Chemia fizyczna II

obowiązkowe

Realizowany w sali
Realizowany zdalnie

1. Herman T.W.; Chemia fizyczna. Podręcznik dla studentów farmacji i analityki chemicznej. PZWL. Warszawa 2017.

2. Atkins P.W.,Trapp C. A., Cady M. P., Giunta C.; Chemia Fizyczna. Zbiór zadań z rozwiazanioami. PWN Warszawa 2001.

3. podręczniki dostępne on-line w bazach IBUK na serwerze Biblioteki UO.

Wymagania wstępne: Zaliczony kurs chemii fizycznej I

Wykład, semestr 4, 30 godzin, egzamin

dr hab. Małgorzata Pawełczak, prof. UO

Definicje i podstawowe pojęcia, Szybkość reakcji chemicznej, rząd i cząsteczkowość reakcji, równanie kinetyczne i całkowe;

Klasyfikacja reakcji chemicznych według różnych kryteriów, metody wyznaczania rzędu reakcji, czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych; Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznych, równanie Arrheniusa, energia aktywacji; Teorie szybkości reakcji chemicznych - teoria zderzeń aktywnych i teoria kompleksu aktywnego;

Kinetyka reakcji odwracalnych i złożonych (następcze, równoległe, łańcuchowe ...); Teoria stanu stacjonarnego – model Lindemanna-Hinshelwooda; Badanie reakcji szybkich, współczesne metody;

Kataliza i jej klasyfikacja (typy katalizy), mechanizm katalizy i inhibicji; Kataliza homogeniczna (kwasowo - zasadowa, autokataliza);

Kinetyka reakcji heterofazowych - teoria dyfuzyjna i adsorpcyjna; Teorie katalizy heterofazowej, budowa katalizatorów

kontaktowych; Energia aktywacji w układach heterofazowych, etap określający kinetykę procesu heterofazowego;

Kataliza enzymatyczna (mikroheterofazowa), mechanizmy, teorie katalizy enzymatycznej; Inhibicja reakcji enzymatycznych, mechanizmy i kryteria rozróżniania;

Kinetyka reakcji fotochemicznych, prawa fotochemii, przykłady procesów fotochemicznych, mechanizmy; Kinetyka reakcji w roztworach, wpływ środowiska;

Elektrolity, roztwory elektrolitów, przewodnictwo i jego pomiar. Zależność od stężenia, rodzaje, prawa i reguły dotyczące przewodnictwa, liczby przenoszenia; Wpływ temperatury i ciśnienia na przewodnictwo – reguły Waldena;

Praktyczne zastosowania pomiarów przewodnictwa – konduktometria: miareczkowanie konduktometryczne, śledzenie przebiegu reakcji jonowych, wyznaczanie wielkości termodynamicznych;

Teoria oddziaływań międzyjonowych: aktywności i współczynniki aktywności, prawo mocy jonowej, wyznaczanie f±;

Teoria Debye’a – Hückela: rozkład jonów w roztworze (chmura jonowa), oddziaływania międzyjonowe, obliczenie teoretycznego jonowego współczynnika aktywności; Dyskusja teorii Debye’a – Hückela: obszar zastosowań i ograniczenia;

Teoria przewodnictwa Debye’a – Hückela – Onsagera: współczynnik przewodnictwa a stopień dysocjacji, dyspersja przewodnictwa przy dużych częstotliwościach oraz wpływ dużych gradientów pola (efekt Wiena);

Teoria asocjacji jonowej Bjerruma; Zjawisko solwatacji. Teoria solwatacji;

Teorie kwasów i zasad. Rozpuszczalniki w elektrochemii, pH w roztworach niewodnych;

Elektrochemia układów heterofazowych: podwójna warstwa elektrochemiczna, potencjał międzyfazowy, zjawiska elektrokinetyczne – ich znaczenie i wykorzystanie;

Ogniwa i termodynamika ogniw odwracalnych. Korozja elektrochemiczna;

Kinetyka reakcji elektrodowych: elektroliza, prawa Faraday’a, kulometria, napięcie rozkładowe; polaryzacja elektrodowa, nadnapięcie i jego rodzaje;

Konwersatorium, semestr 4, 30 godzin, zaliczenie na ocenę

dr Artur Suchan

Rozwiązywanie zadań (ćwiczenia rachunkowe) z zakresu kinetyki chemicznej i elektrochemii.

A. Kinetyka. Wprowadzenie do kinetyki chemicznej. Podstawowe równania kinetyczne reakcji nieodwracalnych. Podstawowe równania całkowe – metody obliczania parametrów kinetycznych reakcji nieodwracalnych. Reakcje odwracalne, następcze i równoległe - obliczanie parametrów kinetycznych. Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej. Energia aktywacji. Stan stacjonarny. Kataliza. Kinetyka reakcji enzymatycznych.

