Podstawy chemii

Wykład:

Pierwiastki, związki chemiczne, mieszaniny jednorodne i niejednorodne. Symbole i wzory. Butowa atomu. Rozwój poglądów na budowę atomu. Badania nad elektryczną naturą atomu. Ładunek i masa elektronu. Spektroskopia atomowa. Odkrycie jądra atomowego. Trwałość jądra atomowego. Odkrycie liczby atomowej. Model atomu Bohra. Falowa natura elektronu. Kwantowy model atomu. Liczby kwantowe. Konfiguracja elektronowa atomu. Układ okresowy pierwiastków i prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Budowa i powstawanie cząsteczek. Typy wiązań chemicznych. Polarność wiązań. Elektroujemność i skale elektroujemności. Teorie wiązania chemicznego: teoria orbitali molekularnych oraz teoria wiązań walencyjnych. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych. Reakcje chemiczne i równania chemiczne. Podstawy kinetyki chemicznej. Szybkość reakcji, rzędowość i cząsteczkowość reakcji, stała szybkości. Równania kinetyczne prostych reakcji homogenicznych. Wpływ temperatury na stałą szybkości reakcji. Kataliza i katalizatory. Teoria zderzeń. Stan równowagi. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej. Reguła Le Chatelier’a i Brauna. Teorie kwasów i zasad. Elektrolity i nieelektrolity. Mocne i słabe elektrolity. Dysocjacja elektrolityczna. Stopień i stała dysocjacji. Iloczyn jonowy wody. Odczyn roztworu. Podstawy analizy miareczkowej. Hydroliza soli. Iloczyn rozpuszczalności. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Przewodność elektrolityczna. Półogniwa i ogniwa. Potencjały elektrodowe. Równanie Nernsta. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa. Wyznaczanie wielkości fizykochemicznych na podstawie pomiaru SEM. Elektroliza. Ilościowe aspekty elektrolizy. Charakterystyka stanu gazowego. Podstawowe prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego. Teoria kinetyczna gazów. Gazy rzeczywiste i równanie van der Waalsa. Właściwości cieczy (charakterystyka stanu ciekłego, lepkość, napięcie powierzchniowe). Właściwości fazowe układów jednoskładnikowych, równanie Clausiusa-Clapeyrona. Ciśnienie pary nasyconej. Temperatura wrzenia. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Przegrzanie i przechłodzenie cieczy. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla. Właściwości roztworów. Rozpuszczalność, ciepło rozpuszczania. Sposoby wyrażania stężeń (stężenie procentowe, stężenie molowe, stężenie molalne, stężenie normalne, procent objętościowy, procent wagowy, ułamek wagowy, ułamek molowy). Równowagi fazowe w układach dwuskładnikowych. Prawo Raoulta, Prawo Henry’ego, prężność pary nasyconej nad roztworem rzeczywistym. Efekt ebulioskopowy i krioskopowy. Osmoza, ciśnienie osmotyczne.

Ćwiczenia:

I. Zasady i systemy nazewnictwa związków nieorganicznych.

II. Budowa atomu: Liczba atomowa. Liczba masowa. Nuklid. Izotop. Struktura elektronowa atomu: liczby kwantowe, orbitale atomowe, spin elektronu, rozbudowa powłok elektronowych pierwiastków, stany podstawowe i wzbudzone atomów. Reguła Hunda. Reguła Pauliego. Wypadkowy moment spinowy. Wypadkowy orbitalny moment pędu.

III. Układ okresowy. Prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Promienie atomowe i jonowe pierwiastków. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronowego. Elektroujemność.

IV. Budowa cząsteczki: Typy wiązań chemicznych. Wzory elektronowe Lewisa. Moment dipolowy. Geometria cząsteczek a ich polarność. Przewidywanie budowy cząsteczki w oparciu o teorię VSEPR. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych.

V. Typy reakcji chemicznych – proste reguły przewidywania przebiegu reakcji.

VI. Reakcje redoks: Procesy utleniania (dezelektronacji). Procesy redukcji (elektronacji).

Utleniacz (dezelektronator) Reduktor (elektronator). Bilans elektronowy. Bilans elektronowo-jonowy.

VII. Wprowadzenie do elektrochemii: Redukcja. Utlenianie. Półogniwa. Rodzaje półogniw. Potencjał półogniwa. Równanie Nernsta. Katoda. Anoda. Klucz elektrolityczny. Schematy ogniw według konwencji IUPAC. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Przewidywanie kierunku reakcji. Wyznaczanie wielkości termodynamicznych z pomiarów SEM ogniwa. Elektroliza. Elektrolizer. Prawa Faradaya.

VIII. Stany skupienia materii: Ogólna charakterystyka stanów skupienia materii. Przemiany fazowe. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla.

IX. Wstęp do chemii związków koordynacyjnyjnych.

Konwersatorium:

I. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne: Pierwiastek. Odmiany alotropowe. Symbole pierwiastków. Związek chemiczny. Wzory sumaryczne związków. Masa atomowa. Bezwzględna masa atomu. Masa cząsteczkowa. Stała Avogadra. Mol i masa molowa. Wzór empiryczny. Wzór cząsteczkowy. Skład procentowy. Czystość związków. Prawo stałych stosunków wagowych. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych.

II. Stężenia roztworów: Stężenie procentowe. Stężenie molowe. Ułamek molowy. Stężenie molalne. Przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów, rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

III. Obliczenia na podstawie równań chemicznych reakcji.

IV. Kinetyka chemiczna: Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Szybkość początkowa, chwilowa, średnia. Równanie kinetyczne reakcji. Rząd reakcji. Cząsteczkowość reakcji. Okres półtrwania. Stała szybkości reakcji. Kinetyka reakcji zerowego rzędu. Kinetyka reakcji pierwszego rzędu. Kinetyka reakcji drugiego rzędu. Metoda graficzna wyznaczania rzędu reakcji. Wpływ temperatury na szybkość reakcji – przybliżona reguła oraz równanie Arrheniusa. Mechanizm reakcji.

V. Równowaga chemiczna: Reakcje nieodwracalne i odwracalne. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej K. Iloraz reakcji Q. Reguła Le Chateliera-Brauna. Wpływ czynników zewnętrznych na równowagę chemiczną.

VI. Elektrolity: Teorie kwasów i zasad. Reakcje zobojętniania. Amfoteryczność. Elektrolity słabe. Dysocjacja słabych elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji. pH. Iloczyn jonowy wody. Wpływ wspólnych jonów na dysocjację słabych elektrolitów. Dysocjacja wieloprotonowych kwasów i zasad. Roztwory mocnych elektrolitów.

VII. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. Iloczyn rozpuszczalności.

VIII. Stan gazowy: Prawa gazowe. Objętość molowa i liczba Avogadra. Równanie stanu gazu doskonałego. Równanie van der Waalsa. Gęstość i masa molowa. Gęstość względna gazu.

IX. Właściwości roztworów: Rozpuszczalność. Roztwory nasycone, nienasycone i przesycone. Krzywe rozpuszczalności. Prawo Henry'ego. Właściwości koligatywne roztworów. Względne obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem substancji stałej. Prężność pary nasyconej nad roztworem dwóch substancji lotnych. Prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu. Ciśnienie osmotyczne. Prawa van't Hoffa i Raoulta dla roztworów elektrolitów. Destylacja. Skład pary. Wyznaczanie masy molowej.

Laboratorium

I. Regulamin pracowni chemicznej. BHP. Szkło i sprzęt laboratoryjny. Podstawowe techniki laboratoryjne: Wyposażenie laboratorium chemicznego. Podstawowych techniki pracy laboratoryjnej. Montaż sprzętu laboratoryjnego. Rodzaje palników. Piktogramy. Informacje o zagrożeniach.

II. Wagi i ważenie. Roztwory: Precyzja i dokładność pomiarów. Błędy pomiaru. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu procentowym i molowym. Wyznaczanie gęstości metalu Kolokwium nr 1 z regulaminu, BHP oraz znajomości szkła i sprzętu laboratoryjnego.

III. Metody rozdzielania mieszanin: Porównanie związku chemicznego i mieszaniny. Rodzaje mieszanin. Metody rozdziału mieszanin – ekstrakcja, ekstrakcja ciągła w aparacie Soxhleta, destylacja, chromatografia, krystalizacja, filtracja. Prawo podziału Nernsta .

IV. Preparatyka chemiczna: Synteza wybranych preparatów nieorganicznych.

V. Reakcje chemiczne wybranych pierwiastków i metody ich otrzymywania: Otrzymywanie tlenu, spalanie w tlenie, otrzymywanie azotu. Właściwości redukujące siarki. Właściwości utleniające jodu. Roztwarzanie miedzi, żelaza, cynku i magnezu w kwasach.

VI. Reakcje chemiczne wybranych kwasów, zasad i soli: Reakcje zasad z metalami. Właściwości amfoteryczne wodorotlenku glinu i wodorotlenku cynku. Moc kwasów. Reakcje otrzymywania kwasów, zasad i soli. Rozkład hydratów. Reakcje kwasów z solami stałymi. Strącanie osadów. Sole kompleksowe.

VII. Kataliza i jej wpływ na szybkość reakcji: reakcje katalityczne, kataliza homo- i heterogeniczna, autokataliza. Porównanie aktywności wybranych katalizatorów.

Kolokwium nr 2 – tematyka z zakresu ćwiczeń II – VI.

VIII. Równowaga chemiczna i szybkość reakcji chemicznych: Wpływ stężenia reagentów na stan równowagi chemicznej. Przesunięcie położenia równowagi – reguła Le Chateliera i Brauna. Wpływ stężenia, powierzchni reagujących substancji i temperatury na szybkość reakcji chemicznych.

IX. Równowagi w roztworach elektrolitów: Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH i wodorotlenowych pOH. Iloczyn jonowy wody. Wskaźniki pH. Stała i stopień dysocjacji elektrolitów słabych. Efekt wspólnego jonu (wpływ na dysocjację słabych kwasów i słabych zasad). Iloczyn rozpuszczalności. Reakcje strącania i roztwarzania osadów.

X. Hydroliza soli: Rodzaje hydrolizy. Odczyn hydrolizujących soli. Stała i stopień hydrolizy. Wpływ temperatury, rozcieńczania i mocy kwasu od którego pochodzi sól na stopień hydrolizy. Roztwory buforowe: Sporządzanie i właściwości roztworów buforowych.

XI. Reakcje utleniania i redukcji: Związki chromu i manganu. Utlenianie Cr2O3 do CrO42–. Utlenianie Cr3+ w środowisku zasadowym. Utleniające właściwości Cr2O72– w środowisku kwasowym. Amfoteryczne właściwości Cr2O3. Równowaga w układzie chromiany(VI) – dichromiany(VI). Utlenianie Mn2+ do MnO2. Wpływ środowiska na redukcję MnO4- . Utleniające właściwości MnO4-.

Kolokwium nr 3 – tematyka z zakresu ćwiczeń VII-X.

XII. Reaktywność metali. Elektrochemia: Szereg elektrochemiczny metali. Wypieranie wodoru z kwasów i z wodorotlenków. Wypieranie wodoru z wody przez metal. Wypieranie metalu z roztworu jego soli przez inny metal. Korozja metali. Sposoby zapobiegania korozji. Ogniwa galwaniczne. Elektroliza.

XIII. Prawa gazowe: Pomiar objętości wydzielonego wodoru. Równanie Clapeyrona. Gramorównoważnik metalu. Obliczanie masy metalu użytego w reakcji wypierania wodoru z kwasu.

XIV. Otrzymywanie i właściwości związków kompleksowych: Synteza prostych związków kompleksowych. Kompleks anionowy i kompleks kationowy. Akwakompleksy. Związki kompleksowe w reakcjach wymiany. Reakcje utleniania i redukcji wewnątrz kompleksów. Ligandy: amoniak i jon wodorotlenowy w związkach kompleksowych.

Kolokwium nr 4 – tematyka z zakresu ćwiczeń XI-XIV.

XV. Odrabianie zaległych zajęć, poprawa niezaliczonych kolokwiów, zaliczenie przedmiotu.

Literatura podstawowa:

[1] M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia podstawy i zastosowania, WNT, Warszawa.

[2] Obliczenia chemiczne – zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej, pod red. A. Śliwy, PWN, Warszawa.

[3] L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa,

[4] L. Jones, P.W. Atkins, Chemia Ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, PWN, Warszawa.

Literatura uzupełniająca:

[1] F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna. Podstawy, PWN, Warszawa.

[2] A Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa.

[3] J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN, Warszawa.

[4] T. Lipiec, Z. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa.

[5] T. Widernik, M. Nestorowicz, H. Bartnicka, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, Gdańsk.

[6] J.R. Paśko, R. Sitko, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej i analitycznej, Wydawnictwo Naukowe WSP, Kraków.

[7] Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, Larry Peck, George G. Stanley, General Chemistry, Thomson Brooks/Cole.

[8] Darrell D. Ebbing, Steven D. Gammon, General Chemistry, Houghton Mifflin Company, Boston, New York.

Metody i kryteria oceniania:

Ocena końcowa z modułu jest średnią ważoną ocen z egzaminu (50%), ćwiczeń (20%), konwersatorium (20%) i laboratorium (10%).

Wykład:

Wykład kończy się pisemnym egzaminem. Ocena z egzaminu pisemnego (w skali 2-5) odpowiada określonemu procentowi punktów możliwych do uzyskania:

60% - 67% dostateczny

68% - 75% dostateczny plus

76% - 88% dobry

89% - 94% dobry plus

95% -100% bardzo dobry

Do egzaminu mogą przystąpić jedynie Studenci, którzy uzyskali zaliczenie z ćwiczeń, konwersatorium i laboratorium. W przypadku uzyskania ocen bdb ze wszystkich zajęć (ćwiczenia, konwersatorium i laboratorium) Student jest zwolniony z egzaminu, uzyskując ocenę bdb z modułu.

Ćwiczenia:

W trakcie semestru przewiduje się pięć kolokwiów pisemnych obejmujących zagadnienia:

kolokwium nr 1 (zagadnienia tematu I)

kolokwium nr 2 (zagadnienia tematów II i III)

kolokwium nr 3 (zagadnienia tematu IV)

kolokwium nr 4 (zagadnienia tematów V, VI i VII)

kolokwium nr 5 (zagadnienia tematów VIII i IX)

Ocena z kolokwium (w skali 2‐5) odpowiada określonemu procentowi punktów możliwych

do uzyskania:

60% – 67% dostateczny

68% – 75% dostateczny plus

76% -–88% dobry

89% – 94% dobry plus

95% –100% bardzo dobry

Aby uzyskać zaliczenie z ćwiczeń Student musi uzyskać pozytywną ocenę z każdego kolokwium. Student ma prawo do dwukrotnej poprawy każdego niezaliczonego kolokwium.

Student podlega także ocenianiu w czasie trwania zajęć, uzyskując ocenę za aktywny udział w dyskusji i rozwiązywaniu zadań.

