651-2201/03 – Fyzikální chemie (FCH)
| Garantující katedra | Katedra chemie a fyzikálně-chemických procesů | Kredity | 8 |
| Garant předmětu | prof. Ing. Jana Dobrovská, CSc. | Garant verze předmětu | prof. Ing. Jana Dobrovská, CSc. |
| Úroveň studia | pregraduální nebo graduální | Povinnost | povinný |
| Ročník | 2 | Semestr | zimní |
| | Jazyk výuky | čeština |
| Rok zavedení | 2022/2023 | Rok zrušení | |
| Určeno pro fakulty | FMT | Určeno pro typy studia | bakalářské |
Cíle předmětu vyjádřené dosaženými dovednostmi a kompetencemi
- používat základní termodynamické veličiny (entalpie, entropie, Gibbsova
energie) pro popis chování systémů
- popsat chemické rovnováhy - sledovat závislost rovnovážné konstanty na
vnějších faktorech (vliv teploty, tlaku)
- popsat fázové rovnováhy – podmínky fázové rovnováhy, Gibbsův fázový
zákon, fázové rovnováhy čistých látek
- definovat a používat základní pojmy chemické kinetiky – rychlost chemické
reakce, kinetické rovnice, reakční řád, rychlostní konstanta, sledovat
závislost reakční rychlosti na teplotě, na tlaku
- popsat základní články heterogenních reakcí – difúze, adsorpce; určení
limitujícího článku heterogenního procesu
- aplikovat získané teoretické poznatky na výpočetních a laboratorních
cvičeních a na různé procesy chemické praxe.
Vyučovací metody
Přednášky
Individuální konzultace
Cvičení (v učebně)
Experimentální práce v laboratoři
Anotace
Obsahem předmětu je chemická termodynamika (termodynamický popis soustav a dějů, popis chemických a fázových rovnováh) a chemická kinetika (kinetická analýza homogenních a heterogenních reakcí).
Povinná literatura:
Doporučená literatura:
Další studijní materiály
Forma způsobu ověření studijních výsledků a další požadavky na studenta
PREZENČNÍ STUDIUM
Podmínky pro udělení zápočtu na cvičení:
- 100 % účast na teoretických cvičeních a 1 omluvená neúčast – 3 body
- 2 omluvené neúčasti - 1 bod
- účast na teoretickém cvičení menší než 79% ( více než 3 neúčasti)
poskytuje možnost neudělení zápočtu
- úspěšné absolvování dvou samostatných výpočtových písemek – hodnocení
13 + 13 = max. 26 bodů
- absolvování 8 laboratorních cvičení, odevzdání a obhájení protokolů –
max. 16 bodů ( toto bodové ohodnocení představuje jak hodnocení vlastní
teoretické přípravy na danou laboratorní úlohu, tak práci v laboratoři a
hodnocení obsahové a formální stránky laboratorního protokolu včetně
jeho obhajoby)
- oprava písemky – lze opravit maximálně jednu písemku maximálně jedenkrát.
Bodové hodnocení zápočtu:
- zápočet min. bodů 20
- zápočet max. bodů 45
V celkovém zisku bodového ohodnocení zápočtu musí být obsaženo nenulové hodnocení obou výpočtových písemek (min. 4 body za písemku) a laboratorního cvičení, tzn. student musí absolvovat obě výpočtové písemky a splnit podmínky laboratorního cvičení.
Bodové hodnocení zkoušky: zkouška kombinovaná
- písemná část zkoušky - max. 15 bodů - min. 5 bodů
- ústní část zkoušky - max. 40 bodů - min. 10 bodů
V celkovém zisku bodového ohodnocení zkoušky musí být obsaženo jak nenulové hodnocení výpočtové zkouškové písemky, tak nenulové hodnocení vlastní ústní zkoušky, tzn. student musí absolvovat obě části zkoušky.
Bodové hodnocení předmětu se získá součtem bodů za cvičení a za absolvování zkoušky. Výsledná klasifikace je dána podmínkami ve Studijním a zkušebním řádu VŠB TUO.
