Литература: [1], с.9-43; [2], с.13-67; [3], с.14-38; [4], с.4-23
Тема 1.2 Основы химической термодинамики
1.2.1 Первый закон термодинамики
Студент должен:
иметь представление о:
- формуле Майера, коэффициенте Пуассона, теплоемкости газовой смеси;
- расчетных формулах термодинамических процессов: изохорного, изобарного, изотермического, адиабатного и политропного;
- расчете теплового эффекта реакции в зависимости от температуры.
Знать:
- основные термодинамические понятия и определения;
- значение термодинамики в химико-технологических процессах;
- первый закон термодинамики и связь с законом сохранения и превращения энергии;
- характеристику теплоемкости, способы выражения теплоемкостей, их взаимосвязь;
- зависимость теплоемкости вещества от различных факторов;
- физический смысл энтальпии;
- закон Гесса и следствия из него;
- устройства термометра Бекмана.
Уметь:
- определять виды термодинамических систем;
- рассчитывать теплоемкости веществ;
- отличать экзотермические реакции от эндотермических;
- составлять термохимические уравнения;
- вычислять тепловые эффекты реакций.
- составлять алгоритмы определения основных термодинамических параметров (V, Р, t ).
Предмет термодинамики, ее основные понятия и определения. Химическая термодинамика и ее роль в изучении химических процессов. Закон сохранения энергии и первый закон термодинамики, его содержание, формулировки, аналитическое выражение. Энтальпия.
Теплоемкость: ее общая характеристика. Виды теплоемкости, их взаимосвязь, зависимость от различных факторов.
Теплоемкость газов. Формула Мейера. Коэффициент Пуассона. Теплоемкость как аддитивная величина.
Работа расширения в термодинамических процессах. Связь работы расширения и первого закона термодинамики. Понятие о политропном процессе. Термохимия. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
Основной закон термохимии - закон Гесса. Теплоты образования (разложения), сгорания. Следствия закона Гесса, их практическое применение.
Теплота растворения. Теплота нейтрализации.
Методические указания
При изучении данной темы необходимо уяснить понятие теплоемкости и взаимосвязь между изобарной и изохорной теплоемкостью газов.
Обратить внимание на закон Гесса и применение его для расчета тепловых эффектов различных реакций. Рассмотреть приложение первого закона термодинамики к химическим процессам.
Уяснить уравнение, связывающее Qp и Qv, вычислять теплоты образования неорганических веществ и теплоты сгорания органических веществ по формуле и с использованием справочной литературы.
Лабораторная работа 2
Практическое занятие 2
Вопросы для самоконтроля
1 Что называется теплоемкостью вещества?
2 Теплоемкость газов. Взаимосвязь между Сv и С р.
3 Что называется внутренней энергией? От чего она зависит?
4 Что называется тепловым эффектом реакции?
5 Вывести взаимосвязь между изобарным и изохорным тепловым эффектом.
6 Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
7 Что называется теплотой образования?
8 Как рассчитывается тепловой эффект неорганических реакций?
9 Что называется теплотой сгорания?
10 Как рассчитывается тепловой эффект органических реакций?
11 Как рассчитывается теплота образования органических веществ?
Литература: [1], с.43-81; [2], с.71-98; [3], с.43-61; [4], с.27-54
1.2.2 Второй закон термодинамики
Студент должен:
иметь представление о:
- принципе работы тепловой машины;
- термодинамических процессах в Т – S координатах.
Знать:
- термодинамическую обратимость и необратимость процесса;
- принцип минимума свободной энергии;
- второй закон термодинамики;
- характеристику цикла Карно, КПД этого цикла;
- энтропию, причины, следствия ее изменения и практическое значение в тепловых процессах;
- критерии самопроизвольных процессов и их расчет в различных термодинамических процессах;
- физический смысл энергии Гиббса, Гельмгольца.
