Chemia

obowiązkowe

Wiedza z chemii z zakresu liceum ogólnokształcącego.

Celem przedmiotu jest zapoznanie studentów Wydziału Geologii z podstawowymi reakcjami i procesami chemicznymi z chemii ogólnej oraz wskazanie ich roli w nawiązaniu do procesów geochemicznych zachodzących w procesach geologicznych.

Na ćwiczeniach realizowane są następujące zagadnienia:

1. Ćwiczenia wprowadzające.

2. Podstawy i obliczenia: wzory strukturalne i sumaryczne, stopień utlenienia i wartościowość, teoria równowagi chemicznej, nazewnictwo

związków chemicznych.

3. Przygotowywanie roztworów o różnym stężeniu. Pojęcia: stężenie procentowe, mol, masa molowa, masa cząsteczkowa, stężenie molowe,

przeliczanie stężeń, ułamek molowy.

4. Miareczkowanie alkacymetryczne: analiza chemiczna ilościowa - podstawy analizy miareczkowej. Pojęcia: titrant, analit, roztwór mianowany,

punkt końcowy (PK) i (punkt równoważnikowy (PR) miareczkowania. Podział metod miareczkowych ze względu na rodzaj titranta oraz sposób

prowadzenia miareczkowania. Przebieg krzywych miareczkowania potencjometrycznego w różnych układach.

5. Reakcje w roztworach wodnych (1)

Autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody Kw. Wykładnik stężenia jonów wodorowych - pojęcie pH i pOH roztworów, skala pH. Dysocjacja elektrolityczna, moc kwasów i zasad - kwasy i zasady mocne i słabe. Teorie kwasów i zasad: Arrheniusa, Brönsteda - Lowry’ego. Równowagi w wodnych roztworach słabych kwasów i zasad, prawo rozcieńczeń Ostwalda, stałe dysocjacji słabych kwasów i zasad - Ka i Kb (zależność pomiędzy tymi wielkościami), pojęcie pKa i pKb, stopień dysocjacji - α, czynniki wpływające na wielkość stopnia dysocjacji. Wpływ wspólnego jonu na dysocjacje słabych elektrolitów, wpływ obecności mocnych kwasów i zasad na dysocjacje słabych elektrolitów. Wskaźniki (indykatory) kwasowo - zasadowe, mechanizm działania wskaźników.

6. Reakcje w roztworach wodnych (2)

Hydroliza soli różnych typów, ustalanie odczynu soli na podstawie reakcji hydrolizy: a) sole mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad b) sole mocnych jednowodorotlenowych zasad i słabych jednoprotonowych kwasów c) sole słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad d) sole słabych wieloprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad e) sole mocnych jedno- lub dwuprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad f) sole słabych jedno- lub wieloprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad. Zastosowanie teorii kwasów i zasad Brönsteda - Lowry’ego do reakcji hydrolizy. Stała hydrolizy - Kh . Hydroliza soli z wydzielaniem osadu. Wpływ temperatury i pH oraz innych jonów na równowagę reakcji hydrolizy soli. Roztwory buforowe i zasada ich działania. Metody otrzymywania roztworów buforowych, pH roztworu buforowego, pojemność buforowa.

7. Rozpuszczalność oraz iloczyn rozpuszczalności

Definicja roztworu nienasyconego, nasyconego i przesyconego. Definicja iloczynu rozpuszczalności. Warunki wytrącania się osadów i ich rozpuszczania, rozpuszczalność molowa. Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów - wpływ temperatury, wpływ wspólnego jonu, wpływ soli nie posiadających z osadem wspólnych jonów, wpływ jonów wodorowych, wpływ hydrolizy osadu.

