Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu - Centralny punkt logowaniaNie jesteś zalogowany | zaloguj się
katalog przedmiotów - pomoc

Podstawy chemii - poziom rozszerzony

Informacje ogólne

Kod przedmiotu: 0600-S1-O-PC.R Kod Erasmus / ISCED: 13.3 / (0531) Chemia
Nazwa przedmiotu: Podstawy chemii - poziom rozszerzony
Jednostka: Wydział Chemii
Grupy: Stacjonarne studia pierwszego stopnia - Chemia - Semestr 1
Punkty ECTS i inne: 0 LUB 17.00 (w zależności od programu)
zobacz reguły punktacji
Język prowadzenia: polski
Wymagania wstępne:

Brak

Rodzaj przedmiotu:

przedmiot fakultatywny

Całkowity nakład pracy studenta:

Godziny realizowane z udziałem nauczycieli (210 godz.):

- udział w wykładach – 45 godz.

- udział w ćwiczeniach - 60 godz.

- udział w laboratorium – 105 godz.

-

Czas poświęcony na pracę indywidualną studenta (220 godz.):

- przygotowanie do ćwiczeń – 60 godz.

- przygotowanie do laboratorium – 105 godz.

- konsultacje i praca z nauczycielem akademickim – 20 godz.

przygotowanie studenta do egzaminu – 35 godz.


Łącznie: 430 godz. (17 ECTS)



Efekty uczenia się - wiedza:

Student:

W1: zna podstawowe prawa i nazewnictwo chemiczne - K_W01

W2: zna najważniejsze pierwiastki i ich związki; sposoby korelacji właściwości pierwiastków i ich podstawowych związków chemicznych z położeniem pierwiastka w układzie okresowym - K_W02

W3: zna teoretyczne i praktyczne aspekty wykonania jakościowej i ilościowej analizy metodami klasycznymi i instrumentalnymi oraz zasady działania aparatury - K_W06

W4: zna stany skupienia materii, równania stanu, teorię kinetyki chemicznej, oddziaływania międzycząsteczkowe, zasady termodynamiki, równowagi fazowe, podstawy elektrochemii - K_W08

Efekty uczenia się - umiejętności:

Student:

U1: potrafi posługiwać się nazewnictwem chemicznym oraz pojęciami z zakresu chemii ogólnej - K_U01

U2: potrafi korelować właściwości pierwiastków i ich związków chemicznych z położeniem w układzie okresowym i powiązać właściwości chemiczne substancji z ich współczesnymi zastosowaniami - K_U02

U3: rozróżnia stany skupienia materii oraz umie zdefiniować i opisać procesy fizykochemiczne - K_U08

U4: potrafi odpowiednio zachować się w razie różnego typu zagrożeń, np.: pożaru, kontaktu z odczynnikami chemicznymi - K_U16

Efekty uczenia się - kompetencje społeczne:

Student:

K1: Analityczne myślenie: Samodzielnie i efektywnie pracuje z dużą ilością informacji, dostrzega zależności pomiędzy zjawiskami i poprawnie wyciąga wnioski posługując się zasadami logiki - K_K01

K2: Sumienność i dokładność: Jest nastawiony na jak najlepsze wykonanie zadania; dba o szczegół; jest systematyczny - K_K03

K3: Dążenie do rozwoju: Jest nastawiony na nieustanne zdobywanie nowej wiedzy, umiejętności i doświadczeń; widzi potrzebę ciągłego doskonalenie się i podnoszenia kompetencji zawodowych; zna ograniczenia własnej wiedzy i rozumie potrzebę dalszego kształcenia - K_K05

K4: Wytrwałość i konsekwencja: Pracuje systematycznie i ma pozytywne podejście do trudności stojących na drodze do realizacji założonego celu; dotrzymuje terminów; rozumie konieczność systematycznej pracy nad wszelkimi projektami - K_K06

K5: Profesjonalizm i etyka: Zna i przestrzega zasady i normy obowiązujące chemika, w tym normy etyczne; rozumie społeczną rolę zawodu; rozumie i docenia znaczenie uczciwości intelektualnej, dbałości o zdrowie i środowisko naturalne w działaniach własnych i innych osób - K_K08

Metody dydaktyczne:

Metody dydaktyczne podające:

- wykład informacyjny (konwencjonalny) z wykorzystaniem prezentacji multimedialnych.


Metody dydaktyczne poszukujące:

- laboratorium: laboratoryjna – zajęcia laboratoryjne związane są z treściami programowymi przerabianymi na wykładzie. Student wykonuje zadania samodzielnie po przygotowaniu w oparciu o dostępną instrukcję oraz zalecaną literaturę. W oparciu o poczynione obserwacje i wyniki pomiarów student zapisuje stosowne równania reakcji, wykonuje obliczenia oraz wyciąga wnioski.