Ocena końcowa z ćwiczeń jest średnią arytmetyczną ze wszystkich uzyskanych ocen:

3,00 - 3,25 dostateczny

3,26 - 3,75 dostateczny plus

3,76 - 4,25 dobry

4,26 - 4,75 dobry plus

4,76 – 5,00 bardzo dobry

Konwersatorium:

W semestrze przewiduje się dziewięć kolokwiów pisemnych obejmujących zagadnienia:

kolokwium nr 1 (zagadnienia tematu I)

kolokwium nr 2 (zagadnienia tematu II)

kolokwium nr 3 (zagadnienia tematu III)

kolokwium nr 4 (zagadnienia tematu IV)

kolokwium nr 5 (zagadnienia tematu V)

kolokwium nr 6 (zagadnienia tematu VI)

kolokwium nr 7 (zagadnienia tematu VII)

kolokwium nr 8 (zagadnienia tematu VIII)

kolokwium nr 9 (zagadnienia tematu IX)

Ocena z kolokwium (w skali 2‐5) odpowiada określonemu procentowi punktów możliwych

do uzyskania:

60% – 67% dostateczny

68% – 75% dostateczny plus

76% -–88% dobry

89% – 94% dobry plus

95% –100% bardzo dobry

Aby uzyskać zaliczenie z konwersatorium Student musi uzyskać pozytywną ocenę z każdego kolokwium. Student ma prawo do dwukrotnej poprawy każdego niezaliczonego kolokwium.

Student podlega także ocenianiu w czasie trwania zajęć, uzyskując ocenę za aktywny udział w dyskusji i rozwiązywaniu zadań.

Ocena końcowa z konwersatorium jest średnią arytmetyczną ze wszystkich uzyskanych ocen:

3,00 - 3,25 dostateczny

3,26 - 3,75 dostateczny plus

3,76 - 4,25 dobry

4,26 - 4,75 dobry plus

4,76 – 5,00 bardzo dobry

Laboratorium:

Ocena końcowa z laboratorium stanowi średnią ważoną ze średnich arytmetycznych poszczególnych sposobów weryfikacji efektów kształcenia: kolokwia 50 %, ocena ciągła + odpowiedź ustna 30 % oraz sprawozdania 20 %:

3,00 - 3,25 dostateczny

3,26 - 3,75 dostateczny plus

3,76 - 4,25 dobry

4,26 - 4,75 dobry plus

4,76 – 5,00 bardzo dobry

Kolokwium pisemne:

W trakcie semestru przewiduje się cztery kolokwia pisemne. Ocena z kolokwium (w skali 2‐5) odpowiada określonemu procentowi punktów możliwych do uzyskania:

60% – 67% dostateczny

68% – 75% dostateczny plus

76% -–88% dobry

89% – 94% dobry plus

95% –100% bardzo dobry

Do uzyskania zaliczenia z laboratorium konieczne jest uzyskanie pozytywnej oceny z każdego z czterech kolokwiów. Istnieje możliwość dwukrotnej poprawy każdego niezaliczonego kolokwium.

Średnia arytmetyczna ze wszystkich kolokwiów stanowi 50% wkładu do oceny końcowej z laboratorium.

Odpowiedź ustna + ocena ciągła:

Ocenie podlega stopnień przygotowania teoretycznego Studenta do ćwiczeń laboratoryjnych oraz umiejętność posługiwania się szkłem i sprzętem laboratoryjnym w trakcie wykonania doświadczeń z zachowaniem zasad bezpieczeństwa.

Ocena bardzo dobra – Student w sposób wyczerpujący potrafi przedstawić teoretyczne podstawy wykonywanych eksperymentów, prawidłowo posługuje się szkłem i sprzętem laboratoryjnym, sprawnie wykonuje czynności laboratoryjne i zachowuje zasady bezpieczeństwa pracy w laboratorium.

Ocena dobra – Student w sposób niepełny potrafi przedstawić teoretyczne podstawy wykonywanych eksperymentów, prawidłowo dobiera szkło i sprzęt laboratoryjny ale wymaga nieznacznej pomocy Prowadzącego w przeprowadzeniu eksperymentu, zachowuje zasady bezpieczeństwa pracy w laboratorium.

Ocena dostateczna – słabe teoretyczne przygotowanie Studenta do wykonania eksperymentu, potrzebna duża pomoc Prowadzącego przy wykonywaniu doświadczeń chemicznych.

Ocena niedostateczna – Student nie zna podstaw teoretycznych poszczególnych doświadczeń laboratoryjnych, nie zna przeznaczenia szkła i sprzętu laboratoryjnego, nie potrafi wykonać prawidłowo czynności laboratoryjnych nawet po konsultacji z Prowadzącym i nie przestrzega zasad BHP.

Średnia arytmetyczna z odpowiedzi ustnych i oceny ciągłej stanowi 30% wkładu do oceny końcowej z laboratorium

Sprawozdanie:

Ocenie podlega opis wykonanego doświadczenia, podanie obserwacji, wykonanie obliczeń i sformułowanie odpowiednich wniosków.

Student jest zobowiązany do oddania sprawozdania w ciągu dwóch tygodni od dnia wykonania ćwiczeń laboratoryjnych. Ocenę ze sprawozdania ustala się zgodnie na następującymi kryteriami:

Brak sprawozdania 0 – bez możliwości poprawy

poniżej 60 % niedostateczny

60% - 67% dostateczny

68% - 75% dostateczny plus

76% - 88% dobry

89% - 94% dobry plus

95% -100% bardzo dobry

Student ma prawo do dwukrotnej poprawy każdego niezaliczonego sprawozdania.

Student NIE uzyskuje zaliczenia w przypadku braku pozytywnej oceny z sumy wszystkich sprawozdań z ćwiczeń laboratoryjnych.

Średnia arytmetyczna ocen ze sprawozdań stanowi 20% wkładu do oceny końcowej z laboratorium.

Wykład:

Pierwiastki, związki chemiczne, mieszaniny jednorodne i niejednorodne. Symbole i wzory. Budowa atomu. Rozwój poglądów na budowę atomu. Badania nad elektryczną naturą atomu. Ładunek i masa elektronu. Spektroskopia atomowa. Odkrycie jądra atomowego. Trwałość jądra atomowego. Odkrycie liczby atomowej. Model atomu Bohra. Falowa natura elektronu. Kwantowy model atomu. Liczby kwantowe. Konfiguracja elektronowa atomu. Układ okresowy pierwiastków i prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Budowa i powstawanie cząsteczek. Typy wiązań chemicznych. Polarność wiązań. Elektroujemność i skale elektroujemności. Teorie wiązania chemicznego: teoria orbitali molekularnych oraz teoria wiązań walencyjnych. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych. Reakcje chemiczne i równania chemiczne. Podstawy kinetyki chemicznej. Szybkość reakcji, rzędowość i cząsteczkowość reakcji, stała szybkości. Równania kinetyczne prostych reakcji homogenicznych. Wpływ temperatury na stałą szybkości reakcji. Kataliza i katalizatory. Teoria zderzeń. Stan równowagi. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej. Reguła Le Chatelier’a i Brauna. Teorie kwasów i zasad. Elektrolity i nieelektrolity. Mocne i słabe elektrolity. Dysocjacja elektrolityczna. Stopień i stała dysocjacji. Iloczyn jonowy wody. Odczyn roztworu. Podstawy analizy miareczkowej. Hydroliza soli. Iloczyn rozpuszczalności. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Przewodność elektrolityczna. Półogniwa i ogniwa. Potencjały elektrodowe. Równanie Nernsta. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa. Wyznaczanie wielkości fizykochemicznych na podstawie pomiaru SEM. Elektroliza. Ilościowe aspekty elektrolizy. Charakterystyka stanu gazowego. Podstawowe prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego. Teoria kinetyczna gazów. Gazy rzeczywiste i równanie van der Waalsa. Właściwości cieczy (charakterystyka stanu ciekłego, lepkość, napięcie powierzchniowe). Właściwości fazowe układów jednoskładnikowych, równanie Clausiusa-Clapeyrona. Ciśnienie pary nasyconej. Temperatura wrzenia. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Przegrzanie i przechłodzenie cieczy. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla. Właściwości roztworów. Rozpuszczalność, ciepło rozpuszczania. Sposoby wyrażania stężeń (stężenie procentowe, stężenie molowe, stężenie molalne, stężenie normalne, procent objętościowy, procent wagowy, ułamek wagowy, ułamek molowy). Równowagi fazowe w układach dwuskładnikowych. Prawo Raoulta, Prawo Henry’ego, prężność pary nasyconej nad roztworem rzeczywistym. Efekt ebulioskopowy i krioskopowy. Osmoza, ciśnienie osmotyczne.

