Chemia I

Wykłady

Tematyka zajęć:

Materia i jej składniki: stany skupienia materii, atomy, nazwy pierwiastków, jądrowy model atomu. Związki: związki jonowe/cząsteczkowe, prawo stałości składu. Mieszaniny: właściwości chemiczne/fizyczne, typy mieszanin; metody rozdzielania. Nomenklatura chemiczna: wodorki, tlenki, kwasy, wodorotlenki, sole, związki kompleksowe

Pomiary, mole i reakcje chemiczne: układ metryczny, skale temperatury, przedrostki jednostek. Liczność materii: mol, liczba Avogadra. Wyznaczanie wzorów chemicznych. Symbolika reakcji chemicznych. Bilansowanie reakcji chemicznych. Roztwory wodne: kwasy/zasady, reakcje strącania, reakcje zobojętniania. Reakcje redoks: stopnie utlenienia, bilansowanie reakcji redoks. Prawo zachowania masy. Typy reakcji chemicznych: reakcja syntezy, analizy, wymiany pojedynczej, wymiany podwójnej.

Kwasy i zasady: sposoby wyrażania stężeń roztworów-stężenie molowe/procentowe/przeliczanie stężeń. Teoria kwasów Arrheniusa, Brönstedta/Lowry’ego, elektronowa teoria kwasów i zasad. Stałą i stopień dysocjacji. Sprzężone kwasy i zasady. Iloczyn jonowy wody i skala pH. Odczyn mocnych/słabych kwasów/zasad. Moc kwasów tlenowych. Kwaśne deszcze.

Równowagi w roztworach wodnych: kwasy wieloprotonowe, pH roztworów soli, roztwory buforowe, bufory w środowisku naturalnym i organizmie. Pojemność buforowa. Wskaźniki kwasowo-zasadowe. Miareczkowanie mocny kwas-mocna zasad, miareczkowanie słaby kwas-mocna zasada i mocny kwas- słaba zasada. Elektrolity amfoteryczne. Iloczyn rozpuszczalności, efekt wspólnego jonu. Analiza jakościowa.

Właściwości gazów: molekularny charakter gazów, prawo izotermy, prawo izobary, prawo izochory, prawo Avogadra, równanie stanu gazu doskonałego, dyfuzja gazów, mieszaniny gazowe, prawo ciśnień cząsteczkowych. Dziura ozonowa. Zanieczyszczenia atmosfery.

Termochemia: efekty cieplne reakcji chemicznych, układ i otoczenie, ciepło i praca, pierwsza zasad termodynamiki, przekazywanie energii jako pracy/ciepła, procesy egzo- i endotermiczne, parowanie, topnienie i sublimacja, równania termochemiczne.

Budowa atomu i układ okresowy: jądro atomu, izotopy, izobary. Naturalne przemiany jądrowe, szeregi promieniotwórcze. Struktura elektronowa atomu: właściwości światła, kwanty i fotony, widma atomowe i poziomy energetyczne, liczby kwantowe, reguła Hunda i zakaz Pauliego. Układ okresowy pierwiastków i konfiguracje elektronowe atomów. Pierwiastki przejściowe. Potencjał jonizacji atomów. Powinowactwo elektronowe i elektroujemność atomów.

Wiązania chemiczne: wiązanie jonowe, wiązanie kowalencyjne, wolne pary elektronowe, reguła oktetu, struktury Lewisa, rodniki/dwurodniki, hybrydyzacja orbitali, wiązania koordynacyjne, polarność cząsteczek i moment dipolowy, wiązanie metaliczne.

Ciecze i ciała stałe: siły międzycząsteczkowe-siły Londona, oddziaływania dipol-dipol, wiązanie wodorowe. Struktura cieczy: lepkość, napięcie powierzchniowe. Ogólna charakterystyka roztworów rzeczywistych: rozpuszczalność, roztwór nasycony/przesycony. Ogólna charakterystyka ciał stałych. Kryształy jonowe, cząsteczkowe i kowalencyjne.

Właściwości roztworów: substancja rozpuszczona/rozpuszczalnik, molekularna interpretacja rozpuszczania, rozpuszczalność, czynniki wpływające na rozpuszczalność, ciśnienie a rozpuszczalność gazów, prawo Henry’ego, prawo podziału, temperatura a rozpuszczalność, entalpia rozpuszczania, właściwości koligatywne: obniżenie prężności pary, podwyższenie temperatury wrzenia, prawo Raulta, destylacja mieszanin, obniżenie temperatury krzepnięcia, osmoza, ciśnienie osmotyczne, roztwór hiper-/hipotoniczny, woda .

Procesy oksydacyjno-redukcyjne: reakcje redoks/dysproporcjonowania/kompro-porcjonowania, ogniwa galwaniczne, potencjały elektrodowe, szereg napięciowy pierwiastków, elektroda wodorowa, elektrody I i II rodzaju, ogniwa, potencjometryczne pomiary pH.

Szybkość reakcji chemicznych: rząd reakcji, ogólny rząd reakcji, stała szybkości reakcji, reakcje jedno-, dwu- i trójcząsteczkowe, równania kinetyczne, okres półtrwania reakcji. Wpływ temperatury na szybkość reakcji: energia aktywacji, wpływ temperatury, równanie Arrheniusa. Kataliza: katalizatory homo-/-heterogeniczne, enzymy. Reakcje łańcuchowe.