8. Związki kompleksowe i substancje amfoteryczne

Związki kompleksowe (pojęcia podstawowe) - atom centralny, ligand, ligand chelatowy (kleszczowy), liczba koordynacyjna, jon kompleksowy. Nomenklatura jonów kompleksowych i związków kompleksowych. Izomeria związków kompleksowych - jonowa, hydratacyjna, koordynacyjna,

wiązaniowa. Stopniowe i sumaryczne stałe trwałości i nietrwałości związków kompleksowych. Czynniki wpływające na trwałość związków kompleksowych. Amfoteryczność - pierwiastki tworzące tlenki i wodorotlenki amfoteryczne - położenie w układzie okresowym pierwiastków. Reakcje metali, tlenków i wodorotlenków amfoterycznych z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami.

9. Potencjały standardowe półogniw. Elektroliza Potencjały standardowe półogniw metalicznych. Ogniwo Daniella - budowa, zasada działania, reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas pracy ogniwa, siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa. Normalna elektroda wodorowa. Szereg napięciowy metali (szereg elektrochemiczny). Reakcje metali o ujemnym potencjale standardowym z kwasami. Reakcje metali o dodatnim potencjale standardowym z kwasami. Elektroliza, napięcie rozkładowe - reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas elektrolizy: wodnego roztworu HCl, wodnego roztworu H2SO4, wodnego roztworu NaOH, wodnego rozcieńczonego i stężonego roztworu NaCl, stopionego NaCl, roztworu soli metali lekkich np. Na2SO4, roztworu soli metali ciężkich np. CuSO4, elektrolityczne otrzymywanie miedzi, glinu i wodorotlenku sodu.

10. Reakcje utleniania i redukcji. Reguły obliczania formalnego stopnia utlenienia pierwiastków w związkach. Definicje: proces utlenienia i redukcji, utleniacz i reduktor, przykłady reduktorów i utleniaczy, amfotery redoks. Potencjały standardowe redoks. Wzór Nernsta dla półogniw metalicznych.

Bilansowanie reakcji redoks - dobieranie współczynników w reakcjach redoks metodą stopni utlenienia i metodą równań połówkowych. Wpływ

środowiska na przebieg reakcji redoks. Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji redoks. Reakcje dysproporcjonowania.

1. Szmal Zdzisław Stefan, Lipiec Tadeusz: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Wydawnictwo lekarskie PZWL, Warszawa 1996, 1997.

2. Bielański Adam: Podstawy chemii nieorganicznej, Część 1, 2 i 3, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1999.

3. Galus Zbigniew: Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2000.

4. Gorzelniany Wiktor, Słaby Henryk, Śliwa Alfred, Terpiłowski Janusz, Wojciechowska Jadwiga: Obliczenia chemiczne, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1982.

Po zaliczeniu ćwiczeń student jest w stanie:

1. Przygotować roztwory o zadanym stężeniu.

2. Przeprowadzić miareczkowanie alkacymetryczne. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy miareczkowej: titrant, analit, roztwór mianowany, punkt końcowy (PK) i (punkt równoważnikowy (PR) miareczkowania. Dokonać podziału metod miareczkowych ze względu na rodzaj titranta oraz sposób prowadzenia miareczkowania.

3. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy jakościowej: czułość, specyficzność i selektywność reakcji jakościowych, granica wykrywalności, minimum wykrywalne, stężenie graniczne, rozcieńczenie graniczne, odczynniki w analizie chemicznej: specyficzne, selektywne, grupowe, charakterystyczne i maskujące. Dokonać identyfikacji wybranych kationów (Ag+, Pb2+, Cu2+, Bi3+, Zn2+, Fe3+, Ca2+, Ba2+, NH4+, K+) przy pomocy reakcji charakterystycznych.

4. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy jakościowej: czułość, specyficzność i selektywność reakcji jakościowych, granica wykrywalności, minimum wykrywalne, stężenie graniczne, rozcieńczenie graniczne, odczynniki w analizie chemicznej: specyficzne, selektywne, grupowe, charakterystyczne i maskujące. Dokonać identyfikacji wybranych anionów (Cl-, S2-, NO2-, CO32-, CrO42-, PO43-, NO3-, MnO4-, SO42-, SiO32-) przy pomocy reakcji charakterystycznych.