Ćwiczenia:

I. Zasady i systemy nazewnictwa związków nieorganicznych.

II. Budowa atomu: Liczba atomowa. Liczba masowa. Nuklid. Izotop. Struktura elektronowa atomu: liczby kwantowe, orbitale atomowe, spin elektronu, rozbudowa powłok elektronowych pierwiastków, stany podstawowe i wzbudzone atomów. Reguła Hunda. Reguła Pauliego. Wypadkowy moment spinowy. Wypadkowy orbitalny moment pędu.

III. Układ okresowy. Prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Promienie atomowe i jonowe pierwiastków. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronowego. Elektroujemność.

IV. Budowa cząsteczki: Typy wiązań chemicznych. Wzory elektronowe Lewisa. Moment dipolowy. Geometria cząsteczek a ich polarność. Przewidywanie budowy cząsteczki w oparciu o teorię VSEPR. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych.

V. Typy reakcji chemicznych – proste reguły przewidywania przebiegu reakcji.

VI. Reakcje redoks: Procesy utleniania (dezelektronacji). Procesy redukcji (elektronacji).

Utleniacz (dezelektronator) Reduktor (elektronator). Bilans elektronowy. Bilans elektronowo-jonowy.

VII. Wprowadzenie do elektrochemii: Redukcja. Utlenianie. Półogniwa. Rodzaje półogniw. Potencjał półogniwa. Równanie Nernsta. Katoda. Anoda. Klucz elektrolityczny. Schematy ogniw według konwencji IUPAC. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Przewidywanie kierunku reakcji. Wyznaczanie wielkości termodynamicznych z pomiarów SEM ogniwa. Elektroliza. Elektrolizer. Prawa Faradaya.

VIII. Stany skupienia materii: Ogólna charakterystyka stanów skupienia materii. Przemiany fazowe. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla.

IX. Wstęp do chemii związków koordynacyjnyjnych.

Konwersatorium:

I. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne: Pierwiastek. Odmiany alotropowe. Symbole pierwiastków. Związek chemiczny. Wzory sumaryczne związków. Masa atomowa. Bezwzględna masa atomu. Masa cząsteczkowa. Stała Avogadra. Mol i masa molowa. Wzór empiryczny. Wzór cząsteczkowy. Skład procentowy. Czystość związków. Prawo stałych stosunków wagowych. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych.

II. Stężenia roztworów: Stężenie procentowe. Stężenie molowe. Ułamek molowy. Stężenie molalne. Przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów, rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

III. Obliczenia na podstawie równań chemicznych reakcji.

IV. Kinetyka chemiczna: Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Szybkość początkowa, chwilowa, średnia. Równanie kinetyczne reakcji. Rząd reakcji. Cząsteczkowość reakcji. Okres półtrwania. Stała szybkości reakcji. Kinetyka reakcji zerowego rzędu. Kinetyka reakcji pierwszego rzędu. Kinetyka reakcji drugiego rzędu. Metoda graficzna wyznaczania rzędu reakcji. Wpływ temperatury na szybkość reakcji – przybliżona reguła oraz równanie Arrheniusa. Mechanizm reakcji.

V. Równowaga chemiczna: Reakcje nieodwracalne i odwracalne. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej K. Iloraz reakcji Q. Reguła Le Chateliera-Brauna. Wpływ czynników zewnętrznych na równowagę chemiczną.

VI. Elektrolity: Teorie kwasów i zasad. Reakcje zobojętniania. Amfoteryczność. Elektrolity słabe. Dysocjacja słabych elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji. pH. Iloczyn jonowy wody. Wpływ wspólnych jonów na dysocjację słabych elektrolitów. Dysocjacja wieloprotonowych kwasów i zasad. Roztwory mocnych elektrolitów.

VII. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. Iloczyn rozpuszczalności.

VIII. Stan gazowy: Prawa gazowe. Objętość molowa i liczba Avogadra. Równanie stanu gazu doskonałego. Równanie van der Waalsa. Gęstość i masa molowa. Gęstość względna gazu.

IX. Właściwości roztworów: Rozpuszczalność. Roztwory nasycone, nienasycone i przesycone. Krzywe rozpuszczalności. Prawo Henry'ego. Właściwości koligatywne roztworów. Względne obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem substancji stałej. Prężność pary nasyconej nad roztworem dwóch substancji lotnych. Prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu. Ciśnienie osmotyczne. Prawa van't Hoffa i Raoulta dla roztworów elektrolitów. Destylacja. Skład pary. Wyznaczanie masy molowej.

Laboratorium

I. Regulamin pracowni chemicznej. BHP. Szkło i sprzęt laboratoryjny. Podstawowe techniki laboratoryjne: Wyposażenie laboratorium chemicznego. Podstawowych techniki pracy laboratoryjnej. Montaż sprzętu laboratoryjnego. Rodzaje palników. Piktogramy. Informacje o zagrożeniach.

II. Wagi i ważenie. Roztwory: Precyzja i dokładność pomiarów. Błędy pomiaru. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu procentowym i molowym. Wyznaczanie gęstości metalu Kolokwium nr 1 z regulaminu, BHP oraz znajomości szkła i sprzętu laboratoryjnego.

III. Metody rozdzielania mieszanin: Porównanie związku chemicznego i mieszaniny. Rodzaje mieszanin. Metody rozdziału mieszanin – ekstrakcja, ekstrakcja ciągła w aparacie Soxhleta, destylacja, chromatografia, krystalizacja, filtracja. Prawo podziału Nernsta .

IV. Preparatyka chemiczna: Synteza wybranych preparatów nieorganicznych.

V. Reakcje chemiczne wybranych pierwiastków i metody ich otrzymywania: Otrzymywanie tlenu, spalanie w tlenie, otrzymywanie azotu. Właściwości redukujące siarki. Właściwości utleniające jodu. Roztwarzanie miedzi, żelaza, cynku i magnezu w kwasach.

VI. Reakcje chemiczne wybranych kwasów, zasad i soli: Reakcje zasad z metalami. Właściwości amfoteryczne wodorotlenku glinu i wodorotlenku cynku. Moc kwasów. Reakcje otrzymywania kwasów, zasad i soli. Rozkład hydratów. Reakcje kwasów z solami stałymi. Strącanie osadów. Sole kompleksowe.

VII. Kataliza i jej wpływ na szybkość reakcji: reakcje katalityczne, kataliza homo- i heterogeniczna, autokataliza. Porównanie aktywności wybranych katalizatorów.

Kolokwium nr 2 – tematyka z zakresu ćwiczeń II – VI.

VIII. Równowaga chemiczna i szybkość reakcji chemicznych: Wpływ stężenia reagentów na stan równowagi chemicznej. Przesunięcie położenia równowagi – reguła Le Chateliera i Brauna. Wpływ stężenia, powierzchni reagujących substancji i temperatury na szybkość reakcji chemicznych.

