Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu - Centralny punkt logowania
Strona główna

Chemia fizyczna

Informacje ogólne

Kod przedmiotu: 0600-S1-O-CFIZ
Kod Erasmus / ISCED: 13.3 Kod klasyfikacyjny przedmiotu składa się z trzech do pięciu cyfr, przy czym trzy pierwsze oznaczają klasyfikację dziedziny wg. Listy kodów dziedzin obowiązującej w programie Socrates/Erasmus, czwarta (dotąd na ogół 0) – ewentualne uszczegółowienie informacji o dyscyplinie, piąta – stopień zaawansowania przedmiotu ustalony na podstawie roku studiów, dla którego przedmiot jest przeznaczony. / (0531) Chemia Kod ISCED - Międzynarodowa Standardowa Klasyfikacja Kształcenia (International Standard Classification of Education) została opracowana przez UNESCO.
Nazwa przedmiotu: Chemia fizyczna
Jednostka: Wydział Chemii
Grupy: Stacjonarne studia pierwszego stopnia - Chemia - Semestr 3
Stacjonarne studia pierwszego stopnia - Chemia - Semestr 4
Punkty ECTS i inne: 19.00 LUB 17.00 (zmienne w czasie) Podstawowe informacje o zasadach przyporządkowania punktów ECTS:
  • roczny wymiar godzinowy nakładu pracy studenta konieczny do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się dla danego etapu studiów wynosi 1500-1800 h, co odpowiada 60 ECTS;
  • tygodniowy wymiar godzinowy nakładu pracy studenta wynosi 45 h;
  • 1 punkt ECTS odpowiada 25-30 godzinom pracy studenta potrzebnej do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się;
  • tygodniowy nakład pracy studenta konieczny do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się pozwala uzyskać 1,5 ECTS;
  • nakład pracy potrzebny do zaliczenia przedmiotu, któremu przypisano 3 ECTS, stanowi 10% semestralnego obciążenia studenta.

zobacz reguły punktacji
Język prowadzenia: polski
Wymagania wstępne:

Znajomość podstaw matematyki, podstaw chemii, oraz chemii analitycznej.

Rodzaj przedmiotu:

przedmiot obowiązkowy

Całkowity nakład pracy studenta:

Zajęcia z udziałem nauczycieli:

Wykład – 75h

Laboratorium - 90h

Ćwiczenia – 45 h

Konsultacje – 28 h


Praca własna studenta:

Przygotowanie do zajęć, samodzielne rozwiązywanie zadań rachunkowych, sporządzanie raportów – 115 h

Przygotowanie do kolokwiów – 25 h

Przygotowanie do egzaminu – 98 h


Całkowity nakład pracy studenta:

475h (25h/ECTS) = 19 ECTS


Efekty uczenia się - wiedza:

Student

W1: zna nomenklaturę i terminologię chemiczną w zakresie chemii fizycznej i umiejętnie posługuje się podstawowymi pojęciami z tego zakresu – K_W01, K_W09

W2: formułuje zasady termodynamiki oraz zależności między funkcjami termodynamicznymi; zna i rozumie zasady rządzące procesami fizykochemicznymi niezbędnymi do zrozumienia mechanizmów zjawisk i procesów zachodzących w przyrodzie; zna na poziomie rozszerzonym zagadnienia w zakresie chemii fizycznej, w szczególności dotyczące stanów skupienia, termodynamiki i termochemii, równowag chemicznych, układów jedno- i wieloskładnikowych, przemian fazowych, zjawisk powierzchniowych i oddziaływań międzycząsteczkowych, kinetyki reakcji i elektrochemii – K_W08

W3: wie, jakie metody doświadczalne może zastosować do badania reakcji i procesów fizykochemicznych – K_W04

W4: zna metody matematyczne niezbędne w opisie zjawisk fizykochemicznych – K_W04, K_W08

W5: zna zasady bezpiecznej pracy w laboratorium i postępowania z odpadami chemicznymi – K_W16


Efekty uczenia się - umiejętności:

Student

U1: umiejętnie posługuje się podstawowymi pojęciami z zakresu chemii fizycznej – K_U01, K_U08

U2: potrafi powiązać budowę związku chemicznego z jego właściwościami fizykochemicznymi – K_U02, K_U08

U3: potrafi wykorzystać metody matematyczne do opisu zjawisk fizykochemicznych; wie jak zastosować odpowiednie wzory do jakościowego i ilościowego opisu zjawisk fizykochemicznych zachodzących w przyrodzie – K_U03, K_U04, K_U08

U4: umie przewidzieć kierunek zachodzących procesów po zmianie parametrów fizykochemicznych takich jak temperatura, ciśnienie, potencjał, stężenie; samodzielnie rozwiązuje problemy rachunkowe z wybranych działów chemii fizycznej – K_U08

U5: potrafi zastosować zasady BHP oraz odpowiednio postępować z chemikaliami podczas pracy laboratoryjnej – K_U16

U6: potrafi wykonywać pomiary, wyznaczać wielkości fizykochemiczne, przeprowadzać analizę statystyczną oraz dokonać krytycznej oceny wiarygodności wyników – K_U05


Efekty uczenia się - kompetencje społeczne:

Student

K1: wykazuje dbałość o powierzony mu sprzęt laboratoryjny, o jakość i staranność wykonywanych zadań, podejmowania odpowiedzialności za ich skutki; rozumie znaczenie uczciwości intelektualnej – K_K03; K_K08;

K2: jest gotów do podejmowania decyzji w oparciu o racjonalne przesłanki; krytycznej oceny posiadanej wiedzy i informacji – K_K01

K3: rozumie konieczność systematycznej pracy nad powierzonymi zadaniami – K_K05; K_K06

K4: samodzielnie wyszukuje potrzebne informacje i szuka rozwiązań napotkanych problemów – K_K07

K5: nawiązuje dyskusję na temat omawianych zagadnień z zakresu chemii fizycznej i efektywnie komunikuje się z grupą i nauczycielami – K_K04



Metody dydaktyczne:

Metody dydaktyczne podające:

- wykład informacyjny (konwencjonalny) z wykorzystaniem prezentacji multimedialnych.


Metody dydaktyczne poszukujące:

- laboratorium: laboratoryjna – zajęcia laboratoryjne związane są z treściami programowymi przerabianymi na wykładzie. Student wykonuje zadania samodzielnie po przygotowaniu w oparciu o dostępną instrukcję oraz zalecaną literaturę.


- ćwiczenia: okrągłego stołu, seminaryjna.


Metody dydaktyczne podające:

- wykład informacyjny (konwencjonalny)

Metody dydaktyczne poszukujące:

- laboratoryjna
- okrągłego stołu
- seminaryjna

Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika. Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazóww, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna; Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

W ramach przedmiotu chemia fizyczna realizowane jest 75 godz. wykładu, 90 godz. laboratorium i 45 godz. ćwiczeń rachunkowych.

