Uniwersytet Mikołaja Kopernika w Toruniu - Centralny punkt logowania

Podstawy chemii

Informacje ogólne

Kod przedmiotu:	0600-S1-O-PC
Kod Erasmus / ISCED:	13.3 Kod klasyfikacyjny przedmiotu składa się z trzech do pięciu cyfr, przy czym trzy pierwsze oznaczają klasyfikację dziedziny wg. Listy kodów dziedzin obowiązującej w programie Socrates/Erasmus, czwarta (dotąd na ogół 0) – ewentualne uszczegółowienie informacji o dyscyplinie, piąta – stopień zaawansowania przedmiotu ustalony na podstawie roku studiów, dla którego przedmiot jest przeznaczony. / (0531) Chemia Kod ISCED - Międzynarodowa Standardowa Klasyfikacja Kształcenia (International Standard Classification of Education) została opracowana przez UNESCO.
Nazwa przedmiotu:	Podstawy chemii
Jednostka:	Wydział Chemii
Grupy:	Przedmioty z polskim językiem wykładowym Stacjonarne studia pierwszego stopnia - Chemia - Semestr 1
Punkty ECTS i inne:	0 LUB 16.00 (w zależności od programu) Podstawowe informacje o zasadach przyporządkowania punktów ECTS: roczny wymiar godzinowy nakładu pracy studenta konieczny do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się dla danego etapu studiów wynosi 1500-1800 h, co odpowiada 60 ECTS; tygodniowy wymiar godzinowy nakładu pracy studenta wynosi 45 h; 1 punkt ECTS odpowiada 25-30 godzinom pracy studenta potrzebnej do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się; tygodniowy nakład pracy studenta konieczny do osiągnięcia zakładanych efektów uczenia się pozwala uzyskać 1,5 ECTS; nakład pracy potrzebny do zaliczenia przedmiotu, któremu przypisano 3 ECTS, stanowi 10% semestralnego obciążenia studenta. zobacz reguły punktacji
Język prowadzenia:	polski
Wymagania wstępne:	brak
Całkowity nakład pracy studenta:	Godziny realizowane z udziałem nauczycieli (215 godz.): - udział w wykładach – 45 godz. - udział w ćwiczeniach - 60 godz. - udział w laboratorium – 90 godz. - konsultacje i praca z nauczycielem akademickim – 20 godz. Czas poświęcony na pracę indywidualną studenta (185 godz.): - przygotowanie do ćwiczeń – 60 godz. - przygotowanie do laboratorium – 90 godz. - przygotowanie studenta do egzaminu – 35 godz. Łącznie: 400 godz. (16 ECTS)
Efekty uczenia się - wiedza:	Student: W1: Zna podstawy chemii ogólnej (rozumie pojęcia i prawa), terminologię i nomenklaturę chemiczną – K_W01 W2: Zna właściwości pierwiastków i związków chemicznych oraz stanów materii – K_W02 W3: Zna podstawowe reakcje chemiczne (syntezy, analizy, wymiany, kompleksowania, redoks) – K_W01 W4: Zna podstawowe wyposażenie laboratorium (sprzęt: wagi laboratoryjne, suszarki, mieszadła, łaźnie, pH-metry; naczynia miarowe; odczynniki do analizy jakościowej) – K_W03, W5: Zna teorie (klasyczne i kwantowe) budowy atomu i powstawania wiązań chemicznych – K_W01 W6: Zna i rozumie podstawowe prawa termodynamiki i kinetyki chemicznej – K_W08 W7: Zna i rozumie procesy fizykochemiczne przebiegające w roztworach elektrolitów – K_W08 W8: Zna metodykę analizy jakościowej – K_W06
Efekty uczenia się - umiejętności:	Student: U1: Opisuje prawa chemiczne – K_U01 U2: Zapisuje równania reakcji zachodzących w roztworach wodnych – K_U01 U3: Wykonuje doświadczenia związane ze stanem równowagi w roztworach wodnych – K_U05, K_U08 U4: Analizuje kationy i anionów w roztworach, wykonuje analizę jakościową prostych soli nieorganicznych – K_U03 U5: Posługuje się sprzętem laboratoryjnym – K_U05 U6: Wykonuje obliczenia chemiczne (stechiometria, obliczanie składu próbki, stężeń roztworów, obliczanie pH w różnych w roztworach kwasów, zasad, soli, buforów) – K_U01 U7: Interpretuje wyniki przeprowadzonych doświadczeń – K_U03, K_U08 U8: Posiada umiejętność dostrzegania zależności pomiędzy budową substancji a jej właściwościami fizycznymi i chemicznymi – K_U02, K_U13
Efekty uczenia się - kompetencje społeczne:	Student: K1: Kształtuje analityczne myślenie – K_K01 K2: Poprawnie wyciąga wnioski z przeprowadzonych samodzielnie eksperymentów – K_K01 K3: Wykonuje prace eksperymentalne systematycznie, rzetelnie i samodzielnie – K_K03, K_K06, K_K07 K4: Posługuje się podręcznikami, wyszukuje i wykorzystuje źródła naukowe – K_K07 K5: Zna i przestrzega zasady bezpiecznej pracy w laboratorium chemicznym – 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
Skrócony opis:	Wprowadzenie do chemii jako nauki o budowie materii, związkach chemicznych, układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze I reakcjach, a także praktyczne rozwiązywanie prostych problemów chemicznych w ramach zajęć laboratoryjnych i audytoryjnych
Pełny opis:	Wykłady: PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki i układ SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechiometria. 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 Schroedingera. 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. Alotropia. 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. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. 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 REDOKS 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 TERMOCHEMII 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 redoks. 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. L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa 2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa 3. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa 4. F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa 5. M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa 6. J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa 7. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa 8. A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa 9. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń 10. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń 11. Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997,PZWL, Warszawa 12. A. Reizer , Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków 13. Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin 14. L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011 15. E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław 16. R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014 17. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa 18. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa 19. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa 20. H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń 21. Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk 22. A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa 23. J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 24. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa
Efekty uczenia się:	Przypomnienie i utrwalenie podstaw wiedzy chemicznej ze szkoły średniej (podstawowe definicje, nazewnictwo chemiczne). Poszerzenie wiedzy chemicznej o układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze i reakcjach. Nabycie umiejetności praktycznego rozwiązywania prostych problemów chemicznych związanych z równowagami w roztworach elektrolitów (laboratorium, ćwiczenia).
Metody i kryteria oceniania:	Metody oceniania: Wykład: egzamin pisemny - W1, W2, W4 – W8, U1, U2, U6, U8 Laboratorium: zaliczenie na ocenę - W1, W3, W9, U1 - U7, K1 - K5 Ćwiczenia: zaliczenie na ocenę - W1, W4, U1, U2, U6, 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 na ocenę w oparciu o wyniki śródsemestralnych testów kontrolnych. Wymagany próg na ocenę: - dostateczną: 50 -60 % - dostateczną plus: 61 – 65 % - dobrą: 66 – 75 % - dobrą plus: 76 – 80 % - bardzo dobrą: 81-100 %
Praktyki zawodowe:	brak

