FCH 1 a 2

Vnitřní energie U. část energie systému, která závisí na vnitřním stavu systému (teplotě, objemu, látkové mn.). část energie systému, která závisí na vnějším stavu systému (teplotě, objemu, látkové mn.).

První věta termodynamiky. 𝑑𝑈 = 𝑑𝑄 + 𝑑W. 𝑑𝑄 = 𝑑𝑄 - 𝑑W. 𝑑W = 𝑑𝑄 + 𝑑𝑈.

První věta termodynamiky (správná tvrzení). popisuje vazbu energie k teplu a práci, které systém s okolím vymění během uvažovaného děje (není funkcí těchto proměnných). vyplývá z ní, že celková energie izolovaného systému je při všech dějích stálá. plyne z ní možnost konstrukce perpetua mobile prvního druhu. pro cyklický děj platí ΔU = 0 (počáteční a koncový stav je stejný), a tedy Q + W = 0 (cyklický děj). pokud systém nekoná práci (𝑑U = 0, 𝑊 = 0), tak z I. věty vyplývá, že teplo vyměněné s okolím lze určit jako změnu vnitřní energie systému (Q = Δ W).

extenzivní veličina popisující teplo, které je uvolněno nebo spotřebováno při izobarické reakci. Entalpie H (J). Vnitřní energie U. Entropie S. Gibbsova energie.

Entalpie H (J) změny tepla při reakcích popisují zákony: Lavoisier-Laplaceův. Hessův. Kirchhoffův zákon.

Entropie S. - vyplývá z výměny tepla a je kritériem pro průběh výměny tepla. - samovolně může S pouze klesat. - je definována druhou větou termodynamickou a je to stavová veličina. - extenzivní veličina popisující teplo, které je uvolněno nebo spotřebováno při izobarické reakci.

Entropie S. 𝑆 = 𝑘𝐵𝑙𝑛(𝑊). 𝑆 = 𝑘V𝑙m(𝑊). 𝑆 = 𝑑𝐵𝑙𝑛(𝑊).

-vychází z Clausiovy rovnice představující podmínku platnou pro libovolný vratný kruhový děj -říká, že jen část dodané energie můžeme využít k práci a část se přemění na teplo (ztrátová energie). druhá věta termodynamiky. první věta termodynamiky. Gibbsova energie. Helmholtzova energie.

správně. Třetí věta termodynamická konstatuje, že lze určit absolutní hodnotu entropie látky S, protože entropie čisté látky v její nejstabilnější krystalické modifikaci je při teplotě 0 K rovna nule lim (S)T→0 = 0. Druhá věta termodynamická konstatuje, že lze určit absolutní hodnotu entropie látky S, protože entropie čisté látky v její nejstabilnější krystalické modifikaci je při teplotě 0 K rovna nule lim (S)T→2 = 0. Třetí věta termodynamická konstatuje, že lze určit absolutní hodnotu entropie látky S, protože entropie čisté látky v její nejstabilnější krystalické modifikaci je při teplotě 2 K rovna nule lim (S)T→1 = 1.

Gibbsova a Helhmoltzova energie. spojením první a druhé věty termodynamiky získáme Gibbsovu rovnici. spojením druhé a třetí věty termodynamiky získáme Gibbsovu rovnici. spojením všech vět termodynamiky získáme Gibbsovu rovnici.

Gibbsova energie. funkce přirozených proměnných T,p. je definovaná za konstantních! hodnot (viz. následující rovnice). změna G tedy udává maximálně získatelnou hodnotu jiné než objemové práce za konstantní teploty a tlaku. funkce proměnných T,V. nezáleží na reakční cestě, celkové reakční teplo je vždy stejné. (𝑑𝑉 = 0, 𝑊 = 0).

Helmholtzova energie. funkce proměnných T,V. je definovaná za konstantního objemu. jednotkou je J·K−1. vyjadřuje, jak se změní Gibbsova energie systému, přidáme-li do něho 1 mol složky.

Tepelné kapacity. tepelná kapacita je teplo potřebné k ohřátí nějakého tělesa o 1 K. tepelná kapacita je teplo potřebné k ohřátí nějakého tělesa o 0 K. tepelná kapacita je teplo potřebné k ohřátí nějakého tělesa o 100 K. jednotkou je J·K−1. jednotkou je J·W−1. 𝑐 =∆𝑄 / ∆T. 𝑐 =∆K / ∆J.

kapacity se obvykle vztahují na jednotkovou hmotnost nebo na jednotkové látkové množství. Měrná (specifická). Molární.

pro děje za konstantního objemu se definuje izochorická tepelná kapacita. 𝑐V = (𝜕𝐻/𝜕𝑇)V. 𝜇 = 𝜇0 + 𝑅𝑇 ln 𝑥𝑖. 𝑐pm − 𝑐Vm = R.

spoj. Aktivita a aktivitní koeficient. Gibbsova energie. Druhá věta termodynamiky. Vnitřní energie U. Entalpie H (J). Kirchhoffův zákon.