Wykład obejmuje następujące treści

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia materii

3. Stan gazowy

1) prawa gazowe,

2) równanie stanu gazu doskonałego;

3) równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne);

3) zasada stanów odpowiadających sobie;

4) skraplanie gazów;

5) teoria kinetyczna gazów;

6) dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki

1) podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia);

2) energia wewnętrzna układu;

3) I zasada termodynamiki;

4) wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna;

5) adiabata;

6) entalpia;

7) wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna;

8) interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym;

9) entalpia przemian fizycznych;

10) stan standardowy;

11) entalpia reakcji chemicznych;

12) prawo Hessa;

13) równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki

1) cykl Carnota;

2) entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii);

3) obliczanie zmian entropii;

4) entropie absolutne i III zasada termodynamiki;

5) entropia i samorzutność reakcji;

6) konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne

1) związek między funkcjami termodynamicznymi;

2) wielkości ekstensywne, intensywne;

3) cząstkowe wielkości molowe;

4) ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych

1) potencjał chemiczny składnika mieszaniny;

2) lotność i wsp. lotności (gazy);

3) aktywność i wsp. aktywności;

4) potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze;

5) potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze;

6) potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze;

7) potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe

1) przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju;

2) opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju;

3) wykres fazowy i punkty charakterystyczne;

4) analiza termiczna;

5) reguła faz Gibbsa;

6) przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe);

3) wykresy fazowe układów ciecz-ciecz;

4) wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe;

5) analiza termiczna;

6) wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) trójkąt Gibbsa;

3) przykłady wykresów fazowych;

4) prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne

1) obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego);

2) podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia;

3) ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji

1) rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji);

2) iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji;

3) parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga

1) metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej;

2) teoria Debye'a – Hückela (atmosfera jonowa, jej grubość, graniczne prawo Debye’a-Hückla);

3) równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu, zasady);

4) amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny);

5) miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą);

6) bufory, pojemność buforowa;

7) wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport

1) równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość;

2) podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu);

3) wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej;

4) zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu;

5) teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów;

6) efekty Wiena;

7) pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa;

8) dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika

1) entalpia swobodna reakcji;

2) samorzutność reakcji;

3) reakcje sprzężone;

4) stałe równowagi chemicznej;

5) wpływ T, p na stałe równowagi,

6) reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1

1) szybkość reakcji chemicznej;

2) prawa kinetyczne;

3) rząd reakcji;

4) reakcja elementarna, molekularność;

5) nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania;

6) reakcje odwracalne i równowaga;

7) reakcje szeregowe;

8) reakcje równoległe;

9) jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych;

10) wyznaczanie rzędu reakcji;

11) techniki eksperymentalne;

12) teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ;

13) teoria absolutnej szybkości reakcji;

14) reakcje kontrolowane przez dyfuzję;

15) wyprowadzanie równań kinetycznych;

16) przybliżenie równowagowe;

17) mechanizm Lindemanna-Christiansena;

18) reakcje łańcuchowe;

19) polimeryzacja rodnikowa;

20) kinetyka kopolimeryzacji;

21) rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy;

22) spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza

1) rodzaje katalizy;

2) kataliza homogeniczna;

3) reakcje enzymatyczne;

4) inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej;

5) kataliza heterogeniczna;

6) adsorpcja;

7) kinetyka Langmuira-Hinshelwooda;

8) dezaktywacja katalizatora;

9) porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3

1) kinetyka reakcji jonowych;

2) reakcje oscylacyjne;

3) reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe

1) warstwa międzyfazowa;

2) napięcie powierzchniowe, międzyfazowe;

3) powierzchnie zakrzywione;

4) zwilżanie;

5) filmy powierzchniowe;

6) adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz;

7) adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość

1) definicja lepkości;

2) lepkość roztworów – wielkości pokrewne;

3) lepkościowo średnia masa cząsteczkowa;

4) przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a;

5) pomiar lepkości;

6) reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe

1) oddziaływania między jonami;

2) oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma;

3) oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a;

4) oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona),

5) atomowe siły odpychania;

6) oddziaływania międzycząstkowe

21. Elektrochemia - ogniwa

1) Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa).

2) Reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer).

3) Konwencja sztokholmska.

4) Standardowa Elektroda Wodorowa.

5) Notacja ogniw i półogniw.

6) Potencjały redukcji (standardowy potencjał pary redoks).

7) Ogniwa i półogniwa odwracalne (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa redoks).

8) Termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego.

9) Potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

22. Elektrochemia - przepływ prądu

1) Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera.

2) Nadnapięcie w elektrolizie.

3) Równania Tafela.

23. Elektrochemia - korozja.

1) Pojęcie korozji elektrochemicznej.

2) Mechanizm korozji żelaza.

3) Termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali.

4) Diagram Evana.

5) Diagram Pourbaix.

Ćwiczenia laboratoryjne obejmują następujące treści:

1) Ćwiczenie nr 1: Wyznaczanie stałej kalorymetru i ciepła rozcieńczania

2) Ćwiczenie nr 2: Wyznaczanie efektu cieplnego reakcji zobojętniania za pomocą mikrokalorymetru różnicowego

3) Ćwiczenie nr 4: Ebuliometryczne wyznaczanie: masy molowej nieelektrolitów lub współczynnika osmotycznego mocnych elektrolitów

4) Ćwiczenie nr 5: Wyznaczanie współczynnika podziału. Prawo Nernsta

5) Ćwiczenie nr 6: Wyznaczanie diagramu fazowego układu skondensowanego dwuskładnikowego metodą analizy termicznej

6) Ćwiczenie nr 7: Wyznaczanie izotermy rozpuszczalności w układzie trzech cieczy; Trójkąt Gibbsa

7) Ćwiczenie nr 8: Wpływ substancji powierzchniowo czynnych na napięcie powierzchniowe; Izoterma adsorpcji Gibbsa

8) Ćwiczenie nr 9: Wyznaczanie izotermy adsorpcji z roztworu

9) Ćwiczenie nr 10: Refrakcja substancji rozpuszczonej

10) Ćwiczenie nr 11: Zależność lepkości cieczy od temperatury. Wyznaczanie lepkości cieczy w wiskozymetrze Ostwalda

11) Ćwiczenie nr 11a: Zależność lepkości roztworu od stężenia

12) Ćwiczenie nr 13: Pomiar siły elektromotorycznej ogniw; Wyznaczanie potencjałów półogniw oraz iloczynów rozpuszczalności halogenków srebra

13) Ćwiczenie nr 14: Wyznaczanie zmian funkcji termodynamicznych reakcji prądotwórczej w ogniwach

14) Ćwiczenie nr 15: Entropia mieszania roztworów na podstawie pomiarów SEM ogniw stężeniowych

15) Ćwiczenie nr 16: Wyznaczanie stałej dysocjacji słabego kwasu na podstawie pomiarów SEM ogniw

16) Ćwiczenie nr 17: Zależność przewodnictwa elektrycznego mocnych elektrolitów od stężenia

17) Ćwiczenie nr 18: Przewodnictwo wody i słabych elektrolitów. Wyznaczanie stałej dysocjacji Ka słabych elektrolitów

18) Ćwiczenie nr 19: Wyznaczanie szybkości przenikania tlenu przez granicę faz powietrze-roztwór metodą woltamperometrii z wirującą elektrodą platynową

19) Ćwiczenie nr 20: Krzywa elektrokapilarna rtęci

20) Ćwiczenie nr 21: Kinetyka hydrolizy estrów w środowisku kwaśnym

21) Ćwiczenie nr 22: Kinetyka reakcji z równaniem kinetycznym I rzędu - hydroliza sacharozy

22) Ćwiczenie nr 23: Kinetyka reakcji utleniania jonów jodkowych jonami nadsiarczanowymi

23) Ćwiczenie nr 24: Wyznaczanie stałej szybkości reakcji rozkładu nadtlenku wodoru na katalizatorze węglowym

24) Ćwiczenie nr 25: Wyznaczanie stałych równania Tafela

25) Ćwiczenie nr 27: Wyznaczanie współczynnika dyfuzji substancji w układzie dwuskładnikowym

26) Ćwiczenie nr 28: Wyznaczanie współczynnika Joule’a-Thomsona gazu rzeczywistego

Ćwiczenia rachunkowe obejmują następujące treści:

1. Obliczenia pracy i ciepła w prostych przemianach fizycznych, pojemność cieplna,

2. Pojęcie funkcji stanu, obliczenia zmian energii wewnętrznej i entalpi przemian fizycznych, I zasada termodynamiki,

3. Zmiany energii wewnętrznej i entalpii w reakcjach chemicznych, ciepło reakcji, reakcje tworzenia i spalania, prawo Hessa,

3. Zależność ciepła reakcji od temperatury - prawo Kirchhoffa

4. II zasada termodynamiki - obliczenia entropii prostych procesów fizycznych, entropia reakcji

5. Obliczenia entalpii i energii swobodnej procesów fizycznych i reakcji chemicznych.

6. Stan równowagi termodynamicznej - powinowactwo standardowe i stała równowagi - prawo działania mas, wpływ temperatury i ciśnienia na stan równowagi - reguła przekory.

