C3420 Fyzikální chemie

Přírodovědecká fakulta
jaro 2016
Rozsah
3/0/0. 3 kr. (plus ukončení). Ukončení: zk.
Vyučující
doc. Mgr. Markéta Munzarová, Dr. rer. nat. (přednášející)
doc. Mgr. Dominik Heger, Ph.D. (přednášející)
doc. Mgr. Jana Pavlů, Ph.D. (cvičící)
Garance
doc. Mgr. Markéta Munzarová, Dr. rer. nat.
Ústav chemie – Chemická sekce – Přírodovědecká fakulta
Dodavatelské pracoviště: Ústav chemie – Chemická sekce – Přírodovědecká fakulta
Rozvrh
Po 17:00–17:50 C12/311, Pá 8:00–9:50 A08/309
Předpoklady
! C4660 Základy fyzikální chemie && ! C4020 Pokročilá fyzikální chemie && ! NOWANY ( C4660 Základy fyzikální chemie , C4020 Pokročilá fyzikální chemie )
Omezení zápisu do předmětu
Předmět je nabízen i studentům mimo mateřské obory.
Mateřské obory/plány
Cíle předmětu
A. Porozumění základním konceptům fyzikální chemie s ohledem na jejich obvyklé dotace ve středoškolské látkce a úlohách chemické olympiády B. Postupné budování abstrakce (tomu je podřízena časová následnost jednotlivých témat) C. Poskytnutí FCH základu využitelného v simultánně probíhajících a navazujících VŠ kurzech
Osnova
  • 1. Vlastnosti plynů a úvod do matematických pojmů 1.1 Ideální plyn. Pojem tlaku, měření tlaku, pojem teploty, nultá věta termodynamiky. Boylův zákon, Charlesův zákon a Avogadrův princip. Funkce jedné proměnné. Stavová rovnice ideálního plynu, pojem funkce dvou proměnných. 1.2 Reálné plyny. Mezimolekulové interakce, van der Waalsova rovnice reálného plynu. 2. První věta termodynamiky 2.1 Základní koncepty. Teplo, práce a energie. Pojem vnitřní energie a příklad výpočtu pro jednoatomový plyn. Pojem stavové a nestavové veličiny, analogie k pojmu nadmořské výšky dvou míst na mapě a délky cesty spojující tato místa. První věta termodynamiky. Expanzní práce, pojem přírůstku (diferenciálu) dráhy, objemu a práce, pojem určitého integrálu. Pojem vratné změny. Předávání tepla: kalorimetrie, tepelná kapacita a molární tepelná kapacita. Enthalpie a její změna, vztah ke změně vnitřní energie. Změna enthalpie s teplotou. 2.2 Termochemie. Standardní změny enthalpie, Hessův zákon, standardní tvorné enthalpie. 3. Druhá věta termodynamiky 3.1 Směr spontánní změny. Pojem disperze energie, entropie jako reverzibilní změna tepla při dané teplotě, výpočet změny entropie pro izotermální expanzi ideálního plynu, druhá věta termodynamiky. Boltzmannův ztah pro entropii, Clausiova nerovnost. Třetí věta termodynamiky. 3.2 Zaměření na systém. Helmholtzova (A) a Gibbsova (G) energie. Přírůstky G, A pro konstatní teplotu a kritéria spontánní změny pro konstantní T,V a konstantní T, p. Maximální dostupná práce a maximální neexpanzní práce. Výpočet standardní reakční Gibbsovy energie, termodynamické cykly. 3.3 Spojení první a druhé věty. Vratná změna vnitřní energie uzavřeného systému. Změna Gibbsovy energie s teplotou a tlakem. 4. Jednoduché směsi. 4.1 Popis složení v termodynamice. Parciální molární objemy vody a ethanolu ve směsi. Parciální molární Gibbsova funkce – chemický potenciál. Gibbsova energie mísení ideálních plynů. Chemické potenciály kapalin: ideální roztok, tlak nasycené páry pro směs benzen-toluen, Raoultův zákon. Reálné roztoky: Henryho zákon. Aktivita, koncentrace a aktivitní koeficient iontu v roztoku. Měření aktivit. Střední aktivitní koeficient elektrolytu. Debye-Hückelův limitní zákon. 4.2 Fázové diagramy. Pojem fáze, fázový diagram čisté látky (H2O), Gibbsovo fázové pravidlo. Dvousložkové směsi - binární ideální roztok: složení páry z Daltonova zákona, interpretace fázových diagramů, pákové pravidlo, destilace směsí. 5. Chemická rovnováha 5.1 Spontánní chemické reakce. Minimum Gibbsovy energie, rozsah reakce. Průběh funkce jedné proměnné, pojem směrnice, směrnice pro funkci rostoucí, klesající a pro funkci v extrému Popis směsí: parciální molární objem, parciální molární Gibbsova energie – chemický potenciál. Fundamentální rovnice chemické termodynamiky. Reakční Gibbsova energie. Popis rovnováhy pro přeměnu ideálního plynu a obecnou reakci. Reakční kvocient. Závislost reakční Gibbsovy energie na reakčním kvocientu, termodynamická rovnovážná konstanta. Zápis a výpočet rovnovážné konstanty. Určení stupně disociace v rovnováze. 5.2 Odpověď rovnováhy na podmínky. Ovlivnění rovnováhy změnou tlaku a LeChatelierův princip. Ovlivnění exotermních a endotermních reakcí teplotou. Van’t Hoffova rovnice a měření reakční enthalpie. Hodnota K při různých teplotách. 6. Rovnovážná elektrochemie. 