Рабочая программа (стр. 2 )

№п/п	Наименование выполняемой работы	Объем в часах
1	2	3
1 2 3 4 5 6 7 8	Обработка результатов экспериментов. Графические методы в физической химии. Ошибки измерений и обработка опытных данных. Требования к оформлению отчета по лабораторным работам. Инструктаж по ТБ и оказанию доврачебной помощи. Изучение рефракции растворов. Поляризация молекул. Измерение показателя преломления бесцветных жидкостей (спиртов, воды) при разных температурах. Определение концентрации растворенного вещества по показателю преломления. Вычисление молярной рефракции вещества и установление его структуры. Изучение характера молярной рефракции вещества. Определение парахора жидкостей. Общие понятия о жидком состоянии вещества. Взаимодействие между частицами в объеме жидкости и на границе раздела фаз. Плотность и молярный объем жидкостей. Измерение поверхностного натяжения. Вычисление парахора и установление структуры исследуемого вещества. Химическое равновесие в гомогенных системах. Условия равновесия системы. Изотерма химической реакции и константа равновесия. Константы равновесия Кa, Кf, Кp, Кc. Исследование химического равновесия реакции (может быть другая реакция): 2FeCl3 + 2KJ ® 2FeCl2 + J2 + 2KCl Фазовое равновесие однокомпонентных систем. Общие понятия и определения. Условия равновесия компонента в двух фазах. Стабильность фаз. Давление насыщенного пара. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Определение динамическим методом давления насыщенного пара воды в зависимости от температуры и расчет теплоты испарения. Измерение электропроводности растворов солей. Электропроводность растворов электролитов. Ее зависимость от концентрации, температуры, скорости движения ионов и других факторов. Методы измерения электропроводности. Определение константы ячейки для измерений, электропроводности дистиллированной воды и сильного электролита (раствора NaCl, HCl или другого химического соединения). Определение степени и константы диссоциации слабых электролитов. Диссоциация химических соединений, степень и константа диссоциации. Термодинамические функции процесса диссоциации. Метод измерения электропроводности растворов. Вычисление из экспериментальных данных степени и константы диссоциации слабого электролита (уксусной, бензойной кислоты или другого вещества). Измерение ЭДС электрохимического элемента. Понятие о электрохимическом (гальваническом) элементе. Электродный потенциал, контактная разность потенциалов, диффузионный потенциал. Метод измерения ЭДС. Измерение ЭДС элемента Якоби-Даниэля. Вычисление термодинамических функций электрохимической реакции.	4 4 4 4 4 4 4 4

Примечание – студенты по заданию преподавателя выполняют 3 лабораторные работы на общее количество часов – 18час.

Отчеты по лабораторной работе составляются каждым студентом, и после защиты сдаются преподавателю.

2.3 Самостоятельная работа студентов (СРС) (16 час)

№ п/п	Наименование выполняемой самостоятельной Работы	Объем в часах
1	2	3
6 семестр
1 2 3 4 5 6	Первое начало термодинамики. Вычислить работу, теплоту и изменение внутренней энергии в изобарном, изохорном, изотермическом и адиабатическом процессах с идеальными газами. Рассчитать количество теплоты, участвующей в процессе, с использованием средней теплоемкости веществ. Вычислить тепловые эффекты химических реакций при стандартных условиях по стандартным теплотам образования и при заданной температуре (773 К). Второе начало термодинамики. Рассчитать изменение энтропии в различных процессах и при фазовых переходах. Вычислить стандартные изменения энергии Гиббса (изобарного потенциала) химической реакции по стандартным значениям энтальпии образования и абсолютных энтропий, воспользовавшись таблицами стандартных величин. Рассчитать изменение энергии Гиббса (изобарного потенциала) для химической реакции при температуре 773 К. Химическое равновесие. Расчет равновесного состава компонентов химической реакции. Воспользовавшись таблицами стандартных величин, вычислить по методу Темкина-Шварцмана константы равновесия приведенных реакций при указанных температурах. Полученные данные сравнить с табличными. Фазовые равновесия. Вычислить теплоту испарения хлорбензола при температуре кипения. Указать смысл всех полей, а также линий и точек на диаграмме плавкости двухкомпонентной системы. Рассмотреть процесс охлаждения расплава заданного состава. По правилу рычага вычислить массы равновесных (твердой и жидкой) фаз. Рассчитать состав химических соединений. Растворы неэлектролитов. Решить задачу на пересчет концентраций. Вычислить парциальные мольное величины компонентов раствора. Жидкие летучие смеси. Построить диаграммы состав - парциальное давление, состав - общее давление пара при заданной температуре и состав-температура кипения смеси летучих жидкостей. Для построений использовать данные о температуре кипения и парциальных давлениях компонентов в зависимости от состава смеси. Определить, при какой температуре закипит смесь под заданным давлением, каков состав этой смеси. Найти состав смеси при заданной температуре. Вычислить удельную, эквивалентную и молярную электропроводность раствора. Написать уравнение реакции, протекающей в электрохимическом элементе, реакции на электродах. Рассчитать ЭДС элемента, изменение энтальпии, количество теплоты, выделяющееся при обратимом протекании реакции в электрохимическом элементе. Рассчитать потенциал разложения соединения в растворе, количество вещества, выделяющееся на электродах, и выход по току. Содержание задачи выдается на практических занятиях. Определить порядок и константу скорости реакции при заданной температуре. Построить график зависимости константы скорости реакции от температуры. Вычислить энергию активации реакции графически и аналитически	6 6 6 6 6 6
Подготовка к зачёту