7. Obliczanie stałych Kp, Kx, Kc

8.Kinetyka chemiczna - obliczenia stałej szybkości oraz postępu reakcji elementarnych, reakcje równoległe i następcze, zależność

szybkości reakcji od temperatury - równanie Arrheniusa

9. Elektrochemia - przewodnictwo elektrolitów, prawo rozcieńczeń Ostwalda, SEM ogniw, równanie Nernsta, obliczanie zmian funkcji termodynamicznych na podstawie SEM ogniw.

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2. K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. Praca zbiorowa pod red. A. Bielańskiego i in., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

7. Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazĂłw i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

8. T. Engel, P. Reid, Physical Chemistry, Pearson, 3rd ed., 2013.

9. D.W. Ball, Physical Chemistry, Wadsworth, CENGAGE Learning, 2nd ed., 2015.

10. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

11. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

12. W. Ufnalski, Obliczenia fizykochemiczne, OWPW, Warszawa 1995,

13. A. Kisza, P. Freundlich, Ćwiczenia rachunkowe z chemii fizycznej, Wyd. Uniwersytetu Wrocławskiego, Wrocław, 2004.

Metody i kryteria oceniania:

Wykład: egzamin pisemny – W1-W6, U1, U3, U4, U6, K2-K4

Ćwiczenia: kolokwia, zadania do samodzielnego wykonania – W1-W4, W6, U1-U4, U6, K2-K5

Laboratorium – W1-W7, U1-U5, U7, K1-K5

Blok chemia fizyczna składa się z trzech składowych: wykład 75 godz., laboratorium 90 godz., ćwiczenia rachunkowe 45 godz.

Wykład - warunkiem zaliczenia egzaminu jest:

1) zaliczenie wszystkich składowych bloku;

2) uzyskanie min 50 % punktów z 10 losowo wybranych pytań ze zbioru ok. 200 pytań stanowiących minimum wymagań przedmiotu chemia fizyczna.

Laboratorium:

Student zobowiązany jest do wykonania 16 ćwiczeń, a uzyskane wyniki muszą być opracowane w formie pisemnego raportu, oraz zdania

czterech kolokwiów obejmujących zakres wiedzy zawartych w wykonywanych ćwiczeniach. Sprawozdania oceniane są w skali punktowej 0 - 10 w następującym podziale:

0 - 4 pkt. - przygotowanie do ćwiczenia, wstęp teoretyczny, technika pracy w laboratorium, znajomość instrukcji wykonania ćwiczenia itp.

0 - 1 pkt. - jakość otrzymanych wyników,

0 - 5 pkt. - opis wykonania ćwiczenia, obliczenia, wykresy, dyskusja wyników i wnioski itp.

Uzyskane punkty z ćwiczeń stanowią 80 % wszystkich punktów możliwych do zdobycia, pozostałe 20% to punkty otrzymane z kolokwiów.

Ćwiczenia rachunkowe:

Warunkiem zaliczenia ćwiczeń jest zdanie dwóch kolokwiów przy czym uzyskane punkty stanowią 75 % oceny końcowej; pozostałe punkty można uzyskać:

do 15 % - samodzielne wyliczenie 45 zadań i dostarczenie w formie pisemnej,

do 10 % - ocena aktywności studenta na zajęciach.

Praktyki zawodowe:

brak

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2020/21" (zakończony)

Okres: 2020-10-01 - 2021-09-30
Wybrany podział planu:
Przejdź do planu
Typ zajęć:
Ćwiczenia, 45 godzin więcej informacji
Laboratorium, 90 godzin więcej informacji
Wykład, 75 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Piotr Adamczak
Prowadzący grup: Piotr Adamczak, Magdalena Gierszewska, Sylwia Grabska-Zielińska, Izabela Koter, Stanisław Koter, Jacek Nowaczyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika. Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazów, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna; Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

W ramach przedmiotu chemia fizyczna realizowane jest 75 godz. wykładu, 90 godz. laboratorium i 45 godz. ćwiczeń rachunkowych.

Wykład obejmuje następujące treści

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia

3. Stan gazowy

1) prawa gazowe,

2) równanie stanu gazu doskonałego;

3) równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne);

3) zasada stanów odpowiadających sobie;

4) skraplanie gazów;

5) teoria kinetyczna gazów;

6) dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki

1) podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia);

2) energia wewnętrzna układu;

3) I zasada termodynamiki;

4) wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna;

5) adiabata;

6) entalpia;

7) wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna;

8) interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym;

9) entalpia przemian fizycznych;

10) stan standardowy;

11) entalpia reakcji chemicznych;

12) prawo Hessa;

13) równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki

1) cykl Carnota;

2) entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii);

3) obliczanie zmian entropii;

4) entropie absolutne i III zasada termodynamiki;

5) entropia i samorzutność reakcji;

6) konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne

1) związek między funkcjami termodynamicznymi;

2) wielkości ekstensywne, intensywne;

3) cząstkowe wielkości molowe;

4) ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych

1) potencjał chemiczny składnika mieszaniny;

2) lotność i wsp. lotności (gazy);

3) aktywność i wsp. aktywności;

4) potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze;

5) potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze;

6) potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze;

7) potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe

1) przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju;

2) opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju;

3) wykres fazowy i punkty charakterystyczne;

4) analiza termiczna;

5) reguła faz Gibbsa;

6) przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe);

3) wykresy fazowe układów ciecz-ciecz;

4) wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe;

5) analiza termiczna;

6) wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) trójkąt Gibbsa;

3) przykłady wykresów fazowych;

4) prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne

1) obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego);

2) podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia;

3) ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji

1) rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji);

2) iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji;

3) parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga

1) metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej;

2) teoria Debye'a – Hückela (chmura jonowa, grubość chmury jonowej, graniczne prawo Debye’a-Hückla);

3) równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu, zasady);

4) amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny);

5) miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą);

6) bufory, pojemność buforowa;

7) wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport

1) równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość;

2) podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu);

3) wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej;

4) zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu;

5) teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów;

6) efekty Wiena;

7) pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa;

8) dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika

1) entalpia swobodna reakcji;

2) samorzutność reakcji;

3) reakcje sprzężone;

4) stałe równowagi chemicznej;

5) wpływ T, p na stałe równowagi,

6) reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1

1) szybkość reakcji chemicznej;

2) prawa kinetyczne;

3) rząd reakcji;

4) reakcja elementarna, molekularność;

5) nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania;

6) reakcje odwracalne i równowaga;

7) reakcje szeregowe;

8) reakcje równoległe;

9) jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych;

10) wyznaczanie rzędu reakcji;

11) techniki eksperymentalne;

12) teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ;

13) teoria absolutnej szybkości reakcji;

14) reakcje kontrolowane przez dyfuzję;

15) wyprowadzanie równań kinetycznych;

16) przybliżenie równowagowe;

17) mechanizm Lindemanna-Christiansena;

18) reakcje łańcuchowe;

19) polimeryzacja rodnikowa;

20) kinetyka kopolimeryzacji;

21) rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy;

22) spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza

1) rodzaje katalizy;

2) kataliza homogeniczna;

3) reakcje enzymatyczne;

4) inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej;

5) kataliza heterogeniczna;

6) adsorpcja;

7) kinetyka Langmuira-Hinshelwooda;

8) dezaktywacja katalizatora;

9) porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3

1) kinetyka reakcji jonowych;

2) reakcje oscylacyjne;

3) reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe

1) warstwa międzyfazowa;

2) napięcie powierzchniowe, międzyfazowe;

3) powierzchnie zakrzywione;

4) zwilżanie;

5) filmy powierzchniowe;

6) adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz;

7) adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość

1) definicja lepkości;

2) lepkość roztworów – wielkości pokrewne;

3) lepkościowo średnia masa cząsteczkowa;

4) przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a;

5) pomiar lepkości;

6) reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe

1) oddziaływania między jonami;

2) oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma;

3) oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a;

4) oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona),

5) atomowe siły odpychania;

6) oddziaływania międzycząstkowe

Elektrochemia

1. Wprowadzenie do elektrochemii.

- Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa).

- Reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer).

2. Konwencja sztokholmska.

- Założenia konwencji IUAPC.

- Standardowa Elektroda Wodorowa.

- Notacja ogniw i półogniw.

- Potencjały redukcji (standardowy potencjał pary erdoks).

3. Ogniwa i półogniwa odwracalne.

- Rodzaje półogniw (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa erdoks).

- Rodzaje ogniw i ich właściwości.

4. Termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego.

5. Potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

- Wyprowadzenie równań na potencjał elektrochemiczny z termodynamicznego opisu półogniwa.

- Wyprowadzenie Równania Nernsta.

6. Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera.

- Pojęcie prądu wymiany.

- Nadnapięcie w elektrolizie.

- Wyprowadzenia równania Butlera-Volmera.

- Równania Tafela.

7. Korozja.

- Pojęcie korozji elektrochemicznej.

- Mechanizm korozji żelaza.

- Termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali.

- Diagram Evana.

- Diagram Pourbaix.

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2, K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy

fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia

fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. A. Barański, A. Basiński ..., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazĂłw i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

7. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia

fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

8. Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych dla studentów chemii, Red. J. Ceynowa, P. Adamczak, Wydawnictwo Naukowe UMK, Toruń 2013.

9. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna

Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2021/22" (zakończony)

Okres: 2021-10-01 - 2022-09-30
Wybrany podział planu:
Przejdź do planu
Typ zajęć:
Ćwiczenia, 45 godzin więcej informacji
Laboratorium, 90 godzin więcej informacji
Wykład, 75 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Piotr Adamczak, Stanisław Koter
Prowadzący grup: Piotr Adamczak, Izabela Koter, Stanisław Koter, Jacek Nowaczyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika.

Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazów, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy

powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna;

Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

Wykład obejmuje następujące treści:

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia materii

3. Stan gazowy: prawa gazowe, równanie stanu gazu doskonałego; równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne); zasada stanów odpowiadających sobie; skraplanie gazów; teoria kinetyczna gazów; dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki: podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia); energia wewnętrzna układu; I zasada termodynamiki; wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna; adiabata; entalpia; wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna; interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym; entalpia przemian fizycznych; stan standardowy; entalpia reakcji chemicznych; prawo Hessa; równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki: cykl Carnota; entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii); obliczanie zmian entropii; entropie absolutne i III zasada termodynamiki; entropia i samorzutność reakcji; konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne: związek między funkcjami termodynamicznymi; wielkości ekstensywne, intensywne; cząstkowe wielkości molowe; ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych:

potencjał chemiczny składnika mieszaniny; lotność i wsp. lotności (gazy); aktywność i wsp. aktywności; potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze; potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze; potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze; potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe: przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju; opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju; wykres fazowy i punkty charakterystyczne; analiza termiczna; reguła faz Gibbsa; przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe: reguła faz Gibbsa; roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe); wykresy fazowe układów ciecz-ciecz; wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe; analiza termiczna; wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe: reguła faz Gibbsa; trójkąt Gibbsa; przykłady wykresów fazowych; prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne: obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego); podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia; ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji: rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji); iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji; parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga: metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej; teoria Debye'a – Hückela (atmosfera jonowa, jej grubość, graniczne prawo Debye’a-Hückla); równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu,

zasady); amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny); miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą); bufory, pojemność buforowa; wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport: równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość; podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu); wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej; zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu; teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów; efekty Wiena; pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa; dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika: entalpia swobodna reakcji; samorzutność reakcji; reakcje sprzężone; stałe równowagi chemicznej; wpływ T, p na stałe równowagi, reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1: szybkość reakcji chemicznej; prawa kinetyczne; rząd reakcji; reakcja elementarna, molekularność; nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania; reakcje odwracalne i równowaga; reakcje szeregowe; reakcje równoległe; jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych; wyznaczanie rzędu reakcji; techniki eksperymentalne; teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ; teoria absolutnej szybkości reakcji; reakcje kontrolowane przez dyfuzję; wyprowadzanie równań kinetycznych; przybliżenie równowagowe; mechanizm Lindemanna-Christiansena; reakcje łańcuchowe; polimeryzacja rodnikowa; kinetyka kopolimeryzacji; rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy; spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza: rodzaje katalizy; kataliza homogeniczna; reakcje enzymatyczne; inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej; kataliza heterogeniczna; adsorpcja; kinetyka Langmuira-Hinshelwooda; dezaktywacja katalizatora; porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3: kinetyka reakcji jonowych; reakcje oscylacyjne; reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe: warstwa międzyfazowa; napięcie powierzchniowe, międzyfazowe; powierzchnie zakrzywione; zwilżanie; filmy powierzchniowe; adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz; adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość: definicja lepkości; lepkość roztworów – wielkości pokrewne; lepkościowo średnia masa cząsteczkowa; przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a; pomiar lepkości; reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe: oddziaływania między jonami; oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma; oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a; oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona), atomowe siły odpychania; oddziaływania międzycząstkowe

21. Elektrochemia – ogniwa: Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa); reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer); konwencja sztokholmska; Standardowa Elektroda Wodorowa; notacja ogniw i półogniw; potencjały redukcji (standardowy potencjał pary redoks); ogniwa i półogniwa odwracalne (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa redoks); termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego; potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

22. Elektrochemia - przepływ prądu: Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera; nadnapięcie w elektrolizie; równania Tafela.

23. Elektrochemia – korozja: pojęcie korozji elektrochemicznej; mechanizm korozji żelaza; termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali; diagram Evana; diagram Pourbaix.

