C1800 Chemie pro fyzikální obory

Přírodovědecká fakulta
jaro 2025
Rozsah
3/1/0. 3 kr. (plus ukončení). Ukončení: zk.
Vyučováno kontaktně
Vyučující
doc. Mgr. Markéta Munzarová, Dr. rer. nat. (přednášející)
Mgr. Hugo Semrád, 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. 2. až So 24. 5. St 8:00–9:50 B11/305, Pá 8:00–9:50 F4,03017
Předpoklady
Absolvování základních fyzikálních kurzů v rozsahu doporučeného studijního plánu prvních tří semestrů oboru Nanotechonologie.
Omezení zápisu do předmětu
Předmět je nabízen i studentům mimo mateřské obory.
Mateřské obory/plány
Cíle předmětu
Cílem předmětu je vybavit studenty vhledem do chemického uvažování na poli obecné, fyzikální, anorganické a organické chemie.
Výstupy z učení
Pevný základ na poli obecné, fyzikální, organické a anorganické chemie. Prohloubení porozumění struktuře látek získané ve fyzikálních předmětech, obohacené o vhled do reaktivity. Dovednosti nutné pro porozumění chemické literatuře na poli bakalářského nebo diplomového projektu.
Osnova
  • 1. Atomy: Kvantový svět
  • 1.1 Kvantová teorie: vlnové funkce a hladiny energie. 1.2 Atom vodíku: hlavní kvantové číslo. 1.3 Atomové orbitaly. 1.4. Elektronový spin. 1.5 Orbitální energie. 1.6 Výstavbový princip. 1.7 Efektivní náboj a Slaterova pravidla. 1.8 Atomový a iontový poloměr. 1.9 Ionizační energie a elektronová afinita. 1.10 Efekt inertního páru a diagonální vztahy. 1.11 Obecné vlastnosti prvků.
  • 2. Chemické vazby
  • 2.1 Iontové vazby a interakce mezi ionty. 2.2 Elektronové konfigurace iontů a Lewisovy symboly. 2.3 Povaha kovalentní vazby a Lewisovy struktury. 2.4 Polyatomické Lewisovy struktury a resonance. 2.5 Formální náboj. 2.6 Výjimky z oktetového pravidla. 2.7 Iontové vs. kovalentní vazby: Elektronegativita a polarizovatelnost. 2.8 Síly a délky chemický vazeb, rotační hladiny a vibrační spektra.
  • 3. Molekulový tvar a struktura
  • 3.1 Základní model VSEPR a molekuly s volnými páry na centrálním atomu. 3.2 Polární molekuly. 3.3 Teorie valenčních vazeb. 3.4 Sigma a pí vazby, hybridizace orbitalů. 3.5 Vazby v uhlovodících a charakteristiky dvojných vazeb. 3.6 Molekulové orbitaly pro dvouatomové molekuly A2 a elektronové konfigurace. 3.7 Pí molekulové orbitaly planárnách uhlovodíků.
  • 4. Vlastnosti plynů, kapalin a pevných látek
  • 4.1 Aplikace stavové rovnice ideálního plynu. 4.2 Stechiometrie reagujících plynů. 4.3 Směsi plynů. 4.4 Odchylky od ideality. 4.5 Stavové rovnice reálných plynů. 4.6 Původ mezimolekulárních síl. 4.7 Síly ion-dipólové, dipoól-dipólové, Londonovy, vodíkové, repulzní.
  • 5. Termodynamika: 1. zákon
  • 5.1 Systémy, stavy a energie. 5.2 Entalpie. 5.3 Přenosy tepla za konstantního tlaku a entalpie fyzikálních přeměn. 5.4 Reakční entalpie a vztah ke změně vnitřní energie. 5.5 Hessův zákon a tepelné výstupy vybraných druhů reakcí. 5.6 Born-Haberův cyklus.
  • 6. Termodynamika: 2. a 3. zákon
  • 6.1 Entropie. 6.2 Spontánní změna. 6.3 Entropie a míra neuspořádanosti. 6.4 Globální změny entropie: Systém, okolí, a celková změna entropie. 6.5 Gibbsova volná energie a neexpanzní práce. 6.6 Vliv teploty.
  • 7. Fyzikální a chemické rovnováhy
  • 7.1 Fáze a fázové přechody. 7.2 Rozpustnost. 7.3 Rozpustnost plynu v kapalině a Henryho zákon. 7.4 Molarita a molalita roztoku. 7.5 Raoultův zákon. Zvýšení bodu varu a snížení bodu tání. Osmóza. 7.6 Reakce v rovnováze: vratnost, rovnováha a zákon působení hmoty. 7.7 Rovnovážná konstanta vyjádřená pomocí parciálních tlaků. 7.8 Ovlivnění rovnováhy: Změna množství reaktantů/produktů, vliv tlaku a vliv teploty. 7.9 Katalyzátory a Haberův přínos.
  • 8. Kyseliny a báze, vodné rovnováhy
  • 8.1 Povaha kyselin a bazí. 8.2 Broensted-Lowryho kyseliny a báze. 8.3 Lewisovy kyseliny a báze. 8.4 Výměna protonů mezi molekulami vody a škála pH. 8.3 Slabé a silné kyseliny a báze. 8.5 Struktura molekul a síla kyselin. 8.6 Titrace silných kyselin silnýi zásadami. 8.7 Rozpustnostní rovnováhy.
  • 9. Elektrochemie
  • 9.1 Reprezentace redoxních reakcí. 9.2 Poloreakce a vyrovnání redoxních reakcí. 9.3 Galvanické články. 9.4 Struktura článků, člákové potenciály a Gibbsova volná energie reakce. 9.5 Elektrolytické články. 9.6 Elektrolýza a její aplikace. 9.4 Vliv na materiály a koroze.
Literatura
    doporučená literatura
  • ATKINS, P. W. a Loretta JONES. Chemical principles : the quest for insight. 4th ed. New York: W.H. Freeman and Company, 2008, xxv, [1026. ISBN 9780716773559. info
Výukové metody
Přednášky a procvičování s využitím tabule.
Metody hodnocení
Písemný test s maximálním ziskem 60 bodů a následující ústní pohovor. Pro úspěšné složení zkoušky je požadován zisk 30 bodů.
Informace učitele
Hodinová dotace předmětu je 2+1, přičemž účast na semináři je pro připuštění ke zkoušce požadováno.
Další komentáře
Studijní materiály
Předmět je dovoleno ukončit i mimo zkouškové období.
Předmět je vyučován každoročně.
Předmět je zařazen také v obdobích jaro 2017, jaro 2018, jaro 2019, jaro 2020, jaro 2021, jaro 2022, jaro 2023, jaro 2024.
  • Statistika zápisu (nejnovější)
  • Permalink: https://is.muni.cz/predmet/sci/jaro2025/C1800