KOMBINOVANÉ STUDIUM
Podmínky pro udělení zápočtu na cvičení:
- účast na výpočtovém soustředění - 5 bodů
- vypracování a odevzdání zadaného výpočtového programu - max.25 bodů
Bodové hodnocení zápočtu:
- zápočet min. bodů 15
- zápočet max. bodů 30
Bodové hodnocení zkoušky:
- ústní teoretická zkouška - max. 70 bodů - min. 25 bodů
Bodové hodnocení předmětu se získá součtem bodů za cvičení a za absolvování zkoušky. Výsledná klasifikace je dána podmínkami ve Studijním a zkušebním řádu VŠB TUO.
E-learning
Další požadavky na studenta
Další požadavky nejsou definovány.
Prerekvizity
Předmět nemá žádné prerekvizity.
Korekvizity
Předmět nemá žádné korekvizity.
Osnova předmětu
PŘEDNÁŠKY:
1. Úvod do předmětu. Plynný skupenský stav. Ideální plyn, základní zákony.
Chování reálných plynů, kompresibilitní faktor, viriální koeficienty,
kritický stav plynu, van der Waalsova rovnice, princip korespondujících
stavů.
2. Chemická termodynamika. Základní pojmy, soustava, termodynamické vlastnosti
soustavy, termodynamický děj, termodynamické stavové funkce. Tepelné
kapacity látek, výpočet, změny s teplotou a v průběhu chemické reakce.
I. věta termodynamická, formulace a význam. Práce ideálního plynu. Teplo za
stálého tlaku a objemu, termodynamická stavová funkce entalpie.
Termodynamická definice molových tepel.
3. Výpočet ohřevu a ochlazování látek. Reakční tepla. Termochemické zákony,
výpočet reakčních tepel. Závislost reakčního tepla na teplotě, Kirchhoffovy
zákony a jejich použití. Teoretické reakční teplota.
4. II. věta termodynamická – formulace a význam. Tepelný stroj, Carnotův
cyklus. Termodynamická stavová funkce entropie, výpočet změn entropie za
různých podmínek. Entropie z hlediska statistické termodynamiky.
5. Termodynamické potenciály – Helmholtzova a Gibbsova energie. Rozhodování o
průběhu a rovnováze dějů. Afinita. Spojení I. a II. VT, vztahy mezi
termodynamickými stavovými funkcemi, Maxwellovy rovnice. Teplotní závislost
Helmholtzovy a Gibbsovy energie, Gibbsova–Helmholtzovy rovnice a jejich
použití.
6. Parciální molární veličiny – definice, vlastnosti. Gibbs–Duhemova rovnice.
Chemický potenciál a jeho význam. Chemické rovnováhy. Rovnice reakční
izotermy, pravá termodynamická rovnovážná konstanta. Vyjadřování
rovnovážných konstant pro homogenní a heterogenní chemické reakce.
7. Výpočet rovnovážného složení, stupeň přeměny. Vliv teploty na rovnováhu
chemické reakce, rovnice reakční izobary a izochory. Vliv tlaku na
rovnováhu chemické reakce. Princip Le Chaterier–Braunův.
8. Fázové rovnováhy. Gibbsův zákon fází, fáze, skupenství, složka, stupeň
volnosti. Jednosložková soustava, fázový diagram, trojný bod. Rovnováha
jednosložkové dvoufázové soustavy, Clapeyronova a Clausius–Clapeyronova
rovnice. Rovnováha dvousložkové soustavy.
9. III. věta termodynamická. Nernstův tepelný teorém a jeho důsledky, Planckův
postulát.
10. Chemická kinetika a její význam. Kinetika homogenních chemických reakcí.
Základní pojmy, rychlost chemické reakce, Guldberg–Waagův zákon, kinetická
interpretace rovnováhy, molekularita a řád chemické reakce, mechanismus.
Kinetika reakcí1.řádu, poločas reakce. Kinetika reakcí 2. a vyšších řádů.
11. Mechanismus simultánních chemických reakcí, reakce protisměrné, souběžné a
následné, matematické řešení.
12. Závislost reakční rychlosti na teplotě, Arrheniova rovnice. Teorie reakční
rychlosti, srážková teorie a teorie absolutních reakčních rychlostí.
