Ім'я файлу: prakt_phys.doc
Розширення: doc
Розмір: 2443кб.
Дата: 19.08.2022
скачати
Пов'язані файли:
Індивідуальні завдання з Барної справи.pdf
Рецензія_лісове.doc
Данилюк.docx
Розширення: doc
Розмір: 2443кб.
Дата: 19.08.2022
скачати
Пов'язані файли:
Індивідуальні завдання з Барної справи.pdf
Рецензія_лісове.doc
Данилюк.docx
ПЕРЕДМОВА
Пропонований посібник вміщує вісім лабораторних робіт, котрі охоплюють різні розділи з курсу фізичної хімії (охоплено 5 основних розділів). Особливість лабораторного практикуму з фізичної хімії в тому, що студентська підгрупа одночасно виконує всі лабораторні роботи – одну лабораторну роботу виконують два або три студенти. Наприклад, підгрупа з дванадцяти чоловік розбивається на шість пар студентів і на кожному лабораторному занятті одночасно виконується шість робіт. Група з непарним числом студентів розбивається на відповідну кількість пар і на одну трійку. На кожному наступному занятті студенти виконують наступну за номером лабораторну роботу.
Кожна лабораторна робота розрахована на 4 академічних години. Згідно з навчальним планом на лабораторні заняття відводиться 18 аудиторних годин. За цей час кожен студент повинен виконати 4 лабораторні роботи та захистити їх.
Практикум побудований так, що спочатку іде назва й теоретичні відомості з відповідного розділу фізичної хімії. Після теоретичних відомостей слідує опис лабораторної роботи: її номер та назва, мета, обладнання та реактиви, і контрольні питання до роботи. В кінці практикуму вміщено перелік використаної та рекомендованої літератури.
Кожен студент перед виконанням лабораторної роботи отримує допуск лише після усної або письмової відповіді на контрольні питання. Порядок та правила оформлення лабораторних робіт наводяться в додатку 1.
Захист оформленої лабораторної роботи передбачає вміння студентом розв’язувати задачі з відповідного розділу курсу фізичної хімії. Для цього в додатку 2 наводяться тестові завдання з фізичної хімії (270 завдань трьох рівнів складності) та в додатку 3 необхідний для розв’язування задач довідник.
Робоча програма курсу “Фізична хімія” для студентів фізичного факультету”
Вступ
Предмет та завдання фізичної хімії. Основні етапи розвитку фізичної хімії. Методи фізичної хімії. Основні розділи фізичної хімії.
Основи хімічної термодинаміки
Термодинамічні потенціали та характеристичні функції. Внутрішня енергія. Ентальпія. Вільна енергія Гіббса. Вільна енергія Гельмгольца. Співвідношення Максвелла. Енергія Гіббса суміші ідеальних газів. Хімічний потенціал. Критерії протікання самовільних хімічних процесів в ізольованій, закритій і відкритій системах.
Хімічна рівновага
Хімічна рівновага. Закон діючих мас. Різноманітні види констант рівноваги та взаємозв’язок між ними. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гоффа. Хімічна спорідненість. Зміна енергії Гіббса та енергії Гельмгольца при хімічній реакції. Стандартні енергії Гіббса та Гельмгольца. Залежність константи хімічної рівноваги від температури. Рівняння ізобари та ізохори хімічної реакції. Вплив тиску на зміщення рівноваги реакцій, що протікають у газовій фазі.
Розчини неелектролітів
Розчини. Класифікація розчинів. Способи вираження складу розчинів. Ідеальні та реальні розчини. Колігативні властивості. Явище осмосу. Осмотичний тиск. Рівняння Вант-Гоффа. Тиск насиченої пари над рідкими розчинами. Закон Рауля. Гранично розведені розчини. Закон Генрі. Зменшення тиску насиченої пари розчинника, зменшення температури замерзання і підвищення температури кипіння розчину порівняно з чистим розчинником.
Хімічна кінетика і каталіз
Хімічна кінетика. Формальна і молекулярна кінетика. Поняття швидкості. Середня та істинна швидкість. Швидкість за окремою речовиною та швидкість реакції в цілому. Константа швидкості хімічної реакції. Основний постулат хімічної кінетики. Молекулярність і порядок хімічних реакцій. Причини незбігу порядку і молекулярності реакції.
Кінетика простих необоротних реакцій. Виведення виразів для констант швидкості та часу напівперетворення для простих реакцій нульового, першого, другого та третього порядків.
