I. Пояснювальна записка

Робоча програма складена на основі програми курсу "Фізична хімія", розробленої в Київському національному університеті ім.Тараса Шевченка (Нормативні курси хімічних дисциплін для студентів і викладачів хімічного факультету / Упор. Проф. Яцимирський В.К. – К.: ВПЦ “Київський університет”, 1995. –153 с.).

Мета курсу – дати студентам хімічних факультетів університетів основні уявлення про досягнення вітчизняної фізичної хімії, можливість застосування набутих знань на практиці. Сучасна форма викладання фізичної хімії для студентів хімічних спеціальностей на порозі третього тисячоліття вимагає певного перегляду.

Це пов'язано, в першу чергу, з переорієнтацією системи вищої освіти на рівень магістра, що потребує вдосконалення теоретичної підготовки з таких фундаментальних дисціплін, як фізика, хімія, математика. Не викликає сумніву доцільність такого підходу до фізичної хімії як базової науки спеціальностей хімічного профілю. Високий рівень знань з цього предмету забезпечує майбутньому фахівцю можливість найкращого засвоєння наступних дисціплін професійного спрямування та кваліфіковано вирішувати питання, пов'язані зі швидко зростаючим прогресом теоретичних досліджень, синтезом нових сполук і розширенням можливостей їх застосування, потребами новітніх технологій хімічних виробництв тощо.

Студент повинен знати:

– основні закони і математичні вирази, якими описуються закони термодинаміки, фотохімії, електрохімії тощо;

– в межах яких умов та як їх можна застосувати;

– проводити розрахунки та робити логічні висновки;

– орієнтуватись у літературі по цій дисципліні.

Студент повинен уміти:

– оцінювати напрямки хімічних процесів та можливість їх здійснення при певних умовах;

– володіти методикою і технікою хімічного експерименту;

– володіти математичним апаратом для розрахунків констант швидкостей реакцій, констант рівноваги, хімічних потенціалів тощо;

– користуватись довідниковою літературою, даними з інтернету для побудови різних моделей і схем хімічних процесів;

– пояснювати різноманітні явища і процеси в природі, промисловості, виходячи із фізико-хімічних законів;

– оцінювати ефективність тих чи інших фізико-хімічних методів для вирішення практичних проблем.

Місце в навчальному процесі – один з фундаментальних курсів, який формує спеціалістів - хіміків. Підготовка студентів природничих факультетів в цілому, хіміків і фізиків, фармацевтів і лікарів, біологів й інженерів та навіть педагогів з основ фізичної хімії є однією з найважливіших проблем і невід'ємною частиною забезпечення їх професійного рівня, вміння швидкої адаптації до бурхливого розвитку техніки і новітних технологій.

Зміст дисципліни

ВСТУП. Предмет фізичної хімії та її значення. Розділи фізичної хімії. Методи дослідження. Розвиток фізичної хімії в Україні.

Вчення про агрегатні стани речовин. Газуватий стан. Ідеальні і реальні гази. Основні закони ідеальних газів. Рівняння стану ідеальних газів. Універстальна газова стала. Парціальні тиски в сумішах ідеальних газів.

Реальні гази. Рівняння стану реальних газів Ван-дер-Ваальса. Кінетична теорія газів. Розподіл Максвелла. В'язкість газів.

ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічні системи та їх властивості. Параметри та функції стану системи. Внутрішня енергія. Теплота та робота. Закон збереження і перетворення енергії. Рівноважні процеси. Максимальна робота. Теплоємність. Рівняння стану. Термічні коефіцієнти. Калоричні коефіцієнти. Робота різних процесів. Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Застосування першого закону термодинаміки до ідеальних газів.

ТЕРМОХІМІЯ. Тепловий ефект хімічної реакції. Закон Гесса. Теплоти агрегатних перетворень. Теплоти поліморфних перетворень. Теплоти згорання. Теплоти розчинення. Теплоти утворення. Знаходження теплот реакцій за допомогою таблиць. Енергія хімічного зв'язку. Залежність теплових ефектів від температури.

ДРУГИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ. Оборотний цикл Карно. Узагальнення другого закону термодинаміки. Ентропія. Властивості ентропії. Зміна ентропії ідеального газу. Зміна ентропії при агрегатних перетвореннях. Постулат Планка. Абсолютні значення ентропії. Статистичний характер другого закону термодинаміки.

ХАРАКТЕРИСТИЧНІ ФУНКЦІЇ І ТЕРМОДИНАМІЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ. Ізохорно-ізотермічний потенціал. Рівняння максимальної роботи Гіббса-Гельмгольця. Вільна і зв'язана енергія. Характеристичні функції. Умови рівноваги. Термодинамічні потенціали ідеальних і реальних газів. Хімічний потенціал ідеального газу. Різні способи вираження хімічного потенціалу.

ФАЗОВІ РІВНОВАГИ. Загальні умови рівноваги в гетерогенних системах. Незалежні компоненти. Хімічний потенціал багатокомпонентних систем. Умови рівноваги між фазами. Правило фаз Гіббса. Діаграми стану однокомпонентних систем. Рівняння Клаузіуса-Клапейрона. Фазові переходи першого роду. Діаграма стану сірки. Енаетіотропія і монотропія. Двокомпонентні системи. Діаграми плавлення двокомпонентних систем. Евтектика. Термічний аналіз, криві кристалізації. Діаграми систем, що утворюють хімічні сполуки (без розкладу). Системи, що утворюють сполуки, які плавляться інконґруентно (з розкладом). Тверді розчини. Дальтоніди і бертоліди.

Трикомпонентні системи. Методи Гіббса та Розебома визначення складу трикомпонентних систем. Трикутник Гіббса-Розебома. Діаграми плавлення трикомпонентних систем. Обмежена взаємна розчинність трьох рідин.

ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ. Вступ в теорію розчинів. Структура рідин. В'язкість рідин. Поверхневий натяг. Дифузія в рідинах. Внутрішній тиск в рідинах. Концентрація. Різні форми вираження. Термодинамічні потенціали реальних газів. Летучість.

Розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закон Генрі. Парціальний мольний об'єм і методи його розрахунку. Ідеальні розчини. Закони Рауля. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля.

