Moduł oferowany także w ramach programów studiów:
Informacje ogólne:
Nazwa:
Chemia ogólna i nieorganiczna II
Tok studiów:
2019/2020
Kod:
SPSR-1-202-s
Wydział:
Energetyki i Paliw
Poziom studiów:
Studia I stopnia
Specjalność:
-
Kierunek:
Paliwa i Środowisko
Semestr:
2
Profil:
Ogólnoakademicki (A)
Język wykładowy:
Polski
Forma studiów:
Stacjonarne
Strona www:
 
Prowadzący moduł:
prof. nadzw. dr hab. Zarębska Katarzyna (zarebska@agh.edu.pl)
Treści programowe zapewniające uzyskanie efektów uczenia się dla modułu zajęć

Student pogłębia znajomość pojęć i praw chemicznych, poznanie układu okresowego i jego związku z budową atomów, wiązaniami chemicznymi oraz właściwościami fizycznymi i chemicznymi substancji.

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:- istotę układu okresowego pierwiastków w powiązaniu z modelem budowy atomu- podstawowe prawidłowości z zakresu statyki i kinetyki reakcji PSR1A_W01 Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
M_W002 Student posiada wiedzę w zakresie podstaw chemii ogólnej obejmującą:- podstawowe prawa chemiczne- typy i naturę reakcji chemicznych- budowę atomu i cząsteczki- prawidłowości reakcji w roztworach PSR1A_W01 Egzamin,
Aktywność na zajęciach,
Kolokwium
Umiejętności: potrafi
M_U001 Student potrafi:- wyjaśnić przebieg procesów chemicznych i zapisywać poznane reakcje chemiczne w postaci równań- przeprowadzać obliczenia chemiczne PSR1A_U04, PSR1A_U01 Aktywność na zajęciach
M_U002 Student posiada umiejętność dostrzegania zależności pomiędzy budową substancji a jej właściwościami fizycznymi i chemicznymi PSR1A_U02, PSR1A_U07 Wykonanie ćwiczeń,
Kolokwium,
Egzamin,
Aktywność na zajęciach
Kompetencje społeczne: jest gotów do
M_K001 Student potrafi:- współpracować w grupie i angażować się w dyskusję także z prowadzącym zajęcia i określić priorytety służące realizacji postawionego przed nim zadania- korzystania z różnorodnych źródeł informacji w celu rozszerzenia posiadanej wiedzy PSR1A_K01 Wykonanie ćwiczeń,
Udział w dyskusji,
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
60 30 30 0 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:- istotę układu okresowego pierwiastków w powiązaniu z modelem budowy atomu- podstawowe prawidłowości z zakresu statyki i kinetyki reakcji + + - - - - - - - - -
M_W002 Student posiada wiedzę w zakresie podstaw chemii ogólnej obejmującą:- podstawowe prawa chemiczne- typy i naturę reakcji chemicznych- budowę atomu i cząsteczki- prawidłowości reakcji w roztworach + + - - - - - - - - -
Umiejętności
M_U001 Student potrafi:- wyjaśnić przebieg procesów chemicznych i zapisywać poznane reakcje chemiczne w postaci równań- przeprowadzać obliczenia chemiczne + + - - - - - - - - -
M_U002 Student posiada umiejętność dostrzegania zależności pomiędzy budową substancji a jej właściwościami fizycznymi i chemicznymi + + - - - - - - - - -
Kompetencje społeczne
M_K001 Student potrafi:- współpracować w grupie i angażować się w dyskusję także z prowadzącym zajęcia i określić priorytety służące realizacji postawionego przed nim zadania- korzystania z różnorodnych źródeł informacji w celu rozszerzenia posiadanej wiedzy + + - - - - - - - - -
Nakład pracy studenta (bilans punktów ECTS)
Forma aktywności studenta Obciążenie studenta
Sumaryczne obciążenie pracą studenta 152 godz
Punkty ECTS za moduł 6 ECTS
Udział w zajęciach dydaktycznych/praktyka 60 godz
Przygotowanie do zajęć 45 godz
Samodzielne studiowanie tematyki zajęć 45 godz
Egzamin lub kolokwium zaliczeniowe 2 godz
Szczegółowe treści kształcenia w ramach poszczególnych form zajęć (szczegółowy program wykładów i pozostałych zajęć)
Wykład (30h):

1. Podstawowe pojęcia chemii. Przedmiot chemii: zjawiska chemiczne i fizyczne, substancje proste i złożone, pierwiastki i związki chemiczne, mieszaniny fizyczne.
2. Atom jako najmniejsza, chemicznie niepodzielna część pierwiastka: podstawowe składniki – jądro (protony i neutrony), elektrony. Względna masa atomowa. Nuklid, liczba atomowa i masowa, symbol nuklidu. Izotopy – średnia masa atomowa.
3. Cząsteczka jako najmniejsza część związku chemicznego: masa cząsteczkowa, prawo stałości składu. Mol jako jednostka liczności, liczba Avogadra. Masa molowa. Symbole i wzory chemiczne. Symbole pierwiastków, zasady pisowni. Wzory związków chemicznych: empiryczne, cząsteczkowe i strukturalne. Wzory jonów. Modele cząsteczek. Podstawowe prawa chemiczne (zachowania masy, stosunków stałych, stosunków wielokrotnych). Stechiometria. Budowa atomu. Dualizm korpuskularno-falowy (falowe i korpuskularne własności materii). Hipoteza Plancka, relacja de Broglie’a. Fotony i elektrony – cząstki czy fale? Opis materii za pomocą równania falowego. Falowy opis elektronu w atomie. Sens fizyczny funkcji falowej (część radialna i część kątowa). Warunki dla funkcji falowej. Atom wodoru. Kwantowy model atomu, zasada nieoznaczoności Heisenberga, równanie Schrödingera. Liczby kwantowe. Spin elektronowy. Sens liczb kwantowych. Pojęcie orbitalu, jego kształt i energia, zasada zapełniania orbitali. Zakaz Pauliego. Reguła Hunda. Powłoki, podpowłoki. Atom wieloelektronowy. Konfiguracje elektronowe atomów.
4. Układ okresowy pierwiastków. Budowa układu okresowego. Parametry atomowe pierwiastków. Okresowość właściwości fizycznych (promień atomowy, gęstość, potencjał jonizacji) i chemicznych pierwiastków. Powiązanie układu okresowego z kwantowym modelem budowy atomu. Konfiguracje elektronowe pierwiastków (blok s, p, d). Konfiguracja powłok walencyjnych. Podział pierwiastków ze względu na konfigurację elektronową.
5. Budowa cząsteczki. Mechanizm wiązania chemicznego. Reguła oktetu. Podstawowe typy wiązań chemicznych (wiązania jonowe, kowalencyjne i koordynacyjne). Kwantowy opis elektronów w czasteczce. Podstawowe założenia i wyniki teorii orbitali molekularnych. Kształt orbitali (rozkład gęstości elektronowej). Orbitale molekularne typu σ i π. Orbitale wiążące i antywiążące. Kryteria tworzenia i energia orbitali cząsteczkowych. