Module also offered within study programmes:
General information:
Name:
Chemia
Course of study:
2019/2020
Code:
GIGR-1-102-n
Faculty of:
Mining and Geoengineering
Study level:
First-cycle studies
Specialty:
-
Field of study:
Mining Engineering
Semester:
1
Profile of education:
Academic (A)
Lecture language:
Polish
Form and type of study:
Part-time studies
Course homepage:
 
Responsible teacher:
dr Młynarczykowska Anna (mindziu@agh.edu.pl)
Module summary

Moduł wprowadzający i niezbędny poznania podstaw do chemii nieorganicznej oraz wybranych zagadnień chemii organicznej i fizycznej. Omawiane w oparciu o konkretne przykłady zagadnienia umożliwiają zrozumienie podstaw chemii.

Description of learning outcomes for module
MLO code Student after module completion has the knowledge/ knows how to/is able to Connections with FLO Method of learning outcomes verification (form of completion)
Social competence: is able to
M_K001 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. IGR1A_K03, IGR1A_K02, IGR1A_K01, IGR1A_K04 Execution of laboratory classes,
Participation in a discussion,
Report,
Activity during classes
Skills: he can
M_U001 Student umie sformułować definicje podstawowych pojęć i praw chemicznych , potrafi napisać wzory sumaryczne związków chemicznych oraz uzgodnić równania reakcji. IGR1A_U02 Execution of laboratory classes,
Execution of exercises,
Report,
Test,
Examination,
Activity during classes
M_U002 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. IGR1A_U02 Execution of laboratory classes,
Execution of exercises,
Test,
Examination,
Activity during classes
Knowledge: he knows and understands
M_W001 Student zna i rozumie podstawowe pojęcia i prawa chemiczne. IGR1A_W01, IGR1A_W02 Execution of laboratory classes,
Execution of exercises,
Report,
Test,
Examination,
Activity during classes
M_W002 Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach IGR1A_W01, IGR1A_W02 Report,
Test,
Examination,
Activity during classes
M_W003 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. IGR1A_W01 Execution of exercises,
Test,
Examination,
Activity during classes
M_W004 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. IGR1A_W01, IGR1A_W02 Execution of laboratory classes,
Execution of exercises
Number of hours for each form of classes:
Sum (hours)
Lecture
Audit. classes
Lab. classes
Project classes
Conv. seminar
Seminar classes
Pract. classes
Zaj. terenowe
Zaj. warsztatowe
Prace kontr. przejść.
Lektorat
45 21 12 12 0 0 0 0 0 0 0 0
FLO matrix in relation to forms of classes
MLO code Student after module completion has the knowledge/ knows how to/is able to Form of classes
Lecture
Audit. classes
Lab. classes
Project classes
Conv. seminar
Seminar classes
Pract. classes
Zaj. terenowe
Zaj. warsztatowe
Prace kontr. przejść.
Lektorat
Social competence
M_K001 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. + + + - - - - - - - -
Skills
M_U001 Student umie sformułować definicje podstawowych pojęć i praw chemicznych , potrafi napisać wzory sumaryczne związków chemicznych oraz uzgodnić równania reakcji. + + + - - - - - - - -
M_U002 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. + + + - - - - - - - -
Knowledge
M_W001 Student zna i rozumie podstawowe pojęcia i prawa chemiczne. + - + - - - - - - - -
M_W002 Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach + + + - - - - - - - -
M_W003 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. + + + - - - - - - - -
M_W004 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. + + + - - - - - - - -
Student workload (ECTS credits balance)
Student activity form Student workload
Summary student workload 151 h
Module ECTS credits 6 ECTS
Udział w zajęciach dydaktycznych/praktyka 45 h
Preparation for classes 20 h
przygotowanie projektu, prezentacji, pracy pisemnej, sprawozdania 15 h
Realization of independently performed tasks 69 h
Examination or Final test 1 h
Contact hours 1 h
Module content
Lectures (21h):
  1. Podstawowe prawa w chemii i pojęcia
    Prawo zachowania materii, prawo stosunków stałych, prawo stosunków wielokrotnych, prawo objętościowe Gay-Lussaca. Elektron – ładunek elementarny, liczba atomowa, liczba masowa, względna masa atomowa i cząsteczkowa. Liczba Avogadro- objętość molowa gazu. Bezwzględna masa atomu i cząsteczki.

    Budowa jądra atomowego
    Składniki jądra. Energia wiązania nukleonów w jądrze, trwałość jąder atomowych. Samorzutne przemiany jądrowe. Szybkość rozpadu promieniotwórczego, okres połowicznego rozpadu. Szeregi promieniotwórcze. Proste reakcje jądrowe.

    Struktura elektronowa atomu
    Dwoista natura elektronów. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronów. Amplituda fali de‘Broglie‘a. Równanie Schrodingera- funkcje falowe. Liczby kwantowe, orbital, spinorbital. Orbitale atomu wodoru i atomów wieloelektrodowych – zasady obsadzania poziomów elektronowych (reguła Paulinga, zasada energetycznego zajmowania poziomów, reguła Hunda). Widma emisyjne i absorpcyjne dla atomu wodoru. Potencjał jonizacji.