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2021/22" (zakończony)

Okres:	2021-10-01 - 2022-02-20	Wybrany podział planu: tygodniowy cykl przedmiotu Przejdź do planu PN CW WT WYK LAB ŚR CW CW CZ WYK PT
Typ zajęć:	Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji Laboratorium, 90 godzin więcej informacji Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy:	Jerzy Łukaszewicz, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Prowadzący grup:	Paulina Erwardt, Anna Kaczmarek-Kędziera, Emil Korczeniewski, Grzegorz Szymański
Lista studentów:	(nie masz dostępu)
Zaliczenie:	Przedmiot - Egzamin Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę Laboratorium - Zaliczenie na ocenę Wykład - Egzamin
Skrócony opis:	Wprowadzenie do chemii jako nauki o budowie materii, związkach chemicznych, układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze i reakcjach, a także praktyczne rozwiązywanie prostych problemów chemicznych w ramach zajęć laboratoryjnych i audytoryjnych.
Pełny opis:	Wykłady: PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki i układ SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechiometria. 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 Schroedingera. 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. Alotropia. 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. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. 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 REDOKS 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 TERMOCHEMII 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 redoks. 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. L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa 2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa 3. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa 4. F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa 5. M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa 6. J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa 7. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa 8. A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa 9. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń 10. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń 11. Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997,PZWL, Warszawa 12. A. Reizer , Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków 13. Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin 14. L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011 15. E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław 16. R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014 17. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa 18. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa 19. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa 20. H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń 21. Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk 22. A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa 23. J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 24. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2022/23" (zakończony)

