Спеціальність "ХІМІЯ"
Освітньо-кваліфікаційний рівень "БАКАЛАВР"

Навчальна програма загального курсу: ФІЗИЧНА ХІМІЯ

Заліковий модуль I «Основні закони термодинаміки, загальні критерії термодинамічної рівноваги і спрямованості термодинамічних процесів»

Змістовий модуль I. Основні положення хімічної термодинаміки. Історія розвитку фізичної хімії як самостійної науки. Суть, завдання і методи фізичної хімії. Термодинамічні системи і процеси. Класифікація й методи їхнього опису. Інтенсивні й екстенсивні термодинамічні параметри. Температура як функція стану термодинамічної системи. Кількість годин: лекції – 2; семінарські та практичні заняття – 2; самостійна робота – 4.

Змістовий модуль II. Перший закон термодинаміки. Перший закон термодинаміки, внутрішня енергія як функція стану системи. Робота розширення ідеального газу в різних процесах. Адіабатичний процес в ідеальному газі. Калоричні коефіцієнти. Теплоємність при постійному об'ємі й температурі. Залежність теплоємності від температури. Теплота процесу при постійному об’ємі й при постійному тиску. Ентальпія як функція стану системи. Температурна залежність ентальпії реакції. Кількість годин: лекції – 5; семінарські та практичні заняття – 4; самостійна робота – 8.

Змістовий модуль III. Термохімія. Стандартні стани й умови, прості речовини. Закон Гесса, термохімічні схеми. Обчислення стандартної ентальпії реакції з використанням стандартних теплот утворення, згоряння, розчинення, розведення. Наближені методи розрахунку теплот утворення й згоряння. Енергія зв'язку атомів у молекулі. Кількість годин: лекції – 5; семінарські та практичні заняття – 6; самостійна робота – 4.

Змістовий модуль IV. Другий закон термодинаміки. Постулати Клаузіуса й Кельвіна (Томсона). Цикл Карно, рівняння Клаузіуса. Ентропія як функція стану. Вираз другого початку термодинаміки у вигляді нерівності Клаузіуса. Ентропія й імовірність. Формула Больцмана. Закон зростання ентропії, критерії протікання спонтанних процесів в ізольованій системі. Другий закон термодинаміки у формулюванні Пригожина. Виробництво ентропії при встановленні теплового балансу. Зміна ентропії при протіканні довільного процесу в довільній системі. Ентропія в різних процесах з ідеальним газом, зміна ентропії при фазових переходах. Теорема Нернста, постулат Планка, обчислення ентропії системи при температурі T. Кількість годин: лекції – 9; семінарські та практичні заняття – 7; самостійна робота – 8.

Змістовий модуль V. Характеристичні функції й термодинамічні потенціали. Вільна енергія Гіббса й вільна енергія Гельмгольца як функції стану системи. Критерії рівноваги й спонтанного протікання процесів у закритих системах. Об’єднаний I і II закон термодинаміки. Термодинамічні потенціали й характеристичні функції, натуральні змінні характеристичних функцій. Залежність вільної енергії Гіббса й вільної енергії Гельмгольца від температури і тиску для ідеальних і реальних газів. Фугітивність і коефіцієнт фугітивності. Хімічний потенціал як критерій термодинамічної рівноваги й спонтанного протікання процесів у відкритих системах. Співвідношення Максвелла, рівняння Гіббса-Дюгема. Загальні критерії термодинамічної рівноваги й спонтанного протікання процесів в ізольованих, закритих і відкритих системах. Кількість годин: лекції – 7; семінарські та практичні заняття – 6; самостійна робота – 9.