    Budowa cząsteczki
    Rodzaje wiązań chemicznych – homopolarne, heteropolarne, metaliczne. Hipoteza Lewisa i Kossela. Parametry charakteryzujące wiązanie: energia, długość wiązania, rodzaj wiązania, kąt wiązania, kształt cząsteczki i metody ich określania. Hybrydyzacja orbitali i warunki tworzenia orbitali cząsteczkowych.

    Układ okresowy pierwiastków
    Klasyfikacja pierwiastków s-, p- i d-elektronowych oraz ich właściwości fizyczne i chemiczne.

    Charakterystyka stanu gazowego
    Gaz doskonały. Prawa stanu gazu doskonałego. Kinetyczna teoria gazów. Równanie gazu rzeczywistego. Równanie van der Waalsa – interpretacja odstępstw od praw gazu doskonałego. Charakterystyka sił międzycząsteczkowych.

    Charakterystyka stanu stałego
    Ciała anizotropowe i izotropowe. Komórka elementarna. Układy krystalograficzne. Sieć przestrzenna kryształów jonowych. Teoria pasmowa ciała stałego. Wiązania metaliczne – poziom Fermiego, pasmo podstawowe i pasmo przewodnictwa.

    Elementy termochemii
    Elementy termodynamiki chemicznej. Układ – rodzaje. Parametry intensywne i ekstensywne. Funkcja stanu. Energia wewnętrzna. I-sza zasada termodynamiki. Entalpia. Potencjał termodynamiczny. Procesy egzoenergetyczne i endoenergetyczne. Prawo Hessa. Przykłady równań termochemicznych.

    Równowagi chemiczne i fazowe
    Układy homo- i heterogeniczne. Prawo działania mas. Stała równowagi. Potencjał chemiczny. Czynniki wpływające na stan równowagi chemicznej reakcji: ciśnienie, temperatura. Reguła Brauna i Le Chateriera. Równowagi fazowe u układach jednoskładnikowych – ciecz-para i ciało stałe-para. Diagram fazowy wody.

    Teoria roztworów
    Teoria roztworów według Lewisa i Bronstedta. Elektrolity – kwasy, zasady, sole. Iloczyn jonowy wody, wskaźnik pH. Dysocjacja – stała dysocjacji. Reakcje w roztworach wodnych: hydroliza (przykłady); wymiana jonowa pojedyncza i podwójna (przykłady); kompleksowanie (przykłady); strącanie – iloczyn rozpuszczalności, rozpuszczalność (przykłady).

    Elementy elektrochemii
    Procesy utleniania i redukcji. Reakcje utleniania i redukcji – przykłady. Elektroda, ogniwo. Potencjał normalny – równanie Nernsta. Ogniwo Daniella. Normalna elektroda wodorowa. Elektrody typu redoks. Elektroliza – prawa elektrolizy Farada‘a, przykłady praktycznego wykorzystania. Ogniwa. Akumulatory.

    Kinetyka reakcji chemicznych
    Mechanizm reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznych – parametry wpływające (stężenie, temperatura, katalizator). Teoria zderzeń. Teoria kompleksu aktywnego. Energia aktywacji. Reakcje endoenergetyczne i egzoenergetyczne.

    Podstawy chemii organicznej
    Budowa i właściwości związków organicznych. Węglowodory alifatyczne i aromatyczne. Reakcje charakterystyczne dla tych związków. Izomeria strukturalna, nazewnictwo. Klasyfikacja związków organicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej (alkohole, kwasy organiczne, aldehydy, ketony, estry, aminy, aminokwasy itp.). Tworzywa sztuczne i ich zastosowanie.

  2. Podstawowe prawa w chemii i pojęcia
    Prawo zachowania materii, prawo stosunków stałych, prawo stosunków wielokrotnych, prawo objętościowe Gay-Lussaca. Elektron – ładunek elementarny, liczba atomowa, liczba masowa, względna masa atomowa i cząsteczkowa. Liczba Avogadro- objętość molowa gazu. Bezwzględna masa atomu i cząsteczki.

    Budowa jądra atomowego
    Składniki jądra. Energia wiązania nukleonów w jądrze, trwałość jąder atomowych. Samorzutne przemiany jądrowe. Szybkość rozpadu promieniotwórczego, okres połowicznego rozpadu. Szeregi promieniotwórcze. Proste reakcje jądrowe.

    Struktura elektronowa atomu
    Dwoista natura elektronów. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronów. Amplituda fali de‘Broglie‘a. Równanie Schrodingera- funkcje falowe. Liczby kwantowe, orbital, spinorbital. Orbitale atomu wodoru i atomów wieloelektrodowych – zasady obsadzania poziomów elektronowych (reguła Paulinga, zasada energetycznego zajmowania poziomów, reguła Hunda). Widma emisyjne i absorpcyjne dla atomu wodoru. Potencjał jonizacji.

