296129

Министерство образования и науки Российской Федерации

_____

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования

«Калмыцкий государственный университет»

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Методические указания по изучению дисциплины и задания для контрольной работы для студентов заочного отделения нехимических специальностей

Элиста 2012

Составитель канд. пед. наук, доц. С. И. Мургаева

Физическая и коллоидная химия: Методические указания по изучению дисциплины и задания для контрольной работы для студентов заочного отделения нехимических специальностей / Калм. ун-т; Сост. С.И. Мургае-

ва. – Элиста, 2012. – 28 с.

Методические указания составлены в полном соответствии с учебной программой. Задания содержат вопросы и задачи для выявления приобретенных знаний и умения их использования при самостоятельном изучении литературы по теоретическим основам физической и коллоидной химии. Указания предназначены студентам заочного отделения нехимических специальностей университета для самостоятельного выполнения контрольной работы.

Утверждено учебно-методическим советом факультета педагогического образования и биологии.

Рецензент канд. хим. наук, доцент Л.А. Хулхачиева

Подписано в печать 23.03.12. Формат 60х84/16. Печать офсетная. Бумага тип. № 1. Усл. п. л. 1,62.

Тираж 100 экз. Заказ 1697.

Издательство Калмыцкого университета. 358000 Элиста, ул. Пушкина, 11

2

Физическая химия – раздел химии, изучающий связь между физическими химическими явлениями и свойствами веществ.

Перечень тем по изучаемой дисциплине:

1.Агрегатные состояния вещества.

2.Химическая термодинамика и термохимия.

3.Химическая кинетика и катализ.

4.Химическое равновесие.

5.Фотохимические реакции.

6.Растворы неэлектролитов.

7.Растворы электролитов.

8.Электрохимия.

Коллоидная химия изучает физико-химические свойства гетерогенных высокодисперсных систем и высокомолекулярных соединений.

Перечень тем по изучаемому курсу: 1.Коллоидные системы, их получение и очистка.

2.Молекулярно – кинетические свойства коллоидных растворов.

3.Электрокинетические свойства коллоидных растворов.

4.Оптические свойства коллоидных систем.

5.Устойчивость и коагуляция коллоидных растворов.

6.Поверхностные явления.

7.Грубодисперсные системы.

8.Растворы высокомолекулярных соединений.

9.Гели и студни. Полуколлоиды.

Методические указания и задания для контрольной работы даны по отдельным разделам программы.

К выполнению контрольного задания приступайте только после проработки всего курса по учебнику и решения типовых задач, приведенных в методических указаниях.

Каждый студент выполняет задание согласно своему варианту, определяемому по двум последним цифрам номера зачетной книжки.

Обратите внимание на то, что условия некоторых задач представлены в обобщенных таблицах. Так, например, задачи №1 – 10 имеют общее условие, изложенное под номером 1- 10. Для каждой из этих десяти задач, числа для расчета нужно брать в прилагаемой таблице против номера задачи, соответствующей вашему варианту.

Табличные данные помещены в приложении.

Варианты контрольных заданий

3

4

ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

1. АГРЕГАТНОЕ СОСТОЯНИЕ ВЕЩЕСТВА

Агрегатное состояние – важнейшая характеристика вещества. Обычно указывают агрегатное состояние при комнатной температуре, хотя большинство веществ при соответствующих изменениях температуры могут находиться в любом из агрегатных состояний. Важнейшие из параметров, определяющих агрегатное состояние – межмолекулярное взаимодействие

иразмеры молекул. Чем больше эти величины, тем вероятнее, что вещество будет твердым при комнатной температуре.

Изучая каждое из агрегатных состояний (газообразное, жидкое, твердое), сравните их между собой по расстоянию между молекулами, возможным способам перемещения молекул и силам межмолекулярного взаимодействия. Также проведите сопоставление понятий «реальный газ»

и«идеальный газ», сравнив уравнение Ван-дер-Ваальса:

(Р + а/V2) ∙ (V - b) = nRT

и уравнение Менделеева-Клапейрона: PV = nRT,

сделав упор на физическом смысле констант уравнений Ван-дер-Ваальса; здесь Р – давление, V – объем, Т – температура (по Кельвину) газа, а и b

– константы, зависящие от природы газа. При изучении твердого состояния, обратите внимание на различие между кристаллическими и аморфными телами, сравните последние с жидкостями. Изучая жидкое состояние, постарайтесь уяснить физический смысл понятий поверхностное натяжение и вязкость.

