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

Moduł ma charakter wprowadzający i jest traktowany jako wstęp do chemii nieorganicznej,
organicznej i fizycznej. Umożliwia on zrozumienie chemii poprzez tłumaczenie jej problemów i dyskusję na temat ogólnych zależności i teorii chemicznych. Nabyta wiedza służyć ma jako podstawa do dalszej pracy z kolejnymi przedmiotami.

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.Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach. Student zna charakterystykę stanów skupienia materii oraz prawa nimi rządzące (stan gazowy, stały i ciekły) IGR1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_W002 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. Student zna prawa opisujące stan równowagi chemicznej oraz parametry wpływające na równowagę. IGR1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie
M_W003 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. IGR1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_W004 Student zna podstawy kinetyki reakcji chemicznych. Student dysponuje wiedzą z zakresu elementów chemii organicznej i fizycznej IGR1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
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_U01, IGR1A_U02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U002 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. Student potrafi na podstawie pierwszej zasady termodynamiki określić efekt energetyczny procesów chemicznych. Student potrafi rozpoznać i zapisać w sposób cząsteczkowy i jonowy typy reakcji chemicznych w roztworach wodnych (dysocjacja, hydroliza strącanie, wymiana jonowa, reakcje utleniania i redukcji). IGR1A_U02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U003 Student potrafi przewidzieć kierunek danej reakcji w oparciu o prawo Guldberga-Waggego. IGR1A_U02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
Kompetencje społeczne: jest gotów do
M_K001 Student potrafi pracować w zespole wykonującym doświadczenia laboratoryjne przyjmując w nim różne role. IGR1A_K03, IGR1A_K02, IGR1A_K01 Aktywność na zajęciach,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_K002 Student potrafi opracować sprawozdanie z wykonanych doświadczeń podając własne obserwacje procesów oraz wnioski. IGR1A_K05, IGR1A_K03, IGR1A_K02, IGR1A_K01 Aktywność na zajęciach,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_K003 Ma świadomość z zakresu swojej aktualnej wiedzy oraz rozumie potrzebę stałego samokształcenia i samorozwoju zawodowego IGR1A_K05, IGR1A_K03, IGR1A_K02, IGR1A_K01, IGR1A_K04 Aktywność na zajęciach,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
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
60 30 15 15 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.Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach. Student zna charakterystykę stanów skupienia materii oraz prawa nimi rządzące (stan gazowy, stały i ciekły) + + + - - - - - - - -
M_W002 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. Student zna prawa opisujące stan równowagi chemicznej oraz parametry wpływające na równowagę. + + + - - - - - - - -
M_W003 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. + + + - - - - - - - -
M_W004 Student zna podstawy kinetyki reakcji chemicznych. Student dysponuje wiedzą z zakresu elementów chemii organicznej i fizycznej + + + - - - - - - - -
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. Student potrafi na podstawie pierwszej zasady termodynamiki określić efekt energetyczny procesów chemicznych. Student potrafi rozpoznać i zapisać w sposób cząsteczkowy i jonowy typy reakcji chemicznych w roztworach wodnych (dysocjacja, hydroliza strącanie, wymiana jonowa, reakcje utleniania i redukcji). + + + - - - - - - - -
M_U003 Student potrafi przewidzieć kierunek danej reakcji w oparciu o prawo Guldberga-Waggego. + + + - - - - - - - -
Kompetencje społeczne
M_K001 Student potrafi pracować w zespole wykonującym doświadczenia laboratoryjne przyjmując w nim różne role. + - + - - - - - - - -
M_K002 Student potrafi opracować sprawozdanie z wykonanych doświadczeń podając własne obserwacje procesów oraz wnioski. + - + - - - - - - - -
M_K003 Ma świadomość z zakresu swojej aktualnej wiedzy oraz rozumie potrzebę stałego samokształcenia i samorozwoju zawodowego + + + - - - - - - - -
Nakład pracy studenta (bilans punktów ECTS)
Forma aktywności studenta Obciążenie studenta
Sumaryczne obciążenie pracą studenta 153 godz
Punkty ECTS za moduł 6 ECTS
Udział w zajęciach dydaktycznych/praktyka 60 godz
Przygotowanie do zajęć 35 godz
przygotowanie projektu, prezentacji, pracy pisemnej, sprawozdania 15 godz
Samodzielne studiowanie tematyki zajęć 40 godz
Egzamin lub kolokwium zaliczeniowe 2 godz
Dodatkowe godziny kontaktowe 1 godz
Szczegółowe treści kształcenia w ramach poszczególnych form zajęć (szczegółowy program wykładów i pozostałych zajęć)
Wykład (30h):
  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.

  2. 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.

  3. 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.

  4. 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. Orbitale cząsteczkowe dla cząsteczek homo- i herterojądrowych na podstawie metody LCAO-MO.

  5. Układ okresowy pierwiastków

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

  6. 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.

  7. Charakterystyka stanu stałego i ciekłego

    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. Przewodnictwo samoistne. Przewodniki typy p i n. Podstawowe oraz unikalne właściwości cieczy: lepkość, napięcie powierzchniowe i siły kapilarne

  8. 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.

  9. 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.

  10. 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).

  11. 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.

  12. 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.

  13. 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 (15h):
  1. Pojęcia podstawowe

    Wartościowość. Uzgadnianie i zapis równań chemicznych.Masy atomów, cząsteczek. Obliczanie liczby atomowej

  2. Ilość substancji

    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

  3. Stechiometria wzorów chemicznych

    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

  4. Stechiometria równań chemicznych

    Wagowy i objętościowy stosunek stechiometryczny reagentów. Szybkość reakcji chemicznych. Reguła le Chateliera. Prawo Hessa

  5. Stechiometria mieszanin

    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

  6. Roztwory

    Sposoby wyrażania stężeń. Wzajemne przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów. Zatężanie i rozcieńczanie roztworów

  7. Chemia roztworów wodnych

    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody.

Ćwiczenia laboratoryjne (15h):
  1. Przepisy bhp i porządkowe w pracowni chemicznej. Oprzyrządowanie techniczne ćwiczeń. Wskaźniki alkacymetryczne – zastosowanie do oceny środowiska (2 godz)

  2. Typy reakcji chemicznych. Synteza. Analiza. Reakcje wymiany – pojedyncza i podwójna. Typy związków chemicznych – tlenki , kwasy, zasady, sole (2 godz)

  3. Reakcje jonowe w roztworach wodnych – hydroliza (2 godz)

  4. Reakcje jonowe w roztworach wodnych – amfoteryczność (2 godz)

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

  6. Reakcje jonowe w roztworach wodnych – reakcje elektronacji i dezelektronacji (2 godz)

  7. Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (2 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.

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:

Na ocenę końcową składa się:
60% ocena z egzaminu i 40% średnia arytmetyczna ocen z ćwiczeń laboratoryjnych i audytoryjnych

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

W przypadku zajęć laboratoryjnych do uzyskania zaliczenia konieczne jest wykonanie wszystkich ćwiczeń. Jedynie nieobecności usprawiedliwione mogą być odrabianie na dowolnej grupie realizującej dany zakres materiału pod warunkiem zgody prowadzącego. Nieobecności usprawiedliwione na zajęciach audytoryjnych należy również odrobić na dowolnej grupie realizującej ten sam materiał. W ramach wszystkich form zaliczenia przedmiotu nie ma możliwości poprawiania oceny pozytywnej.

Wymagania wstępne i dodatkowe, z uwzględnieniem sekwencyjności modułów :

Nie podano wymagań wstępnych lub dodatkowych.

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. Anna HOŁDA, Ewa KISIELOWSKA, Tomasz NIEDOBA Influence of heavy metals on soil microflora Górnictwo i Geoinżynieria / Akademia Górniczo-Hutnicza im. Stanisława Staszica, Kraków ; ISSN 1732-6702. — Tytuł
poprz.: Górnictwo (Kraków). — 2010 R. 34 z. 4/1, s. 71–78.
2.Anna MŁYNARCZYKOWSKA, Anna HOŁDA Usuwanie wybranych jonów metali ciężkich z roztworów z wykorzystaniem naturalnego sorbentu — Removal of some heavy metal ions from solutions by using a natural sorbent. Przemysł Chemiczny ; ISSN 0033-2496. — 2014 t. 93 nr 5, s. 672–676
3. 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:

Brak