    Budowa cząsteczki
    Rodzaje wiązań chemicznych – homopolarne, heteropolarne, metaliczne. Hipoteza Lewisa i Kossela. Parametry charakteryzujące wiązanie: energia, długość wiązania, rodzaj wiązania, kąt wiązania, kształt cząsteczki i metody ich określania. Hybrydyzacja orbitali i warunki tworzenia orbitali cząsteczkowych.

    Układ okresowy pierwiastków
    Klasyfikacja pierwiastków s-, p- i d-elektronowych oraz ich właściwości fizyczne i chemiczne.

    Charakterystyka stanu gazowego
    Gaz doskonały. Prawa stanu gazu doskonałego. Kinetyczna teoria gazów. Równanie gazu rzeczywistego. Równanie van der Waalsa – interpretacja odstępstw od praw gazu doskonałego. Charakterystyka sił międzycząsteczkowych.

    Charakterystyka stanu stałego
    Ciała anizotropowe i izotropowe. Komórka elementarna. Układy krystalograficzne. Sieć przestrzenna kryształów jonowych. Teoria pasmowa ciała stałego. Wiązania metaliczne – poziom Fermiego, pasmo podstawowe i pasmo przewodnictwa.

    Elementy termochemii
    Elementy termodynamiki chemicznej. Układ – rodzaje. Parametry intensywne i ekstensywne. Funkcja stanu. Energia wewnętrzna. I-sza zasada termodynamiki. Entalpia. Potencjał termodynamiczny. Procesy egzoenergetyczne i endoenergetyczne. Prawo Hessa. Przykłady równań termochemicznych.

    Równowagi chemiczne i fazowe
    Układy homo- i heterogeniczne. Prawo działania mas. Stała równowagi. Potencjał chemiczny. Czynniki wpływające na stan równowagi chemicznej reakcji: ciśnienie, temperatura. Reguła Brauna i Le Chateriera. Równowagi fazowe u układach jednoskładnikowych – ciecz-para i ciało stałe-para. Diagram fazowy wody.

    Teoria roztworów
    Teoria roztworów według Lewisa i Bronstedta. Elektrolity – kwasy, zasady, sole. Iloczyn jonowy wody, wskaźnik pH. Dysocjacja – stała dysocjacji. Reakcje w roztworach wodnych: hydroliza (przykłady); wymiana jonowa pojedyncza i podwójna (przykłady); kompleksowanie (przykłady); strącanie – iloczyn rozpuszczalności, rozpuszczalność (przykłady).

    Elementy elektrochemii
    Procesy utleniania i redukcji. Reakcje utleniania i redukcji – przykłady. Elektroda, ogniwo. Potencjał normalny – równanie Nernsta. Ogniwo Daniella. Normalna elektroda wodorowa. Elektrody typu redoks. Elektroliza – prawa elektrolizy Farada‘a, przykłady praktycznego wykorzystania. Ogniwa. Akumulatory.

    Kinetyka reakcji chemicznych
    Mechanizm reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznych – parametry wpływające (stężenie, temperatura, katalizator). Teoria zderzeń. Teoria kompleksu aktywnego. Energia aktywacji. Reakcje endoenergetyczne i egzoenergetyczne.

    Podstawy chemii organicznej
    Budowa i właściwości związków organicznych. Węglowodory alifatyczne i aromatyczne. Reakcje charakterystyczne dla tych związków. Izomeria strukturalna, nazewnictwo. Klasyfikacja związków organicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej (alkohole, kwasy organiczne, aldehydy, ketony, estry, aminy, aminokwasy itp.). Tworzywa sztuczne i ich zastosowanie.

  3. Podstawowe prawa w chemii i pojęcia
    Prawo zachowania materii, prawo stosunków stałych, prawo stosunków wielokrotnych, prawo objętościowe Gay-Lussaca. Elektron – ładunek elementarny, liczba atomowa, liczba masowa, względna masa atomowa i cząsteczkowa. Liczba Avogadro- objętość molowa gazu. Bezwzględna masa atomu i cząsteczki.

    Budowa jądra atomowego
    Składniki jądra. Energia wiązania nukleonów w jądrze, trwałość jąder atomowych. Samorzutne przemiany jądrowe. Szybkość rozpadu promieniotwórczego, okres połowicznego rozpadu. Szeregi promieniotwórcze. Proste reakcje jądrowe.

    Struktura elektronowa atomu
    Dwoista natura elektronów. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronów. Amplituda fali de‘Broglie‘a. Równanie Schrodingera- funkcje falowe. Liczby kwantowe, orbital, spinorbital. Orbitale atomu wodoru i atomów wieloelektrodowych – zasady obsadzania poziomów elektronowych (reguła Paulinga, zasada energetycznego zajmowania poziomów, reguła Hunda). Widma emisyjne i absorpcyjne dla atomu wodoru. Potencjał jonizacji.