Уметь:
- рассчитывать изменение энтропии при изменении параметров (V, Р, t ) газа и при переходе веществ из одного агрегатного состояния в другое;
- вычислять изменение энтропии любой реакции, используя нормативно – справочную литературу;
- рассчитывать изменения термодинамических потенциалов в химических процессах и делать выводы о возможности протекания процесса.
Недостаточность первого закона термодинамики. Качественная неэквивалентность теплоты и работы. Основные группы процессов. Обратимые и необратимые процессы. Условия термодинамической обратимости.
Содержание и формулировки второго закона термодинамики, его физическая сущность. Факторы интенсивности и экстенсивности.
Основной термодинамический цикл - цикл Карно, его КПД.
Энтропия: физический смысл, значение, характеристика. Энтропия как фактор экстенсивности тепловых процессов. Энтропийный член уравнения как мера связанной энергии системы.
Свободная энергия системы. Изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциалы (энергии Гиббса и Гельмгольца).
Приложение второго закона термодинамики к химическим процессам. Принцип минимума свободной энергии. Пределы протекания самопроизвольных процессов в изолированных системах.
Методические указания
При изучении этой темы необходимо обратить внимание на то, что второй закон термодинамики устанавливает, возможен или невозможен при данных условиях тот или иной процесс. До какого предела он может протекать и какая наибольшая полезная работа совершается при этом.
Обратите внимание, что на основании второго закона термодинамики
U = F + TS,
где F – свободная энергия системы, т. е. часть внутренней энергии, которая способна преобразовываться в полезную работу при постоянной температуре; TS – связанная энергия, часть внутренней энергии не способной превращаться в работу.
Рост функции S свидетельствует об уменьшении «работоспособности» системы.
Обратите внимание, что применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать: всякое химическое взаимодействие, при неизменных давлении или объеме и постоянстве температуры, протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы.
Необходимо уяснить, что пределом протекания химических реакций (т. е. условием равновесия) является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы G или F.
Значения термодинамических функций при стандартных условиях t=250C и Р = =101325 Па приводятся в справочных таблицах.
Вопросы для самоконтроля
1 Что называется внутренней энергией? От чего она зависит?
2 Что называется тепловым эффектом реакции?
3 Что такое необратимые и обратимые процессы?
4 Что такое «связанная» и «свободная» энергия?
5 Закон Кирхгофа.
Литература: [1], с.82-99; [2], с.100-107; [3], с.68-77; [4], с.59-66
1.2.3 Элементы термодинамики пара
Студент должен:
иметь представление о:
- графическом изображении процессов парообразования в V – Р и T – S координатах;
- уравнениях состояния паров;
- термодинамики влажного газа;
- основных понятиях влажного воздуха.
Знать:
- характеристику паров;
- основные параметры водяного пара;
- термодинамические свойства пара;
- процесс парообразования в i (Н) – S диаграмме и преимущество i (Н) – S диаграммы в сравнении с другими диаграммами.
Уметь:
- определять по заданным условиям (аналитически и графически ) состояние и параметры паров;
- определять параметры паров, используя «скелетные» таблицы.
Характеристика влажного, сухого насыщенного и перегретого паров, параметры их состояния и способы расчета этих параметров. I-S диаграмма. Понятие о «скелетных» таблицах.
Методические указания
При изучении данной темы необходимо уяснить, что такое процесс парообразования. Уметь определять параметры паров аналитическим и графическим методами. При решении задач уметь пользоваться i – S диаграммой и «скелетными» таблицами.
Вопросы для самоконтроля
1 Каким способом можно получить перегретый пар?
2 Какой пар называют влажным, сухим насыщенным и перегретым?
3 Как можно определить параметры паров?
4 Что является основными параметрами водяного пара?
Литература: [1], с.102-118; [3], с.77-85
Тема 1.3 Химическая кинетика
Студент должен:
иметь представление о:
- кинетике гетерогенных процессов;
- критических параметрах цепной реакции;
- фотохимических и радиационно – химических процессах;
- о совместном использовании законов термодинамики и химической кинетики.