- ćwiczenia: ćwiczeniowa - ćwiczenia związane są z treściami programowymi przerabianymi na wykładzie


Metody dydaktyczne podające:

- pogadanka
- wykład informacyjny (konwencjonalny)
- wykład konwersatoryjny
- wykład problemowy

Metody dydaktyczne poszukujące:

- ćwiczeniowa
- doświadczeń
- klasyczna metoda problemowa
- laboratoryjna

Skrócony opis:

Przedmiot zmierza do ugruntowania wiedzy chemicznej wyniesionej ze szkoły średniej wraz z jej poszerzeniem niezbędnym do podjęcia kolejnych przedmiotów chemicznych o wysokim stopniu specjalizacji. Celem przedmiotu jest także wyrównanie poziomu podstawowej wiedzy chemicznej studentów pierwszego roku do poziomu umożliwiającego dalsze studiowanie oraz wdrożenie studentów do stosowania matematyki do rozwiązywania wybranych problemów chemicznych.

Pełny opis:

Wykłady:

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE

Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki układi SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechimetria. Jednostki stężeń.

ATOM – JĄDRO

Teoria atomistyczna Daltona. Doświadczenie Rutherforda. Struktura atomu: jądro i elektrony. Cząstki elementarne: elektrony, neutrony, protony. Liczba atomowa. Liczba masowa i mol substancji. Chemia jądrowa: przemiana pierwiastków. Promieniotwórczość naturalna: alfa, beta i gamma. Stabilność jądra atomowego: deficyt masy i energia wiązania jądra. Pochodzenie pierwiastków chemicznych. Synteza jądrowa i podział jąder atomowych. Bomba atomowa. Energetyka jądrowa.

ATOM – STRUKTURA ELEKTRONOWA I WĄZANIA CHEMICZNE

Model Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Zasady nieoznaczoności Heisenberga. Zjawisko Comptona. Równanie Shroedingera. Funkcje falowe i liczby kwantowe. Kształty orbitali molekularnych. Widma emisyjne. Zakaz Pauliego i reguła Hundta. Energia orbitali atomowych w atomach wieloelektronowych. Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja elektronowa pierwiastków. Promień jonowy. Pierwszy i wyższe potencjały jonizacyjne. Powinowactwo elektronowe. Reguła oktetu. Wiązanie jonowe. Cząsteczki i wiązania kowalencyjne. Moc wiązań kowalencyjnych. Spolaryzowane wiązania kowalencyjne. Elektroujemność. Wzory kropkowe. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja i orbitale zhybrydyzowane. Cząsteczka wodoru I inne cząsteczki dwuatomowe. Rząd wiązania.

GAZY I CIECZE

Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno-molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Reguła faz Gibbsa. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.

CIAŁA STAŁE

Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropy. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.

ROZTWORY

Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory. Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.

KINETYKA CHEMICZNA

Szybkość reakcji. Równania kinetyczne i rząd reakcji. Okres połówkowy i reakcje pierwszego rzędu. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Kataliza enzymatyczna. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera. Synteza amoniaku.

REAKCJE REDOX I ELEKTROCHEMIA

Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i ogniwa elektrolityczne. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.

ELEMENTY TERKOCHEMII I TERMODYNAMIKI

Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii.

Ćwiczenia:

Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji Redox. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych.

Laboratorium

CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)

PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. tECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.

Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie. Odparowywanie i krystalizacja.

PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.

PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH

ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.

Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.

PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.

Roztwory nasycone . Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.

PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.

Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy.

PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI.

Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.

CZEŚĆ DRUGA – PRACA INDYWIDUALNA

ANIONY:

CO32-, C2O42-, CH3COO-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, Cl-, Br-, I-, Cr2O72-, CrO42-, PO43-, MnO4-, OH-

1. Aniony: próby wstępne. Odczyn - pomiar papierkiem uniwersalnym. Reakcje anionów (1-2 krople badanego roztworu) z jonami AgNO3 (1-2 krople).

2. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z 1M H2SO4 (2-3 krople).

3. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KMnO4 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1-2 krople).

4. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KI (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

5. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z I2 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

6. Aniony: reakcje charakterystyczne.

KATIONY:

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem st. HCl. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NaOH. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NH3 . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Strącanie siarczków roztworem tioacetamidu w środowisku 0.3M HCl. Rozpuszczanie siarczków w 2M NaOH oraz w mieszaninie 2M NaOH i 3% H2O2 (10:3) . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z buforem amonowym 2M NH4Cl / 2M NH3 (10:1) i próba strącenia siarczków roztworem tioacetamidu. Siarczki wytrącać tylko w przypadku braku reakcji z buforem amonowym. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania węglanów za pomocą roztworu (NH4)2CO3 i ich rozpuszczanie w 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania chromianów za pomocą roztworu K2CrO4 w środowisku obojętnym i zakwaszonym 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania siarczanów za pomocą roztworu 2M H2SO4 Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV i V: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Samodzielne wykrywanie anionów i kationów (oceniane) w podawanych próbach (roztwory wodne i proszki).

Literatura:

1. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc II, 2008, UMK, Torun

2. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc I, 2008, UMK, Torun

3. H. Kowalczyk-Dembinska, Cwiczenia rachunkowe z podstaw chemii,

Wydawnictwo UMK,Torun

4. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna Czasteczki,materia,reakcje, Warszawa

5. L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa

6. A. Bielanski, Chemia ogólna i nieorganiczna, PWN, Warszawa

7. J. D. Lee, Zwiezła chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa

8. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, PWN, Warszawa

9. Z. Galus, Cwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, PWN, Warszawa

10. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. I, Podstawy

teoretyczne i analiza jakosciowa, PWN, Warszawa

11. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. II, Analiza ilosciowa,

PWN, Warszawa

12. Sliwa A., Obliczenia chemiczne, PWN, Poznan

13. M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia, podstawy i zastosowania", WNT,

Warszawa

14. Szmal Z.S., Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy

instrumentalnej, PZWL, Warszawa

15. Aleksiejew W., Chemia analityczna, PWN, Warszawa

16. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz.1, Aniony, UMK, Torun

17. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz. 2, Kationy, UMK, Torun

Metody i kryteria oceniania:

Metody oceniania:

wykład - K_W01, K_W08, K_U01, K_K01, K_K02, K_K05, K_K06, K_K08

laboratorium - K_W01, K_U03, K_U05, K_U08, K_K01, K_K02, K_K03, K_K05, K_K06, K_K08, K_K09 ćwiczenia - K_W01, K_U01, K_U03, K_K02, K_K03, K_K05, K_K06, K_K09

Kryteria oceniania:

Wykład:

Zaliczenie blokowe z następującymi wagami:

- 60% dwugodzinny egzamin pisemny obejmujący treści omawiane na wykładzie

- 25 % ocena z laboratorium

- 15 % ocena z ćwiczeń

Wymagany próg na ocenę:

- dostateczną: 50 -60 %

- dostateczną plus: 61 – 65 %

- dobrą: 66 – 75 %

- dobrą plus: 76 – 80 %

- bardzo dobrą: 81-100 %

Laboratorium:

Zaliczenie na ocenę w oparciu o:

- wyniki sprawdzianów (40 %)

- wyniki samodzielnie przeprowadzonych analiz jakościowych (50 %)

- ocenę poprawności prowadzenia dziennika laboratoryjnego (5 %)

- stopień przestrzegania zasad BPH oraz przepisów porządkowych (5%)

Wymagany próg na ocenę:

- dostateczną: 50 -60 %

- dostateczną plus: 61 – 65 %

- dobrą: 66 – 75 %

- dobrą plus: 76 – 80 %

- bardzo dobrą: 81-100 %

Ćwiczenia

zaliczenie uzyskane na podstawie systematycznych sprawdzianów pisemnych rozpoczynających każde zajęcia.

Wymagany próg na ocenę:

- dostateczną: 50 -60 %

- dostateczną plus: 61 – 65 %

- dobrą: 66 – 75 %

- dobrą plus: 76 – 80 %

- bardzo dobrą: 81-100 %

Praktyki zawodowe:

Nie dotyczy

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2017/18" (zakończony)

Okres: 2017-10-01 - 2018-02-25
Wybrany podział planu:


powiększ
zobacz plan zajęć
Typ zajęć: Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji
Laboratorium, 105 godzin więcej informacji
Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Artur Terzyk
Prowadzący grup: Adam Bieniek, Piotr Gauden, Anna Kaczmarek-Kędziera, Artur Terzyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie
Laboratorium - Zaliczenie
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Przedmiot zmierza do ugruntowania wiedzy chemicznej wyniesionej ze szkoły średniej wraz z jej poszerzeniem niezbędnym do podjęcia kolejnych przedmiotów chemicznych o wysokim stopniu specjalizacji. Celem przedmiotu jest także wyrównanie poziomu podstawowej wiedzy chemicznej studentów pierwszego roku do poziomu umożliwiającego dalsze studiowanie oraz wdrożenie studentów do stosowania matematyki do rozwiązywania wybranych problemów chemicznych.

