WYMAGANIA EGZAMINACYJNE

Z CHEMII FIZYCZNEJ

DLA II-go ROKU W SEM. ZIMOWYM 2004-2005

1. Termodynamika

1. Pojęcia podstawowe: a) Układ, parametry stanu - intensywne i ekstensywne, faza,

granice układu, rodzaje układów

2. Nieskończenie małe zmiany różnych (funkcji) wielkości - różniczka zupełna,

wyrażenie Pfaffa, zmiana elementarna

3. Funkcje stanu, funkcjonały drogi (sposobu) zmiany układu (ciepło, praca)

2. I zasada; a) definicja z energią wewnętrzną oraz entalpią, praca i ciepło przemiany

2. Pojemność cieplna, ciepło molowe (przy stałym p. albo v), współzależność c_p i c_v

2. Prawo Hessa, współzależność ΔH i ΔU

3. Definicja entalpii albo energii wewnętrznej reakcji

4. Prawo Kirchhoffa

5. Entalpia standardowa dowolnej reakcji chemicznej na podstawie standardowych molowych entalpii tworzenia albo spalania reagentów

3. II zasada termodynamiki

1. Procesy odwracalne, nieodwracalne, samorzutne, wymuszone

2. II zasada w ujęciu Clausiusa (definicja entropii poprzez dS)

3. Połączenie : I i II zasady

4. Entropia jako nieuporządkowania układu, wzór Boltzmanna, teoremat Nersta-Plancka

(III zasada), wartości liczbowe entropii molowych

5. Różniczki funkcji stanu : dU, dH, dF, dG i związki matematyczne między funkcjami stanu

6. Przyrosty entropii w różnych przemianach fizycznych, kryteria przemian układów

4. Funkcje termodynamiczne i ich różniczki w układach ze zmianą liczby moli składników

4. Potencjał chemiczny;

a) Aktywność składnika w mieszaninie

2. Sens fizyczny współczynników aktywności, roztwory doskonałe, idealne, rozcieńczone

i rzeczywiste

6. Entalpia swobodna reakcji ΔG, jej wartość standadowa (awiązek ze stałą równowagi reakcji; Powinowactwo chemiczne reakcji

2. Statyka chemiczna

1. Równowaga w układach wieloskładnikowych i wielofazowych (kryterium dla entalpii swobodnej

takich układów)

2. Prawo działania mas, (stała równowagi chemicznej). dla reakcji w roztworze i ze składnikami gazowymi

3. Reguła przekory -przesuwanie równowagi i zmiany wartości stałej równowagi

a) Izobara van′t Hoffa i izoterma van Laara-Plancka

4. Prawo równowagi względem przechodzenia składnika z fazy do fazy

5. Równanie Gibbsa-Duhema

6. Reguła faz Gibbsa

3. Układy jednofazowe

1. Faza gazowa doskonała:

1. Równanie stanu, ciepło molowe c_p i c_v, parametry wpływające na U i H

2. potencjał chemiczny składnika gazowego; mieszaniny gazów doskonałych; zmiany

entropii, praca i zmiana ΔS w różnych przemianach

2. Fazy skondensowane

1. Porównanie właściwości faz gazowych, cieczy i ciał stałych,

2. Napięcie powierzchniowe, sposoby pomiaru, zwilżanie, adhezja, kohezja

3. Ciecze: ciśnienie dodatkowe przy zakrzywionej powierzchni cieczy

3. Prężność pary nasyconej nad powierzchnią cieczy

4. Izoterma adsorpcji powierzchniowej Gibbsa

5. Substancje powierzchniowo czynne; wpływ stężenia takich substancji na napięcie

powierzchniowe roztworów (wzór )

4. Układy wielofazowe

1. Równowaga w układzie : ciecz-ciecz

2. Równowaga w układzie : mieszanina ciekła i faza gazowa (pary nasycone) nad nią

1. Prawo Raoulta, W*hlnera i Henry′ego

2. Izobary i izotermy wrzenia i kondensacji

3. Mieszaniny zeotropowe i azeotropowe; destylacja

3. Przejścia fazowe (równowagi fazowe) w układzie jednoskładnikowym (równania

Clausiusa i Clasiusa-Clapeyrona)