B. Elektrochemia: jonika i elektrodyka. Przewodnictwo roztworów elektrolitów. Elektrolity mocne i słabe. Stała dysocjacji i stopień dysocjacji. Przewodność właściwa (elektrolityczna), molowa, molowa graniczna. Teoria przewodnictwa Debye’a – Hückela-Onsagera. Ruchliwość jonu, aktywność jonu, aktywność średnia, współczynnik aktywności, moc jonowa. Prawo niezależnej wędrówki jonów Kohlrauscha. Liczby przenoszenia jonów elektrolitu. Rodzaje ogniw i półogniw. Ogniwa galwaniczne. Reakcje zachodzące w ogniwach, reakcje elektrodowe, potencjał półogniwa, siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Termodynamika ogniw. Elektroliza, polaryzacja elektrod, nadpotencjał. Reakcje zachodzące na elektrodach. Prawa elektrolizy.

Laboratorium, semestr 4, 30 godzin, zaliczenie na ocenę

dr hab. Joanna Nackiewicz, prof. UO

1. Kinetyka reakcji heterofazowych

2. Kinetyka reakcji hydrolizy sacharozy – kataliza kwasowa

3. Zależność przebiegu reakcji solwolizy od pH;

4. Kinetyka reakcji rozkładu wody utlenionej

5. Kinetyka transportu przez błony;

6. Kinetyka reakcji hydrolizy estru – kataliza kwasowa;

7. Kinetyka reakcji hydrolizy estru – kataliza zasadowa.

8. SEM ogniwa

9. Oznaczanie punktu izoelektrycznego koloidu

10. Wyznaczanie liczb przenoszenia jonów

11. Sprawdzenie prawa Kohlrauscha metodą pomiaru przewodnictwa elektrolitów

12. Określanie składu związku kompleksowego metodą spektrofotometryczną

13. Przewodnictwo elektrolitów słabych i mocnych – wyznaczanie stałej dysocjacji

14. Wyznaczanie stałych dysocjacji (protonowania) metodą miareczkowania potencjometrycznego

Podstawowa:

1. Pigoń K. , Ruziewicz Z. ; Chemia Fizyczna, Tom 1 podstawy fenomenologiczne, Tom 2 fizykochemia molekularna, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2020.

2. Atkins P.W., de Paula Julio; Chemia fizyczna, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2019.

3. Kisza A., Freundlich P.; Ćwiczenia rachunkowe z chemii fizycznej; Wydawnictwo Uniwersytetu Wrocławskiego, Wrocław 2004.

4. Chemia fizyczna. 3; Obliczenia fizykochemiczne / Jadwiga Demichowicz-Pigoniowa, Andrzej Olszowski ; [pod red. Andrzeja Olszowskiego, Ludwika Komorowskiego]. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 2020.

5. Chemia fizyczna. 4; Laboratorium fizykochemiczne / red. nauk. Ludwik Komorowski, Andrzej Olszowski. Warszawa : Wydawnictwo Naukowe PWN, 2013.

Wiedza

W01 rozpoznaje, opisuje i objaśnia zjawiska przyrodnicze – w szczególności od strony ich fizykochemii K_W01, K_W14, K_W19 (P6S_WG)

W02 formułuje prawa związane z poznanymi zjawiskami i tłumaczy ich przyczyny oraz uwarunkowania, K_W01, K_W14, K_W19 (P6S_WG)

W03 wskazuje różne aspekty obserwowanych zjawisk fizykochemicznych – w szczególności od ich strony termodynamicznej i kinetycznej K_W01, K_W14, K_W18, K_W19 (P6S_WG)

W04 charakteryzuje praktyczne aspekty i implikacje praw rządzących zjawiskami i procesami fizykochemicznymi w szczególności z zakresu kinetyki i elektrochemii K_W14, K_W15, K_W19 (P6S_WG)

W05 opisuje podstawowe aspekty budowy aparatury do wykonywania podstawowych pomiarów fizykochemicznych z zakresu kinetyki i elektrochemii K_W10, K_W12 (P6S_WG)

W06 wymienia podstawowe zasady BHP w laboratorium chemicznym K_W23 (P6S_WK)

Umiejętności

U01 analizuje zjawiska przyrodnicze (fizykochemiczne) na bazie termodynamiki K_U21 (P6S_UU, P6S_UW)

U02 dobiera i decyduje jakie metody eksperymentalne pozwalające je badać wykorzystać K_U03 (P6S_UW)

