 |
|
Объем дисциплины и виды учебной работы
| Вид учебной работы | Всего зачетных единиц (часов) | |
| Общая трудоемкость дисциплины | 6 (216) | |
| Аудиторные занятия: | 2,5 (90) | |
| лекции | 1 (36) | |
| практические занятия | 0,5 (18) | |
| лабораторные работы | 1 (36) | |
| Самостоятельная работа: | 2,5 (90) | |
| изучение теоретического курса | 1 (36) | |
| реферат | 0,25 (9) | |
| задачи | 0,75 (27) | |
| оформление и подготовка к защите лабораторных работ | 0,5(18) | |
| Вид итогового контроля (зачет+экзамен) | 1 (36) |
Содержание дисциплины
3.1 Разделы дисциплины и виды занятий в часах
(тематический план занятий)
| № п/п | Модули и разделы дисциплины | Лекции зачетных единиц (часов) | ПЗ зачетных единиц (часов) | ЛР зачетных единиц (часов) | Самостоятельная работа зачетных единиц (часов) | Реализуемые компетенции |
| Модуль 1. Законы термодинамики и их применение к химическим процессам | ||||||
| Введение | 0,03(1) | 0,03(1) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |||
| Уравнения состояния идеальных и реальных газов | 0,06(2) | 0,06(2) | 0,11(4) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | ||
| Законы термодинамики | 0,08(3) | 0,06(2) | 0,44(16) | 0,33(12) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |
| Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Характеристические функции | 0,08(3) | 0,11(2) | 0,11(4) | 0,28(10) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |
| Химическое равновесие | 0,08(3) | 0,06(4) | 0,11(4) | 0,28(10) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |
| Модуль 2. Фазовое равновесие и теория растворов | ||||||
| Термодинамика фазовых превращений | 0,17(6) | 0,11(4) | 0,44(16) | 0,56(20) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |
| Растворы | 0,17(6) | 0,11(4) | 0,22(8) | 0,56(20) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |
| Модуль 3. Элементы статистической и неравновесной термодинамики | ||||||
| Статистическая термодинамика | 0,17(6) | 0,19(7) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |||
| Элементы неравновесной термодинамики | 0,14(5) | 0,14(5) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 | |||
| Общее заключение | 0,03(1) | 0,03(1) | ОК 6, 10, ПК 2, 4-7, 9, 11-23 |
Примечание: *Студенты выполняют по восемь лабораторных работ, чтобы по объему времени у каждого было по 36 ч.
3.2 Содержание разделов и тем лекционного курса
Курс “Химическая термодинамика” состоит из трех модулей, 10 разделов и включает 18 тем лекционного курса. Звездочкой отмечены темы, которые выносятся на самостоятельное изучение.
Модуль 1. Законы термодинамики и их применение к химическим процессам(12 ч, 0,33 з.е. лекционного курса)
Раздел 1. Введение. 0,03 з.е. (1 ч ауд)
Тема 1. Введение.
Предмет и задачи курса. Химическая термодинамика как раздел физической химии. Термодинамические системы и процессы.
Раздел 2. Уравнения состояния идеальных и реальных газов (0,06 з.е., 2 ауд. часа).
Тема 2. Уравнения состояния идеальных и реальных газов.
Равновесная термодинамика. Уравнения состояния. Идеальный газ. Отклонения от идеальности. Изотермы Амага. Уравнение Ван дер Ваальса. Соответственные состояния. Уравнения Бертло, Дитеричи, каммерлинг-Оннеса.
Раздел 3. Законы термодинамики (0,08 з.е., 3 ауд. ч)
Тема 3. Первый закон термодинамики.
Первый закон термодинамики. Применение первого закона термодинамики к химическим процессам. Закон Гесса. Теплоемкость. Закон Кирхгоффа.
Тема 4. Второй и третий законы термодинамики.
Второй закон термодинамики. Третий закон термодинамики. Изменение энтропии в некоторых процессах.
Раздел 4. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца Характеристические функции (0,08 з.е., 3 ауд. ч)
Тема 5. Энергии Гиббса и Гельмгольца. Характеристические функции. Соотношения Максвелла. Зависимость энергии Гиббса от температуры и давления.
Тема 6. Парциально-молярные величины.
Парциально-молярные величины. Уравнение Гиббса-Дюгема. Химический потенциал. Методы определения парциально-молярных величин.