Рівноваги рідина – пара. Діаграми тиск – склад та температура кипіння – склад. Фракційна перегонка. Перший закон Коновалова. Температура кристалізації і температура кипіння розчинів нелетких речовин. Кріоскопія і ебуліоскопія. Другий закон Коновалова. Азеотопні розчини. Обмежена взаємна розчинність рідин.Критична температура розчинності. Перегонка з водяною парою. Осмотичний тиск. Термодинамічні властивості розчинів високомолекулярних сполук.

ХІМІЧНІ РІВНОВАГИ В ГАЗАХ І РОЗЧИНАХ. Умови хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми. Напрямок реакції. Різні способи вираження константи рівноваги. Зміщення стану рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Закон діючих мас. Знаходження складу реагентів при рівновазі. Підбір оптимальних умов процесу. Константа рівноваги в неідеальних системах.

Гетерогенні рівноваги. Комбінування рівноваг. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізобари. Залежність константи рівноваги від температури. Точний вираз.

Тепловий закон Нернста. Хімічна стала в реакціях між кристалічними речовинами. Наближене рівняння Нернста. Ентропійний спосіб розрахунку констант рівноваги.

ОСНОВИ СТАТИСТИЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічна ймовірність. Формула Больцмана – Планка для зв'язку між ентропією та термодинамічною ймовірністю. Статистика Бозе-Енштейна. Ентропія і термодинамічна імовірність. Характеристика ентропії. Частинки в силовому полі. Рівняння Больцмана. Сума станів та її зв'язок з основними термодинамічними функціями. Молекулярні суми станів для поступального, обертального, коливального та електронного рухів.

Представлення термодинамічних величин за допомогою суми станів. Розрахунки суми станів. Статистична теорія теплоємності молекул та твердих тіл. Знаходження теплоємності газів. Класична і квантова теорія теплоємності газів. Теплоємність багатоатомних газів. Теплоємність твердих тіл.

Статистичні розрахунки ентропії газу. Статистичний розрахунок хімічної сталої. Електронна сума станів. Розрахунки констант рівноваги і зміни нульової енергії.

Елементи термодинаміки необоротних процесів. Явища переносу: дифузія, теплопровідність, в'зкість і т.д. Роль ентропії. Явища переносу в газах. Класификація необоротних процесів. Співвідношення взаємності Онзагера. Тепло-, електропровідність та інші явища переносу в конденсованих фазах. Явище термодифузії.

ХІМІЧНА КІНЕТИКА. Основні поняття хімічної кінетики. Механізм реакції, прості та складні реакції. Швидкість хімічної реакції. Кінетичні криві. Кінетичні рівняння. Залежність швидкості реакції від концентрації. Порядок реакції та методи його визначення. Константа швидкості реакції. Період напівперетворення. Молекулярність елементарних реакцій. Інтегрування кінетичних рівнянь для реакцій різних порядків.

Реакції оборотні і необоротні. Механізм реакції, прості та складні реакції. Кінетика реакцій в статичних умовах. Необоротня реакція першого порядку. Необоротні реакції другого порядку. Необоротня реакція третього порядку. Оборотні реакції. Оборотня реакція другого порядку. Зв'язок між кінетикою та термодинамікою.

Паралельні реакції. Послідовні реакції. Спряжені реакції. Методи визначення порядку реакції. Кінетика гомогенних хімічних реакцій, що відбуваються у потоці. Вплив температури на швидкість реакції. Теплота активації і енергія активації.

ТЕОРІЇ КІНЕТИКИ. Теорія Арреніуса. Теорія активних зіткнень. Гіпотеза активних зіткнень. Розрахунки швидкості реакції по числу зіткнень. Перевірка теорії зіткнень. Квазі-мономолекулярні реакції. Теорія Ліндемана.

Метод активованого комплексу. Принцип методу. Будова активованого комплексу. Поверхня потенційної енергії. Правило Поляні. Вивід кінетичного рівняння теорії активованого комплексу. Трансмісійний коефіцієнт. Термодинамічний аспект теорії активованого комплексу, ентропія активації.

Взаємодія двох атомів. Взаємодія двох молекул. Порівняння теорії зіткнень з теорією активованого комплексу. Мономолекулярні реакції і теорія активованого комплекса. Тримолекулярні реакції.

Кінетика взаємодії частинок з третім тілом. Реакції в молекулярних пучках. Фемтохімія.

ЛАНЦЮГОВІ РЕАКЦІЇ. Складні реакції з участю активних проміжних сполук. Реакції з замкнутими циклами стадій і ланцюгові реакції. Області постійної швидкості реакції. Зв'язок між кінетикою і термодинамікою складних процесів.

Методи активації молекул. Виявлення й оцінка концентрації атомів і радикалів у реакційній системі. Аналіз стадійних схем.

Типи ланцюгових реакцій. Нерозгалужені ланцюгові реакції. Механізм та кінетика нерозгалужених ланцюгів. Розгалужені ланцюгові реакції. Теорія Семенова – Хіншельвуда. Довжина ланцюга і довжина розгалуження. Індукційний період. Межі спалаху та вибухів. Інгібування ланцюгових процесів.

ФОТОХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ. Основні закони фотохімії. Первинні і вторинні фотохімічні реакції. Типи фотохімічних реакцій. Приклади фотохімічних реакцій.Фотосенсибілізовані реакції. Фотохімічне ініціювання реакцій полімеризації. Фотохімічні реакції в атмосфері Землі.

РАДІАЦІЙНА ХІМІЯ. Взаємодія іонізуючих випромінювань з речовиною. Кількісні характеристики радіаційно-хімічних перетворень. Швидкості радіаційно-хімічних перетворень. Основні види радіаційно-хімічних перетворень.

Дія іонізуючого випромінювання на воду і водні розчини. Дія іонізуючого випромінювання на органічні речовини. Іонні виходи радіаційно-хімічних реакцій. Різні механізми первинної (ініціюючої) дії проникаючих випромінювань.

РЕАКЦІЇ В ЕЛЕКТРИЧНИХ РОЗРЯДАХ. Тихий розряд. Іскровий розряд. Тліючий розряд. Дуговий розряд. Одержання озону. Синтез аміаку з азоту і водню. Одержання ацетилену з метану.

