Рабочая программа (стр. 4 )

1)Условные обозначения:

ВР – выдача тем рефератов;

ВПЗ - выдача индивидуальных заданий

З – защита лабораторной работы;

2) В п.1 и п.2 (другие виды СРС) в каждой неделе указывают номера лекций, лабораторных, практических или семинарских занятий в соответствии с разделом 2;

3) В п.2 (курсовой проект, курсовая работа, расчетное задание) на соответствующей неделе проставляют номер части курсового проекта (работы), расчетного задания, которую студент обязан выполнить к данному моменту времени; в неделю защиты – пишут условное обозначение: ЗЗ;

4) В п.3 на соответствующей неделе проставляют условное обозначение различных форм текущей аттестации (КЛ, К, КО и т. д.) и через дробь–удельный вес каждого из видов контроля в общей оценке по дисциплине, которая принимается за единицу.

4.2 График учебного процесса студентов 2 курса

факультета ХТМ гр. АПХП 6 семестре 2004 /2005 уч. года.

	Виды и объемы аудит. занятий по уч. плану, ч.	Виды и объем самостоятельной работы, ч.
		Подготовка к очередным занятиям	Подготовка к текущему контролю	Выполнение индивидуальных заданий	Всего за семестр
Наименование дисциплины	Л	ЛР	П	Н	К-П	Всего за семестр	Л	ЛР	П	Н	К	КР	КО	К-П	К-Р	Р	Р-З
Физическая химия	18	16	-	-	-	34	1,2	8	-	-	-	-	-	-	-	-	6,8	15

Всего часов в неделю аудиторных занятий - 0,7 ч.

Всего часов в неделю самостоятельной работы- 0,7 ч.

Общая недельная нагрузка- 1,4 ч.

	Наименова-ние дисциплины	Календарный график сдачи индивидуальных работ и текущего контроля по неделям семестра в 4 семестре	Заканчивает-ся ли дисциплина в данном сем.	Форма проверки знаний	Примечание
Физическая химия	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17		Да Нет	зач	экз
					ЗР				ЗР				ЗР		ЗР	ЗИЗ		Нет	Зач.

Учебно–методическая карта дисциплины (продолжение)