Методи і умови визначення порядку хімічних реакцій. Інтегральні і диференційні методи визначення порядку хімічної реакції. Метод підстановки, графічний, метод Вант-Гоффа, Оствальда –Нойєса.
Залежність швидкості хімічної реакції від температури. Правило Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт хімічної реакції. Рівняння Арреніуса.
Складні реакції. Принцип незалежності елементарних стадій. Принцип лімітуючої стадії. Оборотні реакції першого порядку. Паралельні реакції. Спряжені реакції. Актор, індуктор, акцептор. Послідовні реакції на прикладі двох необоротних реакцій першого порядку. Кінетичні криві й рівняння для вихідної і проміжної речовин, продукту реакції. Період індукції.
Молекулярна кінетика. Поняття елементарного акту, перехідного стану. Основи теорії активних зіткнень. Ефективний діаметр зіткнень. Рівняння Арреніуса. Зміна енергії в ході екзо- і ендотермічної реакції. Енергія активації. Стеричний фактор. Вираз для константи швидкості хімічної реакції. Методи визначення енергії активації хімічної реакції.
Каталіз. Автокаліз. Основні закономірності каталізу. Особливості гомогенного каталізу. Приклади гомогенного каталізу. Класифікація гомогенних каталітичних реакцій (специфічний кислотний і специфічний основний, загальний кислотний і загальний основний, електрофільний і нуклеофільний типи каталізу). Гомогенно-каталітичні реакції, що каталізуються комплексними сполуками. Ферментативний каталіз. Гетерогенний каталіз. Стадії гетерогенного каталізу. Теорії гетерогенного каталізу.
Поверхневі явища і адсорбція
Відмінність між енергетичним станом молекули на поверхні і всередині фази. Поверхнева енергія. Поверхневий натяг. Правило Антонова для міжфазного поверхневого натягу. Поверхневий натяг на межі трьох фаз. Змочування. Капілярний тиск. Капілярне підняття та опускання рідин.
Сорбція. Адсорбція, абсорбція. Адсорбент, адсорбат. Фізична і хімічна адсорбція. Адсорбційна рівновага. Теорії адсорбції. Теорія молекулярної адсорбції Ленгмюра. Теорія Фрейндліха. Ізотерми адсорбції. Теорія полімолекулярної адсорбції Поляні. Узагальнена теорія Брунауера – Еммета – Теллера. Рівняння БЕТ. Капілярна конденсація.
Адсорбція на межі розчин-газ. Адсорбційне рівняння Гіббса. ПАР, ПІР, ПНР. Рівняння Шишковського. Правило Дюкло – Траубе.
Електрохімія
Предмет і зміст електрохімії. Електроліти. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса. Константа дисоціації. Ступінь дисоціації. Закон розведення Оствальда. Колігативні властивості розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Активність, коефіцієнт активності. Молярний і моляльний коефіцієнти активності. Іонна сила розчину. Електропровідність розчинів електролітів. Вплив концентрації електроліту та температури на електропровідність. Питома та молярна електропровідності. Рухливість іонів.
Відмінність електрохімічних процесів від хімічних. Електрохімічні системи та їх складові. Електрод, електродні процеси. Виникнення подвійного електричного шару. Електрохімічний потенціал. Електродний потенціал. Рівняння Нернста. Стандартний електродний потенціал. Воднева шкала стандартних потенціалів. Стандартний водневий електрод. Ряд напруг металів. Оборотні і необоротні електроди. Класифікація електродів. Електроди першого роду. Електроди другого роду. Каломельний і хлоридсрібний електрод. Окисно-відновні і іонообмінні електроди. Скляний електрод. Потенціометрія та потенціометричне титрування.
Електрохімічні кола: фізичні, хімічні і концентраційні. Термодинаміка електрохімічного елемента. Поняття про електроліз. Закони Фарадея. Електролізери. Швидкість електрохімічних процесів. Густина струму. Густина струму обміну. Поняття про поляризацію. Види поляризації.
Властивості розчинів
Розчини – це однорідні суміші молекул, а також атомів, іонів двох або більше речовин, між якими є фізична і часто хімічна взаємодія. Асоціація молекул будь-якої речовини і сольватація (сполучення молекул розчиненої речовини і молекул розчинника у нестійкі комплекси) не порушують однорідності. З термодинамічної точки зору речовини, які утворюють розчин, рівноцінні і поділ на “розчинник” і “розчинена речовина” не має принципового значення. Розчинником звичайно називають той компонент розчину, кількість якого більша (якщо розчинник, розчинена речовина і розчин є в однаковому агрегатному стані). Якщо агрегатні стани речовин до утворення розчину різні, то розчинником вважають речовину, яка при даних умовах є рідиною.