    Budowa cząsteczki
    Rodzaje wiązań chemicznych – homopolarne, heteropolarne, metaliczne. Hipoteza Lewisa i Kossela. Parametry charakteryzujące wiązanie: energia, długość wiązania, rodzaj wiązania, kąt wiązania, kształt cząsteczki i metody ich określania. Hybrydyzacja orbitali i warunki tworzenia orbitali cząsteczkowych.

    Układ okresowy pierwiastków
    Klasyfikacja pierwiastków s-, p- i d-elektronowych oraz ich właściwości fizyczne i chemiczne.

    Charakterystyka stanu gazowego
    Gaz doskonały. Prawa stanu gazu doskonałego. Kinetyczna teoria gazów. Równanie gazu rzeczywistego. Równanie van der Waalsa – interpretacja odstępstw od praw gazu doskonałego. Charakterystyka sił międzycząsteczkowych.

    Charakterystyka stanu stałego
    Ciała anizotropowe i izotropowe. Komórka elementarna. Układy krystalograficzne. Sieć przestrzenna kryształów jonowych. Teoria pasmowa ciała stałego. Wiązania metaliczne – poziom Fermiego, pasmo podstawowe i pasmo przewodnictwa.

    Elementy termochemii
    Elementy termodynamiki chemicznej. Układ – rodzaje. Parametry intensywne i ekstensywne. Funkcja stanu. Energia wewnętrzna. I-sza zasada termodynamiki. Entalpia. Potencjał termodynamiczny. Procesy egzoenergetyczne i endoenergetyczne. Prawo Hessa. Przykłady równań termochemicznych.

    Równowagi chemiczne i fazowe
    Układy homo- i heterogeniczne. Prawo działania mas. Stała równowagi. Potencjał chemiczny. Czynniki wpływające na stan równowagi chemicznej reakcji: ciśnienie, temperatura. Reguła Brauna i Le Chateriera. Równowagi fazowe u układach jednoskładnikowych – ciecz-para i ciało stałe-para. Diagram fazowy wody.

    Teoria roztworów
    Teoria roztworów według Lewisa i Bronstedta. Elektrolity – kwasy, zasady, sole. Iloczyn jonowy wody, wskaźnik pH. Dysocjacja – stała dysocjacji. Reakcje w roztworach wodnych: hydroliza (przykłady); wymiana jonowa pojedyncza i podwójna (przykłady); kompleksowanie (przykłady); strącanie – iloczyn rozpuszczalności, rozpuszczalność (przykłady).

    Elementy elektrochemii
    Procesy utleniania i redukcji. Reakcje utleniania i redukcji – przykłady. Elektroda, ogniwo. Potencjał normalny – równanie Nernsta. Ogniwo Daniella. Normalna elektroda wodorowa. Elektrody typu redoks. Elektroliza – prawa elektrolizy Farada‘a, przykłady praktycznego wykorzystania. Ogniwa. Akumulatory.

    Kinetyka reakcji chemicznych
    Mechanizm reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznych – parametry wpływające (stężenie, temperatura, katalizator). Teoria zderzeń. Teoria kompleksu aktywnego. Energia aktywacji. Reakcje endoenergetyczne i egzoenergetyczne.

    Podstawy chemii organicznej
    Budowa i właściwości związków organicznych. Węglowodory alifatyczne i aromatyczne. Reakcje charakterystyczne dla tych związków. Izomeria strukturalna, nazewnictwo. Klasyfikacja związków organicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej (alkohole, kwasy organiczne, aldehydy, ketony, estry, aminy, aminokwasy itp.). Tworzywa sztuczne i ich zastosowanie.

  4. Podstawowe prawa w chemii i pojęcia
    Prawo zachowania materii, prawo stosunków stałych, prawo stosunków wielokrotnych, prawo objętościowe Gay-Lussaca. Elektron – ładunek elementarny, liczba atomowa, liczba masowa, względna masa atomowa i cząsteczkowa. Liczba Avogadro- objętość molowa gazu. Bezwzględna masa atomu i cząsteczki.

    Budowa jądra atomowego
    Składniki jądra. Energia wiązania nukleonów w jądrze, trwałość jąder atomowych. Samorzutne przemiany jądrowe. Szybkość rozpadu promieniotwórczego, okres połowicznego rozpadu. Szeregi promieniotwórcze. Proste reakcje jądrowe.

    Struktura elektronowa atomu
    Dwoista natura elektronów. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronów. Amplituda fali de‘Broglie‘a. Równanie Schrodingera- funkcje falowe. Liczby kwantowe, orbital, spinorbital. Orbitale atomu wodoru i atomów wieloelektrodowych – zasady obsadzania poziomów elektronowych (reguła Paulinga, zasada energetycznego zajmowania poziomów, reguła Hunda). Widma emisyjne i absorpcyjne dla atomu wodoru. Potencjał jonizacji.

    Budowa cząsteczki
    Rodzaje wiązań chemicznych – homopolarne, heteropolarne, metaliczne. Hipoteza Lewisa i Kossela. Parametry charakteryzujące wiązanie: energia, długość wiązania, rodzaj wiązania, kąt wiązania, kształt cząsteczki i metody ich określania. Hybrydyzacja orbitali i warunki tworzenia orbitali cząsteczkowych.