6 семестр

Номер недели	Номер темы	Наименование вопросов, изучаемых на лекции	Занятия (номера)	Самостоятельная работа студентов	Форма контроля
практические	лаборат. занятия	Содержание	часы
1	2	3	4	5	6	7	8
5				1	Подготовка к лаборато-рной работе	2
7	1	ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ПЕРВОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. Три формулировки первого начала термодинамики. Аналитические выражения первого начала термодинамики. Основные процессы с идеальными газами. Взаимосвязь внутренней энергии, теплоты и работы в изохорном, изобарном, изотермическом и адиабатическом процессах с идеальным газом. Соотношение между тепловыми эффектами в процессах при постоянном давлении и объеме. Связь между теплоемкостью при постоянном давлении и объеме для идеальных газов. Взаимосвязь теплоемкости с энтальпией и внутренней энергией. Зависимость между средней и истинной теплоемкостями, графическая интерпретация средней теплоемкости. ПРИЛОЖЕНИЕ ПЕРВОГО НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ К ХИМИЧЕС-КИМ ПРОЦЕССАМ. (ТЕРМОХИМИЯ). Основной закон термохимии - закон Гесса. Правило знаков в термодинамике. Термодинамическое обоснование закона Гесса и его применение для расчета тепловых эффектов. Следствия из закона Гесса. Стандартное состояние вещества. Таблицы теплот образования соединений из простых веществ и сгорания соединений в стандартных условиях. Их применение для вычисления тепловых эффектов химических реакций. Вывод, анализ и интегрирование уравнения Кирхгоффа. Взаимосвязь тепловых эффектов при постоянных давлении и объеме для химических реакций. . ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ как критерий направленности и полноты превращения процессов. Формулировки 2-го начала термодинамики. Понятия равновесное состояние, обратимый и необратимый процесс. Энтропия. Математическая запись 2-го начала термодинамики. Математические записи объединенного уравнения 1-го и 2-го начала термодинамики. Изменение энтропии в изолированной системе. Энтропия как критерий направления процесса и состояния равновесия в изолированной системе. Вычисление изменения энтропии в различных процессах (изохорном, изобарном, изотермическом, адиабатическом), при фазовых переходах, при смешении идеальных газов и во время необратимой химической реакции. Термодинамические потенциалы (изохорный, изобарный), их физический смысл. Термодинамические потенциалы как критерии направленности самопроизвольных процессов и равновесия в изотермических системах. Характеристические функции. Уравнения Гиббса-Гельмгольца. Химический потенциал, его физический смысл. Химический потенциал идеального и реального газа. Общие условия равновесия систем. Расчет изохорного и изобарного потенциалов с применением таблиц стандартных величин. Тепловая теорема Нернста. Следствия. Постулат Планка. Вычисление абсолютных стандартных величин энтропии веществ из термохимических данных. Термодинамическая вероятность состояния системы. Статистическая формулировка второго начала термодинамики. Вывод уравнения, связывающего энтропию и термодинамическую вероятность (соотношение Больцмана – Планка).			Подготовка к лекции	0,3
9				2	Подготовка к лаборато-рной работ	2	ЗР
10	2	ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Вывод уравнения изотермы химической реакции. Термодинамические константы равновесия Ка и К f. Практические константы равновесия Кc и Кр. Выражение констант равновесия через мольные доли и числа молей. Определение направления процесса и его равновесия с помощью изотермы химической реакции. Вычисление состава равновесной смеси, выхода продукта, степени диссоциации. Влияние давления и добавки инертных газов на равновесие. Химическое равновесие при повышенных давлениях. Вывод уравнения изобары и изохоры химической реакции, исследование этого уравнения и интегрирование. Особенности химического равновесия в растворах. Влияние растворителя. Химическое равновесие в гетерогенных реакциях. Расчет констант равновесия с использованием таблиц стандартных величин термодинамических функций (метод Темкина - Шварцмана). Вычисление констант химических реакций по приведенным энергиям Гиббса. Экспериментальные методы определения констант равновесия и химического сродства в гомогенных и гетерогенных системах. Расчеты химических равновесий и химического сродства в различных условиях ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ. Основные понятия: "фаза", "составная часть системы", "компонент", термодинамические степени свободы". Условия термодинамического равновесия между фазами. Правило фаз Гиббса (вывод и анализ). Фазовые переходы первого и второго рода. ОДНОКОМПОНЕНТНЫЕ СИСТЕМЫ. Диаграммы состояния в координатах Р-Т, Р-V. Термодинамические условия равновесия гетерогенных однокомпонентных систем при постоянной температуре. Применение правила фаз для анализа состояний однокомпонентной системы. Стабильность фаз. Связь между равновесным давлением, изменением объема, температурой и теплотой фазового перехода. Зависимость теплот фазовых переходов от температуры. ДВУХКОМПОНЕНТНЫЕ СИСТЕМЫ. Физико-химический анализ. Его научное и практическое значение. Термический анализ. Термодинамическое обоснование понижения температуры отверждения (кристаллизации) расплава (раствора). Диаграммы состояния с эвтектикой. Диаграммы состояния систем с неограниченной и ограниченной растворимостью. Системы с конгруэнтно и инконгруэнтно плавящимися химическими соединениями. Правило рычага.			Подготовка к лекции	0,3	Проверка конспектов
