1. Program Osnovni pojmi (fizikalni sistem)
Kemijska termodinamika (smer kemijske reakcije)
Fazna ravotežja
Raztopine
Kemijska ravnotežja
Kemijska kinetika (hitrost kemijske reakcije)
Površinska kemija
Elektrokemija

2. Literatura:
Walter J. Moore: Physical Chemistry (Prentice-Hall, New Jersey)
P. W. Atkins: Physical Chemistry (Oxford University Press, Oxford)
M. M. Abbott, H. C. VanNess, Schaum’s Outline Series: Theory and Problems of Thermodynamics (McGraw-Hill, New York)
Laboratorijske vaje iz fizikalne kemije (Fakulteta za kem. in kem. teh., Univerza v Ljubljani)
M. Bešter Rogač: 100 rešenih problemov iz fizikalne kemije za študente geologije (Naravoslovnotehniška fakulteta, Oddelek za geologijo, Univerza v Ljubljani)

3. Definicija Opis stanja sistema Primer sistema: plini
1. Fizikalni sistem
Definicija
Opis stanja sistema
Primer sistema: plini

4. Terminologija: Sistem (odprt, zaprt, izoliran) Enačba stanja:
ravnotežje
ekstenzivne in intenzivne količine
izoterma, izobara, izohora
koef. stisljivosti, koef. razteznosti, koef. napetosti
Idealni in “van der Waalsov” plin
kritična temperatura
delni (parcialni) volumni

5. Sistem
Definicija: sistem je del sveta, ki je od ostalega sveta (okolica) ločen s točno določenimi mejami):
odprt
zaprt
izoliran

6. Odprt sistem – z okolico izmenjuje energijo (toplota in delo) in maso
Zaprt sistem – z okolico izmenjuje energijo
Izoliran sistem – sistem ne čuti vplivov okolice

7. Opis stanja sistema:
Sistem v ravnotežju opišemo s setom makroskopskih lastnosti:
merljive: T, P
opazujemo jih posredno: notranja energija
Stanje sistema: V, P, T
intenzivne: P,T
ekstenzivne: V

8. Opis stanja sistema: Stanje sistema: V, P, T Enačba stanja: - izobare
f ( P , V , T ) = 0
- izobare
izoterme
izohore

9. Enačba stanja: f (P, V, T)=0
V = f (P, T)

10. Primer: plini
Boylov zakon (1662):
PV = konst. (konst. T)

11. Primer: plini
Gay – Lussacov zakon (1802):
V/T = konst. (konst. P)

12. Primer: plini
Idealni plin :
PV = nRT (n – število molov)
- izohore

13. Plini pri srednjih tlakih
Van der Waalsov plin

14. Kritična točka: TC, VC, PC

15. Realni plini
P V = z n R T
z – faktor kompresibilnosti

16. Plinske mešanice: Parcialni (delni) tlak Pi Daltonov zakon: Pi = xi P
Parcialni volumen Vi = xi V

17. 2. Prvi zakon termodinamike
Delo, toplota in energija
Formulacija zakona
Notranja energija in entalpija
Toplotna kapaciteta
Primer: termodinamika idealnega plina
Reakcijske toplote

18. Terminologija: Delo, toplota, notranja energija Reverzibilen proces
Prvi zakon termodinamike
Entalpija
Toplotna kapaciteta
Adiabaten proces
Eksotermne in endotermne reakcije
Reakcijska toplota
Standardna tvorbena entalpija

19. Delo in toplota Toplota q: dq = C dT (C – toplotna kapaciteta)
(Volumsko) delo w:
dw = -PextdV
Dogovor: Delo in toplota, ki ju okolica vrši na sistem, sta pozitivna.
Toplota in delo sta funkciji poti (w = -  PextdV)

20. Reverzibilnost procesov
Proces je reverzibilen, če ga lahko v vsakem hipu obrnemo z neskončno majhno spremembo zunanjih pogojev, ki določajo potek procesa.

21. Notranja energija sistema:
i – energija posameznega delca
Sistemu dovedemo:
toploto dq
(volumsko) delo dw

22. 1. Zakon termodinamike: dU = dq + dw (U = q + w)
Notranja energija je funkcija stanja.