Pełny opis:

Wykłady:

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE

Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki układi SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechimetria. Jednostki stężeń.

ATOM – JĄDRO

Teoria atomistyczna Daltona. Doświadczenie Rutherforda. Struktura atomu: jądro i elektrony. Cząstki elementarne: elektrony, neutrony, protony. Liczba atomowa. Liczba masowa i mol substancji. Chemia jądrowa: przemiana pierwiastków. Promieniotwórczość naturalna: alfa, beta i gamma. Stabilność jądra atomowego: deficyt masy i energia wiązania jądra. Pochodzenie pierwiastków chemicznych. Synteza jądrowa i podział jąder atomowych. Bomba atomowa. Energetyka jądrowa.

ATOM – STRUKTURA ELEKTRONOWA I WĄZANIA CHEMICZNE

Model Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Zasady nieoznaczoności Heisenberga. Zjawisko Comptona. Równanie Shroedingera. Funkcje falowe i liczby kwantowe. Kształty orbitali molekularnych. Widma emisyjne. Zakaz Pauliego i reguła Hundta. Energia orbitali atomowych w atomach wieloelektronowych. Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja elektronowa pierwiastków. Promień jonowy. Pierwszy i wyższe potencjały jonizacyjne. Powinowactwo elektronowe. Reguła oktetu. Wiązanie jonowe. Cząsteczki i wiązania kowalencyjne. Moc wiązań kowalencyjnych. Spolaryzowane wiązania kowalencyjne. Elektroujemność. Wzory kropkowe. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja i orbitale zhybrydyzowane. Cząsteczka wodoru I inne cząsteczki dwuatomowe. Rząd wiązania.

GAZY I CIECZE

Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno-molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.

CIAŁA STAŁE

Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropy. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.

ROZTWORY

Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory. Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.

KINETYKA CHEMICZNA

Szybkość reakcji. Równania kinetyczne i rząd reakcji. Okres połówkowy i reakcje pierwszego rzędu. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Kataliza enzymatyczna. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera. Synteza amoniaku.

REAKCJE REDOX I ELEKTROCHEMIA

Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i ogniwa elektrolityczne. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.

ELEMENTY TERKOCHEMII I TERMODYNAMIKI

Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii.

Ćwiczenia:

Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji Redox. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych.

Laboratorium

CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)

PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. tECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.

Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie. Odparowywanie i krystalizacja.

PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.

PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH

ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.

Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.

PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.

Roztwory nasycone . Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.

PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.

Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy.

PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI.

Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.

CZEŚĆ DRUGA – PRACA INDYWIDUALNA

ANIONY:

CO32-, C2O42-, CH3COO-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, Cl-, Br-, I-, Cr2O72-, CrO42-, PO43-, MnO4-, OH-

1. Aniony: próby wstępne. Odczyn - pomiar papierkiem uniwersalnym. Reakcje anionów (1-2 krople badanego roztworu) z jonami AgNO3 (1-2 krople).

2. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z 1M H2SO4 (2-3 krople).

3. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KMnO4 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1-2 krople).

4. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KI (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

5. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z I2 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

6. Aniony: reakcje charakterystyczne.

KATIONY:

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem st. HCl. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NaOH. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NH3 . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Strącanie siarczków roztworem tioacetamidu w środowisku 0.3M HCl. Rozpuszczanie siarczków w 2M NaOH oraz w mieszaninie 2M NaOH i 3% H2O2 (10:3) . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z buforem amonowym 2M NH4Cl / 2M NH3 (10:1) i próba strącenia siarczków roztworem tioacetamidu. Siarczki wytrącać tylko w przypadku braku reakcji z buforem amonowym. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania węglanów za pomocą roztworu (NH4)2CO3 i ich rozpuszczanie w 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania chromianów za pomocą roztworu K2CrO4 w środowisku obojętnym i zakwaszonym 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania siarczanów za pomocą roztworu 2M H2SO4 Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV i V: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Samodzielne wykrywanie anionów i kationów (oceniane) w podawanych próbach (roztwory wodne i proszki).

Literatura:

1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN Warszawa.

2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, Wydawnictwa Naukowo-Techniczne Warszawa.

