.Получение дисперсных систем и их свойства.
4.4. Высокомолекулярные соединения и их растворы.
4.5.Коллоидно-химические основы охраны природной среды.
При чтении лекционного курса необходимо применять наглядные материалы в виде таблиц, схем, диаграмм и демонстрационных рисунков, моделей, комплектов графопроекций, видеоматериалы, а также использовать компьютерные средства обучения для демонстрации слайдов, презентаций.
Для организации самостоятельной работы студентов по курсу следует использовать современные информационные технологии: разместить в сетевом доступе комплекс учебных и учебно-методических материалов (программа, методические указания к лабораторным занятиям, список рекомендуемой литературы и информационных ресурсов, задания в тестовой форме для самоконтроля и др.).
Лабораторные занятия предусматривают освоение техники выполнения химического эксперимента, методов очистки веществ, методики приготовления растворов, проведения химического анализа, проведения исследовательского эксперимента и должны быть обеспечены химической посудой, реактивами, общелабораторным и специальным оборудованием, средствами наглядности.
Эффективность самостоятельной работы студентов целесообразно проверять в ходе текущего и итогового контроля знаний в форме устного опроса, коллоквиумов, тестового компьютерного контроля по темам и разделам курса (модулям). Для общей оценки качества усвоения студентами учебного материала рекомендуется использование рейтинговой системы.
Не все вопросы, перечисленные в программе, выносятся на лекцию. В целях развития навыков работы с учебной и научной литературой студентам предлагается часть разделов описательного характера изучить самостоятельно по литературе, указанной в конце программы или на лабораторных занятиях.
Программа курса рассчитана максимально на 92 часа, в том числе часов аудиторных: 30 – лекционных, 32 – лабораторных занятий
ПРИМЕРНЫЙ ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН
1.1. Основные определения и понятия. Первый закон термодинамики. Термохимия. 6 2 1.3. Термодинамика открытых систем. Коллигативные свойства растворов. Химиче- II. Химическая кинетика и катализ.2.1. Основные понятия кинетики: скорость, константа скорости, порядок химической 2.3. Формальная кинетика. Реакции 1-го, 2-го, 3.1 Теории электролитической диссоциации.
Неравновесные явления в растворах 3.2 Электродные равновесия. Классификация 4.2. Электрические свойства коллоидных 4.3. Молекулярно-кинетические и оптические свойства коллоидных систем.
ВВЕДЕНИЕ
Предмет, задачи и разделы физической химии. Этапы развития физической химии как теоретической основы современной химии.Предмет и задачи коллоидной химии. Коллоидная химия как наука о дисперсных системах и поверхностных явлениях.
1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
1.1.ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ, ТЕРМИНОЛОГИЯ И ПОСТУЛАТЫ
ТЕРМОДИНАМИКИ
Предмет и методы исследования термодинамики. Термодинамический и статистический методы исследования, их преимущества и недостатки. Термодинамическая система и окружающая среда. Характеристика граничной (контрольной) поверхности. Типы термодинамических систем: изолированные, закрытые, адиабатически изолированные, замкнутые, открытые. Равновесное состояние системы, его описание. Стационарное состояние системы.Параметры состояния системы, их классификация. Параметры внешние и внутренние, интенсивные и экстенсивные. Независимые параметры и функции. Основные параметры. Функции состояния и функции процесса, их математическое описание. Термодинамические процессы: равновесные (квазистатические), неравновесные, обратимые, необратимые, циклические (круговые). Характеристики равновесных и обратимых процессов.
Исходные постулаты (положения) термодинамики. Постулат о существовании температуры (нулевой закон термодинамики) Внутренняя энергия системы, теплота, работа, их определение, единицы измерения. Правила выбора знаков теплоты и работы.
Первый закон термодинамики, его формулировки. Аналитическое выражение первого закона термодинамики. Работа расширения идеальных и реальных газов в различных обратимых и необратимых процессах. Энтальпия.
Теплоемкость, средняя и истинная теплоемкость, их связь. Соотношения между СР и СV.
Термохимия. Теплота и тепловой эффект химической реакции. Закон Гесса как следствие первого закона термодинамики. Формулировки закона Гесса и следствий из него. Стандартное состояние и стандартные условия, базисные температуры. Выбор стандартного состояния газов и конденсированных фаз. Стандартные теплоты (энтальпии) образования химических соединений, нуль отсчета. Базисная (стандартная) энтальпия образования элементов. Стандартные теплоты сгорания и их определение. Стандартные энтальпии химических реакций, их обозначения.
1.2. ВТОРОЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМИКИ И ЕГО ПРИЛОЖЕНИЯ.