23. Izotermni proces (T=konst.) Adiabatni proces (dq = 0)
Izobarni proces (P=konst)
entalpija H = U + PV
dH = dq + VdP
Toplotna kapaciteta:

24. Joulov poskus:
Velja samo za idealni plin!

25. Joul – Thomsonov poskus:
Plin se adiabatno razteza skozi porozni zamašek (H=konst)
Joul-Thomsonov koeficient:
µ > 0  plin se bo pri ekspanziji hladil (utekočinjanje plinov)

26. Termodinamika idealnega plina
PV = nRT
1) cp – cv = nR
2) Izotermna reverzibilna sprememba: dU = 0
P V = konst.
3) Adiabatna reverzibilna sprememba: dU = w = -P dV = cV dT
P V = konst.,  = cP/cV

27. Termodinamika idealnega plina:
Izotermna sprememba: PV=konst
Adiabatna sprememba: PV=konst

28. Termokemija:
Proučuje toplotne efekte, ki spremljajo kemijske reakcije.
Kalorimetri: adiabatni, izotermni...

29. Reakcijske toplote Eksotermne reakcije: q < 0
Endotermna reakcija: q > 0
qV = U qP = H
H = U + (PV) = U + (nplini)RT
Hessovo pravilo – toplota sestavljenih kemijskih reakcij je enaka vsoti toplot delnih reakcij, ki sestavljajo celokupno reakcijo.
Tabeliranje – standardne tvorbene entalpije
(T=0°C, P=1 atm; Entalpije za vse kemijske elemente pri teh pogojih so enake 0)
Temperaturna odvisnost reakcijskih toplot:

30. Temperaturna odvisnost reakcijskih toplot:

31. 3. Drugi zakon termodinamike
Carnotov krožni proces
Entropija
Formulacija zakona
Kriteriji za ravnotežje
Prosta energija in prosta entalpija
Maxwellove zveze
Tretji zakon termodinamike

32. Terminologija: Carnotovo krožni proces Izkoristek Entropija
Drugi in tretji zakon termodinamike
Clausiusova neenačba
(Helmholtzova) Prosta energija
(Gibbsova) Prosta entalpija
Termodinamični potenciali
Maxwellove zveze
Gibbs-Helmholtzova enačba

33. Carnotov krožni proces

34. Izkoristek Carnotovega krožnega procesa:
Izkoristek je neodvisen od delovnega plina!

35. Entropija:
Carnotov teorem

36. 2. zakon termodinamike: (Clausiusova neenakost)
1. in 2. zakon termodinamike skupaj:
dU = TdS – PdV
dH = TdS + VdP

37. Interpretacija entropije
Entropija je merilo za nered.
S = k ln W
Entropija popolnih kristalov pri absolutni ničli je nič. –
3. zakon termodinamike

38. Računanje entropijskih sprememb:
1. Spremembo entropije za reverzibilne procese lahko izračunamo iz podatkov za toplotne kapacitete:
a) Fazni prehodi: S faz.preh. = H faz.preh /T
b) Gretje (hlajenje): S = n (cP/T) dT
c) Volumske spremembe idealnega plina:
dS = n cV d(ln T) + n R d(ln V)
dS = n cP d(ln T) - n R d(ln P)
2. Ireverzibilne procese nadomestimo z reverzibilnim (enako začetno in končno stanje) – entropija je funkcija stanja.

39. Merjenje entropijskih sprememb -Maxwellove zveze:

40. 2. zakon termodinamike - ravnotežje:
dq + dw = dU (dS  (dq/T)) 
TdS - PdV  dq + dw = dU

41. Laboratorijski pogoji:
V, T = konst.  A = U – TS
(Helmholtzova) prosta energija
dA = -S dT – P dV
P, T = konst.  G = A + PV
(Gibbsova) prosta entalpija
dG = -SdT + VdP
A in G sta funkciji stanja.

42. Pogoji za ravnotežja in spontanost procesov:
U, V = konst. (izoliran sistem): dS ≥ 0
S, V = konst. dU ≤ 0
S, P = konst. dH ≤ 0
T, V = konst. dA ≤ 0
T, P = konst. dG ≤ 0

43. Gibbsova prosta entalpija – odvisnost od P in T: dG = -SdT + VdP

44. Zveze med termodinamičnimi potenciali:
Gibbs – Helmholtzova enačba

45. 4. Fazna ravnotežja Osnovni pojmi Termodinamika odprtih sistemov
Enokomponentni večfazni sistemi
Večkomponentni večfazni sistemi – raztopine
Neidealne raztopine
Koligativne lastnosti