КІНЕТИКА РЕАКЦІЙ В РІДКІЙ ФАЗІ. Вплив розчинника на швидкість реакції. Реакції в розчинах електролітів. Сольовий ефект. Реакції між іонами. Вплив полярного розчинника на швидкість реакції. Клітковий ефект. Ланцюгові реакції полімеризації в неводних розчинах.

ФІЗИКО-ХІМІЯ ПОВЕРХНЕВИХ ЯВИЩ. Поверхневі явища на межі тверде тіло – газ. Фізична адсорбція і хемосорбція. Ізотерми адсорбції. Кінетика адсорбції та десорбції на однорідних поверхнях. Енергія активації адсорбції – десорбції. Мономолекулярна адсорбція газів на однорідній поверхні. Ізотерма адсорбції Ленгмюра. Полімолекулярна адсорбція на однорідній поверхні. Ізотерма адсорбції Брунауера - Еммета - Теллера (БЕТ). Визначення величини поверхні по рівнянню БЕТ. Ізотерма адсорбції Фрейндліха. Термодинаміка адсорбції на неоднорідній поверхні. Ентропія адсорбції. Адсорбція на межі розділу рідина – газ.

ГОМОГЕННІ КАТАЛІТИЧНІ ПРОЦЕСИ. Визначення каталізу. Загальні відомості про каталіз і каталізатори. Гомогенний каталіз у газовій фазі. Доцільність застосування каталізатора. Гомогенний каталіз у розчинах. Класификація гомогенних каталітичних реакцій.

Кислотно-основний каталіз, загальний та специфічний. Рівняння Бренстеда. Правило Поляні-Семенова. Окисно-відновні каталітичні реакції. Каталіз комплексними сполуками перехідних металів. Ферментативний каталіз. Кінетика ферментативних реакцій. Пуш-пульний механізм каталіза ензімами. Залежність ферментативних реакцій від температури. Інгібування ферментативних реакцій.

ГЕТЕРОГЕННІ КАТАЛІТИЧНІ ПРОЦЕСИ. Коротка історія розвитку гетерогенних каталітичних процесів. Активність каталізаторів. Удавана енергія активації. Вибірковість дії каталізаторів. Об'ємна швидкість і час контактування.

Каталітичні властивості металів. Оксиди як каталізатори. Роль структурного фактора, структурно-чутливі та структурно-нечутливі реакції. Мультиплетна теорія каталізу Баландіна. Теорія активних ансамблів Кобозева. Електронні теорії каталізу. Ланцюгові теорії каталізу. Гетерогенно-гомогенна теорія каталізу М.В. Полякова. Промотовані і змішані каталізатори. Нанесені металічні каталізатори, роль носія. Отруєння каталізаторів. Області застосування гетерогенних каталізаторів. Глибокий механізм деяких гетерогенно-каталітичних процесів.

Основи термодинаміки гетерогенних каталітичних процесів. Стадії каталітичних реакцій. Кінетика гетерогенно-каталітичних реакцій на однорідних поверхнях. Кінетика реакцій на неоднорідних поверхнях.

Кластерні уявлення в теорії активних центрів. Теорії каталітичної дії. Макрокінетика гетерогенних процесів. Кінетика і механізм гетерогенних реакцій.

ЕЛЕКТРОХІМІЧНА РІВНОВАГА. Розчини електролітів. Ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа. Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса. Причини дисоціації, сольватація іонів у розчинах. Сильні та слабкі електроліти. Константа електролітичної дисоціації. Закон розведення Оствальда. Електролітична дисоціація води. Поняття про рН розчинів. Константи дисоціації кислот і основ. Поняття про рК. Активна й аналітична (тітруєма) кислотність. Теорія кислот та основ Бренстеда - Лоурі. Буферні системи. Колориметричний метод визначення рН. Гідроліз. Застосування методів гідролізу.

ЕЛЕКТРОПРОВІДНІСТЬ РОЗЧИНІВ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. Питома та еквівалентна електропровідності. Рухливості іонів. Протонний механізм переносу електрики в розчинах. Закон незалежності руху іонів (закон Кольрауша). Числа переносу. Визначення чисел переносу. Метод Гітторфа. Метод границі, що рухається.

Активність іонів в електролітах. Теорія Дебая-Хюккеля. Іонна атмосфера. Електрофоретичний та релаксаційний ефекти. Ефект Віна і Дебая-Фолькенгагена. Практичне застосування електропровідності розчинів. Кондуктометрине титрування.

ГАЛЬВАНІЧНІ ЕЛЕМЕНТИ. Виникнення і будова подвійного електричного шару. Електрохімічний потенціал. Класифікація електродів. Електроди І та ІІ роду, газові, окисно відновні. Гальванічний елемент. Залежність електрорушійної сили (е.р.с.) та потенціалів електродів від від концентрації (активності) потенціалвизначальних іонів. Рівняння Нернста.

Термодинаміка гальванічного елементу. Стандартні потенціали. Ряд активності металів. Водневий електрод. Електроди порівняння (хлорсрібний, каломельний та сурм'яний). Скляний електрод. Окиснювально-відновні потнціали. Хінгідронний електрод. Концентраційні ланцюги. Електричні ланцюги з переносом та без переносу іонів. Дифузійні потенціали.

Визначення термодинамічних параметрів хімічної реакції, що йде в гальванічному елементі. Вимірення електрорушійних сил. Нормальний елемент Вестона.

Визначення коефіцієнтів активності електроліту методом е.р.с. Розрахунок констант рівноваги окисно-відновних реакцій за даними е.р.с. Потенціометричний метод визначення рН. Потенціометричне титрування. Іонселективні електроди.

Електрохімічні джерела струму. Джерела струму одноразового використання. Джерела струму багаторазового використання (акумулятори). Електрохімічні генератори (паливні елементи).