Знать:
- назначение химической кинетики;
- основные понятия и определения: элементарный акт, механизм реакции, продукты реакции, гомогенные и гетерогенные реакции;
- закон действия масс;
- классификацию реакций по молекулярности, порядку и их различия;
- единицы скорости химической реакции, констант скоростей химических реакций различных порядков;
- период полураспада и его взаимосвязь с константой скорости;
- результаты влияния температуры на скорость химической реакции;
- правило Вант-Гоффа, ограничения его применения;
- понятие «активные молекулы»;
- физический смысл энергии активизации молекул;
- методы активизации молекул;
- сущность и особенности цепной реакции;
- механизм протекания цепных реакций;
- примеры реакций в химической технологии, протекающих по цепному механизму.
Уметь:
- составлять уравнения, отражающие закон действия масс;
- определять порядок реакции графически и с помощью уравнений;
- рассчитывать константу скорости реакции, период полураспада;
- определять выход продукта по времени протекания реакции;
- определять константу скорости реакции, используя правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса;
- определять температурный режим процесса по заданному значению выхода продукта;
- обосновывать выбор оптимального режима процесса, если этот процесс цепной.
- экспериментально определять константу скорости реакции с использованием электронно-вычислительной техники.
Учение о скорости химической реакции. Основной закон химической кинетики - закон действия масс. Константа скорости реакции, ее физический смысл. Факторы, влияющие на скорость реакции. Правило Вант-Гоффа. Классификация реакций по молекулярности и порядку реакции. Кинетические уравнения реакций 1 и 2 порядка. Период полураспада. Активные молекулы. Потенциальный барьер. Энергия активизации. Уравнение Аррениуса, его практическое применение.
Цепные реакции, их особенности, характеристика. Механизм цепной реакции. Работы , его школы в области изучения цепных реакций.
Методические указания
При изучении данной темы необходимо уяснить, что основной закон химической кинетики – закон действия масс. Четко знать и определять зависимость факторов, влияющих на скорость химической реакции. Уметь определять константы скоростей реакций первого, второго и третьего порядков, а также знать зависимость константы скорости реакции от периода полураспада.
Особое внимание уделите теории активации Аррениуса и ее практическому применению.
При изучении данной темы обратить внимание на цепные реакции, их особенности, характеристику и механизм этих реакций, а также применение радиационно-химических процессов в химической промышленности.
Лабораторная работа 3
Вопросы для самоконтроля
1 Что такое скорость реакции?
2 Сформулировать закон действия масс.
3 Что такое молекулярность реакций и как классифицируются реакции по этому признаку?
4 Вывести кинетическое уравнение реакции 1- го порядка.
5 Написать кинетическое уравнение реакции 2-го порядка.
6 Уравнение Аррениуса и его значение.
7 Что называется энергией активации? Сделать рисунок для экзотермической и эндотермической реакций и пояснить. Формула для расчета энергии активации.
8 Методы активации.
9 Что такое цепная реакция? Каковы стадии цепной реакции? Написать механизм какой-либо цепной реакции по стадиям.
10 Что называется цепной разветвленной реакцией?
11 Что называется цепной неразветвленной реакцией? Написать ее механизм на каком-нибудь примере.
Литература: [1], с.152-168, 178-189; [2], с.101-124,135-143; [3], с.112-120, 131-135; [4], с.105-112
Тема 1.4 Катализ
Студент должен:
иметь представление о:
- механизме гетерогенного катализа;
- технологических процессах: с участием катализаторов, гидрирования, окисления, крекинга, риформинга;
- поверхностной свободной энергии молекул на границе раздела фаз.
Знать:
- основные понятия и определения катализа;
- основны гомогенного катализа;
- определение и примеры автокатализа;
- способы управления химико-технологическими процессами с участием катализаторов;
- физический смысл адсорбции и факторы, влияющие на процесс ад сорбции;
- виды адсорбции, графическое отображение процесса адсорбции в координатах Г - Р, области применения адсорбции;
- применение катализаторов в технологических процессах нефтегазопереработки и нефтехимии на региональных предприятиях.