46. Terminologija: Faza, komponenta, prostostna stopnja
Homogen in heterogen sistem
Kemijski potencial
Gibbsovo fazno pravilo
Fazni diagram (talilna, izparilna, sublimacijska krivulja)
Clausius-Clapayronova enačba
Idealna raztopina
Parcialne molske količine
Gibbs-Duhemova enačba
Raoultov zakon, Henryjev zakon
Vrelni diagram
Koligativne lastnosti

47. Osnovni pojmi:
Faza (p) – homogen del sistema, ki je v vseh delih kemijsko in fizikalno enak.
Komponenta (c) – najmanjše število kemično neodvisnih spojin, s katerimi kvantitativno izrazimo sestavo vsake in vseh faz v sistemu.
Prostostna stopnja (f) – število prostostnih stopenj je najmanjše število intenzivnih spremenljivk, ki jih lahko spreminjamo, ne da bi pri tem spremenili število faz v sistemu.

48. Osnovni pojmi:
Enofazni sistem
Dvokomponentni sistem

49. Kemijski potencial:  G = f(T, P) enokomponentni sistem
G = f(T, P, n1, n2, ...nk) večkomponentni sistem
parcialna molska prosta entalpija  kemijski potencial
ai aktivnost

50. Kemijski potencial – stabilnost faz:
V ravnotežju je kemijski potencial poljubne komponente enak po vseh fazah

51. Kemijski potencial – stabilnost faz:

52. Kemijski potencial – stabilnost faz:
Gibbsovo fazno pravilo:
f + p = c + 2

53. Enokomponentni večfazni sistem:
c = 1, f = 3 - p
talilna krivulja
izparilna krivulja
sublimacijska krivulja

54. Enokomponentni večfazni sistem:

55. Fazni prehodi:

56. CO voda

57. Večkomponentni sistem – raztopine:
sestava raztopin (koncentracija)
n1: število molov topila
n2, n3,...ni: število molov topljenca 2, 3,...,i
molski ulomek: xi, brez enot
število molov topljenca
1 kg topila
molalnost: m,
m = =
število molov topljenca
1 dm3 topila
molarnost: c,
c = =

58. Večkomponentni večfazni sistem
Idealne raztopine: Hm = 0
Vm = 0
Sm = - R xi ln xi

59. Večkomponentni večfazni sistem

60. Večkomponentni večfazni sistem

61. Parni tlak nad raztopino
Idealne raztopine hlapnih komponent:
Raoultov zakon:

62. Diagram parnih tlakov in vrelni diagram:

63. Uporaba – frakcionirna destilacija:

64. Večkomponentni večfazni sistem
Neidealne raztopine: Hm  0
 Vm  0 
Parcialne molske količine:
Gibbs – Duhemova enačba:

65. Večkomponentni večfazni sistem
benzen/cikloheksan
tetrakloroetan/ciklopentan

66. Parcialne molske količine:

67. Parcialni molski volumni:

68. Parni tlak nad raztopino
Neidealne raztopine hlapnih komponent:
Henryjev zakon:

69. Parni tlak nad neidealno raztopino:

70. Diagram parnih tlakov in vrelni diagram:
p = kPa
C4H8O2

71. Diagram parnih tlakov in vrelni diagram:

72. Primeri faznih diagramov: tekoče-tekoče
heksan/nitrobenzen
voda/nikotin

73. Primeri faznih diagramov: trdno-tekoče
naftalen/benzen

74. Raztopine nehlapnega topljenca:
Če v topilu raztopimo nehlapen topljenec, pride do znižanja parnega tlaka nad raztopino: P = P10 x2
trdno
tekoče
para
p/kPa
101.32
T/K
273.15
373.15

75. Raztopine nehlapnega topljenca
Posledica znižanja parnega tlaka so koligativne lastnosti:
Osmozni tlak:  = c R T

76. Raztopine nehlapnega topljenca
Posledica znižanja parnega tlaka so koligativne lastnosti:
Zvišanje vrelišča: T = Ke m

77. Raztopine nehlapnega topljenca
Posledica znižanja parnega tlaka so koligativne lastnosti:
Znižanje zmrzišča: T = Kk m

78. 5. Kemijsko ravnotežje Osnovni pojmi Računanje ravnotežne konstante
Vpliv tlaka in temperature na kemijsko ravnotežje