4. Równowaga w dwufazowym układzie trójskładnikowym (prawo podziału Nernsta)

4. Temperatury wrzenia i krzepnięcia rozpuszczalnika w roztworze substancji nielotnej

(kriometria, ebuliometria)

6. Ciśnienie osmotyczne roztworu

7. Równowagi fazowe: w układzie dwuskładnikowym: ciecz/ciało stałe

1. Z roztworami w każdym stężeniu

2. Eutektyki

3. Eutektoidy (roztwory stałe)

8. Układy trójskładnikowe

5. Elektrochemia

1. Przewodzenie prądu

1. Przewodzenie prądu elektrycznego, rodzaje przewodników.

2. Przewodnictwo właściwe elektrolitów mocnych, słabych i średniej mocy, zależność

od stężenia.

3. Przewodnictwo molowe, molowe jonowe, prawo niezależnej wędrówki jonów

Kohlrauscha.

4. Współzależność Λ oraz Λ⁰.

4. Ruchliwość jonów (od czego zależy?), mechanizmy migracji jonów.

5. Liczby przenoszenia jonów.

2. Teorie roztworów elektrolitów

1. Teoria dysocjacji Arrheniusa.

2. Dysocjacja elektrolitów mocnych; (argumenty - za dysocjacją całkowitą).

3. Aktywność elektrolitu mocnego, aktywność średnia elektrolitu, aktywność średnia

jonowa.

4. Sens fizyczny współczynników aktywności.

4. Teoria elektrolitów mocnych; model atmosfery jonowej, założenia i tok

wyprowadzenia (dlaczego - równania na współcz. aktywności?).

6. Równania Debye′a - Huckela i równania dla wyższych stężeń (interpretacja -zmiany współczynników aktywności ze stężeniem).

6. Elementy elektrostatycznej teorii przewodnictwa elektrolitów mocnych; efekty związane z istnieniem atmosfery jonowej.

8. Wpływ temperatury, ciśnienia i rodzaju rozpuszczalnika na przewodnictwo

elektrolitów mocnych (stałość iloczynu molowego i lepkości).

3. Elektrodyka

1. ΔG reakcji prądotwórczej ogniwa (przy stałych t i p); praca nieobjętościowa

1. Budowa ogniwa, pojęcia, nazewnictwo, symbole.

2. Siła elektromotoryczna, wg termodynamiki reakcji prądotwórczej i jako suma

spadków potencjałów.

c) Połączenia pomiędzy półogniwami; diafragma, klucz elektrolityczny.

4. Termodynamika ogniw: ΔS, ΔH, Q, W.

2. Półogniwa; rodzaje, ich potencjał.

a) Wartość liczbowa potencjału półogniwa.

b) Szereg potencjałów standardowych; wnioski ze znajomości Π⁰.

3. Ogniwa chemiczne: typu Daniella, tworzenia, paliwowe, z i bez przenoszenia jonów.

a) Ogniwa stężeniowe: elektrodowe (amalgamatowe, gazowe), elektrolityczne.

b) SEM ogniw stężeniowych bez przenoszenia jonów, z diafragmą, z kluczem elektrolit.

c) Potencjał dyfuzyjny; pojęcie, mechanizm powstawania.