Okres:	2022-10-01 - 2023-02-19	Wybrany podział planu: tygodniowy cykl przedmiotu Przejdź do planu PN CW WT CW WYK ŚR CZ LAB LAB PT WYK
Typ zajęć:	Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji Laboratorium, 90 godzin więcej informacji Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy:	Jerzy Łukaszewicz, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Prowadzący grup:	Piotr Gauden, Tomasz Ligor, Grzegorz Szymański, Marek Wiśniewski
Lista studentów:	(nie masz dostępu)
Zaliczenie:	Przedmiot - Egzamin Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę Laboratorium - Zaliczenie na ocenę Wykład - Egzamin
Skrócony opis:	Wprowadzenie do chemii jako nauki o budowie materii, związkach chemicznych, układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze i reakcjach, a także praktyczne rozwiązywanie prostych problemów chemicznych w ramach zajęć laboratoryjnych i audytoryjnych.
Pełny opis:	Wykłady: PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki i układ SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechiometria. 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 Schroedingera. 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. Alotropia. 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. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. 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 REDOKS 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 TERMOCHEMII 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 redoks. 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. L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa 2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa 3. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa 4. F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa 5. M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa 6. J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa 7. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa 8. A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa 9. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń 10. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń 11. Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997,PZWL, Warszawa 12. A. Reizer , Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków 13. Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin 14. L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011 15. E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław 16. R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014 17. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa 18. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa 19. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa 20. H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń 21. Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk 22. A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa 23. J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 24. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2023/24" (zakończony)

Okres:	2023-10-01 - 2024-02-19	Wybrany podział planu: tygodniowy cykl przedmiotu Przejdź do planu PN CW WT WYK ŚR CZ LAB LAB PT WYK CW
Typ zajęć:	Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji Laboratorium, 90 godzin więcej informacji Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy:	Jerzy Łukaszewicz, Marek Wiśniewski
Prowadzący grup:	Piotr Gauden, Bartłomiej Igliński, Marek Wiśniewski
Lista studentów:	(nie masz dostępu)
Zaliczenie:	Przedmiot - Egzamin Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę Laboratorium - Zaliczenie na ocenę Wykład - Egzamin
Skrócony opis:	Wprowadzenie do chemii jako nauki o budowie materii, związkach chemicznych, układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze i reakcjach, a także praktyczne rozwiązywanie prostych problemów chemicznych w ramach zajęć laboratoryjnych i audytoryjnych.
Pełny opis:	Wykłady: PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki i układ SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechiometria. 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 Schroedingera. 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. Alotropia. 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. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. 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 REDOKS 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 TERMOCHEMII 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 redoks. 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. L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa 2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa 3. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa 4. F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa 5. M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa 6. J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa 7. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa 8. A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa 9. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń 10. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń 11. Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997,PZWL, Warszawa 12. A. Reizer , Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków 13. Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin 14. L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011 15. E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław 16. R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014 17. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa 18. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa 19. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa 20. H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń 21. Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk 22. A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa 23. J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 24. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa

Zajęcia w cyklu "Semestr zimowy 2024/25" (jeszcze nie rozpoczęty)

Okres:	2024-10-01 - 2025-02-23	Wybrany podział planu: tygodniowy cykl przedmiotu Przejdź do planu PN CW WYK WT ŚR CW CZ LAB LAB PT WYK
Typ zajęć:	Ćwiczenia, 60 godzin więcej informacji Laboratorium, 90 godzin więcej informacji Wykład, 45 godzin więcej informacji
Koordynatorzy:	Marek Wiśniewski
Prowadzący grup:	Marcin Cichosz, Bartłomiej Igliński, Marek Wiśniewski
Lista studentów:	(nie masz dostępu)
Zaliczenie:	Przedmiot - Egzamin Ćwiczenia - Zaliczenie na ocenę Laboratorium - Zaliczenie na ocenę Wykład - Egzamin
Skrócony opis:	Wprowadzenie do chemii jako nauki o budowie materii, związkach chemicznych, układach molekularnych, ich właściwościach, strukturze i reakcjach, a także praktyczne rozwiązywanie prostych problemów chemicznych w ramach zajęć laboratoryjnych i audytoryjnych.
Pełny opis:	Wykłady: PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE I DEFINICJE Masa, długość i temperatura. Mol i liczba Avogardo, Dokładność, precyzja, cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Podstawowe jednostki i układ SI. Obliczenia: przeliczanie jednostek. Prawo zachowania masy i prawo proporcji stałych i wielokrotnych. Bilansowanie równań chemicznych. Symbole chemiczne. Stechiometria. 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 Schroedingera. 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. Alotropia. 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. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. 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 REDOKS 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 TERMOCHEMII 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 redoks. 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. L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa 2. L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa 3. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa 4. F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa 5. M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa 6. J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa 7. L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa 8. A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa 9. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń 10. H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń 11. Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997,PZWL, Warszawa 12. A. Reizer , Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków 13. Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin 14. L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011 15. E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław 16. R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014 17. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa 18. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa 19. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa 20. H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń 21. Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk 22. A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa 23. J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów 24. Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa

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