79. Terminologija: Kemijsko ravnotežje Ravnotežna konstanta
Van’t Hoffova enačba
Le Chatelier-ov princip

80. Osnovni pojmi: Kemijsko ravnotežje:
Kinetični pristop: v ravnotežju se hitrosti izenačita:

81. Kemijsko ravnotežje:
Termodinamični pristop:

82. Računanje konstante ravnotežja:
Plini:
Čista trdna snov:

83. Vpliv temperature na kemijsko ravnotežje:
van’t Hoffova enačba

84. Le Chatelier-ov princip:

85. Vpliv temperature na kemijsko ravnotežje:

86. Vpliv tlaka na kemijsko ravnotežje:

87. Le Chatelier-ov princip:

89. 6. Kemijska kinetika Hitrost kemijske reakcije
Mehanizmi kemijskih reakcij
Temperaturna odvisnost reakcijske hitrosti

90. Terminologija: Hitrost kemijske reakcije Molekularnost reakcije
Aktiviran kompleks
Red reakcije
Razpolovni čas
Postopne reakcije
Stranske reakcije
Vzporedne reakcije
Ravnotežne (obrnljive) reakcije
Relaksacijski čas
Verižne reakcije
Teorija stacionarnega stanja
Arrheniusova enačba

91. Metode za spremljanje hitrosti kemijskih reakcij:
Optične: - sprektralni fotometer (A)
- polarimeter ()
- refraktometer (n)
Merjenje dielektrične konstante
Konduktometrija ()
Dilatometrične metode (V)
Merjenje P pri reakcijah v plinastem stanju
Mikrokalorimetrija (H)

92. Hitrost kemijske reakcije:
Hitrostni zakon
k – proporcionalna konstanta
- red reakcije glede na komponento A
n = ++...+ - celokupni red reakcije

93. Primeri hitrostnih zakonov:

94. Primeri hitrostnih zakonov:

95. I. Reakcija ničelnega reda (n=0):
Fotokemijske reakcije
Površinske reakcije
Razpolovni čas ( ):

96. II. Reakcija prvega reda (n=1):
Radioktivni razpad
Raztapljanje soli
Hidroliza etilacetata
Inverzija saharoze

97. III. Reakcija drugega reda (n=2):

98. III. Reakcija drugega reda (n=2):

99. Pregled nekaterih hitrostnih zakonov:
Reakcija
Hitrostni zakon 
A  P
v = k 1
v = k cA 2
A + bB  P
v = k c2A
v = k cA cB

100. Pregled nekaterih hitrostnih zakonov:
Reakcija
Hitrostni zakon  3
A + 2B  P
v = k cA cB2
A  P
v = k c1/2
3/2
v = k c3/2

101. Določanje reda reakcij:
Grafična metoda
Izolacijska metoda
Merjenje začetnih hitrosti
Iz razpolovnih časov

102. Reakcijski mehanizem:
Molekularnost reakcije: število molekul, ki so potrebne
za tvorbo aktivacijskega kompleksa v elementarni reakciji:
unimolekularna reakcija: radioaktivni razpad
(reakcije so prvega reda)
bimolekularna reakcija: NO + O3  NO2 + O2
(reakcije so drugega reda)
Celokupno hitrost določa najpočasnejša elementarna reakcija.

103. I. Postopne reakcije:
Produkt ene reakcije je reaktant naslednje: - polimerizacije
- depolimerizacije
Primer:

104. II. Stranske reakcije:
Zmanjšajo izkoristek glavne reakcije

105. III. Vzporedne reakcije:
Iz enega reaktanta dobimo več produktov: - dehidrogenacije
- dehidratacije
Primer:

106. IV. Ravnotežne reakcije:
V bližini ravnotežja postane pomembna tudi obratna reakcija:
Primer:

107. IV. Ravnotežne reakcije:
V sistemu, ki je v ravnotežju, povzročimo motnjo:
Kinetika vzpostavitve ravnotežja je reakcija prvega reda,
če so odmiki od ravnotežja majhni:
 - relaksacijski čas

108. V. Verižne reakcije:
Teorija stacionarnega stanja: pri večstopenjskih reakcijah
se pojavljajo reaktivni delci (intermediati), katerih
koncentracija je zaradi njihove reaktivnosti med reakcijo
približno konstantna:

109. V. Verižne reakcije – primer:

110. V. Verižne reakcije – primer:

111. Temperaturna odvisnost reakcijske hitrosti:
Arrhenius-ova enačba

112. 7. Ionska elektrokemija Prevodnost Močni elektroliti Šibki elektroliti
Tok skozi raztopino
Termodinamika raztopin elektrolitov
Debye-Hückelova teorija

113. Terminologija: Specifična prevodnost Molska prevodnost
Kolrauschov zakon
Gibljivost
Arrheniusova teorija ionizacije
Ostwaldov razredčilni zakon
Transportno število
Srednji aktivnostni koeficient
Debye –Hückelova teorija

