Цілі навчання

Загальна мета:

УМІТИ: інтерпретувати фізичну суть другого закону термодинаміки для подальшого використання таких знань — умінь у фармації.

Конкретні цілі:

УМІТИ:

1. Інтерпретувати типи термодинамічних процесів.

2. Інтерпретувати характеристичні функції і їх зміни.

3. Інтерпретувати термодинамічні потенціали і їх зміни.

4. Розраховувати зміну ентропії і ізобарно-ізотермічні потенціали в різних хімічних і фізіко-хімічних процесах і оцінювати отримані результати.

Зміст навчання

Перелік теоретичних питань:

1. Визначення термодинамічних процесів: самодовільних, несамодовільних, рівноважних, оборотних, необоротних.

2. Другий закон термодінаміки. Постулат Планка.

3. Характеристичні функції і їх зміна.

4. Термодинамічні потенціали і їх зміна.

5. Рівняння Гіббса-Гельмгольца.

6. Застосування другого закону термодінаміки і рівнянь Гиббса-Гельмгольца для розрахунку змін характеристичних функцій і термодінамічних потенціалів.

7. Разрахунок зміни ентропії.

8. Розрахунок зміни ізобарно-ізотермічного потенціалу (енергії Гіббса). Застосування другого закону термодінаміки і рівнянь Гіббса-Гельмгольца у фармації.

Граф логічної структури теми: “Другий закон термодинаміки. Термодинамічні потенціали і характеристичні функції”

Джерела інформації

Основна література:

1. Фізична і колоїдна хімія/ В.І Кабачний, Л.К. Осіпенко, Л.Д. Грицан та ін.; За заг. ред. В.І. Кабачного.- Харків.: Вид-во УкрФА «Прапор», 1999. -С. 28-38.

2. Фізична та колоїдна хімія. Збірник задач / В.І. Кабачний, Л.К. Осипенко, Л.Д. Грицан та ін.; Під ред. В.І.Кабачного. - Харьків: Вид-во НФАУ „Золоті сторінки", 2001. -С. 18-19.

3. Лекція з теми.

Додаткова література:

1. Физическая и коллоидная химия/ В.И. Кабачный, Л.К. Осипенко, Л.Д. Грицан и др..: Под об.ред. В.И. Кабачного.-Харьков.: Издательство УкрФА «Прапор», 2005.- С. 1-29.

Орієнтовна основа дії

Алгоритм рішення задач — див. заняття 1.

Набір завдань для перевірки досягнення конкретних цілей навчання

Тест 1

Термохимічні розрахунки дозволяють прогнозувати теплові ефекти тих або інших реакцій, які лежать в основі синтезу лікарських препаратів. Для розрахунку теплового ефекту реакції при підвищеній температури слід використовувати рівняння:

А. Кірхгофа

В. Больцмана

С. Ізобари

D. Ізотерми

Е. Ізохори

Тест 2

У ізольованій системі для визначення можливості і напряму протікання самодовільних процесів використовують зміну термодинамічній функції:

А. Ентальпії

В. Ентропії

С. Енергії Гиббса

D. Енергії Гельмгольца

Е. Внутрішньої енергії

Тест 3

Ентропія - міра неупорядоченності системи. В ході хімічних і біохімічних реакцій величина ентропії може змінюватися. Вкажіть, не проводячи розрахунків, в якому з приведених процесів ентропія зростає.

А. СН₄ (г) + С1₂ (г) = СНзСІ (г) +НС1

В. 4А1(т) + 3С (т) = АlС₃ (т)

С. С (графіт) +СО₂ (т) = 2СО (г)

D. Н₂ (г) + С1₂ (г) = 2 НС1 (г)

Е. 4 НС1 (г) +О₂ (г) = 2Сl₂ (г) + 2Н₂О

Тест 4

Ентропія - міра невпорядкованості системи. Ентропія системи зменшується в процесі:

А. Дисоціації

В. Сублімації

С. Випаровування

D. Полімеризації

Е. Плавлення

Тест 5

Йодоформ при зберіганні мимоволі розкладається з утворенням йоду. Яка з термодінамічних функцій може служити критерієм спрямування цього процесу при постійних V і Т?

А. Внутрішньої енергії

В. Енергії Гіббса

С. Ентальпія

D. Ентропія

Е. Енергія Гельмгольца

Тест 6

Розрахуйте зміни ентропії при перетворенні 0,1 кг води, узятої при 0°С, в пар при 120°С. Питома теплота випаровування води при 100°С дорівнюється 2,255 кДж/г; питома теплоємність рідкої води складає 4,184 Дж/(г-К); питома теплоємність пари при постійному тиску рівна 19,958 Дж/(г-К).

А. 839,654 Дж/К

В. 800 Дж/К

С. 300 Дж/К

D.139,654 Дж/К

E. 339,654 Дж/К

Еталони відповідей до рішення цільових навчальних завдань:

тест 1-А, тест 5-Е, тест 6 - А

Короткі методичні вказівки до роботи на практичному занятті

На початку заняття перевіряється підготовленність студентів до заняття шляхом усного опитування, або тестування. Далі студенти студенти працюють самостійно у відповідності до ООД, викладених у методичних вказівках. Рішення ситуаційних задач оформлюється в робочому журналі. Далі проводиться поточний контроль за темою (набори тестів). Потім розглядаються результати самостійної роботи, аналізуються помилки, підводяться підсумки заняття.

3. Заняття 3

   1. Термодинаміка хімічної рівноваги. Константи рівноваги. Рівняння ізотерми хімічної реакції. Залежність константи рівноваги від температури

Актуальність теми

Положення хімічної рівноваги характеризує та межа, до якої в даних умовах реакція може протікати без витрати енергії ззовні. Для кожної реакції існують співвідношення між концентраціями речовин при рівновазі, яка при постійній температурі є незмінною. Це співвідношення визначається константою рівноваги. Реакції найчастіше здійснюються при постійній температурі і постійному тиску. У таких випадках умовою хімічної рівноваги є мінімальне значення ізобарно-ізотермічного потенціалу. Константа рівноваги пов'язана із стандартною зміною цього потенціалу (рівняння ізотерми реакцій). Вивчення хімічної рівноваги з використанням рівнянь ізотерми, ізобари і ізохори реакцій відіграє велику роль як при теоретичних дослідженнях, так і при вирішенні практичних завдань.