ФУНДАМЕНТАЛЬНЫЕ УРАВНЕНИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ
Второй закон термодинамики. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы, их общая характеристика. Направление самопроизвольных процессов и диссипация энергии. Энтропия – мера необратимого рассеяния энергии. Формулировки второго закона термодинамики Клаузиуса, У.Томсона, У.Томсона-Оствальда. Невозможность создания вечного двигателя второго рода. Формулировка второго закона в химической термодинамике. Обоснование существования энтропии как функции состояния системы. Принцип адиабатической недостижимости Каратеодори. Статистический характер второго закона термодинамики, формула Больцмана. Математическая запись второго закона термодинамики для обратимых и необратимых процессов. Вычисление изменения энтропии в различных обратимых и необратимых процессах. Энтропия идеального газа, энтропийная газовая постоянная. Изменение энтропии при изобарно-изотермическом смешении идеальных газов, парадокс Гиббса. Третий закон термодинамики, постулат Планка. Абсолютные энтропии. Вычисление изменение энтропии в химических реакциях.Фундаментальные уравнения термодинамики. Характеристические функции. Фундаментальное уравнение термодинамики (уравнение Гиббса) для простых и сложных систем. Независимые переменные фундаментального уравнения термодинамики, их характеристики. Характеристические функции и их свойства. Функции состояния энтальпия (Н), энергия Гельмгольца (А), энергия Гиббса (G). Внутренняя энергия как термодинамический потенциал.
Энтальпия простых и сложных систем. Энтальпии фазовых переходов. Энтальпия как характеристическая функция и термодинамический потенциал.
Энергия Гельмгольца и направление самопроизвольного процесса. Связь энергии Гельмгольца с внутренней энергией, с другими термодинамическими функциями и максимальной полезной работой. Энергия Гиббса. Энергия Гиббса как термодинамический потенциал и характеристическая функция.
Связь энергии Гиббса с максимальной полезной работой. Уравнение ГиббсаГельмгольца в дифференциальной и интегральной форме, его роль в химии.
Условия равновесия в однокомпонентных гетерогенных системах. Уравнение Клаузиуса-Клапейрона. Фазовые переходы I и II рода. Плавление, испарение, сублимация. Зависимость температуры плавления от давления. Энтропия плавления. Зависимость давления насыщенного пара вещества от температуры.
1.3. ТЕРМОДИНАМИКА РАСТВОРОВ И ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМ
Фундаментальные уравнения термодинамики для открытых систем.Внутренняя энергия и другие термодинамические потенциалы открытых систем. Химический потенциал, его определение через характеристические функции. Химический потенциал и энергия Гиббса индивидуальных веществ. Уравнения Гиббса-Дюгема. Парциальные молярные величины. Соотношения между парциальными молярными и интегральными величинами.
Химический потенциал компонента в смеси идеальных газов. Закон Дальтона для смеси идеальных газов. Функции смешения идеальных газов.
Растворы. Определение понятия “раствор”. Классификация растворов.
Специфика растворов, роль межмолекулярного и химического взаимодействий, понятие о сольватации. Термодинамические условия образования растворов. Закон Рауля, идеальные растворы. Растворимость газов в жидкостях.
Закон Генри. Общее давление насыщенного пара идеального раствора как функция состава раствора и состава насыщенного пара. Диаграммы равновесия жидкость – пар, правило рычага. Температура кипения идеальных растворов, физико-химические основы перегонки растворов. Неидеальные растворы, виды отклонения от закона Рауля, энергия взаимообмена и размерный фактор. Различные виды диаграмм равновесия. Законы Гиббса-Коновалова, азеотропные растворы. Коллигативные свойства растворов. Криоскопия, криоскопическая константа растворителей, изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Практическое использование криоскопии. Эбулиоскопия, повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ. Осмотические явления и их роль в биологии. Уравнение Вант-Гоффа, область его применимости.
Гетерогенные фазовые равновесия. Условия равновесия в многокомпонентных гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Диаграмма состояния воды. Двухкомпонентные системы и их анализ на основе правила фаз.
Условия химического равновесия. Закон действующих масс. Термодинамическая константа равновесия, другие виды констант равновесия и связь между ними. Изменение энергии Гиббса химической реакции (уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа). Изменение стандартной энергии Гиббса химической реакции и его связь с термодинамической константой равновесия. Химические равновесия в гетерогенных системах и растворах.
Особенности гетерогенных реакций с участием фаз постоянного состава.
Принцип смещения равновесия Лешателье–Брауна, его термодинамическая трактовка. Зависимость констант равновесия от температуры. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние давление на химические равновесия.
Расчеты констант равновесия химических реакций с использованием таблиц стандартных значений термодинамических функций. Расчеты выхода продуктов химических реакций различных типов.
2. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ
ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ
Предмет химической кинетики. Особенности кинетического подхода к описанию химических реакций. Промежуточные вещества и понятие элементарной стадии химической реакции. Простые и сложные химические реакции. Механизм химической реакции и несоответствие механизмов реакций стехиометрическим уравнениям.Основные понятия химической кинетики. Скорость химической реакции, ее размерность. Истинная и средняя скорость химической реакции. Особенности определения скорости химической реакции, протекающей в потоке.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Экспериментальное определение скорости химической реакции (графический и аналитический методы). Кинетические кривые и кинетические уравнения. Порядок химической реакции. Общий и частный порядок. Реакции переменного порядка и изменение порядка в ходе реакции. Временной и концентрационный порядок реакции. Кинетическая классификация реакций по их порядку. Реакции псевдо n-го порядка. Молекулярность элементарной химической реакции.
Закон действующих масс – основной постулат химической кинетики.
Область применения закона действующих масс. Составление кинетических уравнений для известного механизма реакции. Прямая и обратная задачи химической кинетики. Константа скорости химической реакции, ее физический смысл и размерность для реакций различных порядков. Основные принципы химической кинетики: принцип независимости химических реакций и область его применения, принцип лимитирующей стадии химического процесса, принцип детального равновесия.
Кинетические особенности протекания простых необратимых реакций – кинетические уравнения, константа скорости, зависимость концентрации участников реакции от времени, время полупревращения. Реакции нулевого порядка. Реакции первого порядка. Кинетические особенности реакций второго порядка при одинаковой и различной начальной концентрации участников реакции. Реакции третьего порядка. Общее выражение для константы скорости реакции n-го порядка.
Методы определения порядка реакции и константы скорости по экспериментальным данным. Понятие об интегральных и дифференциальных методах определения порядка реакции и константы скорости. Определение частного порядка реакции. Метод избытка (метод Оствальда). Метод равных концентраций. Метод подбора уравнений в графическом и аналитическом вариантах. Метод определения порядка реакции по времени полупревращения (метод Оствальда-Нойеса) Дифференциальный метод Вант-Гоффа. Особенности применения метода Вант-Гоффа для определения временного и концентрационного порядков реакции.
Кинетические особенности протекания сложных необратимых реакций – кинетические уравнения, константа скорости, зависимость концентрации участников реакции от времени. Обратимые реакции первого порядка, нахождение констант скоростей прямой и обратной реакций по экспериментальным данным. Параллельные реакции. Последовательные реакции на примере двух необратимых реакций первого порядка – анализ кинетических кривых для промежуточного и конечного продуктов реакции. Кинетический анализ процессов, протекающих через образование промежуточных продуктов. Метод стационарных концентраций Боденштейна и условия его применимости. Лимитирующая стадия сложного процесса. Квазиравновесное приближение.
Зависимость скорости реакции от температуры. Температурный коэффициент скорости реакции. Эмпирическое правило Вант-Гоффа и область его применимости. Уравнение Аррениуса и его термодинамический вывод.
Понятие об энергии активации химической реакции. Истинная и кажущаяся энергия активации. Нахождение энергии активации химической реакции по экспериментальным данным. Эмпирические способы оценки энергии активации.
Теория активных соударений. Основы молекулярно-кинетической теории газов. Общее число и частота двойных соударений. Бимолекулярные реакции в теории активных соударений. Скорость реакции и число активных соударений. Стерический фактор. Расчет константы скорости бимолекулярной химической реакции. Истинная энергия активации. Достоинства и недостатки теории активных соударений. Мономолекулярные реакции в теории активных соударений.
Теория активированного комплекса. Основные положения теории. Активированный комплекс и его свойства. Понятие о статистическом методе расчета константы скорости бимолекулярной реакции. Трансмиссионный коэффициент. Особенности применения теории активированного комплекса для расчета константы скорости моно –, би – и тримолекулярных реакций и сопоставление ее результатов с результатами теории активных соударений.
Термодинамический аспект теории активированного комплекса. Энтропия и энтальпия активации. Достоинства и недостатки теории активированного комплекса.
2.3. ОСОБЕННОСТИ КИНЕТИКИ НЕКОТОРЫХ
ТИПОВ РЕАКЦИЙ
Кинетика цепных реакций. Цепные реакции, их открытие и особенности протекания. Элементарные процессы возникновения, продолжения, развития и обрыва цепи. Разветвленные и неразветвленные цепные реакции. Длина цепи. Особенности кинетики неразветвленных цепных реакций на примере реакции образования HCl. Особенности кинетики разветвленных цепных реакций на примере реакции окисления водорода.Кинетика фотохимических реакций. Основные законы фотохимии: законы Гротгуса, Вант-Гоффа и Эйнштейна. Квантовый выход. Процессы, происходящие при поглощении света веществом. Кинетика фотохимических реакций.
«