Склад розчину або його концентрацію виражають різними способами:
1) мольна частка (х) – відношення числа молів і-тої речовини ni до загальної кількості моль усіх компонентів у даній кількості розчину Σnі:
| xі = nі / Σnі ; | (1) |
2) моляльність (Сm) – кількість моль розчиненої речовини на 1000 г розчинника;
3) молярність (См) – кількість моль розчиненої речовини в 1000 мл розчину;
3) нормальність (Сн) – кількість моль еквівалентів розчиненої речовини в 1000 мл розчину;
4) масова частка (ω) – відношення маси розчиненої речовини до маси розчину.
Розчин, активності компонентів якого збігаються з їхніми мольними частками (стандартним станом вважають стан чистого компонента), називають ідеальним. Ідеальні розчини підлягають законові Рауля:
| РА = хАР0А = (1 – хВ) Р0А і РВ = хВР0В = (1 – хА) Р0В, | (2) |
де РА, РВ– парціальний тиск відповідно розчинника та розчиненої речовини над розчином; Р0А, Р0В– тиск насиченої пари розчинника і розчиненої речовини відповідно над чистими компонентами розчину; хА– мольна частка розчинника; хВ– мольна частка розчиненої речовини.
Вираз (2) є законом Рауля, який може бути сформульований таким чином: парціальний тиск пари будь-якого компонента над розчином пропорційний мольній частці цього компонента і тиску пари над чистим компонентом. До неідеальних розчинів це рівняння застосовують, якщо мольна частка розчиненої речовини дуже мала і тиском пари розчиненої речовини можна знехтувати. Рівняння (2) перетворюють таким чином:
| (Р0А – РА)/ Р0А = nВ/ (nА + nВ) = xВ, | (3) |
де Р0А – РА = ΔР – депресія; nА і nВ – число моль речовин А та В відповідно.
У розбавленому розчині неелектроліту кількість частинок збігається з числом молекул, тоді як у розбавленому розчині електроліту число частинок збільшується внаслідок дисоціації й у стільки ж разів зростає депресія. Тому для розчинів електролітів вводять відповідну поправку на дисоціацію, так званий ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа “і”. Тоді рівняння (3) записують так:
| (Р0А – РА)/ Р0А = іnВ/ (nА + іnВ) ≈ і xВ, | (4) |
де і – ізотонічний коефіцієнт, який визначають за рівнянням:
| i = 1+ α(ν – 1), | (5) |
де α– ступінь дисоціації; ν – кількість іонів, які утворюються із однієї молекули нелеткої розчиненої речовини.
Температура кипіння розбавленого розчину вища від температури кипіння розчинника, а підвищення температури кипіння пропорційне концентрації розчиненої речовини. Таким чином,
| Δtкип= Е · Сm, | (6) |
де Δtкип – підвищення температури кипіння розчину порівняно з чистим розчинником; Е – ебуліоскопічна константа або моляльне підвищення температури кипіння. Значення Е залежить від природи розчинника (див. табл. 1).
Підвищення температури кипіння, яке відбувається при додаванні до розчинника певної кількості розчиненої речовини, дозволяє розрахувати моляльність розчину і звідси молярну масу М2 розчиненої речовини за рівнянням:
| М2= 1000· Е· g2/(g1· Δtкип), | (7) |
де g2, g1 – маса розчиненої речовини і розчинника відповідно.
Для розбавлених розчинів електролітів рівняння (6), (7) записують так:
| М2=i · 1000 · Е · g2/(g1· Δtкип), | (8) |
| Δtкип= i · Е · Сm, | (9) |
Температура, при якій із рідкого розчину з заданою концентрацією розчиненої речовини починають з’являтися кристали твердої фази при умові рівноваги, називають температурою кристалізації розчину. Якщо розчинена речовина і розчинник не утворюють твердого розчину, то температура кристалізації розчину нижча від температури кристалізації розчинника. Зниження температури кристалізації пропорційне концентрації розчиненої речовини. Для визначення зниження температури замерзання справедливе співвідношення:
| Δtзам= К·Сm, | (10a) |
де Δtзам – зниження температури кристалізації розчину порівняно з чистим розчинником, К – кріоскопічна константа розчинника або моляльне зниження температури кристалізації (див. табл. 1)
1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 24