Závislost reakční rychlosti na tlaku.
13. Kinetika heterogenních chemických reakcí, články heterogenní kinetiky.
Difúze, molekulární difúze, I. a II. Fickův zákon, následná a souběžná
difúze, principy řešení. Vliv teploty na difúzní procesy.
14. Adsorpce, fyzikální a chemická. Adsorpce plynů na tuhé fázi. Adsorpční
izotermy, Freundlichova, Langmuirova, BET. Jednodušší aplikace spojování
článků heterogenní kinetiky.
TEORETICKÉ CVIČENÍ
1. Úvod - seznámení s časovým harmonogramem cvičení, podmínkami pro získání
zápočtu a doporučenou literaturou. Zákony pro ideální plyn a ideální
plynné směsi, stavové rovnice pro reálný plyn.
2. Definice tepelné kapacity, její závislost na způsobu převodu tepla
izobarická a izochorická tepelná kapacita), na velikosti soustavy
molární a specifická tepelná kapacita) a na teplotě (pravá a střední
tepelná kapacita, empirické závislosti).
3. Změna tepelné kapacity při chemické reakci. Ohřev a ochlazování látek za
izobarických podmínek se zohledněním izotermické fázové přeměny.
Izochorický ohřev a ochlazování ideálního plynu.
4. Reakční teplo, termochemické zákony, standardní reakční entalpie, slučovací
entalpie, spalná entalpie a jejich vzájemné souvislosti, reakční entalpie
podle Hessova zákona.
5. Závislost standardní reakční entalpie na teplotě, reakční entalpie pro
chemickou reakci s izotermickou fázovou přeměnou látek a bez této přeměny.
6. Změna entropie při ohřevu a ochlazování látek, standardní reakční entropie
a její závislost na teplotě.
7. Samostatná výpočtová práce I.
8. Standardní reakční Gibbsova energie a její závislost na teplotě.
9. Chemické rovnováhy - různé formy rovnovážných konstant pro reakce
homogenní a heterogenní, rovnovážný stupeň přeměny a jeho aplikace při
výpočtu rovnovážného složení a výpočtu rovnovážné konstanty.
10. Chemické rovnováhy - reakční izoterma pro soustavu v rovnováze a soustavu
mimo rovnováhu. Simultánní rovnováhy.
11. Chemické rovnováhy - reakční izobara, závislost rovnovážné konstanty na
teplotě, výpočet střední reakční entalpie, určení teplotní závislosti
reakční entalpie, reakční entropie a reakční Gibbsovy energie z teplotní
závislosti rovnovážné konstanty.
12. Fázové rovnováhy v jednosložkové dvoufázové soustavě – Clapeyronova a
Clausius-Clapeyronova rovnice. Teplotní závislost molární výparné
entalpie. Teplota a tlak v trojném bodě.
13. Reakční homogenní kinetika - sledování časového průběhu reakce, reakční
rychlost, integrované kinetické rovnice pro reakci 1. a 2. řádu, závislost
rychlostní konstanty na teplotě (Arrheniova rovnice)
14. Samostatná výpočtová práce II.
LABORATORNÍ CVIČENÍ
Bezpečnost práce v laboratoři, seznámení s laboratorními úlohami, základní informace o průběhu cvičení a formulace požadavků pro zpracování protokolu.
Stanovení teplotní závislosti tlaku nasycených par kapaliny a její molární výparné entalpie.
Adsorpce kyseliny šťavelové na aktivním uhlí.
Stanovení rozdělovacího koeficientu.
Stanovení hustoty vodných roztoků glycerolu v závislosti na koncentraci metodou ponorného tělíska a pyknometricky.
Termický rozklad uhličitanů.
Fázový diagram třísložkové soustavy.
Vodivostní stanovení rovnovážné konstanty elektrolytické disociace slabého elektrolytu.
Stanovení tepelné kapacity kalorimetru a spalného tepla paliv.
Hodnocení obsahové a formální úrovně protokolů, zápočet.
Podmínky absolvování předmětu
Výskyt ve studijních plánech
Výskyt ve speciálních blocích
Hodnocení Výuky