Задача для контрольных работ icon

Задача для контрольных работ




НазваЗадача для контрольных работ
Сторінка2/9
Дата25.10.2012
Розмір2.07 Mb.
ТипЗадача
1   2   3   4   5   6   7   8   9

Содержание дисциплины

Лекционный курс – 8 часов



тем

Название темы, её содержание

Кол-во

часов




1


2


3


4

Химическая термодинамика

Первый закон термодинамики. Теплоемкость и теплота нагревания. Термохимия. Законы Гесса и Кирхгофа. II закон термодинамики. Энтропия. Термодинамические потенциалы, химическое сродство. Химическое равновесие, константа равновесия. Смещение химического равновесия.

Растворы и фазовое равновесие

Общая характеристика растворов. Законы идеальных растворов. Закон Рауля, следствия из закона. Растворимость газов в жидкости и расплавленных металлах. Законы Генри и Сивертса. Растворимость жидкости в жидкости. Закон распределения Нернста – Шилова. Удаление вредных примесей из расплавленных металлов. Реальные растворы. Активность. Летучесть (фугитивность) газов.

Фазовое равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Полиморфизм. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с простой эвтектикой, с образованием химических соединений и твердых растворов. Термический анализ.

Поверхностные явления

Роль поверхностных явлений в металлургии. Адсорбция, природа адсорбционных сил. Адсорбция газов на твердом адсорбенте. Уравнение Ленгмюра. Адсорбция из растворов на твердом адсорбенте. Адсорбция в системе газ – жидкость. Поверхностное натяжение. Уравнение Гиббса. Поверхностно – активные вещества. Смачивание.

Химическая кинетика и электрохимия

Значение химической кинетики для металлургии. Скорость реакции, факторы, влияющие на её величину. Закон действующих масс. Правило Вант – Гоффа и уравнение Аррениуса. Кинетическая классификация реакций. Молекулярность и порядок реакций. Кинетика сложных реакций: обратимых, последовательных, параллельных. Кинетика гетерогенных реакций. Катализ.

Растворы электролитов. Слабые и сильные электролиты. Теория электролитической диссоциации. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Гальванические элементы, основные типы. Электродвижущая сила и термодинамика гальванического элемента.

2


2


2


2




Лабораторные занятия – 4 часа



работ

Название работы

Кол-во

часов




1

2


Определение теплового эффекта реакций

Построение изотермы адсорбции органической кислоты на твердом адсорбенте

2

2


^ Распределение учебных часов по дисциплине «Физическая химия»

Направление 6.091600 «Химическая технология и инженерия» специализация – ХТ и ХС



Всего

Семестр







VI

Всего часов по учебному плану

243

243

в том числе:

аудиторные занятия


40


40

из них:

- лекции


16


16

- лабораторные занятия

12

12

- практические занятия

12

12

- семинары

-

-

Самостоятельная работа

203

203

Количество и семестр выдачи контрольных работ

1

1

Итоговый контроль (экзамен, зачет)




экзамен


^ Содержание дисциплины

Лекционный курс – 16 часов



тем

Название темы, её содержание

Кол-во

часов




1


2


3


4


5

Химическая термодинамика

Первый закон термодинамики. Теплоемкость и теплота нагревания. Термохимия. Законы Гесса и Кирхгофа. II закон термодинамики. Энтропия. Термодинамические потенциалы, химическое сродство. Химическое равновесие, константа равновесия. Смещение химического равновесия.

Термодинамика растворов

Общая характеристика растворов. Законы идеальных растворов. Закон Рауля, следствия из закона. Растворимость газов в жидкости и расплавленных металлах. Законы Генри и Сивертса. Растворимость жидкости в жидкости. Закон распределения Нернста – Шилова. Удаление вредных примесей из расплавленных металлов. Реальные растворы. Активность. Летучесть (фугитивность) газов.