FÁZOVÉ ROVNOVÁHY. fáze je homogenní část soustavy, která má v různých místech stejné (fyzikální, chemické) vlastnosti. fáze je heterogenní část soustavy, která má v různých místech stejné (fyzikální, chemické) vlastnosti. Le Chatelierův princip. fáze má směr, ten je dán termodynamikou, tedy Gibbsovou reakční izotermou.

rovnováha je podmíněna termodynamikou: 𝑑𝑆 = 0 → 𝑑𝐺 = 0 → 𝜇𝑖 = 0 → 𝜇𝑖 = 𝜇𝑗. 𝑑𝐺 = 0 → 𝑑𝑆 = 0 → 𝜇𝑖 = 0 → 𝜇𝑖 = 𝜇𝑗. 𝑑𝑆 = 0 → 𝑑𝐺 = 0 → 𝜇𝑗 = 0 → 𝜇𝑗 = 𝜇𝑖.

udává počet stupňů volnosti, tedy fyzikálních veličin, které se mohou měnit bez toho, aniž by se narušila fázová rovnováh. Gibbsův zákon fází. Henryho zákon. Raoultův zákon. Reakce nultého řádu.

- pro čistou látku je fáze shodná se skupenstvím - mohou zde nastat 3 případy. bod se nachází na ploše (2 stupně volnosti) a můžu měnit p i T. soustava má nejvyšší stupeň volnosti a rovnováha není dána bodem. systém má pouze nultý stupeň volnosti a systém je v rovnováze pouze na bodech mimo křivky.

vztahuje se k fázové rovnováze čisté látky - popisuje závislost tlaku nasycených par na teplotě. Clapeyronova rovnice. Clausius-Clapeyronova rovnice. Jednosložková soustava.

∆fáz𝐻m odpovídá změně molární entalpie příslušné fázové přeměny a ∆fáz𝑉m představuje změnu objemu spojenou s přechodem 1 molu látky z fáze (1) do fáze (2). Clapeyronova rovnice. Clausius-Clapeyronova rovnice.

Raoultův zákon. povoluje určit tlak par složky nad roztokem chovajícím se ideálně. předpokládá ideální chování rozpouštědla (parciální tlak plynu závisí na tlaku syté páry). - popisuje koncentrované roztoky. vyjadřuje, jak závisí množství rozpuštěného plynu v kapalině na jeho parciálním tlaku nad roztokem. předpokládá ideální chování rozpuštěného plynu.

Henryho zákon. vyjadřuje, jak závisí množství rozpuštěného plynu v kapalině na jeho parciálním tlaku nad roztokem. předpokládá ideální chování rozpuštěného plynu. charakterizuje rozpustnost plynu v dané kapalině při zvolené teplotě, a známého parciálního tlaku plynu nad kapalinou pi. předpokládá ideální chování rozpouštědla (parciální tlak plynu závisí na tlaku syté páry).

CHEMICKÉ ROVNOVÁHY. - každý systém má tendenci dostat se do rovnováhy. jakýkoliv zásah do systému vyvolá reakci k potlačení této změny (Le Chatelierův princip). rovnováhu můžeme ovlivňovat koncentrací produktů nebo reaktantů, tlakem, teplotou. čistá látka má definované termodynamické potenciály za standardního stavu podle přirozených proměnných.

Reakční Gibbsova energie. říká nám, jakým směrem reakce přirozeně probíhý. z II. věty termodynamické vyplývá, že samovolná chemická přeměna ve výše uvedeném systému je doprovázena klesáním hodnoty celkové Gibbsovy energie G. pokles probíhá až do rovnovážného stavu, kdy G nabývá největší možné hodnoty. - Gibbsova energie systému je pak funkcí pouze rozsahu reakce 𝜇G.

správně. Rovnovážná konstanta. chemický potenciál i-té látky se vyjadřuje ve formě součtu dvou členů. směr je dán termodynamikou, tedy Gibbsovou reakční izotermou. nezávisí na koncentraci složky, v kinetické rovnici je cA0 je konstanta rovna nule. integrací této rovnice získáváme implicitní tvar → po vynesení 1/C do grafu získáme směrnici k.

čím ____1___ je ∆𝐺𝑟0, tím ____2___ je hodnota rovnovážné konstanty a naopak velmi ___3___ hodnota standardní ∆𝐺𝑟0 říká, že v rovnovážné reakční směsi jednoznačně převažují produkty. 1menší 2vyšší 3záporná. 1vyšší 2menší 3kladná. 1menší 2menší 3záporná.

popisuje ji van´t Hoffova izobara platící za stálého tlaku. Závislost rovnovážné konstanty na teplotě. Rovnovážná konstanta. Reakční Gibbsova energie.

RYCHLOST CHEMICKÉ REAKCE. ∆𝐺𝑟 = ∆𝐺𝑟0 + 𝑅𝑇 lnK. ∆𝐺𝑟 = ∆𝐺𝑟0 + 𝑘1 · 𝑐𝐴 lnK. ∆𝐺𝑟 = ∆𝐺𝑟0 + 𝑘1 · 𝑐𝐴0 lnK. ∆𝐺𝑘 = ∆𝐺𝑟0 + 𝑅𝑇 c𝐴.

spoj mimi. Molekularita. Řád reakce n. Rychlost reakce. Poločas reakce.