5. Wyjaśnić i poprzeć przykładami następujące pojęcia: autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody Kw, wykładnik stężenia jonów wodorowych - pojęcie pH i pOH roztworów, skala pH, dysocjacja elektrolityczna, moc kwasów i zasad - kwasy i zasady mocne i słabe, prawo rozcieńczeń Ostwalda, stałe dysocjacji słabych kwasów i zasad - Ka i Kb (zależność pomiędzy tymi wielkościami), pojęcie pKa i pKb, stopień dysocjacji - α, czynniki wpływające na wielkość stopnia dysocjacji. Omówić teorie kwasów i zasad: Arrheniusa, Brönsteda - Lowry’ego.

6. Wyjaśnić zjawisko hydrolizy soli różnych typów a) soli mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad b) soli mocnych jednowodorotlenowych zasad i słabych jednoprotonowych kwasów c) soli słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad d) soli słabych wieloprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad e) soli mocnych jedno- lub dwuprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad f) soli słabych jedno- lub wieloprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad. Omówić zastosowanie teorii kwasów i zasad Brönsteda - Lowry’ego do reakcji hydrolizy. Potrafi również zdefiniować pojęcia: stała hydrolizy - Kh, roztwory buforowe i zasada ich działania, pojemność buforowa.

7. Wyjaśnić zjawisko wytrącania osadów i ich powstawania w przyrodzie. Zdefiniować pojęcia: rozpuszczalność, iloczyn rozpuszczalności, roztwór nienasycony, nasycony i przesycony.

8. Omówić podstawowe zagadnienia dotyczące związków kompleksowych i substancji amfoterycznych.

9. Omówić zasadę działania ogniwa Daniella - budowa, zasada działania, reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas pracy ogniwa, siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa. Rozpisać reakcje metali o ujemnym potencjale standardowym z kwasami oraz reakcje metali o dodatnim potencjale standardowym z kwasami. Poprawnie zapisać reakcje anodowe i katodowe podczas elektrolizy różnych związków chemicznych.

10. Zbilansować reakcje utleniania i redukcji.

KRK dla kierunku Geologia stosowana

K_W01 - dostrzega wielorakie związki między składowymi środowiska przyrodniczego

K_W02 - zna problemy i metody badawcze z dziedziny nauk przyrodniczych

K_W12 - zna modele opisujące środowisko geologiczne

K_W18 - ma wiedzę na temat rozumienia i stosowania podstawowych terminów w języku obcym (j. angielskim) w zakresie profesjonalnym

K_U01 – wykonuje i opisuje proste zadanie badawcze indywidualnie i zespołowo

K_U05 - zna język obcy na poziomie B2, posługuje się specjalistyczną terminologią w zakresie geoinżynierii i geologii stosowanej w języku polskim i angielskim

K_U06 - wykorzystuje modele środowiskowe do interpretacji zmian zachodzących w przyrodzie ożywionej i nieożywionej

K_K11 - wykazuje krytyczną postawę wobec plagiatu

K_K12 - dba o rzetelność i wiarygodność swojej pracy

Ocena pracy studentów podczas zajęć laboratoryjnych (limit 3 nieobecności, obowiązkowe zaliczenie wszystkich sprawozdań ćwiczeniowych; uzbieranie puli punktów wymaganych do zaliczenia pracowni). Każde laboratoria, podczas których student był nieobecny powinny zostać odpracowane w ustalonym z prowadzącym zajęcia terminie. Końcowe zaliczenie pisemne. W przypadku niezaliczenia pierwszego terminu kolokwium student ma prawo do przystąpienia do kolokwium poprawkowego. Nieobecność studenta na pierwszym terminie kolokwium winna być usprawiedliwiona, w razie braku usprawiedliwienia studentowi przysługuje jedynie termin poprawkowy.

brak