Фазовое равновесие в гетерогенных системах

Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Полиморфизм. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с простой эвтектикой, с образованием химических соединений и твердых растворов. Трехкомпонентные системы. Термический анализ.

Химическая кинетика

Значение химической кинетики для металлургии. Скорость реакции, факторы, влияющие на её величину. Закон действующих масс. Правило Вант – Гоффа и уравнение Аррениуса. Кинетическая классификация реакций, молекулярность и порядок реакций. Кинетика сложных реакций: обратимых, последовательных, параллельных. Кинетика гетерогенных реакций. Катализ.

Электрохимия

Растворы электролитов. Слабые и сильные электролиты. Теория электролитической диссоциации. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Гальванические элементы, основные типы. Электродвижущая сила и термодинамика гальванического элемента.

4


4


4


2


2


Лабораторные занятия – 12 часов



работ

Название работы

Кол-во

часов




1

2

3

4

Определение теплового эффекта реакций

Определение критической температуры растворения

Термический анализ металлической системы

Влияние температуры на скорость реакции

3

3

3

3


Расчетные занятия – 12 часов



занятия

Название занятия

Кол-во

часов




1

2

3


4


5

Расчеты термодинамических характеристик реакций

Расчеты по законам идеальных и реальных растворов

Разбор диаграмм состояния двух- и трехкомпонентных систем

Расчеты скорости реакций при различных условиях её протекания

Расчеты свойств сильных и слабых электролитов, электродных потенциалов и ЭДС гальванических элементов

2

2

4


2


2



^ Распределение учебных часов по дисциплине «Физическая химия». Направление 6.010100 «Профессиональное обучение»

специализация – ПРО



Всего

Семестр







III

IV

Всего часов по учебному плану

224

128

96

в том числе:

аудиторные занятия


44


28


16

из них:

- лекции


28


20


8

- лабораторные занятия

-

-

-

- практические занятия

16

8

8

- семинары

-

-




Самостоятельная работа

180

100

80

Количество и семестр выдачи контрольных работ


2


1


1

Итоговый контроль (экзамен, зачет)




зачет

экзамен


^ Содержание дисциплины

Лекционный курс – 28 часов



тем

Название темы, её содержание

Кол-во

часов




1


2


3


4

Химическая термодинамика

Первый закон термодинамики. Теплоемкость и теплота нагревания. Термохимия. Законы Гесса и Кирхгофа. II закон термодинамики. Энтропия. Термодинамические потенциалы, химическое сродство. Химическое равновесие, константа равновесия. Смещение химического равновесия.

Растворы и фазовое равновесие

Общая характеристика растворов. Законы идеальных растворов. Закон Рауля, следствия из закона. Растворимость газов в жидкости и расплавленных металлах. Законы Генри и Сивертса. Растворимость жидкости в жидкости. Закон распределения Нернста – Шилова. Удаление вредных примесей из расплавленных металлов. Реальные растворы. Активность. Летучесть (фугитивность) газов.

Фазовое равновесие в гетерогенных системах. Правило фаз Гиббса. Диаграммы состояния однокомпонентных систем. Полиморфизм. Диаграммы состояния двухкомпонентных систем с простой эвтектикой, с образованием химических соединений и твердых растворов. Термический анализ.

Поверхностные явления

Роль поверхностных явлений в металлургии. Адсорбция, природа адсорбционных сил. Адсорбция газов на твердом адсорбенте. Уравнение Ленгмюра. Адсорбция из растворов на твердом адсорбенте. Адсорбция в системе газ – жидкость. Поверхностное натяжение. Уравнение Гиббса. Поверхностно – активные вещества. Смачивание.

Химическая кинетика и электрохимия

Значение химической кинетики для металлургии. Скорость реакции, факторы, влияющие на её величину. Закон действующих масс. Правило Вант – Гоффа и уравнение Аррениуса. Кинетическая классификация реакций. Молекулярность и порядок реакций. Кинетика сложных реакций: обратимых, последовательных, параллельных. Кинетика гетерогенных реакций. Катализ.