6.1 Poloreakce, elektrody a jejich typy, katoda a anoda. Rozepsání reakce pomocí poloreakcí, zápis reakčního kvocientu poloreakce. Druhy a zápis článků. Elektromotorická síla a vztah k reakční Gibbsově energii (Nernstova rovnice). Využití Nernstovy rovnice pro výpočet změny elektromotorické síly s reakčním kvocientem. 6.2 Články v rovnováze: výpočet rovnovážné konstanty ze standardního článkového potenciálu. Výpočet standardního potenciálu pomocí dvou jiných standardních potenciálů. 6.3 Aplikace standardních potenciálů: (a) elektrochemické řady, konverze energie v biologických článcích – dýchací řetězec a oxidační fosforylace; (b) výpočet rovnovážných konstant (c) elektrochemické určení Gibbsovy a Helmholtzovy energie. 7. Elektronová struktura atomů. 7.1 Atomová spektra. Bohrova frekvenční podmínka, Planckův vztah pro kvantování energie, částicový charakter záření. 7.2 Vlnové funkce a kvantová čísla. Vlnový charakter částic z experimentu, vlnová funkce, její pravděpodobnostní interpretace, operátory jako cesta k výpočtu energie, velikosti momentu hybnosti a orientace momentu hybnosti v prostoru. Atomové orbitaly a význam kvantových čísel. 8. Elektronová struktura molekul. 8.1 Molekulové orbitaly. Oddělení pohybu elektronů a jader. Lokalizovaný popis elektronů pomocí valenčních vazeb vytvořených z hybridních orbitalů, delokalizovaný popis pomocí molekulových orbitalů. Metoda MO-LCAO na příkladu iontu H2+: analýza příspěvků k energii, vazebný a protivazebný MO z hlediska energie a distribuce elektronové hustoty. 8.2 Elektronová spektra. Barva, frekvence a energie viditelného světla. Intenzity čas a Beer-Lambertův zákon. Franck-Condonův faktor přechodu. Osudy elektronicky excitovaných stavů: fluorescence a fosforescence. 9. Klíčové metody geometrické struktury. 9.1 Nukleární magnetická rezonance. Vektorový model spinu v magnetickém poli. Kvantová čísla jaderného spinu. Hladiny energie jaderného spinu v magnetickém poli. Přechody mezi vlastními stavy a intenzity linií. Chemický posuv: delta-škála, přepočet chemického posuvu na rezonanční frekvenci. Rozsahy typických chemických posuvů pro 1H a 13C. Rezonance různých skupin jader. Jemná struktura a skalární interakční konstanta hladiny energie pro systém AX bez a se spin-spinovou interakcí. Původ dubletu 1:1, tripletu 1:2:1 a kvadrupletu 1:3:3:1. Spin-spinová interakce a torzní úhel: Karplusovy křivky. Polarizační mechanismus spin-spinové interakce. Chemicky ekvivalentní a magneticky ekvivalentní jádra. Aplikace NMR v medicíně: Magnetic Resonance Imaging. 9.2 . Vibrační spektroskopie. Vibrace dvouatomové molekuly v harmonické a anharmonické aproximaci, výběrová pravidla. Rotační struktura vibračních spekter. Polyatomické molekuly: pojem normálního módu, počty normálních módů, typické vibrační frekvence funkčních skupin, vibrační mikroskopie v biochemii. 9.3 Rentgenová difrakce. 10. Molekuly v pohybu. 10.1 Molekulový pohyb v plynech. Tlak a molekulové rychlosti, Maxwellova distribuce rychlostí. Transportní vlastnosti ideálního plynu: tok částic ve směru koncentračního gradientu, 1. Fickův zákon difúze, difúzní koeficient. 10.2 Molekulový pohyb v kapalinách. Vodivosti roztoků elektrolytů, molární vodivost a její využití k výpočtu konstanty kyselosti. Mobilita iontů, její výpočet a vztah k vodivosti. 10.3 Difúze. Termodynamický pohled: síla koncentračního gradientu. 1. a 2. Fickův zákon difúze. 11. Rychlosti chemických reakcí I. 11.1 Empirická chemická kinetika. Monitorování změny tlaku pro rozklad N2O5. Definice reakční rychlosti jako směrnice tečny ke křivce závislosti koncentrace na čase. Rychlosti spotřeby reaktantů a tvorby produktů. 11.2 Rychlostní zákon a konstanta, reakční řád. Určení rychlostního zákona metodou počátečních rychlostí. Teplotní závislost reakční rychlosti: Arrheniova rovnice.. 12. Rychlosti chemických reakcí II. 12.1 Analýza jednotlivých typů reakcí. Reakce prvního řádu. Poločas a střední doba života. Přibližování koncentrací jejich rovnovážným hodnotám. 12.2 Rychlostní zákon reakce druhého řádu 12.3 Následné reakce: změna koncentrace s časem, aproximace stacionárního stavu, rychlost určující krok. 12.4 Kineticky a termodynamicky řízené reakce. 12.5 Řetězová reakce. 12.6 Kinetika fluorescence.
Metody hodnocení
Písemná a ústní zkouška.
Další komentáře
Studijní materiály
Předmět je vyučován každoročně.
Nachází se v prerekvizitách jiných předmětů
Předmět je zařazen také v obdobích jaro 2017, jaro 2018, jaro 2019, jaro 2020, jaro 2021, jaro 2022, jaro 2023, jaro 2024, jaro 2025.