Рассматривая молекулярно-кинетическую теорию газов, обратите внимание на ее важнейший вывод, связывающий параметры уравнения состояния со средней кинетической энергией движущихся молекул. В соответствии с выводами этой теории, для 1 моль газа PV = RT= l/3 Mū2; здесь М – масса моля газа; ū2 – среднее значение квадрата скорости.

Решение типовой задачи

1. Рассчитать скорость движения молекул водорода при температуре

25°С.

Решение: Основным выводом молекулярно-кинетической теории газов является установление связи между величинами P, V, R, T и средней ки-

нетической энергией молекул газа М2u 2 , для 1моль газа эта связь выража-

ется формулой: PV=RT = 2/3 М2u 2 или RT = М3u 2 ,

где R – универсальная газовая постоянная; Т – температура газа, К°; М - молярная масса газа (кг/моль); u – средняя скорость движения молекул.

Таким образом, ū = 3RT

M

Рассчитываем значение ū для молекулы водорода:

5

по условию М = 2 ∙ 10-3 кг/моль; Т= 25+ 273 = 298 (К); R = 8,31 дж/моль. К,

Задачи для контрольной работы

1-10. Кратко укажите, в чем различие и сходство между газообразным, жидким и твердым состоянием? Какие из собственных характеристик вещества определяют его агрегатное состояние при обычных условиях? Почему некоторые вещества не имеют всех трех агрегатных состояний? Приведите примеры.

Используя для расчетов уравнение Менделеева-Клапейрона, закон Авогадро и выводы молекулярно – кинетической теории, проставьте в таблице недостающие данные в соответствии со своим вариантом.

2. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА И ТЕРМОХИМИЯ

Химическая термодинамика изучает взаимные превращения различных видов энергии при химических процессах, а термохимия – тепловые изменения при химических реакциях. Разберите определения основных понятий этого раздела: система (изолированная, закрытая, открытая), внешняя среда, параметры состояния, функции состояния.

Изучая первый и второй законы термодинамики, приведите их различные формулировки и математические выражения. Обратитесь к физическому смыслу вводимых этими законами параметров. Свяжите второй закон термодинамики с направлением химических процессов, с состоянием химического равновесия.

Укажите смысл третьего закона термодинамики и связь его с расчетом абсолютных энтропий.

6

При изучении термохимии разберите понятия: тепловой эффект химических процессов, теплоты образования и сгорания веществ, теплота растворения, теплоемкость. Обратите внимание на зависимость теплового эффекта от температуры (закон Кирхгоффа) и возможность использования закона Гесса и его следствий для расчета величин ∆S, ∆G, ∆F.

Решение типовой задачи

1. Вычислить изменение стандартной энтропии образования (∆S°) этанола из элементов, пользуясь табличными данными абсолютных энтро-

Решение: ∆S° = ∑ S°пр. - ∑ S°реаг. Уравнение образования этанола из элементов:

2С+3Н2+ ½ 02 à C2H5OH

Подставляя величины S°298 в уравнение для данной реакции, получим с учетом коэффициентов уравнения реакции:

∆S° = 160,78— (2∙5,21+3∙130,52+ ½ ∙205,18) = -343,79 Дж/К∙моль

2. Найти энтальпию процесса, соответствующего простейшему уравнению фотосинтеза, по величинам энтальпии образования исходных веществ и продуктов реакций.

Решение. Простейшее уравнение фотосинтеза:

6СO2 + 6 H2O = C6H12O6 + 6O2

Стандартные энтальпии образования веществ, участвующих в этом процессе найдем в таблице (см. приложения).

Теплота образования О2, как простого вещества, равно 0. Воспользуемся для решения задачи следствием из закона Гесса: эн-

тальпия (тепловой эффект) реакции равен разности между энтальпиями (теплотами) образования продуктов реакции и энтальпиями (теплотами)

образования исходных веществ: ∆Hх = ∑ (∆H0)прод. ─ ∑ (∆H0)исх.