Растворы электролитов. Слабые и сильные электролиты. Теория электролитической диссоциации. Активность, коэффициент активности. Ионная сила раствора. Электродный потенциал. Уравнение Нернста. Гальванические элементы, основные типы. Электродвижущая сила и термодинамика гальванического элемента.

8


8


4


8





Практические занятия – 16 часов



занятия

Название занятия

Кол-во

часов




1

2


3

4


5

Расчеты термодинамических характеристик реакций

Анализ диаграмм состояния двухкомпонентных систем. Расчеты по определению состава раствора, температуры кипения и замерзания растворов, а так же экстракции вредных примесей из расплавленных металлов

Расчеты по адсорбции и поверхностному натяжению

Расчеты скорости реакции при различных условиях, концентрации веществ в любой момент времени и расчеты времени окончания реакции

Расчеты характеристик слабых и сильных электролитов. Определение электродных потенциалов и электродвижущей силы гальванических элементов. Термодинамика гальванических элементов

2

4


2

4


4


^ Распределение учебных часов по дисциплине «Поверхностные явления»

Направление 6.091600 «Химическая технология и инженерия» специализация – ХТ и ХС



Всего

Семестр







VII

Всего часов по учебному плану

81

81

в том числе:

аудиторные занятия


12


12

из них:

- лекции


8


8

- лабораторные занятия

4

4

- практические занятия

-

-

- семинары

-

-

Самостоятельная работа

69

69

Количество и семестр выдачи контрольных работ

1

1

Итоговый контроль (экзамен, зачет)




зачет

^ Содержание дисциплины

Лекционный курс – 16 часов



тем

Название темы, её содержание

Кол-во

часов




1


2

Поверхностные явления

Роль поверхностных явлений в металлургии. Адсорбция, природа адсорбционных сил. Адсорбция газов на твердом адсорбенте. Уравнение Ленгмюра. Адсорбция из растворов на твердом адсорбенте. Адсорбция в системе газ – жидкость. Поверхностное натяжение. Уравнение Гиббса. Поверхностно – активные вещества. Смачивание.

Дисперсные системы

Золи, строение, методы получения. Свойства коллоидных растворов: молекулярно – кинетические, оптические, электрические. Коагуляция.

Типы дисперсных систем: эмульсии, аэрозоли, пены.

4


4


Лабораторные занятия – 8 часов



работ

Название работы

Кол-во

часов




1


2

Построение изотермы адсорбции органической кислоты активированным углем

Получение коллоидных растворов

4


4



1. Химическая термодинамика

Одним из основополагающих разделов физической химии является химическая термодинамика. С помощью законов термодинамики можно по известным или опытным данным энергетических эффектов, сопровождающих химические взаимодействия, рассчитать основные термодинамические потенциалы этих процессов. А из полученных величин потенциалов сделать инженерные выводы о типе реакции, о возможном направлении её протекания, о выходе продуктов реакции и т. д. Для успешного решения этих задач необходимо освоить основные понятия физической химии и её законы.


1.1. Первый закон термодинамики

1.1.1. Законы идеальных газов

Считается, что идеальный газ должен обязательно удовлетворять следующим требованиям: взаимодействие между отдельными атомами идеального газа полностью отсутствует и размеры атомов такого газа равны нулю.

Закон Бойля – Мариотта

При постоянной температуре произведение объёма газа на его давление – величина постоянная

. (1.1)

Закон Гей – Люссака

При постоянном давлении объёмы данного количества газа прямо пропорциональны абсолютным температурам

. (1.2)

Закон Шарля

При постоянном объёме давления данного количества газа прямо пропорциональны абсолютным температурам

. (1.3)

Объединенное уравнение закона идеального газа имеет вид

. (1.4)

Уравнение Менделеева – Клапейрона

, (1.5)

где - масса данного газа, г; - молекулярная масса газа, г/моль; -число молей газа, моль; - газовая постоянная (в системе СИ =8,314 ).