    Układ okresowy pierwiastków
    Klasyfikacja pierwiastków s-, p- i d-elektronowych oraz ich właściwości fizyczne i chemiczne.

    Charakterystyka stanu gazowego
    Gaz doskonały. Prawa stanu gazu doskonałego. Kinetyczna teoria gazów. Równanie gazu rzeczywistego. Równanie van der Waalsa – interpretacja odstępstw od praw gazu doskonałego. Charakterystyka sił międzycząsteczkowych.

    Charakterystyka stanu stałego
    Ciała anizotropowe i izotropowe. Komórka elementarna. Układy krystalograficzne. Sieć przestrzenna kryształów jonowych. Teoria pasmowa ciała stałego. Wiązania metaliczne – poziom Fermiego, pasmo podstawowe i pasmo przewodnictwa.

    Elementy termochemii
    Elementy termodynamiki chemicznej. Układ – rodzaje. Parametry intensywne i ekstensywne. Funkcja stanu. Energia wewnętrzna. I-sza zasada termodynamiki. Entalpia. Potencjał termodynamiczny. Procesy egzoenergetyczne i endoenergetyczne. Prawo Hessa. Przykłady równań termochemicznych.

    Równowagi chemiczne i fazowe
    Układy homo- i heterogeniczne. Prawo działania mas. Stała równowagi. Potencjał chemiczny. Czynniki wpływające na stan równowagi chemicznej reakcji: ciśnienie, temperatura. Reguła Brauna i Le Chateriera. Równowagi fazowe u układach jednoskładnikowych – ciecz-para i ciało stałe-para. Diagram fazowy wody.

    Teoria roztworów
    Teoria roztworów według Lewisa i Bronstedta. Elektrolity – kwasy, zasady, sole. Iloczyn jonowy wody, wskaźnik pH. Dysocjacja – stała dysocjacji. Reakcje w roztworach wodnych: hydroliza (przykłady); wymiana jonowa pojedyncza i podwójna (przykłady); kompleksowanie (przykłady); strącanie – iloczyn rozpuszczalności, rozpuszczalność (przykłady).

    Elementy elektrochemii
    Procesy utleniania i redukcji. Reakcje utleniania i redukcji – przykłady. Elektroda, ogniwo. Potencjał normalny – równanie Nernsta. Ogniwo Daniella. Normalna elektroda wodorowa. Elektrody typu redoks. Elektroliza – prawa elektrolizy Farada‘a, przykłady praktycznego wykorzystania. Ogniwa. Akumulatory.

    Kinetyka reakcji chemicznych
    Mechanizm reakcji chemicznych. Szybkość reakcji chemicznych – parametry wpływające (stężenie, temperatura, katalizator). Teoria zderzeń. Teoria kompleksu aktywnego. Energia aktywacji. Reakcje endoenergetyczne i egzoenergetyczne.

    Podstawy chemii organicznej
    Budowa i właściwości związków organicznych. Węglowodory alifatyczne i aromatyczne. Reakcje charakterystyczne dla tych związków. Izomeria strukturalna, nazewnictwo. Klasyfikacja związków organicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej (alkohole, kwasy organiczne, aldehydy, ketony, estry, aminy, aminokwasy itp.). Tworzywa sztuczne i ich zastosowanie.

Auditorium classes (12h):
  1. Pojęcia podstawowe (1 godz)
    Wartościowość. Uzgadnianie i zapis równań chemicznych.Masy atomów, cząsteczek. Obliczanie liczby atomowej

    Ilość substancji (1 godz)
    Mol (masa mola substancji). Objętość mola substancji w warunkach normalnych. Prawo Avogadro. Obliczanie masy cząsteczkowej substancji gazowych. Objętość mola substancji w różnych warunkach ciśnienia i temperatury

    Stechiometria wzorów chemicznych (2 godz)
    Skład ilościowy związków chemicznych. Prawo stałości składu Prousta. Ustalanie wzoru związków chemicznych na podstawie składu ilościowego lub objętościowego reagentów lub stosunku wagowego reagentów. Wzory sumaryczne i strukturalne.

    Stechiometria równań chemicznych (1 godz)
    Wagowy i objętościowy stosunek stechiometryczny reagentów. Szybkość reakcji chemicznych. Reguła le Chateliera. Prawo Hessa

    Stechiometria mieszanin (1 godz)
    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

    Roztwory (2 godz)
    Sposoby wyrażania stężeń. Wzajemne przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów. Zatężanie i rozcieńczanie roztworów

    Chemia roztworów wodnych (2 godz)
    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody. Stała i stopień hydrolizy. Amfoteryczność. Związki kompleksowe

    Procesy redoks (1 godz)
    Reakcje elektronacji i dezelektronacji. Uzgadnianie równań chemicznych

    Systematyka związków nieorganicznych (1 godz)
    Nomenklatura chemiczna. Podział organicznych związków chemicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej i rodzaju wiązań chemicznych. Najważniejsze reakcje charakterystyczne wytypowanych grup związków.