IX. Równowagi w roztworach elektrolitów: Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH i wodorotlenowych pOH. Iloczyn jonowy wody. Wskaźniki pH. Stała i stopień dysocjacji elektrolitów słabych. Efekt wspólnego jonu (wpływ na dysocjację słabych kwasów i słabych zasad). Iloczyn rozpuszczalności. Reakcje strącania i roztwarzania osadów.

X. Hydroliza soli: Rodzaje hydrolizy. Odczyn hydrolizujących soli. Stała i stopień hydrolizy. Wpływ temperatury, rozcieńczania i mocy kwasu od którego pochodzi sól na stopień hydrolizy. Roztwory buforowe: Sporządzanie i właściwości roztworów buforowych.

XI. Reakcje utleniania i redukcji: Związki chromu i manganu. Utlenianie Cr2O3 do CrO42–. Utlenianie Cr3+ w środowisku zasadowym. Utleniające właściwości Cr2O72– w środowisku kwasowym. Amfoteryczne właściwości Cr2O3. Równowaga w układzie chromiany(VI) – dichromiany(VI). Utlenianie Mn2+ do MnO2. Wpływ środowiska na redukcję MnO4- . Utleniające właściwości MnO4-.

Kolokwium nr 3 – tematyka z zakresu ćwiczeń VII-X.

XII. Reaktywność metali. Elektrochemia: Szereg elektrochemiczny metali. Wypieranie wodoru z kwasów i z wodorotlenków. Wypieranie wodoru z wody przez metal. Wypieranie metalu z roztworu jego soli przez inny metal. Korozja metali. Sposoby zapobiegania korozji. Ogniwa galwaniczne. Elektroliza.

XIII. Prawa gazowe: Pomiar objętości wydzielonego wodoru. Równanie Clapeyrona. Gramorównoważnik metalu. Obliczanie masy metalu użytego w reakcji wypierania wodoru z kwasu.

XIV. Otrzymywanie i właściwości związków kompleksowych: Synteza prostych związków kompleksowych. Kompleks anionowy i kompleks kationowy. Akwakompleksy. Związki kompleksowe w reakcjach wymiany. Reakcje utleniania i redukcji wewnątrz kompleksów. Ligandy: amoniak i jon wodorotlenowy w związkach kompleksowych.

Kolokwium nr 4 – tematyka z zakresu ćwiczeń XI-XIV.

XV. Odrabianie zaległych zajęć, poprawa niezaliczonych kolokwiów, zaliczenie przedmiotu.

Literatura podstawowa:

[1] M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia podstawy i zastosowania, WNT, Warszawa.

[2] Obliczenia chemiczne – zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej, pod red. A. Śliwy, PWN, Warszawa.

[3] L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa,

[4] L. Jones, P.W. Atkins, Chemia Ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, PWN, Warszawa.

Literatura uzupełniająca:

[1] F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna. Podstawy, PWN, Warszawa.

[2] A Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa.

[3] J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN, Warszawa.

[4] T. Lipiec, Z. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa.

[5] T. Widernik, M. Nestorowicz, H. Bartnicka, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, Gdańsk.

[6] J.R. Paśko, R. Sitko, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej i analitycznej, Wydawnictwo Naukowe WSP, Kraków.

[7] Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, Larry Peck, George G. Stanley, General Chemistry, Thomson Brooks/Cole.

[8] Darrell D. Ebbing, Steven D. Gammon, General Chemistry, Houghton Mifflin Company, Boston, New York.

Ocena końcowa z modułu jest średnią ważoną ocen z egzaminu (50%), ćwiczeń (20%), konwersatorium (20%) i laboratorium (10%).

Wykład:

Pierwiastki, związki chemiczne, mieszaniny jednorodne i niejednorodne. Symbole i wzory. Budowa atomu. Rozwój poglądów na budowę atomu. Badania nad elektryczną naturą atomu. Ładunek i masa elektronu. Spektroskopia atomowa. Odkrycie jądra atomowego. Trwałość jądra atomowego. Odkrycie liczby atomowej. Model atomu Bohra. Falowa natura elektronu. Kwantowy model atomu. Liczby kwantowe. Konfiguracja elektronowa atomu. Układ okresowy pierwiastków i prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Budowa i powstawanie cząsteczek. Typy wiązań chemicznych. Polarność wiązań. Elektroujemność i skale elektroujemności. Teorie wiązania chemicznego: teoria orbitali molekularnych oraz teoria wiązań walencyjnych. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych. Reakcje chemiczne i równania chemiczne. Podstawy kinetyki chemicznej. Szybkość reakcji, rzędowość i cząsteczkowość reakcji, stała szybkości. Równania kinetyczne prostych reakcji homogenicznych. Wpływ temperatury na stałą szybkości reakcji. Kataliza i katalizatory. Teoria zderzeń. Stan równowagi. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej. Reguła Le Chatelier’a i Brauna. Teorie kwasów i zasad. Elektrolity i nieelektrolity. Mocne i słabe elektrolity. Dysocjacja elektrolityczna. Stopień i stała dysocjacji. Iloczyn jonowy wody. Odczyn roztworu. Podstawy analizy miareczkowej. Hydroliza soli. Iloczyn rozpuszczalności. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Przewodność elektrolityczna. Półogniwa i ogniwa. Potencjały elektrodowe. Równanie Nernsta. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa. Wyznaczanie wielkości fizykochemicznych na podstawie pomiaru SEM. Elektroliza. Ilościowe aspekty elektrolizy. Charakterystyka stanu gazowego. Podstawowe prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego. Teoria kinetyczna gazów. Gazy rzeczywiste i równanie van der Waalsa. Właściwości cieczy (charakterystyka stanu ciekłego, lepkość, napięcie powierzchniowe). Właściwości fazowe układów jednoskładnikowych, równanie Clausiusa-Clapeyrona. Ciśnienie pary nasyconej. Temperatura wrzenia. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Przegrzanie i przechłodzenie cieczy. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla. Właściwości roztworów. Rozpuszczalność, ciepło rozpuszczania. Sposoby wyrażania stężeń (stężenie procentowe, stężenie molowe, stężenie molalne, stężenie normalne, procent objętościowy, procent wagowy, ułamek wagowy, ułamek molowy). Równowagi fazowe w układach dwuskładnikowych. Prawo Raoulta, Prawo Henry’ego, prężność pary nasyconej nad roztworem rzeczywistym. Efekt ebulioskopowy i krioskopowy. Osmoza, ciśnienie osmotyczne.

Ćwiczenia:

I. Zasady i systemy nazewnictwa związków nieorganicznych.

II. Budowa atomu: Liczba atomowa. Liczba masowa. Nuklid. Izotop. Struktura elektronowa atomu: liczby kwantowe, orbitale atomowe, spin elektronu, rozbudowa powłok elektronowych pierwiastków, stany podstawowe i wzbudzone atomów. Reguła Hunda. Reguła Pauliego. Wypadkowy moment spinowy. Wypadkowy orbitalny moment pędu.

III. Układ okresowy. Prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Promienie atomowe i jonowe pierwiastków. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronowego. Elektroujemność.

IV. Budowa cząsteczki: Typy wiązań chemicznych. Wzory elektronowe Lewisa. Moment dipolowy. Geometria cząsteczek a ich polarność. Przewidywanie budowy cząsteczki w oparciu o teorię VSEPR. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych.

V. Typy reakcji chemicznych – proste reguły przewidywania przebiegu reakcji.

VI. Reakcje redoks: Procesy utleniania (dezelektronacji). Procesy redukcji (elektronacji).

Utleniacz (dezelektronator) Reduktor (elektronator). Bilans elektronowy. Bilans elektronowo-jonowy.