Закон Авогадро

В равных объёмах различных газов при одинаковой температуре и давлении содержится одинаковое число молекул

. (1.6)

Очень важны следствия из этого закона.

1. При нормальных условиях (, ) 1 моль любого газа занимает объём 22,415;

2. 1 моль любого вещества (не обязательно газа) содержит молекул (число Авогадро – ).

Закон Дальтона

Если в ограниченном пространстве объёма смешать несколько идеальных газов, то каждый газ будет оказывать свое собственное давление, называемое парциальным давлением, такое по величине, как если бы этот газ один занимал весь объём . Общее наблюдаемое давление будет равно сумме парциальных давлений каждого газа смеси.

, (1.7)

где - парциальные давления каждого газа смеси.

. (1.8)

^ 1.1.2. Формулировки первого закона термодинамики и его применение к термодинамическим процессам

Многочисленными опытами было установлено, что различные виды энергии переходят друг в друга в эквивалентных количествах. В результате обобщения этих исследований был открыт и сформулирован закон сохранения энергии, являющийся одним из важнейших всеобщих законов природы.

1. В замкнутой системе сумма всех видов энергии постоянна.

2. Вечный двигатель первого рода невозможен.

3. Энергия не исчезает бесследно и не возникает из ничего. Разные формы энергии превращаются друг в друга в эквивалентных соотношениях.

4. В любом процессе изменение внутренней энергии () системы равняется количеству сообщенной системе теплоты () минус количество работы (), которую выполнила система.

. (1.9)

Основные формулы для расчетов термодинамических функций обратимых процессов в зависимости от условий ведения процесса

1. Изохорный процесс ()

, так как ; (1.10)

. (1.11)

2. Изобарный процесс ()

; (1.12)

; (1.13)

; (1.14)

; . (1.15)

3. Изотермический процесс ()

; (1.16)

. (1.17)

4. Адиабатный процесс ()

; (1.18)



. (1.19)

Для идеальных газов , коэффициент Пуассона .

^ 1.1.3. Теплоёмкость. Теплота нагревания

Теплоёмкость – это количество теплоты, необходимое для нагревания единицы массы вещества на 1 К.

В зависимости от единицы массы вещества различают

- молярную теплоёмкость , Дж/моль∙К;

- удельную теплоёмкость , Дж/г∙К.

Удельная теплоёмкость связана с молярной теплоёмкостью соотношением

. (1.20)

В зависимости от условий ведения процесса различают

- изохорную теплоёмкость ();

- изобарную теплоёмкость ().

Для газов . (1.21)

Для жидких и твердых веществ . (1.22)

На практике, кроме истинной теплоёмкости , часто используют среднюю теплоёмкость - это количество теплоты, необходимое для нагревания единицы массы вещества от Т1 до Т2.

. (1.23)

Теплота нагревания – это количество теплоты, необходимое для нагревания данной массы вещества от Т1 до Т2 при .

Методы расчета теплоёмкости и теплоты нагревания

1. Для идеальных газов истинная изохорная теплоёмкость

- одноатомных ; (1.24)

- двухатомных ; (1.25)

- трехатомных . (1.26)

2. Истинная молярная изобарная теплоёмкость

, (1.27)

где - величины, постоянные для каждого вещества, определённые опытным путём и справедливые в определённом интервале температур, не зависят от температуры, а зависят от природы и агрегатного состояния веществ.

3. Средняя молярная изобарная теплоёмкость

, (1.28)

, (1.29)

где - теплосодержание веществ.

4. Молярная теплоёмкость смеси веществ

, (1.30)

где - число молей каждого вещества; - молярная теплоёмкость, Дж/моль∙К.