КІНЕТИКА ЕЛЕКТРОДНИХ ПРОЦЕСІВ. Закони Фарадея. Хімічні процеси при електролізі. Електроліз водних розчинів. Види електродної поляризації. Потенціал розкладу. Теорія перенапруги виділення водню. Рівняння Тафеля. Теорія уповільненого розряду і її сучасне обгрунтування. Полярографія. Основи теорії корозії та захисту від неї. Методи захисту металів від корозії. Покриття, як метод захисту металів від корозії.

Вивчення фізичної хімії здійснюється протягом 3-х се-
местрів: 5-7.

Програма структурована на модулі, змістові модулі, теми відповідно до вимог “Рекомендацій щодо розроблення навчальних програм нав-
чальних дисциплін”.

1. Фізична хімія як навчальна дисципліна:

А) базується на вивченні студентами хімічного факультету вищої математики, фізики і будови речовин і інтегрується з цими дисциплінами;

Б) закладає основи вивчення студентами спеціальних курсів: "Термодинаміка", "Хімічна кінетика" та "Каталіз".

Організація навчального процесу здійснюється за кредитно-модуль-
ною системою відповідно до вимог Болонського процесу.

Програма дисципліни структурована на 8 модулів, до складу яких входять блоки змістових модулів. Обсяг навчального навантаження студентів описаний у кредитах ECTS – залікових кредитах, які зарахо-вуються студентам при успішному засвоєнні ними модулів (залікових кредитів). Курс фізичної хімії складається з чотирьох модулів, кожен з яких містить по два змістових модулі.

Рекомендовано студентам на практичних заняттях записувати протоколи проведених досліджень, де зазначати мету досліду, коротко – хід роботи або назву методу, результати досліджень та висновки.

Засвоєні теми контролюються на практичних заняттях у відповід-
ності з конкретними цілями, засвоєння змістових модулів – на практичних підсумкових заняттях. Рекомендується застосовувати такі засоби контролю рівня підготовки студентів: комп’ютерні тести або тестові завдання, розв’язування ситуаційних задач, проведення лабораторних досліджень і трактування та оцінка їх результатів, контроль практичних навичок.

Підсумковий контроль засвоєння змістових модулів та модуля в цілому здійснюється за їх завершеністю. Оцінка успішності студента з дисципліни є рейтинговою і виставляється за багатобальною шкалою як середня арифметична оцінка засвоєння відповідних модулів і має визна-
чення за системою ECTS та шкалою, прийнятою в Україні.

Для тих студентів, які бажають поліпшити успішність з дисципліни за шкалою ECTS, кінцевий контроль здійснюється додатково по завер-
шенню вивчення дисципліни комісійно, у відповідності з кінцевими та конкретними цілями з дисципліни.

Опис навчального плану з дисципліни "Фізична хімія" для студентів хімічних факультетів за спеціальністю 7070301 ("хімія").

ECTS – 30 год. Аудиторне навантаження – 58 %, СРС – 42%.

2. Мета вивчення навчальної дисципліни.

Мета вивчення фізичної хімії – кінцеві цілі – встановлюються на основі ОПП підготовки хіміка за фахом відповідно до блоку її змістового модулю (природничо-наукова підготовка) і є основою для побудови змісту навчальної дисципліни.

Кінцеві цілі дисципліни:

6120 Інтерпретувати основні закони хімічної термодинаміки для формування цілісного фізико-хімічного підходу до вивчення процесів хімічного претворення речовин з метою одержання теплової енергії і корисної роботи.

20093 Застосовувати термодинамічні методи розрахунків теплових ефектів реакцій, зміни функції Гіббса та ентропії.

6119 Шляхом термодинамічних розрахунків визначати напрямок хімічних процесів.

20094 Трактувати загальні фізико-хімічні закономірності, що базуються на основі теплових ефектів хімічних реакцій

Модуль 1. ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. ТЕРМОХІМІЯ.

Змістовий модуль 1. ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. ТЕРМОХІМІЯ.

Конкретні цілі:

• Трактувати взаємозв’язок між.

• Пояснювати принципи будови комплексних сполук.

• Інтерпретувати особливості будови комплексних сполук як основи для їх застосування в хелатотерапії.

Тема 1. Предмет фізичної хімії та її значення. Розділи фізичної хімії. Методи дослідження. Розвиток фізичної хімії в Україні.

Вчення про агрегатні стани речовин. Газуватий стан. Ідеальні і реальні гази. Основні закони ідеальних газів. Рівняння стану ідеальних газів. Універстальна газова стала. Парціальні тиски в сумішах ідеальних газів.

Реальні гази. Рівняння стану реальних газів Ван-дер-Ваальса. Кінетична теорія газів. Розподіл Максвелла. В'язкість газів.

ПЕРШЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічні системи та їх властивості. Параметри та функції стану системи. Внутрішня енергія. Теплота та робота. Закон збереження і перетворення енергії. Рівноважні процеси. Максимальна робота. Теплоємність. Рівняння стану. Термічні коефіцієнти. Калоричні коефіцієнти. Робота різних процесів. Ентальпія. Перший закон термодинаміки. Застосування першого закону термодинаміки до ідеальних газів.

ТЕРМОХІМІЯ. Тепловий ефект хімічної реакції. Закон Гесса. Теплоти агрегатних перетворень. Теплоти поліморфних перетворень. Теплоти згорання. Теплоти розчинення. Теплоти утворення. Знаходження теплот реакцій за допомогою таблиць. Енергія хімічного зв'язку. Залежність теплових ефектів від температури.

Тема 2. ДРУГИЙ ЗАКОН ТЕРМОДИНАМІКИ. Оборотний цикл Карно. Узагальнення другого закону термодинаміки. Ентропія. Властивості ентропії. Зміна ентропії ідеального газу. Зміна ентропії при агрегатних перетвореннях. Постулат Планка. Абсолютні значення ентропії. Статистичний характер другого закону термодинаміки.

ХАРАКТЕРИСТИЧНІ ФУНКЦІЇ І ТЕРМОДИНАМІЧНІ ПОТЕНЦІАЛИ. Ізохорно-ізотермічний потенціал. Рівняння максимальної роботи Гіббса-Гельмгольця. Вільна і зв'язана енергія. Характеристичні функції. Умови рівноваги. Термодинамічні потенціали ідеальних і реальних газів. Хімічний потенціал ідеального газу. Різні способи вираження хімічного потенціалу.

Тема 3. ФАЗОВІ РІВНОВАГИ. Загальні умови рівноваги в гетерогенних системах. Незалежні компоненти. Хімічний потенціал багатокомпонентних систем. Умови рівноваги між фазами. Правило фаз Гіббса. Діаграми стану однокомпонентних систем. Рівняння Клаузіуса-Клапейрона. Фазові переходи першого роду. Діаграма стану сірки. Енаетіотропія і монотропія. Двокомпонентні системи. Діаграми плавлення двокомпонентних систем. Евтектика. Термічний аналіз, криві кристалізації. Діаграми систем, що утворюють хімічні сполуки (без розкладу). Системи, що утворюють сполуки, які плавляться інконґруентно (з розкладом). Тверді розчини. Дальтоніди і бертоліди.

Трикомпонентні системи. Методи Гіббса та Розебома визначення складу трикомпонентних систем. Трикутник Гіббса-Розебома. Діаграми плавлення трикомпонентних систем. Обмежена взаємна розчинність трьох рідин.

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рі-
динах.

Конкретні цілі:

• Вміти характеризувати кількісний склад розчинів.

• Вміти готувати розчини із заданим кількісним складом.

• Аналізувати принципи титриметричних методів дослідження.

• Аналізувати кількісний вміст в розчині кислот та основ за допо-
могою методів кислотно-основного титрування.

• Робити висновки щодо кислотності біологічних рідин на підставі водневого показника.

• Пояснювати механізм дії буферних систем та їх роль в підтримці кислотно-основної рівноваги в біосистемах.

• Аналізувати взаємозв’язок між колігативними властивостями та концентрацією розчинів.

Тема 4. ХІМІЧНІ РІВНОВАГИ В ГАЗАХ І РОЗЧИНАХ. Умови хімічної рівноваги. Константа хімічної рівноваги. Рівняння ізотерми. Напрямок реакції. Різні способи вираження константи рівноваги. Зміщення стану рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Закон діючих мас. Знаходження складу реагентів при рівновазі. Підбір оптимальних умов процесу. Константа рівноваги в неідеальних системах.

Гетерогенні рівноваги. Комбінування рівноваг. Залежність константи рівноваги від температури. Рівняння ізобари. Залежність константи рівноваги від температури. Точний вираз.

Тепловий закон Нернста. Хімічна стала в реакціях між кристалічними речовинами. Наближене рівняння Нернста. Ентропійний спосіб розрахунку констант рівноваги.

Тема 5. ТЕРМОДИНАМІКА РОЗЧИНІВ. Вступ в теорію розчинів. Структура рідин. В'язкість рідин. Поверхневий натяг. Дифузія в рідинах. Внутрішній тиск в рідинах. Концентрація. Різні форми вираження. Термодинамічні потенціали реальних газів. Летучість.

Розчинність газів і твердих речовин у рідинах. Закон Генрі. Парціальний мольний об'єм і методи його розрахунку. Ідеальні розчини. Закони Рауля. Реальні розчини. Відхилення від закону Рауля.

Рівноваги рідина – пара. Діаграми тиск – склад та температура кипіння – склад. Фракційна перегонка. Перший закон Коновалова. Температура кристалізації і температура кипіння розчинів нелетких речовин. Кріоскопія і ебуліоскопія. Другий закон Коновалова. Азеотопні розчини. Обмежена взаємна розчинність рідин.Критична температура розчинності. Перегонка з водяною парою. Осмотичний тиск. Термодинамічні властивості розчинів високомолекулярних сполук.

Тема 6. ОСНОВИ СТАТИСТИЧНОЇ ТЕРМОДИНАМІКИ. Термодинамічна ймовірність. Формула Больцмана – Планка для зв'язку між ентропією та термодинамічною ймовірністю. Статистика Бозе-Енштейна. Ентропія і термодинамічна імовірність. Характеристика ентропії. Частинки в силовому полі. Рівняння Больцмана. Сума станів та її зв'язок з основними термодинамічними функціями. Молекулярні суми станів для поступального, обертального, коливального та електронного рухів.

Представлення термодинамічних величин за допомогою суми станів. Розрахунки суми станів. Статистична теорія теплоємності молекул та твердих тіл. Знаходження теплоємності газів. Класична і квантова теорія теплоємності газів. Теплоємність багатоатомних газів. Теплоємність твердих тіл.

Статистичні розрахунки ентропії газу. Статистичний розрахунок хімічної сталої. Електронна сума станів. Розрахунки констант рівноваги і зміни нульової енергії.

Елементи термодинаміки необоротних процесів. Явища переносу: дифузія, теплопровідність, в'зкість і т.д. Роль ентропії. Явища переносу в газах. Класификація необоротних процесів. Співвідношення взаємності Онзагера. Тепло-, електропровідність та інші явища переносу в конденсованих фазах. Явище термодифузії.

Тема 7.

Тема 8.

Тема 9.

Модуль 2. Теплові ефекти хімічних реакцій. Направленість процесів.

Змістовий модуль 3.

Конкретні цілі:

• Трактувати хімічні та біохімічні процеси з позиції їх теплових ефектів.

• Вміти використовувати термодинамічні функції для оцінки направленості процесів, пояснювати енергетичне супряження в живих системах

• Аналізувати залежність швидкості реакцій від концентрації та тем-
ператури.

• Інтерпретувати залежність швидкості реакцій від енергії активації.

• Аналізувати особливості дії каталізаторів та пояснювати механізм гомогенного та гетерогенного каталізу.

• Пояснювати механізм дії ферментів та аналізувати залежність швидкості ферментативних процесів від концентрації ферменту та субстрату.

• Аналізувати хімічну рівновагу та пояснювати її умову з позиції термодинаміки та кінетики.

• Пояснювати вплив зовнішніх факторів на хімічну рівновагу.

• Аналізувати умови випадіння та розчинення осадів, пояснювати роль гетерогенних рівноваг за участю солей в загальному гомеостазі організму.

• Пояснювати механізм утворення електродних потенціалів.

• Аналізувати принципи методу потенціометрії та робити висновки щодо його використання в медико-біологічних дослідженнях.

• Вміти вимірювати окисно-відновні потенціали та прогнозувати напрямок окисно-відновних реакцій.

Тема 10.

Тема 11.

Тема 12.

Тема 13.

Змістовий модуль 4.

Конкретні цілі:

• Робити висновки щодо поверхневої активності речовин на підставі їх будови.

• Аналізувати особливості будови поверхневого шару адсорбованих молекул поверхневоактивних сполук, пояснювати принципи будови біологічних мембран.

• Аналізувати рівняння адсорбції та межі їх використання, розрізняти мономолекулярну та полимолекулярну адсорбцію.

• Інтерпретувати закономірності адсорбції речовин з розчинів на твердій поверхні.

• Пояснити фізико-хімічні основи методів адсорбційної терапії.

• Розрізняти вибіркову та йонообмінну адсорбцію електролітів.

• Інтерпретувати методи хроматографічного аналізу та їх роль в ме-
дико-біологічних дослідженнях.

• Аналізувати принципи методів одержання та очищення колоїдно-дисперсних розчинів.

• Пояснити фізико-хімічні основи гемодіалізу.

• Інтерпретувати фізико-хімічні властивості білків, що є структурними компонентами всіх тканин організму.

• Робити висновки щодо заряду розчинених біополімерів на підставі їх ізоелектричної точки.

Тема 14.

Тема 15.

Тема 16.

Тема 17.

Тема 18.

3. Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля "Хімічна термодинаміка"

Орієнтовна структура залікового кредиту – модуля “……….”

Орієнтовний тематичний план лекцій.

Орієнтовний тематичний план практичних занять.

Орієнтовний тематичний план лабораторних занять з хімічної термодинаміки

Орієнтовні завдання для самостійної (індивідуальної) роботи студентів.

Розподіл балів, присвоюваних студентам.

Оцінка “5” конвертується в 13 балів;

“4” – в 9 балів;

“3” – в 5 балів;

“2” – в 0 балів.

Мінімальна кількість балів, з якою студент допускається до складання підсумкового контролю модуля – 45.

5. Форми контролю.

Поточний контроль здійснюється на кожному практичному занятті відповідно до конкретних цілей теми, на практичних підсумкових заняттях – відповідно до конкретних цілей змістових модулів. Рекомендується застосовувати на всіх практичних заняттях види об’єктивного контролю теоретичної підготовки та контроль засвоєння практичних навичок.

Підсумковий контроль засвоєння модуля відбувається по завершенню вивчення блоку відповідних змістових модулів шляхом тестування. Максимальна кількість балів, що присвоюється студенту при засвоєнні модуля (залікового кредиту ECTS)-200.

Єдина шкала оцінок для студентів.

Для тих студентів, хто бажає покращити свою успішністі до вищої оцінки при засвоєнні дисципліни (модуля), можливе проведення повтор-
ного підсумкового контролю в комісії. Методика проведення підсумкового контролю визначається вищим навчальним закладом й відображається у робочій навчальній програмі з дисципліни.

Орієнтовний перелік питань до підсумкового

контролю знань з дисципліни.

Змістовий модуль 1. Термодинамічні та кінетичні закономірності перебігу процесів та електрохімічні явища в біологічних системах.

1. Макроергічні сполуки. АТФ як універсальне джерело енергії для біохімічних реакцій. Характеристика макроергічних зв’язків.

2. Перший закон термодинаміки. Внутрішня енергія. Ентальпія. Теплота ізобарного та ізохорного процесів. Стандартні теплоти утворення та згоряння речовин.

3. Термохімія. Закон Гесса. Термохімічні перетворення.

4. Термохімічні розрахунки та їх використання для енергетичної характеристики біохімічних процесів.

5. Другий закон термодинаміки. Ентропія. Енергія Гіббса.

6. Хімічна рівновага. Термодинамічні умови рівноваги. Прогнозу-
вання направлення самодовільних процесів. Екзергонічні та ендергенічні процеси, які відбуваються в організмі.

7. Закон діючих мас. Константа хімічної рівноваги. Способи її вираження. Принцип Ле-Шательє. Прогнозування зміщення хімічної рівноваги.

8. Швидкість хімічних реакцій. Закон діючих мас для швидкості хімічних реакцій. Константа швидкості реакції.

9. Реакції прості та складні (послідовні, паралельні, супряжені, оборотні, ланцюгові). Фотохімічні реакції та їх роль в життєдіяльності.

10. Порядок реакції. Реакції 1-го та ІІ-го порядку. Реакції нульового порядку. Період напівперетворення.

11. Залежність швидкості реакції від температури. Температурний коефіцієнт. Правило Вант-Гоффа. Особливості температурного коефіці-
єнту швидкості реакції для біохімічних процесів.

12. Рівняння Арреніуса. Енергія активації. Поняття про теорію активних зіткнень та про теорію перехідного стану.

1З. Гомогенний та гетерогенний каталіз. Особливості дії каталізатору. Механізм каталізу та його роль в процесах метаболізму.

14. Ферменти як каталізатори біохімічних реакцій. Залежність ферментативної дії від концентрації ферменту та субстрату, температури та реакції середовища.

15. Електродні потенціали та механізм їх виникнення. Рівняння Нернста. Нормальний (стандартний) електродний потенціал.

16. Нормальний водневий електрод.

17. Вимірювання електродних потенціалів. Електроди визначення. Електроди порівняння.

18. Окисно-відновні електродні потенціали. Механізм їх виникнення, біологічне значення. Рівняння Петерса.

19. Окисно-відновні реакції в організмі. Прогнозування їх направ-
лення за стандартними значеннями енергії Гіббса та за величинами окисно-відновних потенціалів.

20. Окисно-відновне титрування (оксидиметрія). Метод перманга-
натометрії.

21. Метод йодометрії.

22. Потенціометричне титрування, його використання в медико-біологічних дослідженнях.

23. Дифузійні та мембранні потенціали, їх роль у генезі біологічних потенціалів. Йонселективні електроди, їх використання для вимірювання концентрації іонів Н⁺ (скляний електрод), К⁺, Na⁺,Са²⁺ в біологічних розчинах.