Równowagi chemiczne: reakcje odwracalne i stan równowagi chemicznej, odwracalność reakcji chemicznych, stężeniowa/ciśnieniowa stała równowagi, prawo działania mas, reguła Le Chateliera-Brauna – wpływ zmian ciśnienia/temperatury.

Koloidy: klasyfikacja układów koloidalnych, metody otrzymywania i oczyszczania koloidów/dyspersyjne i kondensacyjne, dializa, ruchy Browna, właściwości optyczne układów koloidalnych, właściwości elektryczne układów koloidalnych, koagulacja zolów, punkt izoelektryczny, tiksotropia, szeregi liotropowe.

Ćwiczenia laboratoryjne

Tematyka zajęć:

Regulamin pracowni chemicznej. Zasady BHP. Postępowanie z odpadami chemicznymi. Szkło i sprzęt laboratoryjny. Podstawowe czynności laboratoryjne: strącanie osadów, sączenie, odmierzanie cieczy, ogrzewanie substancji, sporządzanie roztworów. Pisanie sprawozdań z ćwiczeń.

Przykładowe reakcje: syntezy, analizy, wymiany pojedynczej, wymiany podwójnej. Strącanie i rozpuszczanie osadów. Reakcje egzo- i endotermiczne, odwracalne i nieodwracalne.

Przykładowe reakcje zobojętniania, powstawania kompleksów, redoks, związki amfoteryczne, tworzenie soli

Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: NO3-, PO43-, Cl-, CO32-, S2-, C2O42-, SO42- oraz kationów: Pb2+, Cu2+, Hg2+, Cd2+, Fe3+, Ni2+, Cr3+, Al3+, Zn2+, Ca2+, Mg2+, NH4+.

Podstawy analizy wagowej, stosowane przyrządy, zakres czynności, przykłady obliczeń. Ważenie substancji na wadze analitycznej i technicznej. Oznaczanie wilgotności skrobi oraz zawartości wody w próbkach soli uwodnionych (np. CuSO4•5H2O, CoCl2•6H2O, CaSO4•2H2O).

Sporządzanie roztworów o dowolnym stężeniu procentowym z a) substancji stałej, b) roztworu o znanym stężeniu.

Reakcje dysocjacji elektrolitycznej w roztworach wodnych-elektrolity słabe i mocne. Pomiar przewodnictwa roztworów elektrolitów metodą konduktometryczną.

Właściwości roztworów: iloczyn jonowy wody, pH i pOH, odczyn wodny roztworów soli mocnych kwasów/mocnych zasad, mocnych kwasów/słabych zasad, słabych kwasów/mocnych zasad, słabych kwasów/słabych zasad. Wyznaczanie pH wodnych roztworów elektrolitów za pomocą wskaźników kwasowo-zasadowych oraz metodą potencjometryczna.

Podstawy analizy ilościowej, posługiwanie się laboratoryjnymi naczyniami pomiarowymi, zasady obliczeń stechiometrycznych w analizie ilościowej.

Sporządzanie roztworów NaOH i HCl o stężeniu ok. 0,1 mol/dm3 ze stężonych roztworów tych substancji.

Mianowanie roztworów NaOH/HCl i wykorzystanie ich do oznaczeń acydymetrycznych/alkalimetrycznych zawartości NaOH, NH3, Na2CO3/HCl, CH3COOH, H2SO4 w próbce.

Twardość wody i jej usuwanie. Oznaczanie metodą kompleksometryczna twardości wody oraz zawartości jonów magnezu w roztworze.

Redoksymetria-wprowadzenie. Zasady uzgadniania reakcji redoks. Zakres czynności, przykłady obliczeń.

Mianowanie roztworu Na2S2O3. jodometryczneoznaczanie zawartości jonów miedzi(II) oraz żelaza(III) w roztworze.

Mianowanie roztworu KMnO4. Manganometryczne oznaczanie zawartości nadtlenku wodoru, jonów żelaza(II) oraz jonów siarczanowych(IV) w próbce.

WIEDZA - absolwent zna i rozumie:

podstawowe zjawiska, pojęcia i prawa chemiczne w zakresie chemii nieorganicznej i ogólnej dostosowanych do kierunku

zależności pomiędzy strukturą cząsteczki a jej właściwościami fizyko-chemicznymi

zasady nomenklatury związków nieorganicznych i prezentuje równania reakcji chemicznych

elementarne pojęcia z zakresu termochemii, kinetyki oraz równowag chemicznych.

UMIEJĘTNOŚCI - absolwent potrafi:

właściwie opracować i interpretować uzyskane wyniki oraz poprawnie formułować wnioski na podstawie obserwacji

sporządzić sprawozdania z wykonanych eksperymentów

posługiwać się poprawnie podstawowym sprzętem laboratoryjnym

stosować zasady BHP i dobrych praktyk w laboratorium

KOMPETENCJE SPOŁECZNE - absolwent jest gotów do:

ciągłego dokształcania się i podnoszenia kwalifikacji zawodowych oraz rozwoju osobistego

wykazania odpowiedzialności za pracę własną i innych w zakresie bezpieczeństwa