Раздел 5. Химическое равновесие (0,08 з.е., 3 ауд. ч)
Тема 7. Химическое равновесие.
Условие равновесия реакции. Константа равновесия. Способы выражения констант равновесия. Летучесть и коэффициент летучести. Методы определения летучести и коэффициентов летучести.
Тема 8. Влияние различных факторов на положение равновесия реакции.
Уравнение изотермы реакции. Уравнение изобары реакции. Расчет константы равновесия по второму закону термодинамики. Расчет константы равновесия по третьему закону термодинамики*. Особенности расчета константы равновесия жидкофазных реакций*. Расчет равновесного состава реакционной смеси в идеальных растворах*. Равновесие в гетерогенных системах.
Модуль 2. Фазовое равновесие и теория растворов(12 ч, 0,33 з.е. лекционного курса)
Раздел 6. Термодинамика фазовых превращений (0,17 з.е., 6 ауд. ч).
Тема 9. Термодинамика фазовых превращений.
Основные определения. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса. Правило фаз Гиббса.
Тема 10. Диаграммы состояния.
Фазовые диаграммы. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем. Определение составов и массы фаз равновесной гетерогенной системы. Диаграммы состояния трехкомпонентных систем. Правила Гиббса и Розебома. Анализ диаграммы состояния с простой эвтектикой. Диаграмма состояния трехкомпонентной системы с ограниченной взаимной растворимостью компонентов. Определение состава и количества сопряженных фаз трехкомпонентной системы.
Раздел 7. Растворы(0,17 з.е., 6 ауд. ч) .
Тема 11. Введение в теорию растворов.
Основные определения. Взаимодействия между частицами в растворе. Термодинамическое условие образования растворов. Термодинамика многокомпонентных систем.
Тема 12. Термодинамические свойства идеальных и неидеальных растворов.
Закон Рауля. Свойства идеальных растворов. Неидеальные растворы. Термодинамические свойства регулярных и атермальных растворов*. Активность. Методы определения активности и коэффициентов активности. Коллигативные свойства растворов. Расчет равновесного состава реакционной смеси в неидеальных растворах*.
Тема 13. Равновесия в системах с растворами.
Равновесия газ-жидкий раствор в бинарных системах. Равновесие пар-жидкий раствор в системах с неограниченной взаимной растворимостью. Закон распределения вещества между двумя несмешивающимися фазами.
Модуль 3. Элементы статистической и неравновесной термодинамики(12 ч, 0,33 з.е. лекционного курса).
Раздел 8. Статистическая термодинамика (0,17 з.е., 6 ауд. ч).
Тема 14. Статистический расчет термодинамических функций.
Термодинамическая вероятность системы. Энтропия. Фазовое пространство. Распределение молекул идеального газа по энергетическим уровням. Каноническое и микроканоническое распределение Гиббса. Сумма по состояниям системы. Закон распределения Больцмана.
Тема 15. Расчет термодинамических свойств идеальных систем.
Связь суммы по состояниям с термодинамическими функциями. Молекулярная сумма по состояниям идеального газа. Расчет константы равновесия. Флуктуации термодинамических величин*.
Раздел 9. Элементы неравновесной термодинамики (0,14 з.е., 5 ауд. ч).
Тема 16. Линейная неравновесная термодинамика.
Основные определения. Динамические понятия и динамические уравнения механики сплошной среды. Уравнения неразрывности. Необратимые процессы. Процессы в гомогенных системах. Соотношения взаимности Онзагера. Процессы переноса.
Тема 17. Нелинейная термодинамика.
Системы, далекие от равновесия. Устойчивость неравновесных стационарных состояний. Линейный анализ устойчивости. Диссипативные структуры.
Раздел 10. Общее заключение. 0,03 з.е. (1 ч) ауд.
Тема 18. Роль химической термодинамики в различных областях науки и техники.