  2. Pojęcia podstawowe (1 godz)
    Wartościowość. Uzgadnianie i zapis równań chemicznych.Masy atomów, cząsteczek. Obliczanie liczby atomowej

    Ilość substancji (1 godz)
    Mol (masa mola substancji). Objętość mola substancji w warunkach normalnych. Prawo Avogadro. Obliczanie masy cząsteczkowej substancji gazowych. Objętość mola substancji w różnych warunkach ciśnienia i temperatury

    Stechiometria wzorów chemicznych (2 godz)
    Skład ilościowy związków chemicznych. Prawo stałości składu Prousta. Ustalanie wzoru związków chemicznych na podstawie składu ilościowego lub objętościowego reagentów lub stosunku wagowego reagentów. Wzory sumaryczne i strukturalne.

    Stechiometria równań chemicznych (1 godz)
    Wagowy i objętościowy stosunek stechiometryczny reagentów. Szybkość reakcji chemicznych. Reguła le Chateliera. Prawo Hessa

    Stechiometria mieszanin (1 godz)
    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

    Roztwory (2 godz)
    Sposoby wyrażania stężeń. Wzajemne przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów. Zatężanie i rozcieńczanie roztworów

    Chemia roztworów wodnych (2 godz)
    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody. Stała i stopień hydrolizy. Amfoteryczność. Związki kompleksowe

    Procesy redoks (1 godz)
    Reakcje elektronacji i dezelektronacji. Uzgadnianie równań chemicznych

    Systematyka związków nieorganicznych (1 godz)
    Nomenklatura chemiczna. Podział organicznych związków chemicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej i rodzaju wiązań chemicznych. Najważniejsze reakcje charakterystyczne wytypowanych grup związków.

  3. Pojęcia podstawowe (1 godz)
    Wartościowość. Uzgadnianie i zapis równań chemicznych.Masy atomów, cząsteczek. Obliczanie liczby atomowej

    Ilość substancji (1 godz)
    Mol (masa mola substancji). Objętość mola substancji w warunkach normalnych. Prawo Avogadro. Obliczanie masy cząsteczkowej substancji gazowych. Objętość mola substancji w różnych warunkach ciśnienia i temperatury

    Stechiometria wzorów chemicznych (2 godz)
    Skład ilościowy związków chemicznych. Prawo stałości składu Prousta. Ustalanie wzoru związków chemicznych na podstawie składu ilościowego lub objętościowego reagentów lub stosunku wagowego reagentów. Wzory sumaryczne i strukturalne.

    Stechiometria równań chemicznych (1 godz)
    Wagowy i objętościowy stosunek stechiometryczny reagentów. Szybkość reakcji chemicznych. Reguła le Chateliera. Prawo Hessa

    Stechiometria mieszanin (1 godz)
    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

    Roztwory (2 godz)
    Sposoby wyrażania stężeń. Wzajemne przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów. Zatężanie i rozcieńczanie roztworów

    Chemia roztworów wodnych (2 godz)
    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody. Stała i stopień hydrolizy. Amfoteryczność. Związki kompleksowe

    Procesy redoks (1 godz)
    Reakcje elektronacji i dezelektronacji. Uzgadnianie równań chemicznych

    Systematyka związków nieorganicznych (1 godz)
    Nomenklatura chemiczna. Podział organicznych związków chemicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej i rodzaju wiązań chemicznych. Najważniejsze reakcje charakterystyczne wytypowanych grup związków.

  4. Pojęcia podstawowe (1 godz)
    Wartościowość. Uzgadnianie i zapis równań chemicznych.Masy atomów, cząsteczek. Obliczanie liczby atomowej

    Ilość substancji (1 godz)
    Mol (masa mola substancji). Objętość mola substancji w warunkach normalnych. Prawo Avogadro. Obliczanie masy cząsteczkowej substancji gazowych. Objętość mola substancji w różnych warunkach ciśnienia i temperatury

    Stechiometria wzorów chemicznych (2 godz)
    Skład ilościowy związków chemicznych. Prawo stałości składu Prousta. Ustalanie wzoru związków chemicznych na podstawie składu ilościowego lub objętościowego reagentów lub stosunku wagowego reagentów. Wzory sumaryczne i strukturalne.

    Stechiometria równań chemicznych (1 godz)
    Wagowy i objętościowy stosunek stechiometryczny reagentów. Szybkość reakcji chemicznych. Reguła le Chateliera. Prawo Hessa

    Stechiometria mieszanin (1 godz)
    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

    Roztwory (2 godz)
    Sposoby wyrażania stężeń. Wzajemne przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów. Zatężanie i rozcieńczanie roztworów

    Chemia roztworów wodnych (2 godz)
    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody. Stała i stopień hydrolizy. Amfoteryczność. Związki kompleksowe

    Procesy redoks (1 godz)
    Reakcje elektronacji i dezelektronacji. Uzgadnianie równań chemicznych

    Systematyka związków nieorganicznych (1 godz)
    Nomenklatura chemiczna. Podział organicznych związków chemicznych z uwzględnieniem charakterystycznej grupy funkcyjnej i rodzaju wiązań chemicznych. Najważniejsze reakcje charakterystyczne wytypowanych grup związków.