WYMAGANIA EGZAMINACYJNE

Z CHEMII FIZYCZNEJ

DLA II-GO ROKU SEM. LETNI /2004/

1. Kinetyka chemiczna

1. Pojęcia: szybkość reakcji, równanie kinetyczne, rząd równania kinet., cząsteczkowość.

2. Teorie szybkości reakcji:

• zderzeń aktywnych, (pojęcie energii aktywacji),

• kompleksu aktywnego,

1. Porównanie E_a, ΔG^#, ΔS^#, ΔH^#.

3. Wyznaczanie wartości E_a, ΔG^#, ΔH^# , oraz ΔS^#.

4. Mechanizm i kinetyka reakcji jednocząsteczkowych (okres Lindemanna).

5. Reakcje trójcząsteczkowe

6. Równania kinetyczne reakcji prostych.

7. Metody wyznaczania rzędu i stałych szybkości reakcji prostych (całkowe i różniczkowe).

8. Kinetyka reakcji odwracalnych.

9. Kinetyka reakcji równoległych.

10. Kinetyka reakcji następczych.

11. Kinetyka i mechanizm reakcji łańcuchowych.

12. Kinetyka i mechanizm reakcji łańcuchowych rozgałęzionych.

13. Reakcje sprzężone.

2. Kataliza

1. Pojęcie, definicja katalizatora.

2. Mechanizm i profil energetyczny reakcji katalitycznej.

3. Rodzaje katalizy wg równania na stałą szybkości reakcji.

4. Efekt kompensacyjny

1. Kataliza homogeniczna i jej katalizatory.

1. Kataliza kwasowa i zasadowa (specyficzna, niespecyficzna).

2. Autokataliza.

3. Autokataliza w układach z reakcjami krzyżowymi (reakcje oscylujące).

4. Kataliza enzymatyczna

2. Adsorpcja

1. Rodzaje, ciepło adsorpcji, wpływ temperatury.

2. Izotermy adsorpcji: Gibbsa i Langumira.

3. Mechanizm adsorpcji fizycznej i chemicznej.

4. Przebieg zmian energii potencjalnej w adsorpcji na przykładzie adsorpcji wodoru

na niklu.

3. Kataliza heterogeniczna

1. Mechanizm reakcji jedno i dwucząsteczkowych, profile energetyczne.

2. Pojęcie centrum aktywnego, aspekt geometryczny, energetyczny i elektronowy.

3. Przykłady mechanizmu katalizy heterogenicznej; synteza amoniaku, usuwanie siarki

z paliw naturalnych, usuwanie NO oraz CO ze spalin samochodowych.

4. Specyficzność katalizatorów.

2.4. Kataliza przejścia fazowego; mechanizm, katalizatory(sole oniowe, etery koronowe).

PROGRAM

wykładu z chemii fizycznej dla II-roku w sem. zimowym

(2002 /2003)