3. H. Kowalczyk, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne cz. 1 i 2, Wydawnictwo UMK Toruń.

4. J. Minczewski Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN Warszawa.

5. H. Kowalczyk, ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, Wydawnictwo UMK Toruń.

Zajęcia w cyklu "Rok akademicki 2018/19" (zakończony)

Okres: 2018-10-01 - 2019-09-30
Wybrany podział planu:


powiększ
zobacz plan zajęć
Typ zajęć: Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji
Laboratorium, 105 godzin więcej informacji
Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Artur Terzyk
Prowadzący grup: Paulina Erwardt, Piotr Gauden, Anna Kaczmarek-Kędziera, Artur Terzyk
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie
Laboratorium - Zaliczenie
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Przedmiot zmierza do ugruntowania wiedzy chemicznej wyniesionej ze szkoły średniej wraz z jej poszerzeniem niezbędnym do podjęcia kolejnych przedmiotów chemicznych o wysokim stopniu specjalizacji. Celem przedmiotu jest także wyrównanie poziomu podstawowej wiedzy chemicznej studentów pierwszego roku do poziomu umożliwiającego dalsze studiowanie oraz wdrożenie studentów do stosowania matematyki do rozwiązywania wybranych problemów chemicznych.

Pełny opis:

Wykłady:

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE

Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki układi SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechimetria. Jednostki stężeń.

ATOM – JĄDRO

Teoria atomistyczna Daltona. Doświadczenie Rutherforda. Struktura atomu: jądro i elektrony. Cząstki elementarne: elektrony, neutrony, protony. Liczba atomowa. Liczba masowa i mol substancji. Chemia jądrowa: przemiana pierwiastków. Promieniotwórczość naturalna: alfa, beta i gamma. Stabilność jądra atomowego: deficyt masy i energia wiązania jądra. Pochodzenie pierwiastków chemicznych. Synteza jądrowa i podział jąder atomowych. Bomba atomowa. Energetyka jądrowa.

ATOM – STRUKTURA ELEKTRONOWA I WĄZANIA CHEMICZNE

Model Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Zasady nieoznaczoności Heisenberga. Zjawisko Comptona. Równanie Shroedingera. Funkcje falowe i liczby kwantowe. Kształty orbitali molekularnych. Widma emisyjne. Zakaz Pauliego i reguła Hundta. Energia orbitali atomowych w atomach wieloelektronowych. Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja elektronowa pierwiastków. Promień jonowy. Pierwszy i wyższe potencjały jonizacyjne. Powinowactwo elektronowe. Reguła oktetu. Wiązanie jonowe. Cząsteczki i wiązania kowalencyjne. Moc wiązań kowalencyjnych. Spolaryzowane wiązania kowalencyjne. Elektroujemność. Wzory kropkowe. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja i orbitale zhybrydyzowane. Cząsteczka wodoru I inne cząsteczki dwuatomowe. Rząd wiązania.

GAZY I CIECZE

Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno-molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.

CIAŁA STAŁE

Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropy. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.

ROZTWORY

Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory. Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.

KINETYKA CHEMICZNA

Szybkość reakcji. Równania kinetyczne i rząd reakcji. Okres połówkowy i reakcje pierwszego rzędu. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Kataliza enzymatyczna. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera. Synteza amoniaku.

REAKCJE REDOX I ELEKTROCHEMIA

Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i ogniwa elektrolityczne. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.

ELEMENTY TERKOCHEMII I TERMODYNAMIKI

Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii.

Ćwiczenia:

Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji Redox. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych.

Laboratorium

CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)

PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. tECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.

Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie. Odparowywanie i krystalizacja.

PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.

PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH

ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.

Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.

PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.

Roztwory nasycone . Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.

PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.

Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy.

PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI.

Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.

CZEŚĆ DRUGA – PRACA INDYWIDUALNA

ANIONY:

CO32-, C2O42-, CH3COO-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, Cl-, Br-, I-, Cr2O72-, CrO42-, PO43-, MnO4-, OH-

1. Aniony: próby wstępne. Odczyn - pomiar papierkiem uniwersalnym. Reakcje anionów (1-2 krople badanego roztworu) z jonami AgNO3 (1-2 krople).

2. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z 1M H2SO4 (2-3 krople).

3. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KMnO4 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1-2 krople).

4. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KI (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

5. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z I2 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

6. Aniony: reakcje charakterystyczne.

KATIONY:

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem st. HCl. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NaOH. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NH3 . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Strącanie siarczków roztworem tioacetamidu w środowisku 0.3M HCl. Rozpuszczanie siarczków w 2M NaOH oraz w mieszaninie 2M NaOH i 3% H2O2 (10:3) . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z buforem amonowym 2M NH4Cl / 2M NH3 (10:1) i próba strącenia siarczków roztworem tioacetamidu. Siarczki wytrącać tylko w przypadku braku reakcji z buforem amonowym. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania węglanów za pomocą roztworu (NH4)2CO3 i ich rozpuszczanie w 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania chromianów za pomocą roztworu K2CrO4 w środowisku obojętnym i zakwaszonym 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania siarczanów za pomocą roztworu 2M H2SO4 Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV i V: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Samodzielne wykrywanie anionów i kationów (oceniane) w podawanych próbach (roztwory wodne i proszki).