Ćwiczenia:

1. Obliczenia pracy i ciepła w prostych przemianach fizycznych, pojemność cieplna,

2. Pojęcie funkcji stanu, obliczenia zmian energii wewnętrznej i entalpi przemian fizycznych, I zasada termodynamiki,

3. Zmiany energii wewnętrznej i entalpii w reakcjach chemicznych, ciepło reakcji, reakcje tworzenia i spalania, prawo Hessa,

3. Zależność ciepła reakcji od temperatury - prawo Kirchhoffa

4. II zasada termodynamiki - obliczenia entropii prostych procesów fizycznych, entropia reakcji

5. Obliczenia entalpii i energii swobodnej procesów fizycznych i reakcji chemicznych.

6. Stan równowagi termodynamicznej - powinowactwo standardowe i stała równowagi - prawo działania mas, wpływ temperatury i ciśnienia na stan równowagi - reguła przekory.

7. Obliczanie stałych Kp, Kx, Kc

8.Kinetyka chemiczna - obliczenia stałej szybkości oraz postępu reakcji elementarnych, reakcje równoległe i następcze, zależność

szybkości reakcji od temperatury - równanie Arrheniusa

9. Elektrochemia - przewodnictwo elektrolitów, prawo rozcieńczeń Ostwalda, SEM ogniw, równanie Nernsta, obliczanie zmian funkcji termodynamicznych na podstawie SEM ogniw.

Laboratorium:

1) Ćwiczenie nr 1: Wyznaczanie stałej kalorymetru i ciepła rozcieńczania

2) Ćwiczenie nr 2: Wyznaczanie efektu cieplnego reakcji zobojętniania za pomocą mikrokalorymetru różnicowego

3) Ćwiczenie nr 4: Ebuliometryczne wyznaczanie: masy molowej nieelektrolitów lub współczynnika osmotycznego mocnych elektrolitów

4) Ćwiczenie nr 5: Wyznaczanie współczynnika podziału. Prawo Nernsta

5) Ćwiczenie nr 6: Wyznaczanie diagramu fazowego układu skondensowanego dwuskładnikowego metodą analizy termicznej

6) Ćwiczenie nr 7: Wyznaczanie izotermy rozpuszczalności w układzie trzech cieczy; Trójkąt Gibbsa

7) Ćwiczenie nr 8: Wpływ substancji powierzchniowo czynnych na napięcie powierzchniowe; Izoterma adsorpcji Gibbsa

8) Ćwiczenie nr 9: Wyznaczanie izotermy adsorpcji z roztworu

9) Ćwiczenie nr 10: Refrakcja substancji rozpuszczonej

10) Ćwiczenie nr 11: Zależność lepkości cieczy od temperatury. Wyznaczanie lepkości cieczy w wiskozymetrze Ostwalda

11) Ćwiczenie nr 11a: Zależność lepkości roztworu od stężenia

12) Ćwiczenie nr 13: Pomiar siły elektromotorycznej ogniw; Wyznaczanie potencjałów półogniw oraz iloczynów rozpuszczalności halogenków srebra

13) Ćwiczenie nr 14: Wyznaczanie zmian funkcji termodynamicznych reakcji prądotwórczej w ogniwach

14) Ćwiczenie nr 15: Entropia mieszania roztworów na podstawie pomiarów SEM ogniw stężeniowych

15) Ćwiczenie nr 16: Wyznaczanie stałej dysocjacji słabego kwasu na podstawie pomiarów SEM ogniw

16) Ćwiczenie nr 17: Zależność przewodnictwa elektrycznego mocnych elektrolitów od stężenia

17) Ćwiczenie nr 18: Przewodnictwo wody i słabych elektrolitów. Wyznaczanie stałej dysocjacji Ka słabych elektrolitów

18) Ćwiczenie nr 19: Wyznaczanie szybkości przenikania tlenu przez granicę faz powietrze-roztwór metodą woltamperometrii z wirującą elektrodą platynową

19) Ćwiczenie nr 20: Krzywa elektrokapilarna rtęci

20) Ćwiczenie nr 21: Kinetyka hydrolizy estrów w środowisku kwaśnym

21) Ćwiczenie nr 22: Kinetyka reakcji z równaniem kinetycznym I rzędu - hydroliza sacharozy

22) Ćwiczenie nr 23: Kinetyka reakcji utleniania jonów jodkowych jonami nadsiarczanowymi

23) Ćwiczenie nr 24: Wyznaczanie stałej szybkości reakcji rozkładu nadtlenku wodoru na katalizatorze węglowym

24) Ćwiczenie nr 25: Wyznaczanie stałych równania Tafela

25) Ćwiczenie nr 27: Wyznaczanie współczynnika dyfuzji substancji w układzie dwuskładnikowym

26) Ćwiczenie nr 28: Wyznaczanie współczynnika Joule’a-Thomsona gazu rzeczywistego

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2. K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. Praca zbiorowa pod red. A. Bielańskiego i in., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

7. Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazów i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

8. T. Engel, P. Reid, Physical Chemistry, Pearson, 3rd ed., 2013.

9. D.W. Ball, Physical Chemistry, Wadsworth, CENGAGE Learning, 2nd ed., 2015.

10. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

11. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

12. W. Ufnalski, Obliczenia fizykochemiczne, OWPW, Warszawa 1995,

13. A. Kisza, P. Freundlich, Ćwiczenia rachunkowe z chemii fizycznej, Wyd. Uniwersytetu Wrocławskiego, Wrocław, 2004.

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2022/23" (zakończony)

Okres: 2022-10-01 - 2023-09-30
Wybrany podział planu:
Przejdź do planu
Typ zajęć:
Ćwiczenia, 45 godzin więcej informacji
Laboratorium, 90 godzin więcej informacji
Wykład, 75 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Piotr Adamczak, Stanisław Koter
Prowadzący grup: Piotr Adamczak, Izabela Koter, Stanisław Koter, Jacek Nowaczyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika. Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazów, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna; Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

W ramach przedmiotu chemia fizyczna realizowane jest 75 godz. wykładu, 90 godz. laboratorium i 45 godz. ćwiczeń rachunkowych.

Wykład obejmuje następujące treści

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia

3. Stan gazowy

1) prawa gazowe,

2) równanie stanu gazu doskonałego;

3) równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne);

3) zasada stanów odpowiadających sobie;

4) skraplanie gazów;

5) teoria kinetyczna gazów;

6) dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki

1) podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia);

2) energia wewnętrzna układu;

3) I zasada termodynamiki;

4) wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna;

5) adiabata;

6) entalpia;

7) wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna;

8) interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym;

9) entalpia przemian fizycznych;

10) stan standardowy;

11) entalpia reakcji chemicznych;

12) prawo Hessa;

13) równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki

1) cykl Carnota;

2) entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii);

3) obliczanie zmian entropii;

4) entropie absolutne i III zasada termodynamiki;

5) entropia i samorzutność reakcji;

6) konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne

1) związek między funkcjami termodynamicznymi;

2) wielkości ekstensywne, intensywne;

3) cząstkowe wielkości molowe;

4) ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych

1) potencjał chemiczny składnika mieszaniny;

2) lotność i wsp. lotności (gazy);

3) aktywność i wsp. aktywności;

4) potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze;

5) potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze;

6) potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze;

7) potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe

1) przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju;

2) opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju;

3) wykres fazowy i punkty charakterystyczne;

4) analiza termiczna;

5) reguła faz Gibbsa;

6) przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe);

3) wykresy fazowe układów ciecz-ciecz;

4) wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe;

5) analiza termiczna;

6) wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) trójkąt Gibbsa;

3) przykłady wykresów fazowych;

4) prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne

1) obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego);

2) podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia;

3) ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji

1) rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji);

2) iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji;

3) parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga

1) metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej;

2) teoria Debye'a – Hückela (chmura jonowa, grubość chmury jonowej, graniczne prawo Debye’a-Hückla);

3) równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu, zasady);

4) amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny);

5) miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą);

6) bufory, pojemność buforowa;

7) wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport

1) równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość;

2) podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu);

3) wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej;

4) zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu;

5) teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów;

6) efekty Wiena;

7) pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa;

8) dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika

1) entalpia swobodna reakcji;

2) samorzutność reakcji;

3) reakcje sprzężone;

4) stałe równowagi chemicznej;

5) wpływ T, p na stałe równowagi,

6) reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1

1) szybkość reakcji chemicznej;

2) prawa kinetyczne;

3) rząd reakcji;

4) reakcja elementarna, molekularność;

5) nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania;

6) reakcje odwracalne i równowaga;

7) reakcje szeregowe;

8) reakcje równoległe;

9) jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych;

10) wyznaczanie rzędu reakcji;

11) techniki eksperymentalne;

12) teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ;

13) teoria absolutnej szybkości reakcji;

14) reakcje kontrolowane przez dyfuzję;

15) wyprowadzanie równań kinetycznych;

16) przybliżenie równowagowe;

17) mechanizm Lindemanna-Christiansena;

18) reakcje łańcuchowe;

19) polimeryzacja rodnikowa;

20) kinetyka kopolimeryzacji;

21) rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy;

22) spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza

1) rodzaje katalizy;

2) kataliza homogeniczna;

3) reakcje enzymatyczne;

4) inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej;

5) kataliza heterogeniczna;

6) adsorpcja;

7) kinetyka Langmuira-Hinshelwooda;

8) dezaktywacja katalizatora;

9) porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3

1) kinetyka reakcji jonowych;

2) reakcje oscylacyjne;

3) reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe

1) warstwa międzyfazowa;

2) napięcie powierzchniowe, międzyfazowe;

3) powierzchnie zakrzywione;

4) zwilżanie;

5) filmy powierzchniowe;

6) adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz;

7) adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość

1) definicja lepkości;

2) lepkość roztworów – wielkości pokrewne;

3) lepkościowo średnia masa cząsteczkowa;

4) przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a;

5) pomiar lepkości;

6) reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe

1) oddziaływania między jonami;

2) oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma;

3) oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a;

4) oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona),

5) atomowe siły odpychania;

6) oddziaływania międzycząstkowe

Elektrochemia

1. Wprowadzenie do elektrochemii.

- Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa).

- Reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer).

2. Konwencja sztokholmska.

- Założenia konwencji IUAPC.

- Standardowa Elektroda Wodorowa.

- Notacja ogniw i półogniw.

- Potencjały redukcji (standardowy potencjał pary erdoks).

3. Ogniwa i półogniwa odwracalne.

- Rodzaje półogniw (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa erdoks).

- Rodzaje ogniw i ich właściwości.

4. Termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego.

5. Potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

- Wyprowadzenie równań na potencjał elektrochemiczny z termodynamicznego opisu półogniwa.

- Wyprowadzenie Równania Nernsta.

6. Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera.

- Pojęcie prądu wymiany.

- Nadnapięcie w elektrolizie.

- Wyprowadzenia równania Butlera-Volmera.

- Równania Tafela.

7. Korozja.

- Pojęcie korozji elektrochemicznej.

- Mechanizm korozji żelaza.

- Termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali.

- Diagram Evana.

- Diagram Pourbaix.

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2, K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy

fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia

fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. A. Barański, A. Basiński ..., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazĂłw i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

7. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia

fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

8. Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych dla studentów chemii, Red. J. Ceynowa, P. Adamczak, Wydawnictwo Naukowe UMK, Toruń 2013.

9. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna

Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2023/24" (w trakcie)

Okres: 2023-10-01 - 2024-09-30
Wybrany podział planu:
Przejdź do planu
Typ zajęć:
Ćwiczenia, 45 godzin więcej informacji
Laboratorium, 90 godzin więcej informacji
Wykład, 75 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Piotr Adamczak, Stanisław Koter
Prowadzący grup: Piotr Adamczak, Izabela Koter, Stanisław Koter, Jacek Nowaczyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika. Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazów, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna; Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

W ramach przedmiotu chemia fizyczna realizowane jest 75 godz. wykładu, 90 godz. laboratorium i 45 godz. ćwiczeń rachunkowych.

Wykład obejmuje następujące treści

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia

3. Stan gazowy

1) prawa gazowe,

2) równanie stanu gazu doskonałego;

3) równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne);

3) zasada stanów odpowiadających sobie;

4) skraplanie gazów;

5) teoria kinetyczna gazów;

6) dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki

1) podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia);

2) energia wewnętrzna układu;

3) I zasada termodynamiki;

4) wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna;

5) adiabata;

6) entalpia;

7) wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna;

8) interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym;

9) entalpia przemian fizycznych;

10) stan standardowy;

11) entalpia reakcji chemicznych;

12) prawo Hessa;

13) równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki

1) cykl Carnota;

2) entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii);

3) obliczanie zmian entropii;

4) entropie absolutne i III zasada termodynamiki;

5) entropia i samorzutność reakcji;

6) konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne

1) związek między funkcjami termodynamicznymi;

2) wielkości ekstensywne, intensywne;

3) cząstkowe wielkości molowe;

4) ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych

1) potencjał chemiczny składnika mieszaniny;

2) lotność i wsp. lotności (gazy);

3) aktywność i wsp. aktywności;

4) potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze;

5) potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze;

6) potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze;

7) potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe

1) przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju;

2) opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju;

3) wykres fazowy i punkty charakterystyczne;

4) analiza termiczna;

5) reguła faz Gibbsa;

6) przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe);

3) wykresy fazowe układów ciecz-ciecz;

4) wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe;

5) analiza termiczna;

6) wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) trójkąt Gibbsa;

3) przykłady wykresów fazowych;

4) prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne

1) obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego);

2) podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia;

3) ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji

1) rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji);

2) iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji;

3) parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga

1) metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej;

2) teoria Debye'a – Hückela (chmura jonowa, grubość chmury jonowej, graniczne prawo Debye’a-Hückla);

3) równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu, zasady);

4) amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny);

5) miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą);

6) bufory, pojemność buforowa;

7) wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport

1) równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość;

2) podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu);

3) wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej;

4) zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu;

5) teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów;

6) efekty Wiena;

7) pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa;

8) dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika

1) entalpia swobodna reakcji;

2) samorzutność reakcji;

3) reakcje sprzężone;

4) stałe równowagi chemicznej;

5) wpływ T, p na stałe równowagi,

6) reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1

1) szybkość reakcji chemicznej;

2) prawa kinetyczne;

3) rząd reakcji;

4) reakcja elementarna, molekularność;

5) nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania;

6) reakcje odwracalne i równowaga;

7) reakcje szeregowe;

8) reakcje równoległe;

9) jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych;

10) wyznaczanie rzędu reakcji;

11) techniki eksperymentalne;

12) teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ;

13) teoria absolutnej szybkości reakcji;

14) reakcje kontrolowane przez dyfuzję;

15) wyprowadzanie równań kinetycznych;

16) przybliżenie równowagowe;

17) mechanizm Lindemanna-Christiansena;

18) reakcje łańcuchowe;

19) polimeryzacja rodnikowa;

20) kinetyka kopolimeryzacji;

21) rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy;

22) spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza

1) rodzaje katalizy;

2) kataliza homogeniczna;

3) reakcje enzymatyczne;

4) inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej;

5) kataliza heterogeniczna;

6) adsorpcja;

7) kinetyka Langmuira-Hinshelwooda;

8) dezaktywacja katalizatora;

9) porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3

1) kinetyka reakcji jonowych;

2) reakcje oscylacyjne;

3) reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe

1) warstwa międzyfazowa;

2) napięcie powierzchniowe, międzyfazowe;

3) powierzchnie zakrzywione;

4) zwilżanie;

5) filmy powierzchniowe;

6) adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz;

7) adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość

1) definicja lepkości;

2) lepkość roztworów – wielkości pokrewne;

3) lepkościowo średnia masa cząsteczkowa;

4) przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a;

5) pomiar lepkości;

6) reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe

1) oddziaływania między jonami;

2) oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma;

3) oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a;

4) oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona),

5) atomowe siły odpychania;

6) oddziaływania międzycząstkowe

Elektrochemia

1. Wprowadzenie do elektrochemii.

- Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa).

- Reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer).

2. Konwencja sztokholmska.

- Założenia konwencji IUAPC.

- Standardowa Elektroda Wodorowa.

- Notacja ogniw i półogniw.

- Potencjały redukcji (standardowy potencjał pary erdoks).

3. Ogniwa i półogniwa odwracalne.

- Rodzaje półogniw (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa erdoks).

- Rodzaje ogniw i ich właściwości.

4. Termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego.

5. Potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

- Wyprowadzenie równań na potencjał elektrochemiczny z termodynamicznego opisu półogniwa.

- Wyprowadzenie Równania Nernsta.

6. Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera.

- Pojęcie prądu wymiany.

- Nadnapięcie w elektrolizie.

- Wyprowadzenia równania Butlera-Volmera.

- Równania Tafela.

7. Korozja.

- Pojęcie korozji elektrochemicznej.

- Mechanizm korozji żelaza.

- Termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali.

- Diagram Evana.

- Diagram Pourbaix.

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2, K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy

fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia

fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. A. Barański, A. Basiński ..., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazĂłw i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

7. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia

fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

8. Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych dla studentów chemii, Red. J. Ceynowa, P. Adamczak, Wydawnictwo Naukowe UMK, Toruń 2013.

9. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna

Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2024/25" (jeszcze nie rozpoczęty)

Okres: 2024-10-01 - 2025-09-30
Wybrany podział planu:
Przejdź do planu
Typ zajęć:
Ćwiczenia, 45 godzin więcej informacji
Laboratorium, 90 godzin więcej informacji
Wykład, 75 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Piotr Adamczak, Stanisław Koter
Prowadzący grup: Piotr Adamczak, Izabela Koter, Stanisław Koter, Jacek Nowaczyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Podstawy termodynamiki równowagowej; zasady termodynamiki, kryteria zachowania się układów. Potencjał chemiczny składnika. Równowaga reakcji chemicznej. Równowaga przemian fazowych. Właściwości gazów, cieczy i ciał stałych. Właściwości fazy powierzchniowej. Przewodnictwo elektrolitów. Ogniwa, półogniwa. Polaryzacja elektrod. Korozja elektrochemiczna. Kinetyka chemiczna; Podstawowe pojęcia, mechanizmy i równania kinetyczne reakcji. Kataliza.

Pełny opis:

W ramach przedmiotu chemia fizyczna realizowane jest 75 godz. wykładu, 90 godz. laboratorium i 45 godz. ćwiczeń rachunkowych.

Wykład obejmuje następujące treści

1. Wprowadzenie (zakres przedmiotu, podstawy matematyczne)

2. Stany skupienia

3. Stan gazowy

1) prawa gazowe,

2) równanie stanu gazu doskonałego;

3) równania stanu gazów rzeczywistych (van der Waalsa, wirialne);

3) zasada stanów odpowiadających sobie;

4) skraplanie gazów;

5) teoria kinetyczna gazów;

6) dyfuzja, efuzja.

4. Termodynamika, I zasada termodynamiki

1) podstawowe pojęcia (układ, ciepło, praca, energia);

2) energia wewnętrzna układu;

3) I zasada termodynamiki;

4) wyznaczanie zmian energii wewnętrznej (bomba kalorymetryczna), pojemność cieplna;

5) adiabata;

6) entalpia;

7) wyznaczanie zmian entalpii (kalorymetr), pojemność cieplna;

8) interpretacja pojemności cieplnej na poziomie molekularnym;

9) entalpia przemian fizycznych;

10) stan standardowy;

11) entalpia reakcji chemicznych;

12) prawo Hessa;

13) równanie Kirchhoffa.

5. Termodynamika, II zasada termodynamiki

1) cykl Carnota;

2) entropia (kierunek procesu samorzutnego; entropia i druga zasada termodynamiki; zmiana entropii);

3) obliczanie zmian entropii;

4) entropie absolutne i III zasada termodynamiki;

5) entropia i samorzutność reakcji;

6) konsekwencje II zasady termodynamiki – energia swobodna, entalpia swobodna, warunki samorzutności procesu;

6. Termodynamika, funkcje termodynamiczne

1) związek między funkcjami termodynamicznymi;

2) wielkości ekstensywne, intensywne;

3) cząstkowe wielkości molowe;

4) ważne równania termodynamiczne (równanie Gibbsa-Duhema i in.).

7. Nieidealność gazów, mieszanin gazów, roztworów ciekłych

1) potencjał chemiczny składnika mieszaniny;

2) lotność i wsp. lotności (gazy);

3) aktywność i wsp. aktywności;

4) potencjał chemiczny substancji niejonowej w roztworze;

5) potencjał chemiczny elektrolitu w roztworze;

6) potencjał elektrochemiczny jonów w roztworze;

7) potencjał chemiczny rozpuszczalnika.

8. Równowagi fazowe – układy jednoskładnikowe

1) przejścia fazowe I-go i II-go rodzaju;

2) opis teoretyczny przejścia fazowego I-go rodzaju;

3) wykres fazowy i punkty charakterystyczne;

4) analiza termiczna;

5) reguła faz Gibbsa;

6) przykłady wykresów fazowych (woda, siarka, ditlenek węgla, węgiel, hel).

9. Równowagi fazowe – układy dwuskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) roztwory lotnych cieczy (destylacja frakcjonowana, roztwory azeotropowe);

3) wykresy fazowe układów ciecz-ciecz;

4) wykresy fazowe układów ciecz-cialo stałe;

5) analiza termiczna;

6) wykresy fazowe układów zawierających związki amfifilowe.

10. Równowagi fazowe – układy trójskładnikowe

1) reguła faz Gibbsa;

2) trójkąt Gibbsa;

3) przykłady wykresów fazowych;

4) prawo podziału Nernsta.

11. Roztwory – właściwości koligatywne

1) obniżenie prężności pary nad roztworem (prawo Raoulta, prawo Henry’ego);

2) podwyższenie temperatury wrzenia, obniżenie temperatury krzepnięcia;

3) ciśnienie osmotyczne, osmometria.

12. Roztwory – rozpuszczalność substancji

1) rozpuszczanie (wpływ budowy molekularnej substancji);

2) iloczyn rozpuszczalności, wpływ różnych czynników na rozpuszczalność substancji;

3) parametr rozpuszczalności.