Заліковий модуль II «Термодинаміка розчинів і фазові рівноваги»

Змістовий модуль VI. Термодинаміка розчинів. Розчини (визначення, класифікація). Способи виразу концентрації розчинів. Термодинамічні функції ідеальних розчинів газів. Внутрішня енергія, ентропія, вільна енергія Гельмгольца, хімічні потенціали, парціальні термодинамічні величини. Ідеальна розчинність газів, залежність розчинності газів від температури. Рівновага рідкий розчин - насичена пара. Вираз хімічного потенціалу компонентів розчину через тиск насиченої пари й фугітивність. Закони Рауля і Генрі, ідеальні й гранично розведені розчини. Реальні розчини, відхилення від закону Рауля, активність компонентів розчину, коефіцієнт активності. Розчинність твердих речовин з утворенням ідеальних і неідеальних розчинів. Температура топлення і кипіння розчинів нелетких речовин. Явище осмосу, термодинаміка осмотичного тиску, рівняння Вант-Гоффа. Зворотний осмос. Перший закон Коновалова, фракційна перегонка, ректифікація. Другий закон Коновалова, азеотропні розчини. Кількість годин: лекції – 9; семінарські та практичні заняття – 2; самостійна робота – 16.

Змістовий модуль VII. Фазова рівновага в однокомпонентних системах. Рівновага фаз в однокомпонентних системах. Умови рівноваги, правило фаз Гіббса. Тиск насиченої пари і його залежність від температури. Рівняння Клапейрона-Клаузіуса. Фазові переходи першого і другого роду, зміна молярної ентропії, молярного об'єму, теплоємності, ізотермічної стискальності й ізобаричного коефіцієнту об'ємного розширення. Фазові поля, фігуративні точки, лінії фазової рівноваги і їхні рівняння, потрійна точка, критичний стан. Діаграма стану диоксиду вуглецю, сублімація й десублімація. Діаграма стану води, залежність температури топлення води від тиску. Діаграма стану сірки, метастабільні стани, енантіотропні фазові переходи, правило Оствальда. Монотропні фазові переходи, діаграма стану бензофенону. Кількість годин: лекції – 7; семінарські та практичні заняття – 7; самостійна робота – 10.

Змістовий модуль VIII. Фазова рівновага в двокомпонентних системах. Діаграма стану двокомпонентних систем із простою евтектикою. Правило горизонталі, правило важеля. Фазова діаграма двокомпонентних систем з утворенням обмежених і необмежених розчинів у твердих фазах. Діаграма стану двокомпонентних систем з утворенням хімічної сполуки, що плавляться конгруентно й інконгруентно. Рідини, що обмежено змішуються. Верхня і нижня критичні температури розчинності, визначення, правило Алексєєва. Принципи побудови діаграм фазової рівноваги. Криві охолодження, термічний і диференційно-термічний аналіз. Кількість годин: лекції – 6; семінарські та практичні заняття – 8; самостійна робота – 10.

Змістовий модуль IX. Фазова рівновага в трикомпонентних системах. Трикутні діаграми Гіббса-Розебума, їхні властивості. Діаграми стану трикомпонентних сумішей рідин з обмеженою взаємною розчинністю. Закон розподілу і екстракція. Кількість годин: лекції – 2; семінарські та практичні заняття – 4; самостійна робота – 4.

Заліковий модуль III «Хімічна рівновага і статистична термодинаміка»

Змістовий модуль X. Хімічна рівновага. Пряма й зворотна реакції, динамічність і рухливість хімічної рівноваги, термодинамічні умови хімічної рівноваги. Закон дії мас, термодинамічне виведення, константи рівноваги для ідеальних і реальних газових реакційних сумішей і розчинів. Ізобарний потенціал хімічної реакції, рівняння ізотерми хімічної реакції. Стандартний ізобарний потенціал хімічної реакції. Співвідношення між константами рівноваги, вираженими через парціальні тиски, мольні долі, молярно-об'ємну концентрацію, вплив тиску на хімічну рівновагу. Принцип Ле-Шательє-Брауна, застосування до реакції синтезу аміаку. Залежність хімічної рівноваги від температури у вузькому діапазоні температур. Рівняння ізобари й ізохори хімічної реакції. Зміна стандартного ізобарного потенціалу хімічної реакції в широкому діапазоні температур. Обчислення константи рівноваги при довільній температурі за методом Тьомкіна-Шварцмана, застосування теплової теореми Нернста до розрахунку констант рівноваги. Хімічна рівновага при протіканні хімічної реакції в гетерогенних системах. Кількість годин: лекції – 9; семінарські та практичні заняття – 12; самостійна робота – 12.