Поверхностные явления и адсорбция. Адсорбция на поверхности твердого тела. Изотерма адсорбции. Уравнение Фрейндлиха и Ленгмюра. Ионообменная адсорбция. Понятие о хроматографии. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Автокатализ. Катализ и экология. Значение каталитических процессов в химической технологии.
Методические указания
В этой теме надо усвоить такие вопросы, как: закон действия масс, молекулярность и порядок реакций, зависимость скорости реакции от температуры. Особое внимание надо обратить на энергию активации, и её физический смысл. Четко знать определения гомогенного и гетерогенного катализа, современные представления о механизме и теориях гетерогенного катализа. Знать принцип минимума свободной энергии в применении к каталитическим процессам. При изучении процесса катализа обратите внимание на механизм этого процесса и значение катализа для промышленности и в решении ряда экологических вопросов.
Лабораторная работа 4
Вопросы для самоконтроля
1 Что такое катализ и автокатализ?
2 Механизм гомогенного катализа (дать в общем виде и на конкретном примере).
3 Теории гетерогенного катализа.
Литература: [1], с.168-177; [2], с.129-132, 143-150; [3], с.124-127
Тема 1.5 Химическое равновесие
Студент должен:
иметь представление о:
- химическом потенциале и его использовании в определении направления процесса и состояния химического равновесия в гомогенных системах;
- химическом сродстве вещества.
Знать:
- основные свойства химического равновесия и константы равновесия реакции;
- способы расчета констант химического равновесия и равновесных концентраций;
- практическое значение константы химического равновесия, уравнения изотермы химической реакции при ведении химико-технологического процесса;
- взаимосвязь изменения энергии Гиббса и Гельмгольца в ходе протекания химической реакции и в результате химического сродства вещества;
- результат количественного влияния температуры и давления на химическое равновесие реакции.
Уметь:
- составлять уравнения определения константы равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций и рассчитывать их;
- применять константы равновесия в вычислениях основных параметров химико-технологических процессов;
- объяснять качественное влияние внешних факторов на смешение химического равновесия;
- объяснять качественное влияние внешних факторов на смешение химического равновесия;
- определять полезную работу химической реакции по уравнению изотермы и предсказывать возможность протекания и направление химико-технологического процесса.
Владеть навыками:
- определения смешения химического равновесия качественным и количественным методами;
- характеризовать реакционную способность химической системы.
Обратимость химических реакций. Прямая и обратная реакции. Закон действующих масс. Условия истинного химического равновесия в гомогенных системах.
Константа равновесия реакции. Способы выражения констант равновесия, взаимосвязь между константами равновесия, выраженными через концентрации и парциальные давления. Зависимость константы равновесия от различных факторов.
Факторы, влияющие на положение равновесия. Принцип Ле Шателье, его практическое применение. Рекционная способность системы. Химическое сродство. Уравнение изотермы химической реакции. Его практическое применение. Стандартная энергия Гиббса и Гельмгольца.
Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Определение оптимальных условий ведения химических реакций.
Методические указания
Изучая эту тему, обратите внимание на то, что при расчете константы равновесия в числителе пишут концентрации или парциальные давления конечных веществ, а в знаменателе – исходных (с учетом стехиометрических коэффициентов). Если же реакция гетерогенная, то при расчете константы равновесия Кр учитываются только газообразные вещества. Уделите больше внимания принципу Ле Шателье, который говорит о направлении смещения химического равновесия при изменении внешних условий.
Самое главное при изучении уравнений изотермы, изохоры и изобары – это их применение.
Особое внимание заслуживает вопрос об истинном химическом равновесии, так как истинным (или устойчивым) равновесием называется такое состояние системы, которое не изменяется с течением времени при неизменных внешних условиях, причем эта неизменяемость не обусловлена протеканием какого-либо внешнего процесса. Если внешние условия изменяются, то состояние равновесия нарушается, но через некоторое время наступает новое состояние равновесия.