114. Prevodnost: Kovinski prevodniki – Ohmov zakon: Raztopine elektrolitov:
 - specifična prevodnost
Raztopine elektrolitov:
 - molska prevodnost
ui - gibljivost

115. Močni elektroliti:
Kolrauschov zakon:

116. Šibki elektroliti (<1):
Arrheniusova ionizacijska teorija:
Ostwaldov razredčilni zakon:

117. Tok skozi raztopino: Transportno število:
Merjenje transportnega števila:
Hittorfova metoda
Premična meja

118. Termodinamika raztopin:
Neidealne raztopine: Hm  0
 Vm  0 
Parcialne molske količine:
Henryjev zakon:

119. Termodinamika raztopin elektrolitov:
Srednja ionska aktivnost:
Srednji aktivnostni koeficient:
Ionska jakost:

120. Debye – Hückelova teorija:
Močni elektroliti so popolnoma disociirani
Vsi prispevki k neidealnosti raztopine so na račun elektrostatskih
interakcij
V raztopini obstaja neka urejenost:

121. Debye – Hückelova teorija:

122. 8. Elektrodna elektrokemija
Galvanski členi
Termodinamika galvanskih členov
Polčleni
Koncentracijski galvanski členi
Elektroliza

123. Terminologija: Galvanski člen Reverzibilna napetost
Westonov standardni člen
Nernstova enačba
Standardni elektrodni potencial
Elektroda
Koncentracijski galvanski člen
Elektroliza

124. Galvanski člen
Galvanski člen je naprava, ki G kemijske reakcije pretvarja v električno delo.
Zn | Zn2+, SO42- || Cu2+, SO42- | Cu

125. Galvanski člen – dogovori:
Napetost galvanskega člena je po po predznaku in vrednosti enaka električnemu potencialu kovinske odvodne žice priključene na desno elektrodo zmanjšanemu za električni potencial podobne žice na levi elektrodi:
Če teče pozitivna elektrika v členu od leve proti desni, teče reakcija prav tako od leve proti desni 
z zapisom galvanskega člena predpostavimo, da poteka na desni elektrodi redukcija, na levi pa oksidacija

126. Galvanski člen – dogovori:
Zn | Zn2+, SO42- || Cu2+, SO42- | Cu

127. Galvanski člen – dogovori:
Zn | Zn2+, SO42- || Cu2+, SO42- | Cu

128. Galvanski člen – merjenje napetosti:
kompenzacijsko merjenje
Westonov standardni člen

129. Termodinamika galvanskega člena:

130. Nernstova enačba:
Nernstova enačba

131. Polčleni: Kovinske elektrode Plinske elektrode Tekočinske elektrode
Redoksi elektrode
Elektrode drugega reda

132. Koncentracijski galvanski členi:
Elektrodni koncentracijski člen
Elektrolitni koncentracijski člen
Elektrodno elektrolitni koncentracijski člen

133. Elektroliza:

134. 9. Uvod v površinsko in koloidno kemijo
Medmolekulske sile
Površinska napetost
Adsorpcija
Koloidi in surfaktanti

135. Terminologija: Viskoznost Površinska napetost
Langmuirjeva absorpcijska izoterma
Koloidi
Miceli

136. Medmolekulske sile: Med molekulami delujejo medmolekulske sile:
Van der Waalsove
Disperzijske
Ionske
Viskoznost tekočine:

137. Molekule na površini:
Rezultanta medmolekulskih sil na molekulo na površini kaže v notranjost tekočine.
Površinska napetost:

138. Procesi na trdni površini:
Med trdno površino in tekočino obstajajo medmolekulske sile:
Kemosorpcija
Fizikalna adsorpcija
Adsorpcijske izoterme:
Freundlichova izoterma:
Langmuirjeva izoterma:
BET izoterma – večplastna adsorpcija

139. Adsorpcijske izoterme:
Langmuirjeva izoterma
BET izoterma

140. “Raztopine” koloidov:
Koloidi so disperzije majhnih delcev (d500 nm) – agregati atomov ali molekul.
Sol (aerosol)
Gel
Liofilni ali liofobni
Stabilnost koloidnih disperzij

141. Površinsko aktivne snovi:
Površinsko aktivne snovi (surfaktanti) so molekule, ki jih tvori hidrofobni rep in hidrofilna glava.
Nad določeno koncentracijo (kritična micelna koncentracija) kongregirajo v skupke – micele.