Содержательная и методическая сторона заданий предполагает, что самостоятельная работа должна протекать по ряду параллельных направлений, отличных друг от друга по своим образовательным и формирующим целям: работа с учебной и научной литературой, решение индивидуальных расчетных заданий, написание, рефератов, подготовка к зачёту.

Самостоятельное изучение материала должно сопровождаться составлением конспектов, которые можно использовать во время текущего или рубежного контроля знаний.

Форма конспекта может быть произвольной, но целесообразно строить его в виде план–конспекта: слева на полях выделяют основные подразделы, порядок расположения которых в конспекте должен соответствовать требованиям построения системы опорных знаний.

Работа с тестами эффективна только при том условии, что во главу угла будет поставлена доказательная сторона этой работы.

План-график самостоятельного изучения дисциплины составлен исходя из того, что студент самостоятельно выполняет задания, предусмотренные этим планом

2.4 ПРИМЕРНЫЙ ПЕРЕЧЕНЬ ТЕМ РЕФЕРАТОВ

1.Основы химической термодинамики

Первое начало (первый закон) термодинамики.

Применение первого начала термодинамики к процессам с идеальными газами.

Термохимия. Основной закон термохимии - закон Гесса.

Взаимосвязь между тепловыми эффектами при Р = const и V = const для химических реакций.

Способы расчета тепловых эффектов химических реакций (по теплотам образования и сгорания).

Приближенные методы расчета теплот образования химических соединений.

Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры (закон Кирхгофа).

Второе начало (второй закон) термодинамики (основные понятия и формулировки).

Математическая запись второго начала термодинамики.

Энтропия.. Изменение энтропии в процессах с идеальными газами. Изменение энтропии химической реакции.

Термодинамические потенциалы (изохорный и изобарный), как критерии равновесия и условия протекания процессов.

Расчеты изменения изобарного потенциала химической реакции.

Характеристические функции.

Уравнение Гиббса-Гельмгольца.

Химический потенциал. Уравнения для вычисления химического потенциала.

2.Приложения первого и второго начал термодинамики к различным процессам

Химическое равновесие (общие понятия). Изотерма химической реакции и константа равновесия.

Способы выражения константы равновесия. Зависимость константы равновесия от температуры (уравнения изобары и изохоры химической реакции).Влияние давления на химическое равновесие.

Химическое равновесие в гетерогенных реакциях.

Константы равновесия реакций термической диссоциации.

Определение констант равновесия химических реакций (экспериментальный и расчетный методы).

3. Гетерогенное или фазовое равновесие

Основные понятия о фазовом равновесии. Общие условия равновесия данного компонента в двух фазах гетерогенной системы.

Закон равновесия фаз (правило фаз Гиббса).

Однокомпонентные гетерогенные системы (диаграмма состояния).

Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Применение уравнения Клапейрона - Клаузиуса к фазовым переходам в однокомпонентных системах.

4. Двухкомпонентные системы

Основные понятия о двухкомпонентных системах.

Диаграмма состояния (плавкости) с эвтектикой.

Диаграмма состояния системы с устойчивым твердым химическим соединением (с конгруэнтной точкой плавления).

Диаграмма состояния двухкомпонентной системы с неустойчивым химическим соединением (плавящимся инконгруэнтно).

Диаграмма состояния с неограниченной растворимостью компонентов в твердом и жидком состояниях.

Диаграмма состояния двухкомпонентной системы с ограниченной растворимостью компонентов в твердом состоянии (1-го и 2-го типов).

Правило рычага.

Экспериментальное построение (изучение) диаграмм плавкости (термический анализ).