3.3 Практические занятия
| № п/п | № раздела дисциплины | Наименование практических занятий, объем в часах |
| Модуль 1. Законы термодинамики и их применение к химическим процессам, 10 ауд. ч | ||
| Раздел. 1. Введение. Раздел 2. Уравнения состояния идеальных и реальных газов. | Тема 1. Уравнения состояния идеальных и реальных газов (2) Содержание занятия: задачи на расчет термодинамических характеристик процессов в идеальных и реальных газах с использованием уравнений состояния | |
| Раздел 3. Законы термодинамики | Тема 2. Законы термодинамики (2) Содержание занятия: термохимические расчеты по закону Гесса и уравнению Кирхгоффа; расчет изменения энтропии в равновесных процессах. | |
| Раздел 4. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Характеристические функции | Тема 3. Энергии Гиббса и Гельмгольца (2) Содержание занятий: расчетизменения энергий Гиббса и Гельмгольца, определение направления химических процессов, анализ влияния давления и температуры на изменение энергии Гиббса. | |
| Раздел 5. Химическое равновесие | Тема 4. Химическое равновесие (4) Содержание занятия: расчет константы равновесия и нормального сродства, анализ влияния давления и температуры на положение равновесия реакции, расчет равновесного состава реакционной системы | |
| Модуль 2. Фазовое равновесие и теория растворов, 8 ауд. ч | ||
| Раздел 6. Термодинамика фазовых превращений | Тема 5. Фазовые переходы в однокомпонентных системах (2) Содержание занятия: расчет термодинамических характеристик фазовых переходов в однокомпонентных системах. Тема 6. Анализ диаграмм состояния (2) Содержание занятия: анализ диаграмм состояния одно-, двух- и трехкомпонентных систем, определение состава равновесных фаз, использование правила рычага, анализ направления кристаллизации в многокомпонентных системах | |
| Раздел 7. Растворы | Тема 7. Коллигативные свойства растворов (2) Содержание занятия: способы выражения концентраций растворов, определение понижения температуры кристаллизации и повышения температуры кипения растворителя в растворе, расчет осмотического давления, расчеты с использованием закона Рауля. Тема 8. Термодинамические свойства идеальных и неидеальных растворов (2) | |
| Содержание занятия: расчеты термодинамических характеристик процесса образования раствора, задачи на использование закона распределения. | ||
| Модуль 3. Элементы статистической и неравновесной термодинамики | ||
| Практические занятия не предусмотрены |
3.4 Лабораторные занятия
*Студенты выполняют по восемь лабораторных работ, чтобы по объему времени у каждого было по 34 ч: по три работы из первого и третьего модулей и две работы из четвертого. Выбор тем осуществляет преподаватель. Описание всех работ с краткими теоретическими введениями, с указанием последовательности выполнения и расчетов и требованиями, предъявляемыми к выполнению и защите работ, изложено в лабораторном практикуме.
| № п/п | № раздела дисциплины | Наименование лабораторных работ, объем в часах* |
| Модуль 1. Законы термодинамики и их применение к химическим процессам | ||
| Раздел. 1. Введение. Раздел 2. Уравнения состояния идеальных и реальных газов. | Лабораторные работы не предусмотрены | |
| Раздел 3. Законы термодинамики | Работа 1. Измерение теплоты нейтрализации при смешении сильных кислот и оснований – 4 ч Содержание работы: Проводится калориметрическое определение тепловых эффектов процесса нейтрализации с учетом теплоты разведения кислот. Работа 2. Определение теплоты образования кристаллогидрата – 4 ч Содержание работы: Калориметрическим методом определяются интегральные теплоты растворения солей и по закону Гесса рассчитывается теплота образования кристаллогидрата сульфата меди Работа 3. Определение теплоты растворения – 4 ч Содержание работы: Калориметрическим методом определяются интегральные теплоты растворения солей, а затем по графической зависимости интегральной теплоты растворения от концентрации определяются дифференциальные теплоты растворения. Работа 4. Определение теплоты образования твёрдого раствора из двух твёрдых компонентов – 4 ч Содержание работы: С использованием одного из двух предложенных способов определяется теплота образования механической смеси KCl + KBr, калориметрическим способом определяется теплота растворения твердого раствора, а затем по закону Гесса рассчитывается теплота образования последнего. | |
| Раздел 4. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Характеристические функции | Работа 5. Определение парциальных молярных объёмов – 4ч Содержание работы: определяют плотность растворов, по полученным значениям рассчитывают удельные объемы, затем графическим методом находят парциально-молярные величины объемов и строят зависимости последних от концентраций компонентов. | |