Змістовий модуль 2. Кислотно-основні рівноваги в біологічних рідинах.

1. Розчини в життєдіяльності. Ентальпійний та ентропійний фактори розчинення та їх зв’язок з механізмом розчинення.

2. Розчинність газів у рідинах та її залежність від різних факторів. Закон Генрі–Дальтона. Вплив електролітів на розчинність газів. Роз-
чинність газів у крові.

3. Розчинність твердих речовин та рідин. Розподіл речовин між двома рідинами, що не змішуються. Закон розподілу Нернста, його значення у явищі проникності біологічних мембран.

4. Рівновага у розчинах електролітів. Закон розведення Оствальда.

5. Дисоціація води. Йонний добуток води. pH біологічних рідин.

6. Добуток розчинності. Умови утворення та розчинення осадів.

7. Типи протолітичних реакцій. Реакції нейтралізації, гідролізу та йонізації.

8. Гідроліз солей. Ступінь гідролізу, залежність його від концентрації та температури. Константа гідролізу.

9. Основи титриметричного аналізу. Методи кислотно-основного титрування. Кислотно-основні індикатори та принципи їх підбору.

10. Буферні системи та їх класифікація, рН буферних розчинів.

11. Механізм дії буферних систем.

12. Буферна ємність та фактори, від яких вона залежить. Буферні системи крові.

13. Колігативні властивості розбавлених розчинів: зниження темпера-
тури замерзання, підвищення температури кипіння. Закони Рауля. Кріомет-рія та ебуліометрія.

14. Колігативна властивість розбавлених розчинів – осмос. Осмотич-ний тиск. Закон Вант-Гоффа. Плазмоліз та гемоліз.

15. Колігативні властивості розбавлених розчинів електролітів. Ізотонічний коефіцієнт. Гіпо-, гіпер- та ізотонічні розчини в медичній практиці. Роль осмосу в біологічних системах.

Змістовий модуль 3. Фізико-хімія поверхневих явищ. Ліофобні та ліофільні дисперсні системи.

1. Особливості розчинів ВМС. Механізм набухання та розчинення ВМС. Залежність набухання та розчинення ВМС від різних факторів. Роль набухання у фізіології організмів.

2. Ізоелектрична точка білку та методи її визначення.

3. Драглювання розчинів ВМС. Властивості драглів.

4. Аномальна в’язкість розчинів ВМС. В’язкість крові та інших біологічних рідин. Осмотичний тиск розчинів біополімерів. Рівняння Галлера. Онкотичний тиск плазми та сироватки крові.

5. Мембранна рівновага Доннана.

6. Поверхнева активність. Правило Дюкло–Траубе. Рівняння Гіббса. Орієнтація молекул в поверхневому шарі та структура біологічних мембран.

7. Рівняння Ленгмюра.

8. Адсорбція із розчинів на поверхні твердого тіла. Рівняння Фрейндліха.

9. Фізико-хімічні основи адсорбційної терапії.

10. Адсорбція електролітів (вибірна та йонообмінна). Правило Панета–Фаянса.

11. Йоніти та їх використання в медицині.

12. Класифікація хроматографічних методів дослідження за ознаками механізму розподілу речовин, агрегатного стану фаз та техніки виконання. Використання хроматографії у медико-біологічних дослідженнях.

13. Дисперсні системи та їх класифікація. Способи одержання та очищення колоїдних розчинів. Діаліз, електродіаліз, ультрафільтрація. “Штучна нирка”.

14. Молекулярно-кінетичні властивості колоїдних систем (броунів-
ський рух, дифузія, осмотичний тиск). Оптичні властивості колоїдних систем. Ультрамікроскопія.

15. Будова колоїдних частинок.

16. Електрокінетичний потенціал колоїдних часточок. Електрофорез, його використання в медицині та медико-біологічних дослідженнях. Рівняння Гельмгольца–Смолуховського.

17. Кінетична та агрегативна стійкість ліозолей. Фактори стійкості. Механізм коагулюючої дії електролітів.

18. Поріг коагуляції, його визначення. Правило Шульце–Гарді. Процеси коагуляції при очистці питної води та стічних вод. Колоїдний захист, його біологічна роль.

19. Грубодисперсні системи (аерозолі, суспензії, емульсії). Одержання та властивості. Медичне застосування. Напівколоїди.

Змістовий модуль 4. Хімія біогенних елементів. Комплексоутворення в біологічних рідинах

1. Електронна структура біогенних елементів. Типові хімічні влас-тивості елементів та їх сполук (реакції без зміни ступеня окиснення, зі змі-
ною ступеня окиснення, комплексоутворення). Зв’язок між місцезнаход-женням s-, p-, d-елементів в періодичній системі та їх вмістом в організмі.

2. Розчини комплексних сполук. Сучасні уявлення про будову комплексних сполук. Класифікація комплексних сполук (за природою лігандів та зарядом внутрішньої сфери).

3. Константи нестійкості та стійкості комплексних йонів. Основи комплексонометрії.

4. Внутрішньокомплексні сполуки. Поліядерні комплекси. Комплексні сполуки в біологічних системах. Уявлення про будову гемоглобіну.

Орієнтовний перелік завдань для підсумкового контролю знань

1. В організмі людини відбуваються аеробний та анаеробний процеси окислення глюкози:

C₆H₁₂O_6(т) = 2C₂H₅OH_(р) + 2СО_2(г)

C₆H₁₂O_6(т) + 60_2(г) = 6СО_2(г) + 6Н₂О_(р)

В якій із реакцій утворюється більше теплоти?

2. Які реакції в біохімії називають екзергонічними (катаболічними) та ендергонічними (анаболічними), враховуючи характер зміни вільної енергії (ΔG) при їх ізобарно-ізотермічному протіканні?

3. Уротропін (гексаметилентетрамін) одержують в рівноважній реакції: запишіть6CH₂O_(г) + 4NH_3(г) = (CH₂)₆N_4(t) + 6H₂O_(р). Запишіть константу рівноваги. Як можна збільшити вихід лікарської речовини?

4. Чи можна розрахувати осмотичний тиск розчину за даними кріоскопії та ебуліоскопії? Наведіть схему розрахунків.

