6
– владеть теоретическими методами описания свойств простых и сложных веществ на основе электронного строения их атомов и положения в периодической системе химических элементов, экспериментальными методами определения физико-химических свойств неорганических соединений;
7
3. Объем дисциплины и виды учебной работы
|
|
|
Таблица 1 |
Виды учебной работы |
Трудоемкость |
Семестр |
|
|
всего |
в зачетных |
I |
|
часов |
единицах |
|
|
|
||
1 |
2 |
3 |
4 |
Общая трудоемкость дисциплины |
144 |
4,00 |
144 |
Аудиторные занятия |
54 |
1,50 |
54 |
Лекции (Л) |
18 |
0,50 |
18 |
Практические занятия (ПР) |
18 |
0,50 |
18 |
Лабораторные работы (ЛР) |
18 |
0,50 |
18 |
Семинары (С) |
– |
– |
– |
Занятия, проводимые в интерактивной |
12 |
0,33 |
12 |
форме ( 33.15% от аудиторных по ФГОС |
|
|
|
ВО) |
|
|
|
Самостоятельная работа (Сам) |
54 |
1,50 |
54 |
Курсовой проект (работа) |
– |
– |
– |
Расчетно-графические работы |
– |
– |
– |
Реферат |
– |
– |
– |
Другие виды самостоятельной работы |
– |
– |
– |
Виды итогового контроля (зачет, экзамен) |
36 |
1,00 |
Экзамен |
8
4. Содержание дисциплины
4.1. Разделы дисциплины и виды занятий
Дисциплина “Физическая химия” для бакалавров направления подготовки «Биотехнология» включает следующие вопросы: законы термодинамики, термодинамические потенциалы, химическое равновесие, фазовое равновесие, растворы, электрохимия.
Все виды аудиторных занятий и самостоятельной работы студентов построены в виде логически связанной единой блочной системы, включающей обязательную систематическую подготовку студентов к лабораторным и семинарским занятиям, сдачу отчетов по самостоятельной работе, отчетов по лабораторным работам, текущему контролю и блочных семестровых экзаменов (по желанию), подготовке научных рефератов, занятие экспериментальной научной работой.
В таблицу 2 включены основные разделы дисциплины “Физическая химия” и сведения по видам работ, относящимся к данной дисциплине.
Таблица 2
№ |
Разделы дисциплины |
Лек- |
ЛР |
Сам |
ПР.з |
п/ |
|
ции |
|
|
ан. |
п |
|
|
|
|
|
1 |
Законы термодинамики |
4 |
4 |
10 |
4 |
2 |
Термодинамические потенциалы |
2 |
- |
10 |
4 |
3 |
Химическое равновесие |
4 |
4 |
8 |
2 |
4 |
Фазовое равновесие |
2 |
2 |
10 |
4 |
5 |
Растворы |
4 |
4 |
8 |
2 |
6 |
Электрохимия |
2 |
4 |
8 |
2 |
|
Итого часов |
18 |
18 |
54 |
18 |
|
Итого зачетных единиц |
0,50 |
0,50 |
1,50 |
0,50 |
4.2. Содержание разделов дисциплины
Раздел 1. ЗАКОНЫ ТЕРМОДИНАМИКИ
Первый закон термодинамики и его применение к физическим и химиче-
ским процессам. Закон Гесса. Способы расчета тепловых эффектов химических реакции. Теплоемкость. Зависимость теплоемкости от температуры. Зависи-
мость теплового эффекта химических реакций от температуры. Закон Кирхго-
фа. Второе начало термодинамики. Энтропия. Изменение энтропии в обрати-
9
мых и необратимых процессах, в ходе химической реакции, процессах нагрева-
ния веществ, смешения идеальных газов, при фазовых переходах, в электрохи-
мических элементах. Постулат Планка, третье начало термодинамики. Абсо-
лютная энтропия веществ и ее вычисление.
Раздел 2. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ
Энергия Гиббса и энергия Гельмгольца. Максимально полезная работа.
Термодинамические потенциалы как критерий направления протекания про-
цессов и как мера работоспособности системы. Расчет изменения энергии Гиб-
бса и энергии Гельмгольца в различных процессах. Характеристические функ-
ции. Уравнения Гиббса – Гельмгольца. Системы переменного состава. Условия термодинамического равновесия в системах переменного состава. Химический потенциал, уравнения для его расчета в идеальных и реальных системах. Лету-
честь, коэффициент летучести.
Раздел 3. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Уравнение изотермы химической реакции. Закон действующих масс. Кон-
станта равновесия. Химическое сродство. Константы равновесия для гомоген-
ных и гетерогенных реакций. Вычисление состава равновесной смеси, выхода продукта, степени превращения, степени диссоциации. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары и изохоры химической реак-
ции. Принцип Ле - Шателье - Брауна. Влияние температуры, давления и посто-
ронних примесей на химическое равновесие
Раздел 4. ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ
Условие термодинамического равновесия в многофазных многокомпо-
нентных системах. Правило фаз Гиббса. Фазовое равновесие в однокомпонент-
ных системах. Уравнение Клаузиуса – Клапейрона и его использование для расчета процессов фазовых переходов. Фазовые диаграммы однокомпонентных систем. Тройная точка. Фазовые равновесия в двухкомпонентных системах.
10
Термический анализ. Твердые растворы. Взаимная растворимость двух жидко-
стей. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем. Равновесия в много-
компонентных системах.
Раздел 5. РАСТВОРЫ
Экстенсивные и интенсивные свойства растворов. Парциальные молярные величины и методы их определения. Классификация растворов (растворы иде-
альные, неидеальные, предельно разбавленные). Химический потенциал ком-
понента идеального и неидеального раствора. Активность компонента, коэф-
фициент активности. Свойства растворов. Давление пара компонентов над рас-
твором. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипе-
ния растворов. Предельная растворимость твердого вещества в растворе. Осмо-
тическое давление. Экстракция. Летучие смеси. Законы Коновалова. Перегонка бинарных смесей.
Раздел 6.Электрохимия
Электролиты. Теории растворов электролитов. Константа и степень диссо-
циации. Закон разведения Оствальда. Основы электростатической теории силь-
ных электролитов Дебая – Хюккеля. Электрическая проводимость растворов электролитов. Кондуктометрия. Электролиз, законы Фарадея. Числа переноса.