Змістовий модуль XI. Елементи статистичної термодинаміки. Основні постулати статистичної термодинаміки. Функції розподілу і їхні властивості, основні типи ансамблів. Сума за станами і її зв’язок з термодинамічними функціями. Молекулярна сума за станами ідеального газу. Розрахунок термодинамічних функцій ідеальних газів статистичними методами. Теорема про розподіл за ступенями волі. Розрахунок хімічної рівноваги статистичними методами. Кількість годин: лекції – 6; семінарські та практичні заняття – 4; самостійна робота – 8.

Основна

1. Герасимов Я. И., Древинг В. П., Еремин Е. Н., Киселев А. В., Лебедев В. П., Панченков Г. М., Шлыгин А. И. Курс физической химии. Т. 1. М. Химия, 1970. 592 с.
2. Пригожин И., Кондепуди Д. Современная Термодинамика. От тепловых двигателей до диссипативных структур. М.: Мир, 2002.
3. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. М.: Высшая школа, 1999. 527 с.
4. Эткинс П. Физическая химия / Пер. с англ. Бутина К. П.Т 1 и 2. М.: Мир, 1980. 580 и 584 с.
5. Кудряшов И.В., Каретников Г.С. Сборник примеров и задач по физической химии. М.: Высшая школа, 1991. 527 с.
6. Еремин В.В. Каргов С.И., Успенская И.А. и др. Задачи по физической химии: Учебное пособие. М.: «Экзамен», 2003. -320 с.
7. Физическая химия. Теоретическое и практическое руководство. Уч. пособие для вузов / Под ред. Никольского Б. П. Л.: Химия, 1987. 880 с.

Додаткова

1. Н.М.Бажин, В.А.Иванченко, В.Н.Пармон Термодинамика для химиков. – 2-е изд., перераб. и доп. – М. Химия, КолосС, 2004. – 416 с. ил.
2. Василь Гомонай, Олена Гомонай. Фізична хімія. Частина 1. – Ужгород: Мистецька лінія, 2003.
3. Полторак О. М. Термодинамика в физической химии. М.: Высшая школа, 1991. 319 с.
4. Еремин В.В. Каргов С.И., Успенская И.А. и др. Основы физической химии. Теория и задачи: Учебное пособие для вузов. М.: «Экзамен», 2005. -480 с.
5. Эткинс П. Физическая химия / Пер. с англ. Бутина К. П.Т 1 и 2. М.: Мир, 1980. 580 и 584 с.
6. В.С.Музыкантов, Н.М.Бажин, В.Н.Пармон, Н.Н.Булгаков, В.А.Иванченко. Задачи по химической термодинамике. – 2-е изд., исправленное – М. Химия, КолосС, 2004. – 120 с. ил.
7. Полторак О. М. Термодинамика в физической химии. М.: Высшая школа, 1991. 319 с.
8. А.Мюнстер Химическая термодинамика – М. Едиториал УРСС – 2-е изд., стереотипное –2002. 296 с.
9. Смирнова Н. А. Методы статистической термодинамики в физической химии. М.: Высшая школа, 1982. 456 с.

Розділ «Хімічна кінетика»

Заліковий модуль I «Кінетика хімічних реакцій»