L.p.		Data	TEMAT
1.			Termodynamika Pojęcia podstawowe: Układ, parametry stanu-intensywne i ekstensywne, faza, granice układu, rodzaje układów Nieskończenie małe zmiany różnych (funkcji) wielkości-różniczka zupełna, wyrażenie Pfaffa, zmiana elementarna, Funkcje stanu, funkcjonały drogi (sposobu) zmiany układu (ciepło, praca)
2.			I zasada; Definicja z energią wewnętrzną oraz entalpią, praca i ciepło przemiany Pojemność cieplna, ciepło molowe (przy stałym p. albo v), współzależność cp i cv , Prawo Hessa, współzależność ΔH i ΔU
3.			Definicja entalpii albo energii wewnętrznej reakcji Prawo Kirchhoffa
4.			Entalpia standardowa dowolnej reakcji chemicznej na podstawie standardowych mo- lowych entalpii tworzenia albo spalania reagentów
5.			II zasada termodynamiki Procesy odwracalne, nieodwracalne, samorzutne, wymuszone II zasada w ujęciu Clausiusa (definicja entropii poprzez dS) Przyrosty entropii w różnych przemianach fizycznych, kryteria przemian układów
6.			Entropia jako miara uporządkowania układu, teoremat Nersta-Plancka (III zasada), wartości liczbowe entalpii molowych Połączenie : I i II zasady Różniczki funkcji stanu : dU, dH, dF, dG i związki matematyczne między funkcjami Stanu Przyrosty entropii w różnych przemianach fizycznych, kryteria przemian układów
7.			Cykl Carnota, pompa ciepła Funkcje termodynamiczne i ich różniczki w układach ze zmianą liczby moli składników
8.			Potencjał chemiczny; sens fizyczny współczynników aktywności, roztwory doskonałe, idealne, rozcieńczone i rzeczywiste Dobór wartości liczbowych współczynników aktywności i stanów standardowych (niesymetryczny)
9.			Powinowactwo chemiczne reakcji, powinowactwo standardowe, związek ze stałą równowagi reakcji
10.			Statyka chemiczna Równowaga w układach wieloskładnikowych i wielofazowych Prawo działania mas, (stała równowagi chemicznej) Izobara van′t Hoffa i izoterma van Laara-Plancka
11.			Prawo równowagi względem przechodzenia składnika z fazy do fazy Równanie Gibbsa-Duhema Reguła faz Gibbsa
12.			Układy jednofazowe Faza gazowa doskonała: Równanie stanu, ciepło molowe cp i cv, parametry wpływające na U i H Potencjał chemiczny składnika gazowego; mieszaniny gazów doskonałych; zmiany entropii, praca i zmiana ΔS w różnych przemianach, Fazy skondensowane
13.			Porównanie właściwości faz gazowych, cieczy i ciał stałych, Napięcie powierzchniowe, międzyfazowe, sposoby pomiaru, zwilżanie, adhezja, kohezja Ciecze: skok ciśnienia na zakrzywionej powierzchni cieczy Prężność pary nasyconej nad powierzchnią cieczy Izoterma adsorpcji powierzchniowej Gibbsa Substancje powierzchniowo czynne; wpływ stężenia takich substancji na Napięcie powierzchniowe roztworów (wzór Szyszkowskiego)
14.			Układy wielofazowe Równowaga w układzie : ciecz-ciecz Równowaga w układzie : mieszanina ciekła A i B / faza gazowa nad nią Prawo Raoulta, W*hlnera i Henry′ego Izobary i izotermy wrzenia i kondensacji Mieszaniny zeotropowe i azeotropowe; destylacja
15.			Przejścia fazowe (równowagi fazowe) w układzie jednoskładnikowym (równania Clausiusa i Clasiusa-Clapeyrona) Równowaga w dwufazowym układzie trójskładnikowym (prawo podziału Nernsta) Temperatury wrzenia i krzepnięcia rozpuszczalnika w roztworze substancji nielotnej (kriometria, ebuliometria)
16.			Ciśnienie osmotyczne roztworu Równowagi fazowe: w układzie dwuskładnikowym: ciecz/ciało stałez roztworami w każdym stężeniu eutektyki eutektoidy (roztwory stałe) Układy trójskładnikowe
17.			Elektrochemia Przewodzenie prądu Przewodzenie prądu elektr., rodzaje przewodników. Przewodnictwo właściwe elektr. mocnych, słabych i średniej mocy, zal. od stężenia. przewodnictwo molowe, molowe jonowe, prawo niezależnej wędrówki jonów Kohlrauscha.
18.			Współzależność Λ oraz Λ^0. Ruchliwość jonów (od czego zależy?), mechanizmy migracji jonów. Liczby przenoszenia jonów. Współzależności D i U:
19.			Teorie roztworów elektrolitów Teoria dysocjacji Arrheniusa. Dysocjacja (czy w każdym przypadku) elektrolitów mocnych; argumenty. Aktywność elektrolitu mocnego, aktywność średnia elektrolitu, aktywność średnia jonowa. Sens fizyczny współczynników aktywności.
20.			Teoria elektrolitów mocnych; założenia, model atmosfery jonowej, cel i tok wyprowadzenia (dlaczego - równania na współcz. aktywności?). Równania Debye′a - Huckela i równania dla wyższych stężeń .
21.			Elektrostatyczna teoria przewodnictwa elektrolitów mocnych; efekty związane z istnieniem atmosfery jonowej. Wpływ temperatury, ciśnienia i rodzaju rozpuszczalnika na przewodnictwo elektrolitów mocnych i słabych.
22.			Elektrodyka ΔG reakcji prądotwórczej ogniwa (przy stałych t i p); praca nieobjętościowa Budowa ogniwa, pojęcia, nazewnictwo, symbole. Siła elektromotoryczna, wg termodynamiki reakcji prądotwórczej i jako suma spadków potencjałów. Połączenia pomiędzy półogniwami; diafragma, klucz elektrolityczny.
23.			Termodynamika ogniw: ΔS, ΔH, Q, W, sprawność. Półogniwa; rodzaje, ich potencjał. Półogniwa membranowe-jonoselektywne. Wartość liczbowa potencjału półogniwa. Szereg potencjałów standardowych; wnioski ze znajomości Π^0.
24.			Ogniwa chemiczne: typu Daniella, tworzenia, paliwowe, z i bez przenoszenia jonów. Ogniwa stężeniowe: elektrodowe (amalgamatowe, gazowe), elektrolityczne.
25.			SEM ogniw stężeniowych bez przenoszenia jonów, z diafragmą, z kluczem elektrolit. Potencjał dyfuzyjny; pojęcie, mechanizm powstawania. Korozja elektrochemiczna; potencjalne układu katodowe, depolaryzacja wodorowa i tlenowa. Ochrona katodowa, ochrona anodowa (pasywność), pokrycia galwaniczne.

---