Charakteristika kurzu C4660 Základy fyzikální chemie, JS 2016/17 Vyučující: doc. Markéta Munzarová, Dr. Dominik Heger, doc. Jan Hrbáč Cíle: A. Porozumění konceptům s ohledem na dříve, souběžně a později probíhající kurzy. B. Postupné budování abstrakce. C. Zběhlost v praktických výpočtech se silným důrazem na základy a aplikace termodynamiky. Proto cvičení u tabule se 3 testy během semestru. Okruhy: I. Struktura. 3 přednášky, 2 MM + 1 DH. II. Termodynamika. 7 přednášek 6 MM + 1 DH III. Kinetika a rovnovážná elektrochemie, 3 přednášky. 2 DH + 1 JH. Témata odsunutá do podzimního semestru: Reálné plyny. Reálné roztoky. Transportní vlastnosti. Aplikace standardních potenciálů. Statistická termodynamika. Povrchy Zkouška: Písemná, nikoli elektronická, v délce trvání 2 hodiny. Všechna zadání ze semináře budou zpřístupněna i těm, kteří nemají seminář zapsán, aby byly ospravedlněny výpočetní úlohy. Literatura: Atkins (český překlad0. Osnova : 1. Atomové orbitaly. Planckův vztah, vlnový charakter částic, vlnové funkce pro příklad částice na kruhu. Hledání vlnových funkcí a energií, pojem operátoru jako prostředku k nalezení obojího. Fyzikální přijatelnost vlnových funkcí a důsledek: kvantování energie. Rozložení pravděpodobnosti. Atomové orbitaly: fyzikální význam kvantových čísel a význam různých způsobů znázorňování. Energie AO, efektivní náboj, Slaterova pravidla. 2. Molekulové orbitaly. Vznik chemické vazby na příkladu molekulového iontu H[2]^+. Molekulové orbitaly jako lineární kombinace atomových, příspěvky k energii, vazebný a protivazebný MO z hlediska energie a elektronové hustoty. Elektronová struktura dvouatomových molekul: porovnání popisu molekulovými orbitaly a pomocí hybridizace. Vztah k experimentu. 3. Interakce elektromagnetického záření s molekulami. Vnímání barev, barvy komplementární, aditivní a subtraktivní. Obecný úvod do spektroskopie: dělení spektroskopií, vlastnosti světla, podmínky pozorování spektrálních přechodů. Záření černého tělesa, Boltzmanovo rozdělení energií, Einstienovy koeficienty přechodů. Spektra a jejich charakteristiky: čarová, pásová. Zavedení pojmů transmitance, absorptance, reflektance, absorbance. Přehled základů některých spektrálních metod: rotační, vibrační, elektronové a difrakční spektroskopie. 4. Ideální plyn a první věta termodynamiky Tlak (p), teplota (T), nultá věta termodynamiky. Boylův zákon, Charlesův zákon a Avogadrův princip. Stavová rovnice ideálního plynu. Teplo (q), vnitřní energie (U), výpočet pro jednoatomový plyn. Stavové a nestavové veličiny. První věta termodynamiky. Expanzní práce, pojem přírůstku (diferenciálu) dráhy, objemu (V) a práce (W), geometrický význam určitého integrálu. Vratná změna. 5. Termochemie, enthalpie a entropie. Předávání tepla: kalorimetrie, tepelná kapacita a molární tepelná kapacita. Enthalpie (H) a její změna, vztah ke změně U. Změna H s T. Standardní změny enthalpie, Hessův zákon. Standardní tvorné enthalpie, Born-Haberův cyklus. Pojem disperze energie, entropie (S) jako reverzibilní změna tepla při dané teplotě. 6. Druhá a třetí věta termodynamiky, zaměření na systém. Výpočet změny entropie pro izotermální expanzi ideálního plynu, druhá věta termodynamiky. Boltzmannův vztah pro entropii, Clausiova nerovnost. Třetí věta termodynamiky. Výhodné termodynamické funkce: Helmholtzova (A) a Gibbsova (G) energie. Přírůstky G, A pro konstatní T. Kritéria spontánní změny pro konstantní T,V a konstantní T,p. Maximální dostupná práce a maximální neexpanzní práce. 7. Reakční Gibbsova energie. Výpočet změny G doprovázející reakci (DG). Definice a výpočet standardní reakční Gibbsovy energie (DG^0) a standardní Gibbsovy energie tvorby sloučeniny. Minimum G, rozsah reakce ξ. Posouzení průběhu funkce jedné proměnné pomocí směrnice. Spontaneita chemických reakcí. Reakční Gibbsova energie D[r]G, reakce exergonické a endergonické. Popis rovnováhy pro přeměnu ideálního plynu a obecnou reakci. 8. Fázové přechody čistých látek. Jednoduché směsi I. Pojem fáze, fázový diagram čisté látky (H[2]O), Gibbsovo fázové pravidlo. Popis složení směsi v TD: Parciální molární objemy složek ve směsi. Chemické potenciály kapalin. Ideální roztok na příkladu směsi benzen-toluen, Raoultův zákon. 9. Jednoduché směsi II. Fázový diagram dvousložkového systému. Diagramy s tlakem par. Diagramy teplota-složení. Destilace směsí, azeotropy. Fázové diagramy rovnováhy kapalina-kapalina. Aktivity: rozpouštědlo, rozpuštěná látka, regulární roztok, ionty v roztoku. 10. Chemická rovnováha Reakční kvocient (Q). Závislost reakční Gibbsovy energie na reakčním kvocientu, termodynamická rovnovážná konstanta (K). Zápis a výpočet K. Ovlivnění rovnováhy změnou tlaku a Le Chatelierův princip. Ovlivnění exotermních a endotermních reakcí teplotou. Van’t Hoffova rovnice a měření reakční enthalpie. Hodnota K při různých teplotách. 11. Rychlosti chemických reakcí I. Empirická chemická kinetika. Monitorování změny tlaku pro rozklad N[2]O[5]. Definice reakční rychlosti jako směrnice tečny ke křivce závislosti koncentrace na čase. Rychlosti spotřeby reaktantů a tvorby produktů. Rychlostní zákon a konstanta, reakční řád. Určení rychlostního zákona metodou počátečních rychlostí. Teplotní závislost reakční rychlosti: Arrheniova rovnice. 12. Rychlosti chemických reakcí II. Jednotlivé typy reakcí. Reakce prvního řádu. Poločas a střední doba života. Přibližování koncentrací jejich rovnovážným hodnotám. Rychlostní zákon reakce druhého řádu. Následné reakce. změna koncentrace s časem, aproximace stacionárního stavu, rychlost určující krok, kineticky a termodynamicky řízené reakce. Řetězová reakce. Kinetika fluorescence. 13. Rovnovážná elektrochemie. Iontová síla, Debye-Hückelův zákon. Poloreakce, typy elektrod. Rozepsání reakce, zápis reakčního kvocientu poloreakcí. Druhy a zápis článků. Elektromotorická síla E a vztah k D[r]G. Nernstova rovnice, standardní článkový potenciál E^0. Články v rovnováze: výpočet K z E^0 a výpočet E^0 pomocí dvou jiných standardních potenciálů.