| Раздел 5. Химическое равновесие | Работа 6. Исследование химического равновесия гомогенной реакции в растворе – 4 ч Содержание работы: Исследуют химическое равновесие гомогенной реакции , протекающей в водном растворе: FeCl3 + KI = FeCl2 + I + KCl. Измерив концентрации реагентов в состоянии равновесия, рассчитывают константы химического равновесия при двух температурах, а затем определяют тепловой эффект реакции в исследованном интервале температур. | |
| Модуль 2. Фазовое равновесие и теория растворов | ||
| Раздел 6. Термодинамика фазовых превращений | Работа 7. Измерение давления насыщенного пара – 4 ч Содержание работы: Методом точек кипения измеряют температуры кипения жидкости при различных давлениях насыщенного пара. На основании измерений рассчитывают теплоту и изменение энтропии при испарении жидкости, вычисляют эбуллиоскопическую постоянную жидкости. Работа 8. Построение диаграммы равновесия двухкомпонентной системы – 4 ч Содержание работы: По кривым охлаждения построить фазовую диаграмму системы олово – цинк. По теоретическому уравнению и экспериментальным данным рассчитывают линию ликвидуса для кристаллизации цинка. Наносят вычисленные значения на диаграмму состояния и сравнивают их с экспериментальными значениями температур ликвидуса. Работа 9. Изучение равновесия жидкость – пар в бинарных растворах – 4 ч Содержание работы: По результатам измерений строят диаграмму состояния температура кипения – состав. Используя правило рычага, проводят анализ состояния системы для различных температур и составов. Работа 10. Изучение равновесия жидкость – жидкость в трехкомпонентной системе с одной областью расслоения – 4 ч Содержание работы: Знакомятся с методом построения диаграмм состояния трехкомпонентных систем и методами определения состава на концентрационном треугольнике. Строят диаграмму растворимости трехкомпонентной системы при Р, T = const. | |
| Раздел 7. Растворы | Работа 11. Криоскопический метод определения молекулярной массы и степени диссоциации электролита – 4 ч Содержание работы: Определяют понижение температуры кристаллизации раствора неэлектролита и раствора электролита. Рассчитывают криоскопическую постоянную и вычисляют молекулярную массу неэлектролита, степень диссоциации и изотонический коэффициент электролита. Работа 12. Распределение вещества между двумя жидкими фазами – 4 ч Содержание работы: Измеряют коэффициент распределения уксусной кислоты между двумя несмешивающимися фазами. Для расчета концентрации используют метод титрования проб. | |
| Модуль 3. Элементы статистической и неравновесной термодинамики | ||
| Лабораторные занятия не предусмотрены |
3.5 Самостоятельная работа
Условно самостоятельную работу студентов можно разбить на обязательную и специальную. Обязательные формы обеспечивают подготовку студента к текущим аудиторным занятиям. Результаты этой подготовки проявляются в активности студента на занятиях и качественном уровне сделанных докладов, выполненных контрольных работ, тестовых заданий и других форм текущего контроля. Баллы, полученные студентом по результатам аудиторной работы, формируют рейтинговую оценку текущей успеваемости студента по дисциплине.
Специальные формы самостоятельной работы направлены на углубление и закрепление знаний студента, развитие аналитических навыков по проблематике учебной дисциплины. Подведение итогов и оценка результатов таких форм самостоятельной работы осуществляется во время контактных часов с преподавателем. Баллы, полученные по этим видам работы, формируют оценку по самостоятельной работе студента и также учитываются при итоговой аттестации по курсу.
Самостоятельная работа студентов предусматривает:
1) Проработку лекционного материала – 0,56 з.е. (20 ч);
2) Самостоятельное изучение отдельных тем дисциплины – 0,22 з.е. (8 ч);
3) Оформление и подготовку к защите лабораторных работ – 0,5 з.е. (18 ч);
4) Работу по подготовке к практическим занятиям – 0,97 з.е. (35 ч);
- изучение теоретического материала, который будет рассматриваться на очередном практическом занятии – 0,22 з.е. (8 ч);
- решение задач (по задаче из каждого раздела дисциплины (кроме введения и заключения) – общей для всей группы; и по 2 индивидуальных задачи из всего курса) – 0,5 з.е. (18 ч);
5) Работу по написанию реферата (объем 1,0-1,5 п.л.) – 0,25 з.е. (9 ч);
6) Прохождение промежуточного контроля – самотестирование и текущее тестирование с помощью банка заданий по дисциплине – 0,25 з.е. (9 ч).