5. Удельная теплоёмкость смеси веществ

, (1.31)

где - массовая доля в процентах каждого вещества; - удельная теплоёмкость веществ, Дж/г∙К.

6. Теплота нагревания 1 моля вещества

. (1.32)

. (1.33)

7. Теплота нагревания смеси веществ

, (1.34)

где - количество моль вещества.

8. Теплота нагревания вещества с учетом фазового превращения

+. (1.35)

^ 1.1.4. Решение типовых задач

Задача 1. Смесь водорода с азотом при 27оС находится в сосуде ёмкостью 10 л под давлением 2,5 ∙ 105 Па. Определите парциальное давление азота в данной смеси и количество молей азота в смеси, если количество водорода равно 0,8 моль.

Решение. По уравнению Менделеева – Клапейрона (1.5) определяем парциальное давление водорода

Па.

Парциальное давление азота из известного общего и парциального давления водорода по уравнению Дальтона будет равно

Па.

Тогда количество молей азота

моль.


Задача 2. 10 кг водорода, взятого при Р1 = 1,013 ∙ 105 Па и Т = 300 К, сжимают изотермически до объёма 1 м3. Определите теплоту, работу процесса и конечное давление в системе.

Решение. Начальный объём водорода определим по уравнению Менделеева – Клапейрона (1.5)

м3.

Конечное давление находим по уравнению Бойля – Мариотта (1.1)

Па.

Теплоту и работу изотермического процесса рассчитаем по уравнению (1.17)

кДж.

Задача 3. Рассчитайте количество тепла, необходимого для плавления 5кг железа, которое имеет начальную температуру 300 К. Температура плавления железа 1812 К, теплота плавления 15,5 кДж/моль.

Решение. Теплота нагревания 1 моля вещества с учетом фазового превращения рассчитывается по уравнению (1.35)

+.

После математических преобразований и с учетом данного количества железа в молях уравнение приобретает вид

,

где - температурные коэффициенты, которые берем из таблицы термодинамических характеристик веществ; для железа = 17,50 Дж/моль∙К; =24,78∙10-3 Дж/моль∙К2; == 0.



Дж.

1   2   3   4   5   6   7   8   9

Схожі:

Задача для контрольных работ iconЛитература по курсу "История экономики" 13 > Темы контрольных работ для студентов
Охватывает изменения цивилизации в целом
Задача для контрольных работ iconТематика контрольных работ по курсу "Культура делового общения"

Задача для контрольных работ iconТемы контрольных работ (эпф, 1 курс, заочн.)
move to 1064-20470
Задача для контрольных работ iconТематика контрольных работ
Правовое положение и функции государственных органов осуществляющих финансовый контроль
Задача для контрольных работ iconПрактикум Практическая работа №2. Тема: составление контрольных карт
Для определения контрольных границ (или контрольных нормативов) необходимо собрать большое количество данных, которые называют предварительными....
Задача для контрольных работ iconМетодические указания к выполнению контрольных работ по курсу «Менеджмент» для студентов II курса заочного отделения специальностей
Авторы: проф кафедры менеджмента, маркетинга и финансов (ммф) дэги р. М. Лазебник
Задача для контрольных работ iconТематика контрольных работ
Концепция научного управления производством, технологиями организаций и использование их в практике менеджмента
Задача для контрольных работ iconТематика контрольных работ
Порядок проведения сертификации систем качества в системе Укрсепро (дсту 3419-96)
Задача для контрольных работ iconТематика контрольных работ
Порядок проведения сертификации систем качества в системе Укрсепро (дсту 3419-96)
Задача для контрольных работ iconДокументи
1. /Сроки подачи контрольных работ в2010-11.doc
Додайте кнопку на своєму сайті:
Документи


База даних захищена авторським правом ©zavantag.com 2000-2013
При копіюванні матеріалу обов'язкове зазначення активного посилання відкритою для індексації.
звернутися до адміністрації
Документи