Змістовий модуль I. Формальна кінетика Хімічна кінетика - наука про швидкості і механізми хімічних реакцій. Основні поняття хімічної кінетики. Визначення швидкості реакції. Константа швидкості і порядок реакції. Реакції змінного порядку і змінювання порядку під час реакції (на прикладі утворення НВг). Кінетичний закон дії мас і межі його застосування. Складання кінетичних рівнянь для відомого механізму реакції. Пряма і зворотна задачі хімічної кінетики Залежність константи швидкості від температури. Рівняння Арреніуса. «Ефективна» та «істинна» енергії активації. Складні реакції. Принцип незалежності швидкостей елементарних стадій. Методи складання кінетичних рівнянь. Оборотні реакції першого порядку. Визначення елементарних констант за експериментальними даними. Паралельні реакції. Послідовні реакції на прикладі двох прямих реакцій першого порядку. Кінетичні криві накопичення окремих продуктів і визначення констант швидкості за експериментальними. Кінетичний аналіз процесів, які протікають через утворення проміжних продуктів. Принцип стаціонарності Боденштейна. Межі його застосування Рівняння Міхаеліса-Ментена. Кількість годин: лекції – 13; семінарські та практичні заняття – 27; самостійна робота – 19.

Змістовий модуль II. Ланцюгові та фотохімічні реакції Ланцюгові реакції. Елементарні процесії зародження, продовження, розгалуження і обриву ланцюгів. Довжина ланцюгу. Різноманітні методи розрахунку швидкості нерозгалужених ланцюгових реакцій Застосування методу стаціонарності для складання кінетичних рівнянь нерозгалужених ланцюгових реакцій. Розгалужені ланцюгові реакції і їх відкриття М.М. Семеновим. Фотохімічні реакції. Елементарні фотохімічні процеси та їх параметри. Фотохімічні активні частинки. Зміна фізичних і хімічних властивостей молекул при електронному збудженні. Квантовий вихід фотохімічних процесів. Закон фотохімічної еквівалентності Ейнштейна. Кількість годин: лекції – 6; семінарські та практичні заняття – 6; самостійна робота – 6.

Змістовий модуль III. Основи молекулярно-кінетичної теорії та теорії активованого комплексу. Режим протікання реакцій, кінетична область, область зовнішньої та внутрішньої дифузії. Залежність режимів протікання реакції від радіуса пор і розміру гранул каталізатора. Параметр Тіле. Кінетика реакцій у внутрішній дифузійній області для реакцій першого порядку. Енергія активації в кінетичній і внутрішній дифузійній області. Елементарні акти хімічних реакцій і фізичний смисл енергії активації. Поверхня потенціальної енергії взаємодії. Метод перехідного стану (активованого комплексу). Властивості активованого комплексу. Статистичний розрахунок константи швидкості. Основні припущення теорії активованого комплексу і область його застосування. Термодинамічний аспект теорії активованого комплексу. Ентропія активації. Співвідношення між експериментальною та істинною енергіями активації. Різноманітні форми запису основного рівняння використанні різних одиниць концентрації. Теорія зіткнень в хімічній кінетиці. Переваги і недоліки теорії зіткнень. Газокінетичний діаметр зіткнень. Розрахунок константи швидкості. Кількість годин: лекції – 6; семінарські та практичні заняття – 6; самостійна робота – 4.

Змістовий модуль IV. Мономолекулярні та тримолекулярні реакції. Мономолекулярні реакції. Теорія активованого комплексу в застосуванні, до мономолекулярних реакцій. Область застосування одержаних співвідношень. Пояснення "підвищених" і "занижених" значень предекспоненціального множника. Теорія зіткнень в застосуванні до мономолекулярних реакцій. Схема Ліндемана її застосування. Поняття про мегод Касселя. Бімолекулярні реакції. Теорія активованого комплексу і теорія зіткнень в о застосуванні до бімолекулярних реакцій. Тримолекулярні реакції. Теорія активованого комплексу і теорія зіткнень іля описання тримолекулярних реакцій. Реакції в розчинах. "Клітковий" ефект і число зіткнень молекул в рідинах. Роль сольватації в хімічній кінетиці. Кількість годин: лекції – 6; семінарські та практичні заняття – 6; самостійна робота – 5.