13. Roztwory elektrolitów – równowaga

1) metody wyznaczania współczynników aktywności – omówienie metody izopiestycznej;

2) teoria Debye'a – Hückela (chmura jonowa, grubość chmury jonowej, graniczne prawo Debye’a-Hückla);

3) równowagi w roztworach elektrolitów (iloczyn jonowy wody, teoria kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego, stałe dysocjacji kwasu, zasady);

4) amfolity (zwykłe, obojnacze, punkt izoelektryczny);

5) miareczkowanie alkacymetryczne (przykłady miareczkowań kwasów wieloprotonowych, ich mieszanin, mieszanin z solą zasadą);

6) bufory, pojemność buforowa;

7) wskaźniki kwasowo-zasadowe;

14. Roztwory elektrolitów – transport

1) równanie transportowe jonów (równanie Nernsta-Plancka) i jego składowe, współczynnik dyfuzji, ruchliwość;

2) podstawowe wielkości (gęstość prądu, przewodność elektrolityczna, liczba przenoszenia jonu, przewodność molowa elektrolitu);

3) wyznaczanie przewodnictwa elektrolitu, stała sondy konduktometrycznej;

4) zależność przewodności elektrolitycznej, przewodności molowej od stężenia elektrolitu;

5) teoria Debye'a-Hückela-Onsagera przewodnictwa elektrolitów;

6) efekty Wiena;

7) pomiar liczby przenoszenia jonu metodą Hittorfa;

8) dyfuzja elektrolitu (I i II prawo Ficka).

15. Reakcje chemiczne – termodynamika

1) entalpia swobodna reakcji;

2) samorzutność reakcji;

3) reakcje sprzężone;

4) stałe równowagi chemicznej;

5) wpływ T, p na stałe równowagi,

6) reguła przekory Le Chateliera-Brauna.

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 1

1) szybkość reakcji chemicznej;

2) prawa kinetyczne;

3) rząd reakcji;

4) reakcja elementarna, molekularność;

5) nieodwracalne reakcje n-tego rzędu, n = 0, 1, 2; równania różniczkowe i całkowe, okres półtrwania;

6) reakcje odwracalne i równowaga;

7) reakcje szeregowe;

8) reakcje równoległe;

9) jak tworzyć równania różniczkowe dla kilku reakcji ze sobą powiązanych;

10) wyznaczanie rzędu reakcji;

11) techniki eksperymentalne;

12) teoria zderzeń (Lewis 1918 r.) ;

13) teoria absolutnej szybkości reakcji;

14) reakcje kontrolowane przez dyfuzję;

15) wyprowadzanie równań kinetycznych;

16) przybliżenie równowagowe;

17) mechanizm Lindemanna-Christiansena;

18) reakcje łańcuchowe;

19) polimeryzacja rodnikowa;

20) kinetyka kopolimeryzacji;

21) rozgałęzione reakcje łańcuchowe, wybuchy;

22) spalanie;

16. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 2 kataliza

1) rodzaje katalizy;

2) kataliza homogeniczna;

3) reakcje enzymatyczne;

4) inhibicja konkurencyjna w katalizie enzymatycznej;

5) kataliza heterogeniczna;

6) adsorpcja;

7) kinetyka Langmuira-Hinshelwooda;

8) dezaktywacja katalizatora;

9) porównanie katalizy hetero- z homogeniczną.

17. Reakcje chemiczne – kinetyka, cz. 3

1) kinetyka reakcji jonowych;

2) reakcje oscylacyjne;

3) reakcje fotochemiczne.

18. Zjawiska powierzchniowe

1) warstwa międzyfazowa;

2) napięcie powierzchniowe, międzyfazowe;

3) powierzchnie zakrzywione;

4) zwilżanie;

5) filmy powierzchniowe;

6) adsorpcja na granicy faz ciecz – gaz;

7) adsorpcja na powierzchni ciał stałych.

19. Lepkość

1) definicja lepkości;

2) lepkość roztworów – wielkości pokrewne;

3) lepkościowo średnia masa cząsteczkowa;

4) przepływ w kapilarze - równanie Hagena-Poiseuille’a;

5) pomiar lepkości;

6) reologiczne zachowanie materiałów.

20. Oddziaływania międzycząsteczkowe

1) oddziaływania między jonami;

2) oddziaływania między trwałymi dipolami – energia Keesoma;

3) oddziaływania między dipolami indukowanymi – energia Debye’a;

4) oddziaływania między cząsteczkami obojętnymi elektrycznie – energia dyspersyjna (energia Londona),

5) atomowe siły odpychania;

6) oddziaływania międzycząstkowe

Elektrochemia

1. Wprowadzenie do elektrochemii.

- Ogniwa galwaniczne (reakcje cząstkowe, półogniwa).

- Reakcje elektrodowe (ogniwo, elektrolizer).

2. Konwencja sztokholmska.

- Założenia konwencji IUAPC.

- Standardowa Elektroda Wodorowa.

- Notacja ogniw i półogniw.

- Potencjały redukcji (standardowy potencjał pary erdoks).

3. Ogniwa i półogniwa odwracalne.

- Rodzaje półogniw (półogniwa gazowe, półogniwa drugiego rodzaju, półogniwa erdoks).

- Rodzaje ogniw i ich właściwości.

4. Termodynamiczny opis ogniwa elektrochemicznego.

5. Potencjał elektrochemiczny i Nernsta.

- Wyprowadzenie równań na potencjał elektrochemiczny z termodynamicznego opisu półogniwa.

- Wyprowadzenie Równania Nernsta.

6. Prąd Wymiany i Równanie Butlera-Volmera.

- Pojęcie prądu wymiany.

- Nadnapięcie w elektrolizie.

- Wyprowadzenia równania Butlera-Volmera.

- Równania Tafela.

7. Korozja.

- Pojęcie korozji elektrochemicznej.

- Mechanizm korozji żelaza.

- Termodyanamiczny i kinetyczny opis korozji metali.

- Diagram Evana.

- Diagram Pourbaix.

Literatura:

1. P.W. Atkins, Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa, 2001,

2, K. Pigoń, Z Ruziewicz, Chemia fizyczna, 1.Podstawy

fenomenologiczne, PWN, Warszawa, 2005,

3. A.G. Whittaker, A.R. Mount, M.R. Heal, Krótkie wykłady, Chemia

fizyczna, PWN, Warszawa, 2003,

4. P.W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN, Warszawa, 1999,

5. A. Barański, A. Basiński ..., Chemia Fizyczna, PWN, Warszawa 1980,

6. F. Pruchnik, Kataliza homogeniczna, PWN, Warszawa, 1993.

Seria: Wykłady z chemii fizycznej, WNT, Warszawa:

H. Buchowski, W. Ufnalski, Fizykochemia gazĂłw i cieczy, 1998;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Roztwory, 1995;

W. Ufnalski, Równowagi chemiczne, 1995;

H. Buchowski, W. Ufnalski, Podstawy termodynamiki, 1994,1998;

A. Molski, Wprowadzenie do kinetyki chemicznej, 2001,

A. Kisza, Elektrochemia I, Jonika, 2000,

A. Kisza, Elektrochemia II, Elektrodyka, 2001,

7. L. Sobczyk, A. Kisza, K. Gatner, A. Koll, Eksperymentalna chemia

fizyczna, PWN, Warszawa 1982,

8. Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych dla studentów chemii, Red. J. Ceynowa, P. Adamczak, Wydawnictwo Naukowe UMK, Toruń 2013.

9. J. Demichowicz-Pigoniowa, Obliczenia fizykochemiczne, Oficyna

Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 1997,

Opisy przedmiotów w USOS i USOSweb są chronione prawem autorskim.
Właścicielem praw autorskich jest Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu.
ul. Jurija Gagarina 11, 87-100 Toruń tel: +48 56 611-40-10 https://usosweb.umk.pl/ kontakt deklaracja dostępności mapa serwisu USOSweb 7.0.3.0-2 (2024-04-26)