Laboratory classes (12h):
  1. Przepisy bhp i porządkowe w pracowni chemicznej. Oprzyrządowanie techniczne ćwiczeń. Wskaźniki alkacymetryczne – zastosowanie do oceny środowiska (1 godz)

    Typy reakcji chemicznych. Synteza. Analiza. Reakcje wymiany – pojedyncza i podwójna. Typy związków chemicznych – tlenki , kwasy, zasady, sole (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – hydroliza (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – amfoteryczność (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – związki kompleksowe (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – reakcje elektronacji i dezelektronacji (1 godz)

    Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (1 godz)

  2. Przepisy bhp i porządkowe w pracowni chemicznej. Oprzyrządowanie techniczne ćwiczeń. Wskaźniki alkacymetryczne – zastosowanie do oceny środowiska (1 godz)

    Typy reakcji chemicznych. Synteza. Analiza. Reakcje wymiany – pojedyncza i podwójna. Typy związków chemicznych – tlenki , kwasy, zasady, sole (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – hydroliza (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – amfoteryczność (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – związki kompleksowe (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – reakcje elektronacji i dezelektronacji (1 godz)

    Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (1 godz)

  3. Przepisy bhp i porządkowe w pracowni chemicznej. Oprzyrządowanie techniczne ćwiczeń. Wskaźniki alkacymetryczne – zastosowanie do oceny środowiska (1 godz)

    Typy reakcji chemicznych. Synteza. Analiza. Reakcje wymiany – pojedyncza i podwójna. Typy związków chemicznych – tlenki , kwasy, zasady, sole (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – hydroliza (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – amfoteryczność (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – związki kompleksowe (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – reakcje elektronacji i dezelektronacji (1 godz)

    Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (1 godz)

  4. Przepisy bhp i porządkowe w pracowni chemicznej. Oprzyrządowanie techniczne ćwiczeń. Wskaźniki alkacymetryczne – zastosowanie do oceny środowiska (1 godz)

    Typy reakcji chemicznych. Synteza. Analiza. Reakcje wymiany – pojedyncza i podwójna. Typy związków chemicznych – tlenki , kwasy, zasady, sole (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – hydroliza (1 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – amfoteryczność (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – związki kompleksowe (2 godz)

    Reakcje jonowe w roztworach wodnych – reakcje elektronacji i dezelektronacji (1 godz)

    Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (1 godz)

Additional information
Teaching methods and techniques:
  • Lectures: Treści prezentowane na wykładzie są przekazywane w formie prezentacji multimedialnej w połączeniu z klasycznym wykładem tablicowym wzbogaconymi o pokazy odnoszące się do prezentowanych zagadnień.
  • Auditorium classes: Podczas zajęć audytoryjnych studenci na tablicy rozwiązują zadane wcześniej problemy. Prowadzący na bieżąco dokonuje stosowanych wyjaśnień i moderuje dyskusję z grupą nad danym problemem.
  • Laboratory classes: W trakcie zajęć laboratoryjnych studenci samodzielnie rozwiązują zadany problem praktyczny, dobierając odpowiednie narzędzia. Prowadzący stymuluje grupę do refleksji nad problemem, tak by otrzymane wyniki miały wysoką wartość merytoryczną.
Warunki i sposób zaliczenia poszczególnych form zajęć, w tym zasady zaliczeń poprawkowych, a także warunki dopuszczenia do egzaminu:

Na pierwszym wykładzie podawane są studentom warunki zaliczania wszystkich form przedmiotu. W związku z tym obecność studentów bezwzględnie obowiązkowa. Zaliczenie ćwiczeń audytoryjnych i laboratoryjnych może odbyć się maksymalnie w trzech terminach: podstawowym i dwóch poprawkowych. Podobnie, egzamin przeprowadzany jest w terminie podstawowym oraz dwóch poprawkowych. Warunkami koniecznymi uzyskania zaliczenia z zajęć laboratoryjnych w pierwszym terminie jest: 1. Przygotowanie zgodnie z wytycznymi prowadzącego i zaliczenie na ocenę pozytywną sprawozdania 2.Obecność na wszystkich zajęciach laboratoryjnych z uwzględnieniem zajęć odrobionych lub usprawiedliwionych nieobecności (z zastrzeżeniem warunku klasyfikacji Studenta/ki) realizowanych w postaci doświadczeń podczas zajęć laboratoryjnych 3.Uzyskanie pozytywnych ocen z cząstkowych kolokwiów sprawdzających . 4. I termin poprawkowy dotyczy powtórnego zaliczania kolokwiów nie zaliczonych w terminie poprzednim i jest realizowany w okresie sesji egzaminacyjnej w uzgodnionym ze Studentami czasie. 5. II termin poprawkowy jest realizowany w sesji poprawkowej z terminie uzgodnionym ze Studentami