Заліковий модуль II «Каталіз»

Змістовий модуль V. Гомогенний каталіз. Визначення і загальні принципи каталізу. Основні каталітичні процеси в тромисловості. Механізми каталітичних реакцій. Гомогенний каталіз. Кислотно-основний каталіз. Класифікація реакцій кислотно-основного типу. Кінетика і механізм реакцій специфічного кислотного каталіза. Функція кислотності Гамета і її використання для розрахунку швидкості реакції ізокінетичних даних. Кінетика і механізм реакцій загального кислотного каталіза. Рівняння Бренстеда і його використання в кінетиці каталітичних реакцій. Кореляційні рівняння для енергії активації і теплот реакції. Кількість годин: лекції – 4; семінарські та практичні заняття – 4; самостійна робота – 4.

Змістовий модуль VI. Ферментативний каталіз. Ферментативний каталіз. Кінетика і механізм ферментативних реакцій. Температурна залежність кінетичних сталих. Субстрат та специфічність ферментів. Активні і адсорбційні центри ферментів. Кислотно-основні і простетичні групи активних центрів ферментів. Кількість годин: лекції – 2; семінарські та практичні заняття – 2; самостійна робота – 2.

Змістовий модуль VII. Гетерогенний каталіз Гетерогенний каталіз. Визначення швидкості гетерогенної каталітичної реакції. Питома активність. Явище отруєння каталізатора. Активність і селективність каталізаторів. Активні центрі гетерогенних каталізаторів. Адсорбція як стадія гетерогенних каталітичних реакцій. Енергія активації гетерогенних каталітичних реакцій. Неоднорідність поверхні каталізаторів. Метали як каталізатори, теорія мультиплетів Баландіна. Принципи «еометричної і енергетичної відповідності. Кількість годин: лекції – 2; семінарські та практичні заняття – 4; самостійна робота – 2.

Розділ «Електрохімія»

Заліковий модуль I «Електрохімія»

Змістовий модуль I. Електрохімічна рівновага. Уявлення про будову розчинів електролітів. Основні положення теорії слабких електролітів Арреніусу. Причини електролітичної дисоціації (енергія іон-іоннної й іон-дипольної взаємодії, співвідношення між енергією кристалічної гратки і енергією сольватації іону). Недоліки теорії Арреніусу. Активність і коефіцієнт активності електролітів. Іонна сила розчину. Закон іонної сили. Основні положення теорії сильних електролітів Дебая-Гюккеля. Потенціал іонної атмосфери. Рівняння для коефіцієнту активності у першому, другому та третьому наближеннях теорії Дебая-Гюккеля. Питома й еквівалентна електропровідності та їх залежність від концентрації електролітів. Метод визначення електропровідності. Рухливість іонів. Закон Кольраушу. Залежність граничної рухливості від радіуса іону та температури. Рухливість іонів гідроксонія і гідроксила. Зв’язок між рухливістю іонів та їх концентрацією (електрофоретичний і релаксаційний ефекти Віна і Дебая-Фалькенгагена, рівняння Онзагера). Числа переносу та їх залежність від концентрації електроліта і температури. Методи вимірювання чисел переносу. Закон розведення. Термодинамічна константа дисоціації. Визначення істинної степені дисоціації. Розрахування степені дисоціації і константи дисоціації слабких електролітів. Кислоти і луги. Протолітична рівновага. Гідроліз. Амфотерні електроліти. Кількість годин: лекції – 8; семінарські та практичні заняття – 26; самостійна робота – 13.

Змістовий модуль II. Кінетика електродних процесів. Електрохімічні елементи (їх кількісна характеристика – електрорушійна сила (ЕРС) та класифікація). Скачки потенціалу і ЕРС. Знаки ЕРС елементів, додавання ЕРС елементів електрохімічного ланцюгу. Метод визначення ЕРС. Нормальний елемент Вестону. Термодинаміка єлектрохімічного елементу. Виникнення скачків потенціалу на границі фаз. Будова границі електрод – розчин. Величина і знак електродного потенціалу. Залежність електродного потенціалу від концентрації розчину. Електроди порівнення (водневий, каломельний, хлорсрібний електроди). Електроди I і II роду. Окислювально-відновні електроді. Хінгідронний електрод. Концентраційні елементи без переносу. Концентраційні елементи з переносом. Дифузійний потенціал. Визначення коефіцієнтів активності електролітів по ЕРС. Акумулятори (свинцевий, лужний кадмієво-нікелевий). Паливні елементи. Електроліз. Закони Фарадея. Концентраційна поляризація. Ідеально поляризовані електроди. Електрохімічна поляризація. Напруга розкладу. Перенапруга. Теорія водневої перенапруги (рекомбінаційна теорія та теорія повільного розряду іона). Корозія металів та методи її запобігання. Полярографія (потенціал напівхвилі, граничний дифузійний струм, рівняння Ільковича). Кількість годин: лекції – 10; семінарські та практичні заняття – 23; самостійна робота – 13.