Literatura:

1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN Warszawa.

2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, Wydawnictwa Naukowo-Techniczne Warszawa.

3. H. Kowalczyk, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne cz. 1 i 2, Wydawnictwo UMK Toruń.

4. J. Minczewski Z. Marczenko, Chemia analityczna, PWN Warszawa.

5. H. Kowalczyk, ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, Wydawnictwo UMK Toruń.

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2019/20" (zakończony)

Okres: 2019-10-01 - 2020-02-28
Wybrany podział planu:


powiększ
zobacz plan zajęć
Typ zajęć: Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji
Laboratorium, 105 godzin więcej informacji
Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Jerzy Łukaszewicz, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Prowadzący grup: Adam Bieniek, Paulina Erwardt, Piotr Gauden, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie
Laboratorium - Zaliczenie
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Przedmiot zmierza do ugruntowania wiedzy chemicznej wyniesionej ze szkoły średniej wraz z jej poszerzeniem niezbędnym do podjęcia kolejnych przedmiotów chemicznych o wysokim stopniu specjalizacji. Celem przedmiotu jest także wyrównanie poziomu podstawowej wiedzy chemicznej studentów pierwszego roku do poziomu umożliwiającego dalsze studiowanie oraz wdrożenie studentów do stosowania matematyki do rozwiązywania wybranych problemów chemicznych.

Pełny opis:

Wykłady:

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE

Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki układi SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechimetria. Jednostki stężeń.

ATOM – JĄDRO

Teoria atomistyczna Daltona. Doświadczenie Rutherforda. Struktura atomu: jądro i elektrony. Cząstki elementarne: elektrony, neutrony, protony. Liczba atomowa. Liczba masowa i mol substancji. Chemia jądrowa: przemiana pierwiastków. Promieniotwórczość naturalna: alfa, beta i gamma. Stabilność jądra atomowego: deficyt masy i energia wiązania jądra. Pochodzenie pierwiastków chemicznych. Synteza jądrowa i podział jąder atomowych. Bomba atomowa. Energetyka jądrowa.

ATOM – STRUKTURA ELEKTRONOWA I WĄZANIA CHEMICZNE

Model Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Zasady nieoznaczoności Heisenberga. Zjawisko Comptona. Równanie Shroedingera. Funkcje falowe i liczby kwantowe. Kształty orbitali molekularnych. Widma emisyjne. Zakaz Pauliego i reguła Hundta. Energia orbitali atomowych w atomach wieloelektronowych. Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja elektronowa pierwiastków. Promień jonowy. Pierwszy i wyższe potencjały jonizacyjne. Powinowactwo elektronowe. Reguła oktetu. Wiązanie jonowe. Cząsteczki i wiązania kowalencyjne. Moc wiązań kowalencyjnych. Spolaryzowane wiązania kowalencyjne. Elektroujemność. Wzory kropkowe. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja i orbitale zhybrydyzowane. Cząsteczka wodoru I inne cząsteczki dwuatomowe. Rząd wiązania.

GAZY I CIECZE

Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno-molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.

CIAŁA STAŁE

Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropy. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.

ROZTWORY

Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory. Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.

KINETYKA CHEMICZNA

Szybkość reakcji. Równania kinetyczne i rząd reakcji. Okres połówkowy i reakcje pierwszego rzędu. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Kataliza enzymatyczna. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera. Synteza amoniaku.

REAKCJE REDOX I ELEKTROCHEMIA

Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i ogniwa elektrolityczne. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.

ELEMENTY TERKOCHEMII I TERMODYNAMIKI

Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii.

Ćwiczenia:

Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji Redox. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych.

Laboratorium

CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)

PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. tECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.

Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie. Odparowywanie i krystalizacja.

PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.

PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH

ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.

Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.

PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.

Roztwory nasycone . Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.

PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.

Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy.

PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI.

Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.

CZEŚĆ DRUGA – PRACA INDYWIDUALNA

ANIONY:

CO32-, C2O42-, CH3COO-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, Cl-, Br-, I-, Cr2O72-, CrO42-, PO43-, MnO4-, OH-

1. Aniony: próby wstępne. Odczyn - pomiar papierkiem uniwersalnym. Reakcje anionów (1-2 krople badanego roztworu) z jonami AgNO3 (1-2 krople).

2. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z 1M H2SO4 (2-3 krople).

3. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KMnO4 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1-2 krople).

4. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KI (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

5. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z I2 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

6. Aniony: reakcje charakterystyczne.

KATIONY:

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem st. HCl. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NaOH. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NH3 . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Strącanie siarczków roztworem tioacetamidu w środowisku 0.3M HCl. Rozpuszczanie siarczków w 2M NaOH oraz w mieszaninie 2M NaOH i 3% H2O2 (10:3) . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z buforem amonowym 2M NH4Cl / 2M NH3 (10:1) i próba strącenia siarczków roztworem tioacetamidu. Siarczki wytrącać tylko w przypadku braku reakcji z buforem amonowym. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania węglanów za pomocą roztworu (NH4)2CO3 i ich rozpuszczanie w 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania chromianów za pomocą roztworu K2CrO4 w środowisku obojętnym i zakwaszonym 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania siarczanów za pomocą roztworu 2M H2SO4 Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV i V: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Samodzielne wykrywanie anionów i kationów (oceniane) w podawanych próbach (roztwory wodne i proszki).

Literatura:

1. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc II, 2008, UMK, Torun

2. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc I, 2008, UMK, Torun

3. H. Kowalczyk-Dembinska, Cwiczenia rachunkowe z podstaw chemii,

Wydawnictwo UMK,Torun

4. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna Czasteczki,materia,reakcje, Warszawa

5. L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa

6. A. Bielanski, Chemia ogólna i nieorganiczna, PWN, Warszawa

7. J. D. Lee, Zwiezła chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa

8. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, PWN, Warszawa

9. Z. Galus, Cwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, PWN, Warszawa

10. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. I, Podstawy

teoretyczne i analiza jakosciowa, PWN, Warszawa

11. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. II, Analiza ilosciowa,

PWN, Warszawa

12. Sliwa A., Obliczenia chemiczne, PWN, Poznan

13. M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia, podstawy i zastosowania", WNT,

Warszawa

14. Szmal Z.S., Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy

instrumentalnej, PZWL, Warszawa

15. Aleksiejew W., Chemia analityczna, PWN, Warszawa

16. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz.1, Aniony, UMK, Torun

17. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz. 2, Kationy, UMK, Torun

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2021/22" (jeszcze nie rozpoczęty)

Okres: 2021-10-01 - 2022-02-27
Wybrany podział planu:


powiększ
zobacz plan zajęć
Typ zajęć: Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji
Laboratorium, 105 godzin więcej informacji
Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy: Jerzy Łukaszewicz, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Prowadzący grup: (brak danych)
Lista studentów: (nie masz dostępu)
Zaliczenie: Przedmiot - Egzamin
Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę
Laboratorium - Zaliczenie na ocenę
Wykład - Egzamin
Skrócony opis:

Przedmiot zmierza do ugruntowania wiedzy chemicznej wyniesionej ze szkoły średniej wraz z jej poszerzeniem niezbędnym do podjęcia kolejnych przedmiotów chemicznych o wysokim stopniu specjalizacji. Celem przedmiotu jest także wyrównanie poziomu podstawowej wiedzy chemicznej studentów pierwszego roku do poziomu umożliwiającego dalsze studiowanie oraz wdrożenie studentów do stosowania matematyki do rozwiązywania wybranych problemów chemicznych.

Pełny opis:

Wykłady:

PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE

Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki układi SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechimetria. Jednostki stężeń.

ATOM – JĄDRO

Teoria atomistyczna Daltona. Doświadczenie Rutherforda. Struktura atomu: jądro i elektrony. Cząstki elementarne: elektrony, neutrony, protony. Liczba atomowa. Liczba masowa i mol substancji. Chemia jądrowa: przemiana pierwiastków. Promieniotwórczość naturalna: alfa, beta i gamma. Stabilność jądra atomowego: deficyt masy i energia wiązania jądra. Pochodzenie pierwiastków chemicznych. Synteza jądrowa i podział jąder atomowych. Bomba atomowa. Energetyka jądrowa.

ATOM – STRUKTURA ELEKTRONOWA I WĄZANIA CHEMICZNE

Model Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Zasady nieoznaczoności Heisenberga. Zjawisko Comptona. Równanie Shroedingera. Funkcje falowe i liczby kwantowe. Kształty orbitali molekularnych. Widma emisyjne. Zakaz Pauliego i reguła Hundta. Energia orbitali atomowych w atomach wieloelektronowych. Układ okresowy pierwiastków a konfiguracja elektronowa pierwiastków. Promień jonowy. Pierwszy i wyższe potencjały jonizacyjne. Powinowactwo elektronowe. Reguła oktetu. Wiązanie jonowe. Cząsteczki i wiązania kowalencyjne. Moc wiązań kowalencyjnych. Spolaryzowane wiązania kowalencyjne. Elektroujemność. Wzory kropkowe. Teoria wiązań walencyjnych. Hybrydyzacja i orbitale zhybrydyzowane. Cząsteczka wodoru I inne cząsteczki dwuatomowe. Rząd wiązania.