Вопросы для самоконтроля
1 Что такое истинное равновесие?
2 Каковы признаки истинного равновесия?
3 Вывести константы равновесия Кс и Кр и их взаимосвязь. От чего зависят и от чего не зависят эти константы равновесия?
4 Сформулировать принцип Ле Шателье.
5 Как влияют температура, давление, концентрация на смещение равновесия?
6 Для чего и как применяются уравнения изохоры и изобары?
Литература: [1], с.131-151; [2], с.152-172
Контрольная работа 1
Тема 1.6 Фазовое равновесие
Студент должен:
иметь представление о:
- теплоте, поглощаемой и выделяемой при переходе вещества из одного состояния в другое;
- диаграмме состояния сплава двух металлов и водно-солевых систем;
- эвтектике и криогидрате.
Знать:
- основные понятия и определения фазового равновесия;
- правило фаз Гиббса;
- фазовые диаграмма одно - и двухкомпонентных систем на примере воды и твердых веществ;
- сущность и значение физико-химического анализа.
Уметь:
- строить фазовую диаграмму системы по экспериментальным данным термографического анализа.
Определение фазового равновесия. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния. Физико-химический анализ. Уравнение Клапейрона - Клаузиса. Водно-солевые системы.
Методические указания
Прежде всего, при изучении этой темы нужно четко уяснить: что такое фаза и компонент и не путать эти понятия друг с другом. Особое внимание обратите на понятие «число степеней свободы».
Обратите внимание на то, как строится диаграмма плавкости, почему правило фаз для однокомпонентных систем пишем в виде С = К – Ф + 2, а для двухкомпонентных конденсированных систем в виде С = К – Ф + 1?
Лабораторная работа 5
Вопросы для самоконтроля
1 Что такое фаза, компонент и число степеней свободы?
2 Записать правило фаз Гиббса в общем виде и прочитать его.
3 Написать правило фаз Гиббса для однокомпонентных систем. Что означает «2» в этом уравнении?
4 Написать правило фаз Гиббса для двухкомпонентных конденсированных систем. Что означает «I» в этом уравнении? Почему надо писать «I», a не «2» ?
5 Начертить диаграмму состояния воды и разобрать ее по правилу фаз. Что такое тройная точка?
6 Начертить диаграмму состояния серы и разобрать ее по правилу фаз. Сколько здесь тройных точек?
7 Как строится кривая плавкости (показать на примере системы Cd - Bi)?
Литература: [1], с.190-195; [2], с.176-196; [3], с.139-144; [4], с.65-74
Тема 1.7 Растворы
Студент должен:
иметь представление о:
- процессе растворения;
- значении термодинамических функций и их использовании в оценке взаимодействия компонентов в растворах;
- явлении осмоса и осмотическом давлении;
- перегонке с водяным паром и вакуумной перегонке;
- взаимной растворимости жидкостей;
- диаграмме «упругость пара - состав» для идеальных систем.
Знать:
- основные понятия, определения и классификацию растворов;
- понятие «идеальный раствор», его основные признаки, условия образования;
- особенности равновесии в системах «газ - жидкий раствор»;
- факторы, влияющие на растворимость газов в жидкостях;
- значение абсорбции газов для промышленности и окружающей среды на примерах региональных нефтегазоперерабатывающих и нефтехимических производств;
- причины появления коллигативных свойств растворов;
- первый и второй законы Рауля;
- практическое значение криоскопии и эбулиоскопии;
- особенности равновесии в системах «раствор-пар» для летучих жидкостей;
- закон Рауля-Дальтона;
- сущность процесса перегонки;
- принцип работы дефлегматоров и ректификационной колонны;
- положительные и отрицательные отклонения реальных растворов от идеальных;
- азеотропную смесь и ее составляющие компоненты;
- примеры технологических процессов: экстракции, абсорбции, десорбции газов из растворов.