11	3	РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ Учение о растворах. Общая характеристика растворов. Термодинамические и молекулярно-кинетические условия образование растворов. Взаимодействие между частицами в растворе. Современные представления о природе растворов. Явление сольватации (гидратации). Парциальные молярные величины. Вывод уравнения Гиббса – Дюгема. Способы определения парциальных мольных величин. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Сильные и слабые электролиты. Равновесие электролитической диссоциации в растворе. Средние и ионные коэффициенты активности. Зависимость степени электролитической диссоциации от природы растворителя, температуры и посторонних электролитов. Основные понятия электролитической теории сильных электролитов Дебая и Хюккеля. Основные понятия теории ассоциации ионов. Термодинамические свой-ства ионов. Электрическая проводимость электролитов. Удельная электрическая проводимость. Эквивалентная и молярная электрические проводимости электролитов. Зависимость электрической проводимости слабых и сильных электролитов от концентрации и температуры. Электрофоретический и релаксационный эффекты. Их влияние на электрическую проводимость. Предельная эквивалентная электрическая проводимость. Методы ее определения. Подвижность ионов гидроксония и гидроксила. Электрическая проводимость неводных растворов. Правило Вальдена-Писаржевского. Электрическая проводимость твердых и расплавленных электролитов. Движение ионов в электрическом поле. Числа переноса, их зависимость от различных факторов. Методы измерения электрической проводимости растворов электролитов. Закон разбавления Оствальда. Применение измерения электрической проводимости (кондуктометрия) для определения констант диссоциации и гидролиза, энтальпии и энтропии электролитической диссоциации, для аналитических целей. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ ЭДС. Основные понятия о электрохимических элементах. ЭДС электрохимической системы, ее составляющие. Контактный и диффузионный потенциалы. Современные представления о механизме возникновения электродных потенциалов. Двойной электрический слой на границе раствор-металл. Равновесный, условный и условный стандартный электродные потенциалы. Водородный электрод. Классификация обратимых электродов. Электроды первого, второго рода, газовые, амальгамные. Окислительно-восстановительные электроды, стеклянный электрод. Типы гальванических элементов: химические, концентрационные. Технические гальванические элементы. Аккумуляторы. Методы измерения ЭДС. Электроды сравнения. Элемент Вестона. Применение метода ЭДС (потенциометрия) для определения коэффициентов активности, термодинамических характеристик реакций и др. величин . ЭЛЕКТРОЛИЗ. Основные понятия. Законы электролиза Фарадея. Скорость электрохимической реакции. Ток обмена. Электродная поляризация. Стадии электродного процесса. Доставка вещества как лимитирующая стадия, концентрационная поляризация. Теория диффузии Нернста. Использование ее для вывода уравнения концентрационной поляризации. Полярография. Собственный электрический процесс как лимитирующая стадия. Общая характеристика необратимых электродных явлений. Кинетический вывод уравнений равновесного потенциала и тока обмена. Уравнение разрядной электрохимической поляризации. Перенапряжение водорода. Напряжение разложения. Поляризационные явления в химических источниках тока. Применение электролиза. Кулонометрия.			Подготовка к лекции	0,3	Проверка конспектов
13				3	Подготовка к лаборато-рной работ	2	ЗР
15				4	Подготовка к лаборато-рной работ	2	ЗР
16	4	ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Термодинамический и кинетический критерии реакционной способности химических систем. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Классификация химических реакций. Основные положения формальной кинетики химических реакций. Закон действующих масс. Принцип независимости скоростей элементарных химических реакций, протекающих в системе. Условия материального баланса. Кинетика химических реакций в закрытых системах. Односторонние реакции первого, второго, n-ного порядков. Экспериментальные методы определения порядка реакции. Двусторонние реакции первого и второго порядков. Параллельные односторонние реакции. Односторонние последовательные реакции. Расчет скорости реакции, константы скорости, концентрации в зависимости от времени. Кинетика реакций в потоке. Зависимость скорости реакциии и константы скорости от температуры. Уравнение Аррениуса. Энергия активации реакции. Методы определения энергии активации, предэкспоненциального множителя из экспериментальных данных. Особенности кинетики реакций в растворах. Влияние среды на константу скорости. Кинетика ионных реакций в растворах. КАТАЛИЗ ГОМОГЕННЫЙ КАТАЛИЗ. Общие закономерности катализа. Влияние катализатора на энергию активации. Влияние концентрации катализатора на скорость реакции. Кислотно-основной катализ. Обобщенная теория кислот и оснований. Катализ комплексными соединениями. Ферментативный катализ. ГЕТЕРОГЕННЫЙ КАТАЛИЗ. Особенности гетерогенных каталитических процессов. Роль адсорбции на поверхности в гетерогенном катализе. Свойства гетерогенных катализаторов. Смешанные катализаторы. Строение катализаторов. Порядок гетерогенных каталитических реакций. Кинетика гетерогенных каталитических процессов на равнодоступной и пористой поверхности			Подготовка к лекции	0,3
17							ЗЗ ЗР

Примечания