VII. Wprowadzenie do elektrochemii: Redukcja. Utlenianie. Półogniwa. Rodzaje półogniw. Potencjał półogniwa. Równanie Nernsta. Katoda. Anoda. Klucz elektrolityczny. Schematy ogniw według konwencji IUPAC. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Przewidywanie kierunku reakcji. Wyznaczanie wielkości termodynamicznych z pomiarów SEM ogniwa. Elektroliza. Elektrolizer. Prawa Faradaya.

VIII. Stany skupienia materii: Ogólna charakterystyka stanów skupienia materii. Przemiany fazowe. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla.

IX. Wstęp do chemii związków koordynacyjnyjnych.

Konwersatorium:

I. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne: Pierwiastek. Odmiany alotropowe. Symbole pierwiastków. Związek chemiczny. Wzory sumaryczne związków. Masa atomowa. Bezwzględna masa atomu. Masa cząsteczkowa. Stała Avogadra. Mol i masa molowa. Wzór empiryczny. Wzór cząsteczkowy. Skład procentowy. Czystość związków. Prawo stałych stosunków wagowych. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych.

II. Stężenia roztworów: Stężenie procentowe. Stężenie molowe. Ułamek molowy. Stężenie molalne. Przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów, rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

III. Obliczenia na podstawie równań chemicznych reakcji.

IV. Kinetyka chemiczna: Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Szybkość początkowa, chwilowa, średnia. Równanie kinetyczne reakcji. Rząd reakcji. Cząsteczkowość reakcji. Okres półtrwania. Stała szybkości reakcji. Kinetyka reakcji zerowego rzędu. Kinetyka reakcji pierwszego rzędu. Kinetyka reakcji drugiego rzędu. Metoda graficzna wyznaczania rzędu reakcji. Wpływ temperatury na szybkość reakcji – przybliżona reguła oraz równanie Arrheniusa. Mechanizm reakcji.

V. Równowaga chemiczna: Reakcje nieodwracalne i odwracalne. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej K. Iloraz reakcji Q. Reguła Le Chateliera-Brauna. Wpływ czynników zewnętrznych na równowagę chemiczną.

VI. Elektrolity: Teorie kwasów i zasad. Reakcje zobojętniania. Amfoteryczność. Elektrolity słabe. Dysocjacja słabych elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji. pH. Iloczyn jonowy wody. Wpływ wspólnych jonów na dysocjację słabych elektrolitów. Dysocjacja wieloprotonowych kwasów i zasad. Roztwory mocnych elektrolitów.

VII. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. Iloczyn rozpuszczalności.

VIII. Stan gazowy: Prawa gazowe. Objętość molowa i liczba Avogadra. Równanie stanu gazu doskonałego. Równanie van der Waalsa. Gęstość i masa molowa. Gęstość względna gazu.

IX. Właściwości roztworów: Rozpuszczalność. Roztwory nasycone, nienasycone i przesycone. Krzywe rozpuszczalności. Prawo Henry'ego. Właściwości koligatywne roztworów. Względne obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem substancji stałej. Prężność pary nasyconej nad roztworem dwóch substancji lotnych. Prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu. Ciśnienie osmotyczne. Prawa van't Hoffa i Raoulta dla roztworów elektrolitów. Destylacja. Skład pary. Wyznaczanie masy molowej.

Laboratorium

I. Regulamin pracowni chemicznej. BHP. Szkło i sprzęt laboratoryjny. Podstawowe techniki laboratoryjne: Wyposażenie laboratorium chemicznego. Podstawowych techniki pracy laboratoryjnej. Montaż sprzętu laboratoryjnego. Rodzaje palników. Piktogramy. Informacje o zagrożeniach.

II. Wagi i ważenie. Roztwory: Precyzja i dokładność pomiarów. Błędy pomiaru. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu procentowym i molowym. Wyznaczanie gęstości metalu Kolokwium nr 1 z regulaminu, BHP oraz znajomości szkła i sprzętu laboratoryjnego.

III. Metody rozdzielania mieszanin: Porównanie związku chemicznego i mieszaniny. Rodzaje mieszanin. Metody rozdziału mieszanin – ekstrakcja, ekstrakcja ciągła w aparacie Soxhleta, destylacja, chromatografia, krystalizacja, filtracja. Prawo podziału Nernsta .

IV. Preparatyka chemiczna: Synteza wybranych preparatów nieorganicznych.

V. Reakcje chemiczne wybranych pierwiastków i metody ich otrzymywania: Otrzymywanie tlenu, spalanie w tlenie, otrzymywanie azotu. Właściwości redukujące siarki. Właściwości utleniające jodu. Roztwarzanie miedzi, żelaza, cynku i magnezu w kwasach.

VI. Reakcje chemiczne wybranych kwasów, zasad i soli: Reakcje zasad z metalami. Właściwości amfoteryczne wodorotlenku glinu i wodorotlenku cynku. Moc kwasów. Reakcje otrzymywania kwasów, zasad i soli. Rozkład hydratów. Reakcje kwasów z solami stałymi. Strącanie osadów. Sole kompleksowe.

VII. Kataliza i jej wpływ na szybkość reakcji: reakcje katalityczne, kataliza homo- i heterogeniczna, autokataliza. Porównanie aktywności wybranych katalizatorów.

Kolokwium nr 2 – tematyka z zakresu ćwiczeń II – VI.

VIII. Równowaga chemiczna i szybkość reakcji chemicznych: Wpływ stężenia reagentów na stan równowagi chemicznej. Przesunięcie położenia równowagi – reguła Le Chateliera i Brauna. Wpływ stężenia, powierzchni reagujących substancji i temperatury na szybkość reakcji chemicznych.

IX. Równowagi w roztworach elektrolitów: Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH i wodorotlenowych pOH. Iloczyn jonowy wody. Wskaźniki pH. Stała i stopień dysocjacji elektrolitów słabych. Efekt wspólnego jonu (wpływ na dysocjację słabych kwasów i słabych zasad). Iloczyn rozpuszczalności. Reakcje strącania i roztwarzania osadów.

X. Hydroliza soli: Rodzaje hydrolizy. Odczyn hydrolizujących soli. Stała i stopień hydrolizy. Wpływ temperatury, rozcieńczania i mocy kwasu od którego pochodzi sól na stopień hydrolizy. Roztwory buforowe: Sporządzanie i właściwości roztworów buforowych.

XI. Reakcje utleniania i redukcji: Związki chromu i manganu. Utlenianie Cr2O3 do CrO42–. Utlenianie Cr3+ w środowisku zasadowym. Utleniające właściwości Cr2O72– w środowisku kwasowym. Amfoteryczne właściwości Cr2O3. Równowaga w układzie chromiany(VI) – dichromiany(VI). Utlenianie Mn2+ do MnO2. Wpływ środowiska na redukcję MnO4- . Utleniające właściwości MnO4-.

Kolokwium nr 3 – tematyka z zakresu ćwiczeń VII-X.

XII. Reaktywność metali. Elektrochemia: Szereg elektrochemiczny metali. Wypieranie wodoru z kwasów i z wodorotlenków. Wypieranie wodoru z wody przez metal. Wypieranie metalu z roztworu jego soli przez inny metal. Korozja metali. Sposoby zapobiegania korozji. Ogniwa galwaniczne. Elektroliza.

XIII. Prawa gazowe: Pomiar objętości wydzielonego wodoru. Równanie Clapeyrona. Gramorównoważnik metalu. Obliczanie masy metalu użytego w reakcji wypierania wodoru z kwasu.