Задания на самостоятельную работу выдаются преподавателями, ведущими практические и лабораторные занятия.
Организация самостоятельной работы производится в соответствии с графиком учебного процесса и самостоятельной работы (Приложение А).
3.5.1. Изучение теоретического курса
На самостоятельное изучение дополнительного теоретического материала по курсу химической термодинамики выносятся следующие темы:
Модуль 1.
1. Расчет константы равновесия по третьему закону термодинамики [4, с. 108-113].
2. Особенности расчета константы равновесия жидкофазных реакций [4, с. 113-115].
3. Расчет равновесного состава реакционной смеси в идеальных растворах [4, с. 115-127].
Модуль 2.
4. Термодинамические свойства регулярных и атермальных растворов [5, с. 125-130].
5. Расчет равновесного состава реакционной смеси в неидеальных растворах [4, с. 148-157].
Модуль 3.
6. Флуктуации термодинамических величин [5, c. 144-193; 9, с. 293-319].
3.5.2. Реферат
При написании реферата студенты проводят литературный поиск, используя библиотеки и Интернет-ресурсы.
Примерные темы рефератов:
1. Современное состояние теории растворов.
2. Полуэмпирические методы оценки термодинамических параметров процессов.
3. Расчетные методы химической термодинамики.
4. История химической термодинамики.
5. Термодинамический анализ химических реакций в технологии неорганических веществ.
6. Систематизация и стандартизация термодинамических данных.
7. Экспериментальное определение стандартных термодинамических характеристик индивидуальных химических соединений.
8. Развитие химической термодинамики в России.
9. Термодинамика живых систем.
10. Современные проблемы физической химии.
11. Объекты современной химической термодинамики.
12. Экспериментальные методы химической термодинамики.
13. Межнаучные связи химической термодинамики.
14. Термодинамика поверхностных явлений.
15. Термодинамика твердофазных реакций.
16. Термодинамические свойства твердых тел.
Обязательным условием при написании реферата является использование современной научной литературы, а именно статей и монографий, изданных не ранее, чем за последние пять лет, которые студенты ищут самостоятельно в библиотеке, используя для этого реферативный журнал “Химия”.
3.5.3. Решение задач
Помимо общих задач, за семестр необходимо решить по две индивидуальные задачи по всему курсу “Химической термодинамики”. При решении задач рекомендуется пользоваться примерами, разобранными на занятии, а также дополнительной литературой: [например, 6].
Решенные индивидуальные задачи сдаются на проверку преподавателю не позже, чем за 7 дней до зачетной недели. Они должны быть оформлены в печатном виде, с использованием графических редакторов (в случае графического решения задачи). На листах с решенными задачами указывается ф.и.о. студента, шифр группы, условия задачи. Общие задачи, предлагаемые студентам всей группы после ознакомления с очередным разделом дисциплины, должны быть подготовлены к следующему занятию и оформлены в тетрадях. Проверку задач и оценку рефератов осуществляет преподаватель, ведущий практические занятия.
3.5.4. Лабораторные работы
Для защиты лабораторной работы студент должен предоставить преподавателю отчет, оформленный в соответствии с требованиями, перечисленными в лабораторном практикуме и быть готовым ответить на вопросы, касающиеся темы работы, ее выполнения, расчетов и выводов. Основные требования следующие:
1. Лабораторная работа должна быть оформлена на отдельных листах с указанием ф.и.о. студента и номера группы.
2. Отчет должен содержать цель работы, краткое теоретическое введение с формулами, на которые далее будут ссылки при расчетах; результаты опытов и их обработку (все предусмотренные в работе графики, таблицы и расчеты); выводы.
3. Графики должны быть выполнены карандашом на миллиметровке с соблюдением всех правил их построения. Каждый рисунок должен иметь подпись, содержащую всю информацию, необходимую для его восприятия и анализа полученных данных.
4. Отчет, по возможности, должен содержать расчет ошибок определения величин и указания на причины их появления.
Защита лабораторных работ проводится во время аудиторного занятия.
Организация самостоятельной работы производиться в соответствии с графиком учебного процесса и самостоятельной работы (Приложении А).
3.6 Содержание модулей дисциплины
Структура и содержание модулей дисциплины отражены в Приложении В.