1. Визначення теплових ефектів різних процесів.
2. Залежність тиску насиченої пари леткої речовини від температури.
3. Визначення константи хімічної рівноваги реакції омилення складного ефіру.
4. Визначення константи хімічної рівноваги реакції відновлення іонів Fe³⁺.
5. Вивчення рівноваги рідина-пар в подвійних рідких системах.
6. Визначення молярної маси речовини криоскопічним методом.
7. Вивчення кристалізації розчинів при низьких температурах.
8. Вивчення взаємної розчинності в трикомпонентній системі.
9. Визначення коефіцієнту розподілу між двома рідкими фазами: оцтової кислоти, йоду.
10. Визначення швидкості реакції омилення складного ефіру.
11. Визначення швидкості реакції йодування ацетону.
12. Визначення швидкості розкладу пероксиду водню газометричним методом.
13. Визначення швидкості розкладу сечовини у водних розчинах методом електропровідності.
14. Вимірювання електропровідності розчину електроліту і розрахунок константи дисоціацій.
15. Кондуктометричне титрування.
16. Визначення чисел переносу в розчинах електролітів.
17. Визначення ЕРС елементу Якобі-Даниеля.
18. Визначення буферної елекості методом потенціометричного титрування.
19. Визначення ЕРС концентраційних ланцюгів.
20. Визначення РН гідроутворення.

1. Герасимов Я. И., Древинг В. П., Еремин Е. Н., Киселев А. В., Лебедев В. П., Панченков Г. М., Шлыгин А. И. Курс физической химии. Т. 1, 2. М. Химия, 1970. 592 с.
2. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. М.: Высшая школа, 1999. 527 с.
3. "Физическая химия",/под ред. Годнеева Н.Н.,Краснова К.С./М.:Высш.Шк., 1982.
4. Панченко Г.М., Лебедев В.П. "Химическая кинетика и катализ",-М.:Химия,1985
5. Антропов Л.Н. "Теоретическая электрохимия"-М.:Высшая школа,1975
6. Болдырев А.Н. "Физическая и коллоидная химия",-М.: Высш.Шк.,1974
7. Голиков Г.А. "Руководство по физической химии", –М.:Высшая школа, 1988
8. Еремин Е.Н. "Основы химической термодинамики", –М.:Высшая школа, 1978
9. Каданер Л.І "Фізична і колоїдна хімія".-К.: Вища школа,1971
10. Кнорре Д.Т. "Физическая химия", –М.:Высшая школа, 1990
11. Эммануэль Н.М.,Кнорре Д. "Курс химической кинетики", –М.:Высшая школа, 1984.
12. "Практикум по физической химии" /под ред.С.В.Горбачева/, –М.:Высшая школа, 1974.
13. "Практикум по электрохимии" /под ред.Б.Б.Дамаскина/, –М.:Высшая школа, 1991
14. "Лабораторный практикум по теоретической электрохимии"/ под ред. А.И.Левина/, –М.:Металлургия, 1966.
15. Кудряшов И.В.,Каретников "Сборник примеров и задач по физической химии", – М.:Высшая школа, 1991.
16. Ніколаєвський А.М.,Пейчева Г.І.,Пржегорлінська Р.В. "Збірник задач і вправ з фізичної хімії" (ч.П),-Донецьк. 2000.
17. Кузнецова Е.М., Байрамов В.М., Федорович Н.В. "Физическая химия в вопросах и ответах", –М.:Высшая школа, 1991.