Participation rules in classes:
  • Lectures:
    – Attendance is mandatory: No
    – Participation rules in classes: Studenci uczestniczą w zajęciach poznając kolejne treści nauczania zgodnie z syllabusem przedmiotu. Studenci winni na bieżąco zadawać pytania i wyjaśniać wątpliwości. Rejestracja audiowizualna wykładu wymaga zgody prowadzącego.
  • Auditorium classes:
    – Attendance is mandatory: Yes
    – Participation rules in classes: Studenci przystępując do ćwiczeń są zobowiązani do przygotowania się w zakresie wskazanym każdorazowo przez prowadzącego (np. w formie zestawów zadań). Ocena pracy studenta może bazować na wypowiedziach ustnych lub pisemnych w formie kolokwium, co zgodnie z regulaminem studiów AGH przekłada się na ocenę końcową z tej formy zajęć.
  • Laboratory classes:
    – Attendance is mandatory: Yes
    – Participation rules in classes: Studenci wykonują ćwiczenia laboratoryjne zgodnie z materiałami udostępnionymi przez prowadzącego. Student jest zobowiązany do przygotowania się w przedmiocie wykonywanego ćwiczenia, co może zostać zweryfikowane kolokwium w formie ustnej lub pisemnej. Zaliczenie zajęć odbywa się na podstawie zaprezentowania rozwiązania postawionego problemu. Zaliczenie modułu jest możliwe po zaliczeniu wszystkich zajęć laboratoryjnych.
Method of calculating the final grade:

Średnia ważona: waga 0,4 ze średniej arytmetycznej z ćwiczej audytoryjnych i laboratoryjnych plus waga: 0,6 z oceny z egzaminu.

Sposób i tryb wyrównywania zaległości powstałych wskutek nieobecności studenta na zajęciach:

Nieobecność zarówno na ćwiczeniach laboratoryjnych jak i audytoryjnych spowodowaną szczególnymi okolicznościami (choroba,przypadek losowy)zostanie usprawiedliwiona a zajęcia mogą zostać odrobione w innym terminie wskazanym przez prowadzącego zajęcia jeśli tylko istnieje taka możliwość. Nieobecność na 50% zajęć laboratoryjnych skutkuje brakiem klasyfikacji studenta z zaleceniem powtarzanie tego typu zajęć

Prerequisites and additional requirements:

Wiadomości podstawowe z zakresu chemii ogólnej

Recommended literature and teaching resources:

Literatura obowiązkowa:
1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, cz. 1-3, PWN, W-wa 1997
2. P. Masztalerz, Podręcznik chemii organicznej, Wyd. chem., Wrocław 1997
3. L. Pajdowski, Chemia ogólna, W-wa 1997
4. P. Atkins, Chemia fizyczna, Oxford 1978
5. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, t -1, PWN, W-wa 1997

Literatura uzupełniająca:
1. Czasopisma naukowo-techniczne w języku polskim i angielskim.

Scientific publications of module course instructors related to the topic of the module:

1. S. Sanak-Rydlewska, Flotowalność niektórych jonów, osadów metali i inne fizykochemiczne metody wzbogacania, Rozprawy Monografie, 74, AGH Uczelniane Wydawnictwa Naukowo-Dydaktyczne, Kraków 1998 1. Usuwanie wybranych jonów metali ciężkich z roztworów z wykorzystaniem naturalnego sorbentu — Removal of some heavy metal ions from solutions by using a natural sorbent / Anna MŁYNARCZYKOWSKA, Anna HOŁDA // Przemysł Chemiczny 2. Technologia wody i ścieków : ćwiczenia laboratoryjne, Cz. 1, Cz.2 — [Technology of water and sawages : laboratory exercises, Pt. 1.Pt2 ] / Agnieszka GALA, Anna HOŁDA, Ewa KISIELOWSKA, Anna MŁYNARCZYKOWSKA, Stanisława SANAKRYDLEWSKA. — Kraków : Wydawnictwa AGH, 2010. — 196, 1 s..- (Skrypty Uczelniane / Akademia Górniczo-Hutnicza im. Stanisława Staszica w Krakowie ; ISSN 02396114 ; SU 1719). 3. Chemical and biological analysis of chromium waste / Anna HOŁDA, Ewa KISIELOWSKA, Tomasz NIEDOBA // Górnictwo i Geoinżynieria / Akademia Górniczo-Hutnicza im. Stanisława Staszica, Kraków ; ISSN 1732-6702. — Tytuł poprz.: Górnictwo (Kraków). — 2009 R. 33 z. 4, s. 113–118. 4. Anna MŁYNARCZYKOWSKA, Anna HOŁDA Wpływ parametrów fizykochemicznych na kinetykę flotacji — The influence of physicochemical parameters on flotation kinetics Szklarska Poręba, 24–26 stycznia 2003 Interdisciplinary topics in mining and geology. — Wrocław : Oficyna Wydawnicza PW, 2003. nr 103. Konferencje ; ISSN 0324-9670 ; nr 36.

Additional information:

Nie podano informacji dodatkowych