Уметь:
- рассчитывать коллигативные свойства растворов определять молярную массу вещества методом крио - и эбулиоскопии;
- рассчитывать парциальное и общее давление в системе из двух смешивающихся жидкостей и двух несмешивающихся жидкостей;
- анализировать и описывать, используя диаграммы, процессы перегонки.
Общая характеристика и классификация растворов. Растворы как физико-химические системы. Процесс растворения и применения к нему принципа минимума свободной энергии. Современные представления о растворах. Факторы, влияющие на растворение. Сольватная (гидратная) теория растворов . Общая характеристика растворов твердых тел в жидкостях.
Коллигативные свойства растворов. Явление осмоса. Осмотическое давление в растворах электролитов и неэлектролитов. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент.
Равновесие в системе «Раствор-пар». Понижение упругости пара над раствором. Первый закон Рауля.
Условия кипения и замерзания жидкостей. Изменение температуры агрегатных переходов растворов по сравнению с чистым растворителем. Молярное изменение температур агрегатных переходов растворов;
Второй закон Рауля. Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные, их физический смысл. Криоскопия, эбулиоскопия, их практическое применение. Взаимная растворимость жидкостей в связи с характером межмолекулярного взаимодействия.
Идеальные смеси. Закон Рауля-Дальтона для системы из двух летучих компонентов. Диаграммы «Упругость пара - состав» и «Температура кипения - состав» для идеальных систем.
Перегонка. Физические основы и сущность процесса. Первый закон Коновалова. Виды перегонки. Фракционная перегонка. Схемы и диаграмма «Температура кипения - состав» для процессов простой и фракционной перегонки.
Дефлегмация.
Ректификация: физическая сущность и теоретические основы процесса. Условия работы и принципиальное устройство ректификационной колонны. Системы с отклонениями от закона Рауля. Причины отклонений. Азеотропные смеси. Второй закон Коновалова. Диаграммы «Упругость пара - состав» и «Т кипения - состав» для положительных и отрицательных отклонений от закона Рауля. Методы разделения азеотропных смесей. Основные принципы ректификации.
Системы «жидкость-жидкость, нерастворимые друг в друге». Перегонка с водяным паром.
Равновесное распределение третьего компонента между двумя несмешивающимися жидкостями. Закон распределения Нернста-Шилова. Экстракция.
Растворы газов в жидкостях.
Растворимость газов. Коэффициенты растворимости и абсорбции. Закон Генри.
Растворимость смеси газов. Закон Генри-Дальтона.
Факторы, влияющие на растворимость газов. Адсорбция газов жидкостями, ее значение для промышленности и экологии. Методы выделения газов из жидкостей.
Методические указания
При изучении этой темы необходимо уделить особое внимание выражению и перерасчету концентраций растворов. Уделить внимание изучению условий кипения и замерзания растворов.
Обратить внимание на процессы перегонки растворов, а так же на закономерности этих процессов их практическое применение. Особое внимание уделить процессу ректификации: физической сущности и теоретическим основам процесса, условиям работы и принципиальному устройству ректификационной колонны, а также методам разделения азеотропных смесей.
Изучая законы Рауля, запомнить, что он применим только для идеальных растворов. При изучении криоскопии и эбулиоскопии усвоить методику определения молекулярной массы вещества с помощью криоскопии (или эбулиоскопии). Законы Коновалова и перегонку жидких смесей надо разбирать с помощью диаграмм: t0кип. – состав. При рассмотрении второго закона Коновалова особое внимание обратить на то, что такое азеотроп и как его разделить.
Изучая растворы газов в жидкостях обратить внимание на абсорбцию газов жидкостями и на практическое применение этого процесса.
Лабораторная работа 6
Практическое занятие 3
Вопросы для самоконтроля
1 В чем суть гидратной теории Менделеева? Какое из 2-х веществ КС1 и СН3СООН будет в воде диссоциировать, а какое не будет диссоциировать и почему?
2 Что такое осмос? Когда он наблюдается?
3 Закон Вант-Гоффа для неэлектролитов и разбавленных растворов слабых электролитов. Для чего в уравнение для определения осмотического давления вводится изотонический коэффициент?
