Podstawy chemii ogólnej B

Znajomość podstawowych pojęć i praw chemicznych (zakres szkoły średniej)

Godziny kontaktowe (z udziałem nauczyciela akademickiego)

30 wykład + 45 laboratorium + 15 konwersatorium

Łączna liczba godzin z udziałem nauczyciela akademickiego: 90

Liczba punktów ECTS z udziałem nauczyciela akademickiego: 3

Godziny nie kontaktowe (praca własna studenta)

Samodzielne studiowanie wskazanych zagadnień 20

Studiowanie literatury 20

Przygotowanie się do zaliczenia 30

Przygotowanie się do egzaminu 30

Udział w konsultacjach 5

Wykonanie sprawozdań 15

Łączna liczba godzin nie kontaktowych: 120

Liczba punktów ECTS za godziny nie kontaktowe: 4

Sumaryczna liczba punktów ECTS dla modułu: 7

Na podstawie Uchwały Senatu UMCS Nr XXII-39.9/12 z dnia 25 kwietnia 2012 r. tj. od cyklu kształcenia 2012/2013:

W1-W2, wykład, laboratorium, konwersatorium- końcowy egzamin pisemny, cząstkowe kolokwia pisemne

W3-W4, laboratorium- ocena ciągła

U1-U2, wykład, laboratorium, konwersatorium - końcowy egzamin pisemny, cząstkowe kolokwia pisemne

U3-U4 laboratorium –ocena ciągła, cząstkowe kolokwia pisemne

K1-K3,wykład, laboratorium, konwersatorium - końcowy egzamin pisemny, cząstkowe kolokwia pisemne

Laboratorium obejmuje następujące zagadnienia:

1.ROZTWORY: Typy roztworów; definicja stężenia roztworu; sposoby wyrażania stężeń: stężenie molowe, molarne, ułamek molowy, stężenie procentowe (procent objętościowy, masowy, masowo-objętościowy); jednostki stężeń stosowane do określania stężeń śladowych (ppm, ppb, ppt). Osmoza, błony półprzepuszczalne; ciśnienie osmotyczne i jego zależność od stężenia roztworu; roztwory izotoniczne.

2. RÓWNOWAGI JONOWE W ROZTWORACH:Dysocjacja elektrolityczna i jej mechanizm; rozpuszczalniki polarne i niepolarne – budowa cząsteczki, przykłady; elektrolity i nieelektrolity – definicja, przykłady; równania reakcji dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad i soli.

Iloczyn jonowy wody; definicja pH roztworu, skala pH; sposoby pomiaru pH roztworu; wskaźniki alkacymetryczne; podstawy miareczkowania alkacymetrycznego.

Definicja słabych i mocnych elektrolitów; definicja stałej i stopnia dysocjacji; prawo rozcieńczeń Ostwalda; zależność stałej i stopnia dysocjacji od stężenia elektrolitu.

Roztwory buforowe – definicja i rodzaje; obliczanie pH buforów; pojemność buforowa; zastosowanie buforów.

Definicja kwasu i zasady w teorii Arrheniusa, Brønsteda i Lewisa; reakcja zobojętnienia i jej produkty według teorii Arrheniusa, Brønsteda i Lewisa; pojęcie protolizy soli; równowaga kwasowo-zasadowa w wodnych roztworach soli; obliczanie pH soli ulegających protolizie.

3.REAKCJE REDOKS. KINETYKA I RÓWNOWAGA CHEMICZNA:

Podział reakcji według różnych kryteriów; reakcje redoks - definicja procesu redukcji i utlenienia, przykłady reduktorów i utleniaczy; pojęcie antyoksydanta, przykłady; amfotery redoks; rozliczanie reakcji redoks; potencjał redoks, wzór Nernsta; wpływ środowiska na przebieg reakcji redoks. Szybkość reakcji; cząsteczkowość i rzędowość reakcji; czynniki wpływające na szybkość reakcji. Pojęcie katalizy, katalizatora, inhibitora; mechanizm katalizy homogenicznej; mechanizm katalizy heterogenicznej.

Pojęcie równowagi chemicznej; czynniki wpływające na równowagę; reguła przekory; wydajność reakcji.

4. ANALIZA JAKOŚCIOWA:

Podstawowe pojęcia analizy jakościowej. Reakcje charakterystyczne kationów Ag+, Cu2+, Hg2+, Co2+, Zn2+, Al3+, Fe3+, Ca2+, Mg2+, Na+, K+, NH4+; reakcje barwienia płomienia przez jony litowców i berylowców.

Podział anionów na grupy; reakcje wstępne i charakterystyczne anionów Cl-, I-, S2-, CO32-, PO43-, NO3-, SO42-.

Konwersatorium obejmuje następujące zagadnienia:

I. Zagadnienia teoretyczne

1. Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne. Zapis reakcji chemicznych. : synteza, analiza, wymiana pojedyncza i podwójna.