GAZY I CIECZE

Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno-molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.

CIAŁA STAŁE

Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropy. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.

ROZTWORY

Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory. Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.

KINETYKA CHEMICZNA

Szybkość reakcji. Równania kinetyczne i rząd reakcji. Okres połówkowy i reakcje pierwszego rzędu. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Kataliza enzymatyczna. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera. Synteza amoniaku.

REAKCJE REDOX I ELEKTROCHEMIA

Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i ogniwa elektrolityczne. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.

ELEMENTY TERKOCHEMII I TERMODYNAMIKI

Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii.

Ćwiczenia:

Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji Redox. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych.

Laboratorium

CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)

PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. tECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.

Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie. Odparowywanie i krystalizacja.

PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.

PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH

ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.

Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.

PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.

Roztwory nasycone . Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.

PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.

Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy.

PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI.

Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.

CZEŚĆ DRUGA – PRACA INDYWIDUALNA

ANIONY:

CO32-, C2O42-, CH3COO-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, S2O32-, S2-, SCN-, Cl-, Br-, I-, Cr2O72-, CrO42-, PO43-, MnO4-, OH-

1. Aniony: próby wstępne. Odczyn - pomiar papierkiem uniwersalnym. Reakcje anionów (1-2 krople badanego roztworu) z jonami AgNO3 (1-2 krople).

2. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z 1M H2SO4 (2-3 krople).

3. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KMnO4 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1-2 krople).

4. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z KI (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

5. Aniony: próby wstępne. Reakcje anionów (ok. 0.5 cm3 roztworu) z I2 (1 kropla) wobec 1M H2SO4 (1 kropla).

6. Aniony: reakcje charakterystyczne.

KATIONY:

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem st. HCl. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NaOH. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: próby wstępne. Reakcja strącania chlorków 1M HCl i ich rozpuszczanie nadmiarem 2M NH3 . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa I: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: próby wstępne. Strącanie siarczków roztworem tioacetamidu w środowisku 0.3M HCl. Rozpuszczanie siarczków w 2M NaOH oraz w mieszaninie 2M NaOH i 3% H2O2 (10:3) . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa II: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NaOH i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z 2M NH3 i nadmiarem odczynnika. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: próby wstępne. Reakcja z buforem amonowym 2M NH4Cl / 2M NH3 (10:1) i próba strącenia siarczków roztworem tioacetamidu. Siarczki wytrącać tylko w przypadku braku reakcji z buforem amonowym. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa III: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania węglanów za pomocą roztworu (NH4)2CO3 i ich rozpuszczanie w 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania chromianów za pomocą roztworu K2CrO4 w środowisku obojętnym i zakwaszonym 2M CH3COOH . Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV: próby wstępne. Reakcja strącania siarczanów za pomocą roztworu 2M H2SO4 Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Kationy grupa IV i V: Reakcje charakterystyczne. Pobierać po ok. 2-3 krople roztworów kationów.

Samodzielne wykrywanie anionów i kationów (oceniane) w podawanych próbach (roztwory wodne i proszki).

Literatura:

1. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc II, 2008, UMK, Torun

2. H. Kowalczyk-Dembinska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakosciowa

analiza chemiczna. Cwiczenia laboratoryjne – czesc I, 2008, UMK, Torun

3. H. Kowalczyk-Dembinska, Cwiczenia rachunkowe z podstaw chemii,

Wydawnictwo UMK,Torun

4. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna Czasteczki,materia,reakcje, Warszawa

5. L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN, Warszawa

6. A. Bielanski, Chemia ogólna i nieorganiczna, PWN, Warszawa

7. J. D. Lee, Zwiezła chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa

8. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, PWN, Warszawa

9. Z. Galus, Cwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, PWN, Warszawa

10. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. I, Podstawy

teoretyczne i analiza jakosciowa, PWN, Warszawa

11. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna t. II, Analiza ilosciowa,

PWN, Warszawa

12. Sliwa A., Obliczenia chemiczne, PWN, Poznan

13. M. J. Sienko, R. A. Plane, "Chemia, podstawy i zastosowania", WNT,

Warszawa

14. Szmal Z.S., Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy

instrumentalnej, PZWL, Warszawa

15. Aleksiejew W., Chemia analityczna, PWN, Warszawa

16. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz.1, Aniony, UMK, Torun

17. Danilczuk E., Karpinski K., Łodzinska A., Wojtczak J., Analiza jakosciowa

cz. 2, Kationy, UMK, Torun

Opisy przedmiotów w USOS i USOSweb są chronione prawem autorskim.
Właścicielem praw autorskich jest Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu.