Moduł oferowany także w ramach programów studiów:
Informacje ogólne:
Nazwa:
Chemia
Tok studiów:
2019/2020
Kod:
GIGR-1-102-n
Wydział:
Górnictwa i Geoinżynierii
Poziom studiów:
Studia I stopnia
Specjalność:
-
Kierunek:
Inżynieria Górnicza
Semestr:
1
Profil:
Ogólnoakademicki (A)
Język wykładowy:
Polski
Forma studiów:
Niestacjonarne
Strona www:
 
Prowadzący moduł:
dr Młynarczykowska Anna (mindziu@agh.edu.pl)
Treści programowe zapewniające uzyskanie efektów uczenia się dla modułu zajęć

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.

Opis efektów uczenia się dla modułu zajęć
Kod MEU Student, który zaliczył moduł zajęć zna i rozumie/potrafi/jest gotów do Powiązania z KEU Sposób weryfikacji i oceny efektów uczenia się osiągniętych przez studenta w ramach poszczególnych form zajęć i dla całego modułu zajęć
Wiedza: zna i rozumie
M_W001 Student zna i rozumie podstawowe pojęcia i prawa chemiczne. IGR1A_W01, IGR1A_W02 Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych,
Wykonanie ćwiczeń,
Sprawozdanie,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
M_W002 Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach IGR1A_W01, IGR1A_W02 Sprawozdanie,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
M_W003 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. IGR1A_W01 Wykonanie ćwiczeń,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
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 Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych,
Wykonanie ćwiczeń
Umiejętności: potrafi
M_U001 Student umie sformułować definicje podstawowych pojęć i praw chemicznych , potrafi napisać wzory sumaryczne związków chemicznych oraz uzgodnić równania reakcji. IGR1A_U02 Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych,
Wykonanie ćwiczeń,
Sprawozdanie,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
M_U002 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. IGR1A_U02 Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych,
Wykonanie ćwiczeń,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
Kompetencje społeczne: jest gotów do
M_K001 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. IGR1A_K03, IGR1A_K02, IGR1A_K01, IGR1A_K04 Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych,
Udział w dyskusji,
Sprawozdanie,
Aktywność na zajęciach
Liczba godzin zajęć w ramach poszczególnych form zajęć:
SUMA (godz.)
Wykład
Ćwicz. aud
Ćwicz. lab
Ćw. proj.
Konw.
Zaj. sem.
Zaj. prakt
Zaj. terenowe
Zaj. warsztatowe
Prace kontr. przejść.
Lektorat
45 21 12 12 0 0 0 0 0 0 0 0
Matryca kierunkowych efektów uczenia się w odniesieniu do form zajęć i sposobu zaliczenia, które pozwalają na ich uzyskanie
Kod MEU Student, który zaliczył moduł zajęć zna i rozumie/potrafi/jest gotów do Forma zajęć dydaktycznych
Wykład
Ćwicz. aud
Ćwicz. lab
Ćw. proj.
Konw.
Zaj. sem.
Zaj. prakt
Zaj. terenowe
Zaj. warsztatowe
Prace kontr. przejść.
Lektorat
Wiedza
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. + + + - - - - - - - -
Umiejętności
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. + + + - - - - - - - -
Kompetencje społeczne
M_K001 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. + + + - - - - - - - -
Nakład pracy studenta (bilans punktów ECTS)
Forma aktywności studenta Obciążenie studenta
Sumaryczne obciążenie pracą studenta 151 godz
Punkty ECTS za moduł 6 ECTS
Udział w zajęciach dydaktycznych/praktyka 45 godz
Przygotowanie do zajęć 20 godz
przygotowanie projektu, prezentacji, pracy pisemnej, sprawozdania 15 godz
Samodzielne studiowanie tematyki zajęć 69 godz
Egzamin lub kolokwium zaliczeniowe 1 godz
Dodatkowe godziny kontaktowe 1 godz
Szczegółowe treści kształcenia w ramach poszczególnych form zajęć (szczegółowy program wykładów i pozostałych zajęć)
Wykład (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.

Ćwiczenia audytoryjne (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.

Ćwiczenia laboratoryjne (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)

Pozostałe informacje
Metody i techniki kształcenia:
  • Wykład: Treści prezentowane na wykładzie są przekazywane w formie prezentacji multimedialnej w połączeniu z klasycznym wykładem tablicowym wzbogaconymi o pokazy odnoszące się do prezentowanych zagadnień.
  • Ćwiczenia audytoryjne: Podczas zajęć audytoryjnych studenci na tablicy rozwiązują zadane wcześniej problemy. Prowadzący na bieżąco dokonuje stosowanych wyjaśnień i moderuje dyskusję z grupą nad danym problemem.
  • Ćwiczenia laboratoryjne: 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

Zasady udziału w zajęciach:
  • Wykład:
    – Obecność obowiązkowa: Nie
    – Zasady udziału w zajęciach: 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.
  • Ćwiczenia audytoryjne:
    – Obecność obowiązkowa: Tak
    – Zasady udziału w zajęciach: 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.
  • Ćwiczenia laboratoryjne:
    – Obecność obowiązkowa: Tak
    – Zasady udziału w zajęciach: 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.
Sposób obliczania oceny końcowej:

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

Wymagania wstępne i dodatkowe, z uwzględnieniem sekwencyjności modułów :

Wiadomości podstawowe z zakresu chemii ogólnej

Zalecana literatura i pomoce naukowe:

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.

Publikacje naukowe osób prowadzących zajęcia związane z tematyką modułu:

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.

Informacje dodatkowe:

Nie podano informacji dodatkowych