∆Hx = ∆Н°298C6H12O6 – (6∆Н°298СO2 + 6∆H0298H2O)

∆Hx = - 2820,1 – (-393,5 . 6 - 241,8 . 6) = - 2820,1+ 3811,8 = - 991,7 (кДж) 3. Пользуясь значениями ∆H0 и ∆S0, вычислить ∆G0 реакции и опре-

делить, является ли эта реакция самопроизвольной при стандартных усло-

энтропиям (∆S0) веществ по формуле: ∆G0 =∆H0 –T∆S0

7

∆S0 = 72,36 – (51,4 + 0,5∙223) = – 90,54 (Дж/моль ∙ К);

∆G0 = – 410,9 – 298∙(– 90,54)∙10-3 = – 410,9 + 27 = – 383,9 (кДж/моль)

Так как ∆G0 < 0, следовательно, данная реакция протекает самопроизвольно.

Задачи для контрольной работы

11-20. Сформулируйте закон Гесса. В каких условиях теплота реакции может быть заменена изменением энтальпии процесса? Какая термодинамическая функция называется энтропией? Каково ее статистическое толкование? Как вычисляется изменение энтропии в равновесном изотермическом процессе? Каким уравнением связаны величины ∆G, ∆Н, ∆S? Как связано изменение энергии Гиббса – Гельмгольца с направлением химических процессов?

В соответствии со своим вариантом найдите энтальпию реакции по величинам энтальпий образования исходных веществ и конечных продуктов, найдите изменение энтропии в указанных процессах при стандартных условиях, рассчитайте изменение свободной энергии реакции (∆G0) и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции:

3. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

Химическая кинетика – наука о скорости химической реакции и механизме ее протекания. Изучая данный раздел, обратите внимание на понятия средней и истинной скорости в гомогенных и гетерогенных системах, порядок и молекулярность реакции, физический смысл константы скорости, период полупревращения. Рассмотрите факторы, влияющие на скорость химической реакции – концентрацию реагирующих веществ, температуру, наличие катализатора. Остановитесь на кинетических уравнениях первого и второго порядка, установите связь между температурой и скоростью реакции. Научитесь производить кинетические расчеты, используя закон действующих масс, правило Вант-Гоффа, уравнение Аррениуса. Рассмотрите каталитические явления, сделав упор на характерные признаки катализа, механизм действия катализатора, особенности ферментативного катализа.

8

Решение типовых задач

1. Период полураспада (t ½) полония равен 137 дням. Найти время, в течение которого от исходного количества вещества – 0,1 г – останется

0,01 г. (10%).

Решение: Радиоактивный распад описывается кинетическим уравне-

а – начальная концентрация или количество вещества, ᵡ – текущая концентрация, прореагировавшее количество, (а - х) – конечная концентрация. Кроме того, константа скорости связана с периодом полураспада

Подставим данные задачи в полученное уравнение:

2. Определить энергию активации реакции разложения йодистого во-

дорода, если известны константы скоростей при двух температурах: kт1 =8,1.10-5 при Т1 = 629°К и kт2 = 1,06.10-1 при Т2 = 781° К.

Решение: Зависимость константы скорости от энергии активации определяется уравнением:

ной температуре Т, k0 – константа, R – газовая постоянная, е – основание натуральных логарифмов, Е – энергия активизации.

Используя данные задачи, имеем два уравнения:

Вычтем из уравнения (2) уравнение (1): ln k2 - ln k1 = E/RT1 - E/RT2

3. Реакция второго порядка А + В → С + D проводится в растворе с начальными концентрациями [A]0=[B]0= 0,06 моль/л. Через 60 мин концентрация веществ уменьшилась до 0,025 моль/л. Рассчитайте константу скорости и период полупревращения веществ.

9

Решение: Используем решение кинетического уравнения для реакции второго порядка с одинаковыми концентрациями исходных веществ:

Задачи для контрольной работы

21-30. Что понимается под скоростью реакции? Какие факторы влияют на скорость реакции? Какая реакция называется реакцией первого порядка? Каким кинетическим уравнением она описывается? В соответствии со своим вариантом, рассчитайте недостающие данные в таблице:

10