XIV. Otrzymywanie i właściwości związków kompleksowych: Synteza prostych związków kompleksowych. Kompleks anionowy i kompleks kationowy. Akwakompleksy. Związki kompleksowe w reakcjach wymiany. Reakcje utleniania i redukcji wewnątrz kompleksów. Ligandy: amoniak i jon wodorotlenowy w związkach kompleksowych.

Kolokwium nr 4 – tematyka z zakresu ćwiczeń XI-XIV.

XV. Odrabianie zaległych zajęć, poprawa niezaliczonych kolokwiów, zaliczenie przedmiotu.

Literatura podstawowa:

[1] M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia podstawy i zastosowania, WNT, Warszawa.

[2] Obliczenia chemiczne – zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej, pod red. A. Śliwy, PWN, Warszawa.

[3] L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa,

[4] L. Jones, P.W. Atkins, Chemia Ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, PWN, Warszawa.

Literatura uzupełniająca:

[1] F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna. Podstawy, PWN, Warszawa.

[2] A Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa.

[3] J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN, Warszawa.

[4] T. Lipiec, Z. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa.

[5] T. Widernik, M. Nestorowicz, H. Bartnicka, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, Gdańsk.

[6] J.R. Paśko, R. Sitko, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej i analitycznej, Wydawnictwo Naukowe WSP, Kraków.

[7] Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, Larry Peck, George G. Stanley, General Chemistry, Thomson Brooks/Cole.

[8] Darrell D. Ebbing, Steven D. Gammon, General Chemistry, Houghton Mifflin Company, Boston, New York.

Ocena końcowa z modułu jest średnią ważoną ocen z egzaminu (50%), ćwiczeń (20%), konwersatorium (20%) i laboratorium (10%).

Wykład:

Pierwiastki, związki chemiczne, mieszaniny jednorodne i niejednorodne. Symbole i wzory. Butowa atomu. Rozwój poglądów na budowę atomu. Badania nad elektryczną naturą atomu. Ładunek i masa elektronu. Spektroskopia atomowa. Odkrycie jądra atomowego. Trwałość jądra atomowego. Odkrycie liczby atomowej. Model atomu Bohra. Falowa natura elektronu. Kwantowy model atomu. Liczby kwantowe. Konfiguracja elektronowa atomu. Układ okresowy pierwiastków i prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Budowa i powstawanie cząsteczek. Typy wiązań chemicznych. Polarność wiązań. Elektroujemność i skale elektroujemności. Teorie wiązania chemicznego: teoria orbitali molekularnych oraz teoria wiązań walencyjnych. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych. Reakcje chemiczne i równania chemiczne. Podstawy kinetyki chemicznej. Szybkość reakcji, rzędowość i cząsteczkowość reakcji, stała szybkości. Równania kinetyczne prostych reakcji homogenicznych. Wpływ temperatury na stałą szybkości reakcji. Kataliza i katalizatory. Teoria zderzeń. Stan równowagi. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej. Reguła Le Chatelier’a i Brauna. Teorie kwasów i zasad. Elektrolity i nieelektrolity. Mocne i słabe elektrolity. Dysocjacja elektrolityczna. Stopień i stała dysocjacji. Iloczyn jonowy wody. Odczyn roztworu. Podstawy analizy miareczkowej. Hydroliza soli. Iloczyn rozpuszczalności. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Przewodność elektrolityczna. Półogniwa i ogniwa. Potencjały elektrodowe. Równanie Nernsta. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa. Wyznaczanie wielkości fizykochemicznych na podstawie pomiaru SEM. Elektroliza. Ilościowe aspekty elektrolizy. Charakterystyka stanu gazowego. Podstawowe prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego. Teoria kinetyczna gazów. Gazy rzeczywiste i równanie van der Waalsa. Właściwości cieczy (charakterystyka stanu ciekłego, lepkość, napięcie powierzchniowe). Właściwości fazowe układów jednoskładnikowych, równanie Clausiusa-Clapeyrona. Ciśnienie pary nasyconej. Temperatura wrzenia. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Przegrzanie i przechłodzenie cieczy. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla. Właściwości roztworów. Rozpuszczalność, ciepło rozpuszczania. Sposoby wyrażania stężeń (stężenie procentowe, stężenie molowe, stężenie molalne, stężenie normalne, procent objętościowy, procent wagowy, ułamek wagowy, ułamek molowy). Równowagi fazowe w układach dwuskładnikowych. Prawo Raoulta, Prawo Henry’ego, prężność pary nasyconej nad roztworem rzeczywistym. Efekt ebulioskopowy i krioskopowy. Osmoza, ciśnienie osmotyczne.

Ćwiczenia:

I. Zasady i systemy nazewnictwa związków nieorganicznych.

II. Budowa atomu: Liczba atomowa. Liczba masowa. Nuklid. Izotop. Struktura elektronowa atomu: liczby kwantowe, orbitale atomowe, spin elektronu, rozbudowa powłok elektronowych pierwiastków, stany podstawowe i wzbudzone atomów. Reguła Hunda. Reguła Pauliego. Wypadkowy moment spinowy. Wypadkowy orbitalny moment pędu.

III. Układ okresowy. Prawo okresowości. Periodyczność właściwości fizykochemicznych pierwiastków. Promienie atomowe i jonowe pierwiastków. Energia jonizacji. Energia powinowactwa elektronowego. Elektroujemność.

IV. Budowa cząsteczki: Typy wiązań chemicznych. Wzory elektronowe Lewisa. Moment dipolowy. Geometria cząsteczek a ich polarność. Przewidywanie budowy cząsteczki w oparciu o teorię VSEPR. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja. Diagramy OM prostych cząsteczek homojądrowych.

V. Typy reakcji chemicznych – proste reguły przewidywania przebiegu reakcji.

VI. Reakcje redoks: Procesy utleniania (dezelektronacji). Procesy redukcji (elektronacji).

Utleniacz (dezelektronator) Reduktor (elektronator). Bilans elektronowy. Bilans elektronowo-jonowy.

VII. Wprowadzenie do elektrochemii: Redukcja. Utlenianie. Półogniwa. Rodzaje półogniw. Potencjał półogniwa. Równanie Nernsta. Katoda. Anoda. Klucz elektrolityczny. Schematy ogniw według konwencji IUPAC. Reakcje w ogniwach podczas rozładowania. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM). Przewidywanie kierunku reakcji. Wyznaczanie wielkości termodynamicznych z pomiarów SEM ogniwa. Elektroliza. Elektrolizer. Prawa Faradaya.

VIII. Stany skupienia materii: Ogólna charakterystyka stanów skupienia materii. Przemiany fazowe. Krzywe ogrzewania i krzywe chłodzenia. Diagram fazowy wody, diagram fazowy dwutlenku węgla.

.

Konwersatorium:

I. Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne: Pierwiastek. Odmiany alotropowe. Symbole pierwiastków. Związek chemiczny. Wzory sumaryczne związków. Masa atomowa. Bezwzględna masa atomu. Masa cząsteczkowa. Stała Avogadra. Mol i masa molowa. Wzór empiryczny. Wzór cząsteczkowy. Skład procentowy. Czystość związków. Prawo stałych stosunków wagowych. Prawo wielokrotnych stosunków wagowych.

II. Stężenia roztworów: Stężenie procentowe. Stężenie molowe. Ułamek molowy. Stężenie molalne. Przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów, rozcieńczanie i zatężanie roztworów.

III. Obliczenia na podstawie równań chemicznych reakcji.

IV. Kinetyka chemiczna: Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Szybkość początkowa, chwilowa, średnia. Równanie kinetyczne reakcji. Rząd reakcji. Cząsteczkowość reakcji. Okres półtrwania. Stała szybkości reakcji. Kinetyka reakcji zerowego rzędu. Kinetyka reakcji pierwszego rzędu. Kinetyka reakcji drugiego rzędu. Metoda graficzna wyznaczania rzędu reakcji. Wpływ temperatury na szybkość reakcji – przybliżona reguła oraz równanie Arrheniusa. Mechanizm reakcji.