Reakce nultého řádu (1 špatně). kinetiku reakcí nultého rádu mají po zjednodušení některé mechanismy složitých reakcí → fotochemických, enzymové, katalyzovaných po zjednodušení. neexistují elementární reakce nultého rádu. - rychlost nezávisí na koncentraci složky, v kinetické rovnici je cA0 je konstanta rovna nule. - integrální tvar popisuje závislost koncentrací látek na teplotě.

poločas reakce. 𝜏1/2 = ln 2/𝑘1. ln 𝑐= ln A → B. 𝑣 = 𝑣1 − 𝑣−1.

blabla. Reakce prvního řádu. Reakce druhého řádu.

Reakce. podle poměru rychlostních konstant existují tři případy, které mohou pro následné reakce nastat. podle poměru rychlostních konstant existují tři případy, které mohou pro bočné reakce nastat. podle poměru rychlostních konstant existují tři případy, které mohou pro zvratné (protisměrné) reakce nastat.

1 špatně. x značí zreagované množství (konverzi). Typ A + B → C. Reakce zvratné (protisměrné).

správně. rovnice závislosti koncentrace látky B na case. za podmínek chemické rovnováhy platí, že 𝑣 = 0, tedy 𝑣1 = 𝑣−1 (𝑘1 · 𝑐𝐴 = 𝑘−1 · 𝑐𝐵). pro celkovou rychlost platí následující rovnice. k2 - k1 značí zreagované množství (konverzi).

Závislost rychlostní konstanty na teplotě. k posouzení této závislosti lze využít Arheniův zákon. rychlostní konstanta je funkcí teploty a pro většinu reakcí roste se zvyšující se teplotou. dochází k postupnému spojování molekul monomerů v dlouhé řetězce. zahrnuje: polykondenzaci a postupnou polyadici. vycházíme z druhé věty termodynamiky. lze určit absolutní hodnotu entropie látky S.

správně. Závislost rychlostní konstanty na teplotě. Teorie aktivovaného komplexu (Eyringova teorie). - dle Eyringa je rychlost chemické reakce dána vztahem. tuto rovnici porovnáváme s G-W zákonem 𝑑𝑐𝐶 𝑑𝑡= 𝑘 · 𝑐𝐴 · 𝑐𝐵 za vzniku Eyringovy rovnice.

spoj. Aktivační energie. Boltzmannův faktor 𝑒 − 𝐸𝑎/𝑅T. Předexponenciální (frekvenční) faktor.

1 špatně !. ve směrnici není minus, protože to už je v té samotné rovnici. ze zlinearizované rovnice lze stanovit hodnotu aktivační energie (u elementárních reakcí). tak pokud bude vysoká aktivační energie, tak bude rychlostní konstanta vysoce závislá na teplotě. schéma katalyzované reakce, kde vzniká izolovatelný meziprodukt X.

Teorie aktivovaného komplexu (Eyringova teorie). Reakční koordináta. Aktivovaný komplex. Aktivační energie.

dle Eyringa je rychlost chemické reakce dána vztahem. 𝑑𝑐𝑃/𝑑𝑡 = 𝑘 · 𝑐[𝐴𝐵] ≠ = 𝜈 ≠ · 𝑐[𝐴𝐵] ≠ = 𝑘𝐵𝑇/ℎ · 𝑐[𝐴𝐵] ≠. 𝑑𝑃/𝑑𝑡 = 𝑘 · 𝑘[𝐴𝐵] ≠ = 𝜈 · 𝑐[𝐴P] ≠ = 𝑘𝐵𝑇/ℎ · 𝑐[𝐴𝐵] ≠. 𝑑𝑐𝑃/𝑑𝑡 = 𝑘 · 𝜈 [𝐴𝐵] ≠ = 𝜈 ≠ · 𝑐[𝐴𝐵] ≠ = 𝑘𝑇/ℎ · 𝑐[𝐴𝐵]. 𝑑𝑐𝑃/𝑡 = 𝑘 · 𝑐[𝐴𝐵] ≠ = 𝜈 ≠ · 𝑐[𝐴W] ≠ = 𝑘𝐵𝑇/ℎ · 𝑐[𝐴𝐵] ≠.

Homogenní katalýza pro katalyzátory obecně platí. katalyzátor zůstává po ukončení reakce chemicky nezměněn. katalyzátor mění mechanismus reakce. katalyzátoru stačí obvykle malé množství (souvisí s jeho regenerací). přítomnost katalyzátoru nijak neovlivňuje rovnováhu reakce. katalyzátor ovlivňuje mechanismus reakce jen omezeně. katalyzátor zůstává po ukončení reakce fyzicky nezměněn.

Arrheniovský meziprodukt. Arrheniovský meziprodukt. van´t Hoffovský meziprodukt.

správně. Druhá věta termodynamiky. Aktivita a aktivitní koeficien. Clausius-Clapeyronova rovnic. Reakce prvního řádu.