U03 korzysta z podstawowej aparatury badawczej (obsługuje), montuje samodzielnie zestawy badawcze (pomiarowe) i przeprowadza podstawowe eksperymenty K_U03, K_U07, K_U08 (P6S_UW, P6S_UW , P6S_UO)

U04 oblicza wielkości fizykochemiczne K_U12, K_U13, K_U14 (P6S_UW)

U05 formułuje wnioski z badań (pomiarów) w tym krytycznie interpretuje wyniki K_U02 (P6S_UW)

U06 przedstawia wyniki w formie raportów laboratoryjnych, referatów lub publikacji K_U16, K_U17 (P6S_UK)

U07 poszukuje potrzebnych informacji w literaturze K_U20, K_U23 (P6S_UO, P6S_UU)

Kompetencje społeczne (postawy)

K01 rozumie potrzebę ustawicznego kształcenia i jest otwarty na nowości naukowe K_K01 (P6S_KR)

K02 wykazuje aktywną postawę w dążeniu do poznawania zjawisk przyrodniczych K_K01 (P6S_KR)

K03 jest zdolny do rozwiązywania podstawowych problemów z zakresu fizykochemii indywidualnie oraz zespołowo (z planowaniem pracy i roli w zespole) K_K02, K_K04 (P6S_KR, P6S_KK)

K04 rozumie i docenia potrzebę systematyczności i rzetelności przy realizacji zadań a tym samym swojej odpowiedzialności K_K07 (P6S_KO)

K05 rozumie konieczność postępowania zgodnego z zasadami etyki oraz respektowania praw wynikających z własności intelektualnej K_K08, K_K11 (P6S_KO, P6S_KK)

K06 potrafi krytycznie oceniać źródła informacji i wyniki pracy badawczej K_K13 (P6S_KK)

K07 zdaje sobie sprawę z ryzyka swoich działań i przestrzega zasad BHP K_K03, K_K12 (P6S_KO)

A. Sposób zaliczenia

• wykład: egzamin pisemny testowy

• konwersatorium: zaliczenie z oceną

• laboratorium: zaliczenie z oceną

B. Formy zaliczenia

• wykład: egzamin pisemny testowy (zadania zamknięte)

• konwersatorium: ustalenie oceny zaliczeniowej na podstawie ocen cząstkowych otrzymywanych w trakcie trwania semestru

• laboratorium: ocena końcowa na podstawie ocen cząstkowych otrzymywanych w trakcie trwania semestru ze sprawdzianów oraz sprawozdań. Maksymalna liczba punktów za sprawozdanie wynosi 10 punktów i za kolokwium 10 pkt.

C. Podstawowe kryteria

• wykład: do zdania egzaminu konieczne jest rozwiązanie zadań w stopniu umożliwiającym uzyskanie co najmniej połowy sumarycznej liczby punktów. Oceny: dost (3.0); dost plus (3,5); dobry (4,0); dobry plus (4,5); bardzo dobry (5,0) otrzymują ci studenci, którzy uzyskali odpowiednio, co najmniej 50%, 60%, 70%, 80%, 90% liczby punktów z egzaminu.

• konwersatorium: uzyskanie co najmniej połowy z sumarycznej liczby punktów z przeprowadzonych sprawdzianów. Oceny: dost (3.0); dost plus (3,5); dobry (4,0); dobry plus (4,5); bardzo dobry (5,0) otrzymują ci studenci, którzy uzyskali odpowiednio, co najmniej 50%, 60%, 70%, 80%, 90% sumarycznej maksymalnej liczby punktów.

• laboratorium: wykonanie wszystkich ćwiczeń przewidzianych harmonogramem, napisanie kolokwiów i oddanie pisemnych sprawozdań z przydzielonych ćwiczeń. Uzyskanie co najmniej połowy z sumarycznej liczby punktów z wszystkich sprawdzianów i sprawozdań. Student zobowiązany jest do systematycznego oddawania sprawozdań, tzn. w ciągu tygodnia po wykonaniu danego ćwiczenia. Złożenie sprawozdania do oceny w późniejszym terminie skutkuje obniżeniem mu punktacji (o 3 punkty) za każdy tydzień spóźnienia. Po pierwszym zwrocie sprawozdania student może uzyskać maksymalnie 7 pkt. za sprawozdanie. Oceny: dost (3.0); dost plus (3,5); dobry (4,0); dobry plus (4,5); bardzo dobry (5,0) otrzymują ci studenci, którzy uzyskali odpowiednio, co najmniej 50%, 60%, 70%, 80%, 90% sumarycznej maksymalnej liczby punktów.