4 Закон Рауля и отклонения от него.
5 1-й закон Коновалова, его графическое изображение. Как идет процесс перегонки жидких смесей, подчиняющихся этому закону? 1-й закон Коновалова, его графическое изображение с положительным и отрицательным отклонением. Как идет процесс перегонки жидких смесей, подчиняющихся этому закону? Что такое азеотроп? Как его разделить?
6 Что такое криоскопия? Написать формулу для определения молекулярного веса вещества этим методом, когда растворенное вещество является неэлектролитом и электролитом. В какую из этих формул и почему вводится изотонический коэффициент? Как устроен криоскоп, что определяют с его помощью и как определяют?
7 Что такое эбулиоскопия? Написать формулу для определения молекулярной массы вещества этим методом, когда растворенное вещество является не электролитом и электролитом.
8 Две несмешивающиеся между собой жидкости. Вид диаграмм: давление - состав и t - состав. Объяснить, почему температура кипения смеси понижается?
9 На чем основана перегонка с водяным паром? Когда она применяется? Что такое расходный коэффициент пара?
10 На каком законе основана экстракция из растворов? Написать формулу для определения количества экстрагированного вещества.
11 Закон распределения.
Литература: [1], с.200-232; [2], с.203-249; [3], с.144-156; [4], с.77-101
Тема 1.8 Электрохимия
Студент должен:
иметь представление о:
- проводниках первого и второго ряда;
- химической сущности процессов электролиза и его практическом применении;
- экологически чистых химических источниках тока;
- измерении электропроводности электролитов;
- явлении возникновения потенциала на границе электрод-раствор;
- электродах сравнения, их назначении;
- назначении элемента Вестона;
- электрофизикохимических методах анализа.
Знать:
- отличие элетрохимических процессов от химических;
- физический смысл удельной и эквивалентной электропроводимости, их единицы;
- определение электродного потенциала;
- формулу Нернста;
- ряд стандартных электродных потенциалов;
- гальванические элементы, их виды, особенности и механизм возникновения в них тока;
- явление коррозии и методы защиты от нее.
Уметь:
- рассчитывать электропроводность растворов;
- составлять уравнения химических реакций, протекающих на электродах;
- схематично изображать гальванические элементы, указывать направление движения электрона, определять электродные потенциалы и ЭДС;
- определять рН раствора потенциометрическим методом;
- экспериментально определять электрохимические величины.
Электрохимия, ее значение в науке и технике.
Электрическая проводимость растворов. Измерение электропроводности растворов.
Кондуктометрия.
Слабые, сильные электролиты.
Теория сильных электролитов.
Электродные процессы. Скачок потенциала на границе металл - раствор. Общие особенности электрохимических элементов. Электродный потенциал. Формула Нернста. Электрохимический ряд напряжений. ЭДС и принцип работы гальванического элемента. Электроды сравнения.
Потенциометрия.
Методические указания
При изучении темы «Электрохимия» необходимо ознакомиться с понятиями электропроводности удельной и эквивалентной. Знать формулу взаимосвязи между удельной и эквивалентной электропроводностью, усвоить электрическую схему для практического определения удельной электропроводности растворов электролитов, а также методику этого определения.
Знакомясь с элементом Якоби, обратите внимание на принцип его работы и химическую реакцию, лежащую в основе работы этого гальванического элемента. Изучая электроды сравнения, разберитесь в принципе их действия и практическом применении. Запомните электрическую схему для определения ЭДС элемента, изучите методику этого определения, а также устройство элемента Вестона и ту химическую реакцию, которая идет при его работе.
Переходя к разделу о потенциометрии, уделите побольше времени следующим вопросам: когда применяется потенциометрический метод, для чего он применяется и как применяется?
Одним из важных вопросов, рассматриваемых в этой теме, является вопрос об «активности электролита». Нужно уяснить, что означает термин «активность электролита» и для каких электролитов он вводится.