5. Як можна розрахувати молярну масу речовини за даними кріоскопії? Який з розчинників треба використати для найбільш точного визначення молярної маси: з вищим значенням кріоскопічної сталої чи з меншим?

6. Буферні системи кислотного типу. Механізм їх дії. Формула для розрахунку рН. З наведених сполук знайдіть компоненти буферних систем основного та кислотного типу: NH₃∙H₂O, NaHCO₃, Na₂HPO₄, H₂CO₃, NH₄Cl, (C₂H₅)₂NH, NaH₂PO₄, CН₃COOH, CH₃COOK, (C₂H₅) NH, HCl, C₆H₅COOH, C₆H₅COOK.

7. рН шлункового соку дорівнює 2. Розрахувати с(H⁺), с(OH^–), а також рН його при розведенні в 10 та 100 разів.

8. При розчиненні 0,6 г біологічно-активної речовини неелектроліту в 25 г води температура кипіння розчину підвищилась на 0,204 K. При розчиненні 0,3 г цієї ж речовини в 20 г бензолу температура кипіння підвищилась на 0,668 K. Визначте ебуліоскопічну сталу для бензолу, якщо для води вона дорівнює 0,512 кгК/моль.

9. Що таке порядок реакції? Що таке молекулярність реакції? Наведіть приклади моно-, бі- та тримолекулярних реакцій. В яких випадках молекулярність і порядок реакції співпадають?

10. Чому швидкість реакцій при підвищенні температури різко зростає? Що таке “активні молекули”? Сформулюйте основні положення теорії активних співударів. Що таке енергія активації? Від чого вона залежить? Який вигляд має енергетичний профіль реакції (зміна потенціальної енергії реагуючої системи в ході реакції) для: а) екзотермічної реакції; б) ендотермічної реакції?

11. Дві хімічні реакції однакового порядку мають, відповідно, температурні коефіцієнти швидкості реакції: γ=2, γ=4. Для якої з реакцій енергія активації буде більшою? Відповідь мотивувати.

12. Обчислити енергію активації реакції, якщо відомо, що при підвищенні температури від 240 до 260 К її швидкість зросла у 5 разів?

13. Як зміняться рівноважні потенціали електродів Cu|CuSO₄ і Pt|FeSO₄,Fe₂(SO₄)₃ при додаванні до електролітів води?

14. Скільки електронів бере участь у окісно-відновній реакції, якщо Е_о/в=0,169 В, Е⁰_о/в=0,110 В і в системі окисленої форми у 10 разів більше, ніж відновленої?

15. Стандартний електродний потенціал цинку при 298 К дорівнює – 0,76 В. При якій молярній концентрації іонів Zn²⁺ потенціал цинкового електроду дорівнюватиме нулю?

16. Обчислити потенціал цинкового електроду, зануреного у 200 мл розчину, що містить 0,2 г ZnSO₄, при температурі 298 К.

17. Для якої з амінокислот (цистеїн чи тирозин) швидкість пересування на папері в суміші вода–фенол буде більшою, якщо відомо, що Rf для цих кислот дорівнює, відповідно, 0,19 та 0,52? Відповідь мотивувати.

18. Навести схему очищення води від іонів SO₄^2– та HCO₃^– на аніоніті в OH⁻-формі.

19. Яка з амінокислот – лейцин чи аланін – мають більшу гідрофільність, якщо методом паперової хроматографії встановлено, що Rf для цих кислот при використанні фенолу як рухомої фази, води, як нерухомої фази, а паперу як інертного носія дорівнює, відповідно, 0,79 і 0,55? Відповідь мотивувати.

20. Обчислити масу лікарського препарату глюконату кальцію, що міститься у водному розчині, якщо відомо, що на титрування фільтрату, що утворився при пропусканні розчину через катіоніт у Н⁺-формі, витратилось 15 мл розчину з молярною концентрацією 0,1 моль/л. Відносна молекулярна маса глюконату кальцію становить 430.

21. Гідрозоль AgI одержаний шляхом змішування рівних об’ємів розчину KI з молярною концентрацією c(KI) = 0,005 моль/л та розчину AgNO₃ з молярною концентрацією c(AgNO₃) = 0,01 моль/л. Який з двох електролітів: MgSO₄ або К₃[Fe(CN)₆] буде мати більший поріг коагуляції по відношенню до даного гідрозолю? Відповідь обґрунтуйте.

22. Що таке взаємна коагуляція? На конкретному прикладі поясніть механізм такої коагуляції. Які з золів: гідроксиду заліза (ІІІ), йодиду срібла, одержаного в надлишку йодиду калію та одержаного в надлишку нітрату срібла, необхідно змішати, щоб відбулася взаємна коагуляція? Яке явище називається колоїдним захистом? В чому полягає його значення в біології та фармації? Наведіть приклади. Яка роль колоїдного захисту в живому організмі?

23. Що таке поріг коагуляції та коагуляційна здатність електроліту? В яких одиницях виражають ці величини? Від чого залежить коагуляційна здатність електроліту? Сформулюйте правило Шульце–Гарді. Які з електролітів: NaCl, CaCl₂, K₂SO₄, AlCl₃, K₄[Fe(CN)₆] треба взяти для коагуляції золю Fe(OH)₃, щоб експериментально підтвердити правило Шульце–Гарді?

24. Намалюйте схему будови та позначте частини міцели золю йодиду срібла, що одержаний додаванням 40 мл розчину нітрату срібла з молярною концентрацією с(AgNO₃)=0,02 моль/л до 50 мл розчину йодиду калію з молярною концентрацією с(КІ)=0,001 моль/л. Яким методом одержан цей золь? Визначте знак заряду часточок цього золю. До якого електроду вони будуть рухатись?

25. Визначте знак заряду частинок золю, якщо при його коагуляції електролітами одержані такі величини порогів коагуляції (в ммоль/л):

с_к(NaCl) = 300; с_к(1/2MgCl₂) = 320; с_к(1/3Na₃PO₄) = 0,6; с_к(1/2Na₂SO₄) = 20. Відповідь обґрунтуйте.

26. Ізоелект

Date: 2015-09-24; view: 460; Нарушение авторских прав