V. Równowaga chemiczna: Reakcje nieodwracalne i odwracalne. Prawo działania mas. Stała równowagi chemicznej K. Iloraz reakcji Q. Reguła Le Chateliera-Brauna. Wpływ czynników zewnętrznych na równowagę chemiczną.

VI. Elektrolity: Teorie kwasów i zasad. Reakcje zobojętniania. Amfoteryczność. Elektrolity słabe. Dysocjacja słabych elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji. pH. Iloczyn jonowy wody. Wpływ wspólnych jonów na dysocjację słabych elektrolitów. Dysocjacja wieloprotonowych kwasów i zasad. Roztwory mocnych elektrolitów.

VII. Hydroliza soli. Roztwory buforowe. Iloczyn rozpuszczalności.

VIII. Stan gazowy: Prawa gazowe. Objętość molowa i liczba Avogadra. Równanie stanu gazu doskonałego. Równanie van der Waalsa. Gęstość i masa molowa. Gęstość względna gazu.

IX. Właściwości roztworów: Rozpuszczalność. Roztwory nasycone, nienasycone i przesycone. Krzywe rozpuszczalności. Prawo Henry'ego. Właściwości koligatywne roztworów. Względne obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem substancji stałej. Prężność pary nasyconej nad roztworem dwóch substancji lotnych. Prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu. Ciśnienie osmotyczne. Prawa van't Hoffa i Raoulta dla roztworów elektrolitów. Destylacja. Skład pary. Wyznaczanie masy molowej.

Laboratorium

I. Regulamin pracowni chemicznej. BHP. Szkło i sprzęt laboratoryjny. Podstawowe techniki laboratoryjne: Wyposażenie laboratorium chemicznego. Podstawowych techniki pracy laboratoryjnej. Montaż sprzętu laboratoryjnego. Rodzaje palników. Piktogramy. Informacje o zagrożeniach.

II. Wagi i ważenie. Roztwory: Precyzja i dokładność pomiarów. Błędy pomiaru. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu procentowym i molowym. Wyznaczanie gęstości metalu Kolokwium nr 1 z regulaminu, BHP oraz znajomości szkła i sprzętu laboratoryjnego.

III. Metody rozdzielania mieszanin: Porównanie związku chemicznego i mieszaniny. Rodzaje mieszanin. Metody rozdziału mieszanin – ekstrakcja, ekstrakcja ciągła w aparacie Soxhleta, destylacja, chromatografia, krystalizacja, filtracja. Prawo podziału Nernsta .

IV. Preparatyka chemiczna: Synteza wybranych preparatów nieorganicznych.

V. Reakcje chemiczne wybranych pierwiastków i metody ich otrzymywania: Otrzymywanie tlenu, spalanie w tlenie, otrzymywanie azotu. Właściwości redukujące siarki. Właściwości utleniające jodu. Roztwarzanie miedzi, żelaza, cynku i magnezu w kwasach.

VI. Reakcje chemiczne wybranych kwasów, zasad i soli: Reakcje zasad z metalami. Właściwości amfoteryczne wodorotlenku glinu i wodorotlenku cynku. Moc kwasów. Reakcje otrzymywania kwasów, zasad i soli. Rozkład hydratów. Reakcje kwasów z solami stałymi. Strącanie osadów. Sole kompleksowe.

VII. Kataliza i jej wpływ na szybkość reakcji: reakcje katalityczne, kataliza homo- i heterogeniczna, autokataliza. Porównanie aktywności wybranych katalizatorów.

Kolokwium nr 2 – tematyka z zakresu ćwiczeń II – VI.

VIII. Równowaga chemiczna i szybkość reakcji chemicznych: Wpływ stężenia reagentów na stan równowagi chemicznej. Przesunięcie położenia równowagi – reguła Le Chateliera i Brauna. Wpływ stężenia, powierzchni reagujących substancji i temperatury na szybkość reakcji chemicznych.

IX. Równowagi w roztworach elektrolitów: Wykładnik stężenia jonów wodorowych pH i wodorotlenowych pOH. Iloczyn jonowy wody. Wskaźniki pH. Stała i stopień dysocjacji elektrolitów słabych. Efekt wspólnego jonu (wpływ na dysocjację słabych kwasów i słabych zasad). Iloczyn rozpuszczalności. Reakcje strącania i roztwarzania osadów.

X. Hydroliza soli: Rodzaje hydrolizy. Odczyn hydrolizujących soli. Stała i stopień hydrolizy. Wpływ temperatury, rozcieńczania i mocy kwasu od którego pochodzi sól na stopień hydrolizy. Roztwory buforowe: Sporządzanie i właściwości roztworów buforowych.

XI. Reakcje utleniania i redukcji: Związki chromu i manganu. Utlenianie Cr2O3 do CrO42–. Utlenianie Cr3+ w środowisku zasadowym. Utleniające właściwości Cr2O72– w środowisku kwasowym. Amfoteryczne właściwości Cr2O3. Równowaga w układzie chromiany(VI) – dichromiany(VI). Utlenianie Mn2+ do MnO2. Wpływ środowiska na redukcję MnO4- . Utleniające właściwości MnO4-.

Kolokwium nr 3 – tematyka z zakresu ćwiczeń VII-X.

XII. Reaktywność metali. Elektrochemia: Szereg elektrochemiczny metali. Wypieranie wodoru z kwasów i z wodorotlenków. Wypieranie wodoru z wody przez metal. Wypieranie metalu z roztworu jego soli przez inny metal. Korozja metali. Sposoby zapobiegania korozji. Ogniwa galwaniczne. Elektroliza.

XIII. Prawa gazowe: Pomiar objętości wydzielonego wodoru. Równanie Clapeyrona. Gramorównoważnik metalu. Obliczanie masy metalu użytego w reakcji wypierania wodoru z kwasu.

XIV. Otrzymywanie i właściwości związków kompleksowych: Synteza prostych związków kompleksowych. Kompleks anionowy i kompleks kationowy. Akwakompleksy. Związki kompleksowe w reakcjach wymiany. Reakcje utleniania i redukcji wewnątrz kompleksów. Ligandy: amoniak i jon wodorotlenowy w związkach kompleksowych.

Kolokwium nr 4 – tematyka z zakresu ćwiczeń XI-XIV.

XV. Odrabianie zaległych zajęć, poprawa niezaliczonych kolokwiów, zaliczenie przedmiotu.

Literatura podstawowa:

[1] M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia podstawy i zastosowania, WNT, Warszawa.

[2] Obliczenia chemiczne – zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej, pod red. A. Śliwy, PWN, Warszawa.

[3] L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa,

[4] L. Jones, P.W. Atkins, Chemia Ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, PWN, Warszawa.

Literatura uzupełniająca:

[1] F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna. Podstawy, PWN, Warszawa.

[2] A Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa.

[3] J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN, Warszawa.

[4] T. Lipiec, Z. Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warszawa.

[5] T. Widernik, M. Nestorowicz, H. Bartnicka, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Wydawnictwo Uniwersytetu Gdańskiego, Gdańsk.

[6] J.R. Paśko, R. Sitko, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej i analitycznej, Wydawnictwo Naukowe WSP, Kraków.

[7] Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, Larry Peck, George G. Stanley, General Chemistry, Thomson Brooks/Cole.

[8] Darrell D. Ebbing, Steven D. Gammon, General Chemistry, Houghton Mifflin Company, Boston, New York.