Лабораторная работа 7
Вопросы для самоконтроля
1 Что называется удельной и эквивалентной электропроводностью? В каких единицах они измеряются? Какая между ними существует взаимосвязь? Что такое разбавление и что оно показывает?
2 Что такое слабый электролит? Закон разбавления Оствальда? Для каких электролитов он применим?
3 Что называется гальваническим элементом? Как устроен гальванический элемент Якоби? На какой химической реакции основана работа этого элемента? Как условно записывается элемент Якоби?
4 Что такое нормальный водородный электрод? Как он устроен? Как условно записать его? Какая реакция идет при работе этого электрода? Как рассчитать потенциал водородного электрода? Чему равен потенциал нормального водородного электрода?
5 Как устроен каломельный электрод? Как условно его записать? На какой реакции основана работа каломельного электрода? Чему равны потенциалы каломельных электродов? От чего это зависит? По отношению к какому электроду определены потенциалы каломельных электродов?
6 Начертить электрическую схему для определения ЭДС элемента методом компенсации. Как определяют практически ЭДС элемента с помощью этой схемы? Какая применяется формула для расчета ЭДС элемента этим методом? Для чего используется элемент Вестона? Почему рассчитывают ЭДС элемента через ЭДС элемента Вестона, а не через ЭДС аккумулятора?
7 Как устроен элемент Вестона? Как условно записать его? Какая реакция идет при работе этого элемента? Почему элемент Вестона можно использовать в качестве эталона для определения ЭДС других элементов?
8 Что такое концентрационный элемент? На чем основана его работа? По какой формуле рассчитывают ЭДС такого элемента?
Литература: [1], с.232-267; [2], с.255-325; [3], с.186-205; [4], с.134-177
Контрольная работа 2
Раздел 2 ОСНОВЫ КОЛЛОИДНОЙ ХИМИИ
Тема 2. 1 Дисперсные системы
Студент должен:
иметь представление о:
- кинетических, оптических, электрических свойствах коллоидов, их практическом использовании;
- свойствах суспензий, аэрозолей, пен;
- месте и роли дисперсных систем в природе и технике.
Знать:
- дисперсные системы и их отличия от микрогетерогенных систем;
- классификацию дисперсных систем;
- причины термодинамической неустойчивости коллоидных систем;
- строение мицеллы;
- сущность процесса коагуляции и метода пептизации;
- получение, стабилизацию, классификацию и разрушение эмульсий;
- характеристику процесса адсорбции на границе жидкость - газ и жидкость - жидкость;
- поверхностно-активные вещества и их роль в процессе адсорбции.
Уметь:
- получать коллоидные растворы различными методами в лабораторных условиях;
- составлять формулу мицеллы золя;
- определять знак гранулы, заряд коагулирующего иона;
- описывать свойства золя, используя его формулу.
Коллоидная химия. Основные признаки дисперсных систем, их классификация. Получение, очистка и концентрирование дисперсных систем. Кинетические и оптические свойства дисперсных систем. Электрокинетические явления в коллоидных системах.
Строение и устойчивость дисперсных систем. Уравнение Гиббса и его использование в химико-технологических процессах.
Грубодисперсные системы: эмульсии, пены, аэрозоли, суспензии.
Методические указания
Приступая к изучению коллоидной химии, необходимо усвоить, что такое коллоид и что такое кристаллоид. Подробно изучить методы получения коллоидных растворов и строение коллоидных мицелл.
Приступая к изучения процесса адсорбции, сначала надо усвоить: что такое адсорбция и не путать с понятиями, «абсорбция» и «сорбция». Усвоить, что процессы адсорбции и хемосорбции имеют очень большое значение, так как широко применяется в нефтяной промышленности при очистке нефтепродуктов.
Лабораторная работа 8
Вопросы для самоконтроля
1 Что такое коллоид и кристаллоид?
2 Что такое дисперсная фаза и дисперсионная среда?
3 Дисперсионные методы получения коллоидных растворов?
4 Конденсационные методы получения коллоидных растворов?
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 |
