Moduł oferowany także w ramach programów studiów:
Informacje ogólne:
Nazwa:
Chemia
Tok studiów:
2019/2020
Kod:
GIKS-1-102-s
Wydział:
Górnictwa i Geoinżynierii
Poziom studiów:
Studia I stopnia
Specjalność:
-
Kierunek:
Inżynieria Kształtowania Środowiska
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 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. Szczególnej uwadze poświęcono wyjaśnienie reakcji chemicznych w roztworach wodnych, procesów sorpcji z uwzględnieniem surowców naturalnych

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. IKS1A_W01, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_W002 Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach. IKS1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie
M_W003 Student zna charakterystykę stanów skupienia materii oraz prawa nimi rządzące (stan gazowy, stały i ciekły). IKS1A_W01, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_W004 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. IKS1A_W01, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_W005 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. IKS1A_W01, IKS1A_W05, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_W006 Student zna prawa opisujące stan równowagi chemicznej oraz parametry wpływające na równowagę IKS1A_W01, IKS1A_W04, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_W007 Student zna podstawy kinetyki reakcji chemicznych. IKS1A_W03, IKS1A_W01, IKS1A_W04, IKS1A_W02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_W008 Student dysponuje wiedzą z zakresu elementów chemii organicznej. IKS1A_W03, IKS1A_W01 Aktywność na zajęciach,
Egzamin
Umiejętności: potrafi
M_U001 Student umie sformułować definicje podstawowych pojęć i praw chemicznych , potrafi napisać wzory sumaryczne związków chemicznych oraz uzgodnić równania reakcji. IKS1A_U03, IKS1A_U01, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U002 Student potrafi napisać wzory strukturalne połączeń chemicznych oraz narysować diagramy wiązań chemicznych według LCAOMO IKS1A_U03, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U003 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. IKS1A_U03, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U004 Student potrafi na podstawie znajomości pierwszej zasady termodynamiki określić efekt energetyczny procesów chemicznych. IKS1A_U03, IKS1A_U02, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_U005 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). IKS1A_U03, IKS1A_U02, IKS1A_U01, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_U006 Student potrafi przewidzieć kierunek danej reakcji w oparciu o prawo Guldberga-Waggego. IKS1A_U03, IKS1A_U02, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_U007 Student umie sformułować postulaty teorii zderzeń i teorii kompleksu aktywnego oraz uzasadnić wpływ najważniejszych parametrów na szybkość reakcji chemicznych. IKS1A_U03, IKS1A_U02, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Wykonanie ćwiczeń
M_U008 Student potrafi przyporządkować związek organiczny do odpowiedniej grupy (węglowodory, kwasy karboksylowe, alkohole, aldehydy, ketony, estry, aminy, węglowodany itp.). IKS1A_U03, IKS1A_U05 Aktywność na zajęciach,
Egzamin
Kompetencje społeczne: jest gotów do
M_K001 Student potrafi pracować w zespole wykonującym doświadczenia laboratoryjne przyjmując w nim różne role. IKS1A_K01, IKS1A_K02, IKS1A_K03 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. IKS1A_K04, IKS1A_K01, IKS1A_K02, IKS1A_K03 Aktywność na zajęciach,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_K003 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. IKS1A_K01, IKS1A_K02 Aktywność na zajęciach,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_K004 Ma świadomość z zakresu swojej aktualnej wiedzy oraz rozumie potrzebę stałego samokształcenia i samorozwoju zawodowego IKS1A_K01, IKS1A_K02 Aktywność na zajęciach,
Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie,
Udział w dyskusji,
Wykonanie ćwiczeń,
Wykonanie ćwiczeń laboratoryjnych
M_K005 Respektuje etyczne zasady wykonywanego zawodu, jest rzetelny i postępuje uczciwie zgodnie z zasadami przyjętymi w środowisku naukowym. IKS1A_K04, IKS1A_K02 Egzamin,
Kolokwium,
Sprawozdanie
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. + + + - - - - - - - -
M_W002 Student zna budowę elektronową atomu oraz naturę wiązań chemicznych w cząsteczkach. + + + - - - - - - - -
M_W003 Student zna charakterystykę stanów skupienia materii oraz prawa nimi rządzące (stan gazowy, stały i ciekły). + + + - - - - - - - -
M_W004 Student zna elementy termodynamiki chemicznej. + + - - - - - - - - -
M_W005 Student zna podstawy teorii roztworów wodnych oraz reakcje w nich zachodzące. Student dysponuje wiedzą dotyczącą reakcji elektrochemicznych oraz ich praktycznego wykorzystania. + + + - - - - - - - -
M_W006 Student zna prawa opisujące stan równowagi chemicznej oraz parametry wpływające na równowagę + + + - - - - - - - -
M_W007 Student zna podstawy kinetyki reakcji chemicznych. + + - - - - - - - - -
M_W008 Student dysponuje wiedzą z zakresu elementów chemii organicznej. + + - - - - - - - - -
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 napisać wzory strukturalne połączeń chemicznych oraz narysować diagramy wiązań chemicznych według LCAOMO + + + - - - - - - - -
M_U003 Student potrafi scharakteryzować stany skupienia materii, wykazać podobieństwa i różnice między nimi. + + + - - - - - - - -
M_U004 Student potrafi na podstawie znajomości pierwszej zasady termodynamiki określić efekt energetyczny procesów chemicznych. + + - - - - - - - - -
M_U005 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_U006 Student potrafi przewidzieć kierunek danej reakcji w oparciu o prawo Guldberga-Waggego. + + + - - - - - - - -
M_U007 Student umie sformułować postulaty teorii zderzeń i teorii kompleksu aktywnego oraz uzasadnić wpływ najważniejszych parametrów na szybkość reakcji chemicznych. + + - - - - - - - - -
M_U008 Student potrafi przyporządkować związek organiczny do odpowiedniej grupy (węglowodory, kwasy karboksylowe, alkohole, aldehydy, ketony, estry, aminy, węglowodany itp.). + + - - - - - - - - -
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 Student potrafi kierować małym zespołem, przyjmując odpowiedzialność na efekty jego pracy. - + + - - - - - - - -
M_K004 Ma świadomość z zakresu swojej aktualnej wiedzy oraz rozumie potrzebę stałego samokształcenia i samorozwoju zawodowego + + + - - - - - - - -
M_K005 Respektuje etyczne zasady wykonywanego zawodu, jest rzetelny i postępuje uczciwie zgodnie z zasadami przyjętymi w środowisku naukowym. + + + - - - - - - - -
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.

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

    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 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

    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. Budowa jądra atomowego (2 godz.)

    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 (4 godz)

    Ciało doskonale czarne. Efekt fotoelektryczny. Efekt Comptona. 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 (3 godz)

    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 heterojądrowych na podstawie metody LCAO-MO.

  5. Układ okresowy pierwiastków (2 godz)

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

  6. Charakterystyka stanu gazowego (2 godz)

    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 (2 godz)

    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.

  8. Elementy termochemii (2 godz)

    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 (2 godz)

    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 (4 godz)

    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 (2 godz)

    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 (1 godz)

    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 (1 godz)

    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

    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

    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

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

    Stechiometria mieszanin
    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

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

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

  2. Ilość substancji (2 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

  3. 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.

  4. Stechiometria równań chemicznych (1 godz)

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

  5. Stechiometria mieszanin (1 godz)

    Mieszaniny. Skład procentowy. Ułamek molowy, wagowy, objętościowy

  6. Roztwory (2 godz)

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

  7. Chemia roztworów wodnych (2 godz)

    Reakcje w roztworach wodnych. Dysocjacja, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Iloczyn jonowy wody. Stała i stopień hydrolizy. Amfoteryczność. Związki kompleksowe

  8. Procesy redoks (2 godz)

    Reakcje elektronacji i dezelektronacji. Uzgadnianie równań chemicznych

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

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

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

    Iloczyn rozpuszczalności (Irozp.). Wpływ niektórych czynników na Irozp. (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. 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 (choroba, przypadek losowy) 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.Nieobecność na 50% zajęć laboratoryjnych skutkuje brakiem klasyfikacji studenta z zaleceniem powtarzanie tego typu zajęć

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:

Nie podano informacji dodatkowych