2. Podział związków nieorganicznych, nazewnictwo.

3. Budowa atomu: cząstki elementarne, jądro atomowe, przemiany promieniotwórcze.

4. Poza jądrowa budowa atomu: liczby kwantowe, konfiguracja elektronowa.

5. Układ okresowy pierwiastków: zmiana właściwości w grupach i okresach; konfiguracja elektronowa a położenie w układzie okresowym.

6. Wiązania chemiczne (jonowe, kowalencyjne, koordynacyjne, metaliczne, wodorowe, oddziaływania van der Waalsa). Budowa przestrzenna cząsteczek (teoria VSEPR)

7. Kinetyka chemiczna.

8. Reakcje redoks.

9. Równowagi jonowe w roztworach (dysocjacja elektrolityczna, teoria słabych i mocnych elektrolitów, iloczyn jonowy wody, skala pH, teorie kwasów i zasad, hydroliza soli, roztwory buforowe, mechanizm działania roztworów buforowych, rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności).

II. Obliczenia chemiczne

1. Obliczenia stechiometryczne z zastosowaniem podstawowych pojęć i praw chemicznych. (mol, masa atomowa, masa molowa, jednostki masy atomowej; prawo zachowania masy i energii, prawo stosunków stałych, prawo stosunków wielokrotnych, prawo Avogadro, równanie Clapeyrona).

2. Sposoby wyrażania stężeń roztworów (stężenie molowe, procentowe, molalne, ułamek molowy), przeliczanie stężeń, mieszanie roztworów, rozcieńczanie, zatężanie.

3. Obliczenia kinetyczne.

4. Równowagi jonowe w roztworach: obliczanie aktywności jonów, obliczanie pH mocnych i słabych elektrolitów, pH soli hydrolizujących, pH roztworów buforowych, rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności.

1. A. Bielański, Chemia ogólna i nieorganiczna, PWN Warszawa 2002.

2. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje PWN, Warszawa 2004.

3. L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN Warszawa 1999.

4. M. Iwan, R. Kurpiel-Gorgol, Z. Rzączyńska „Podstawy chemii w ćwiczeniach. Zestaw ćwiczeń z chemii ogólnej dla studentów Chemii środków Bioaktywnych i Kosmetyków” Wyd. UMCS, Lublin 2006.

5. W. Gorzelany, H. Słaby, A.Śliwa, J. Terpiłowski, J. Wojciechowska,Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. Praca zbiorowa pod redakcją Alfreda Śliwy, PWN Warszawa 1982.

6. H. Całus, Podstawy obliczeń chemicznych, PWN Warszawa 1987.

7. F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa 1998.

8. K. Pazdro, A. Rola-Noworyta, Akademicki zbiór zadań z chemii ogólnej. Oficyna Edukacyjna – Krzysztof Pazdro, Warszawa 2009.

9. Notatki z wykładów.

WIEDZA

W1. Student ma podstawową wiedzę chemiczną pozwalającą odnieść się do zagadnień z jakimi spotkać się może w życiu codziennym, laboratoriach oraz przemyśle kosmetycznym; K_W03

W2. Student zna: fundamentalne pojęcia i prawa chemiczne; układ okresowy; budowę atomów i cząsteczek; chemię roztworów i podstawy obliczeń chemicznych; podstawy kinetyki i równowagi chemicznej; K_W01. K_W03. K_W09

W3. Zna podstawowe zasady bezpieczeństwa i higieny pracy na ćwiczeniach laboratoryjnych; K_W14

W4. Zna zasady racjonalnego i bezpiecznego stosowania chemikaliów w laboratorium; K_W19

UMIEJĘTNOŚCI

U1. Student umie posługiwać się prawidłowym językiem chemii w opisie, pojęć i procesów chemicznych, które potrafi powiązać z chemią życia codziennego ; K_U03, K_U06

U2. Umie posługiwać się aktualnym nazewnictwem związków nieorganicznych i organicznych; K_U11

U3. Potrafi utworzyć opracowanie przedstawiające osiągnięte rezultaty w ramach ćwiczeń laboratoryjnych K_U30

U4. Potrafi planować i wykonywać proste doświadczenia, przygotowując odpowiednie zestawy sprzętu laboratoryjnego, przyrządów i aparatury nabywając jednocześnie umiejętności analizowania otrzymanych wyników. K_U35

KOMPETENCJE SPOŁECZNE

K1. Student rozumie ograniczenia własnej wiedzy, ma rozbudzoną chęć poznania nowych faktów i umie formułować zagadnienia służące dalszemu pogłębianiu wiedzy; K_K01, K_K03

K2. Samodzielnie studiuje literaturę i potrafi szukać potrzebnych mu informacji w różnego rodzaju źródłach (podręczniki akademickie, literatura popularno-naukowa, internet); K_K05

K3. Zdaje sobie sprawę z roli chemii w rozwoju cywilizacji; K_K06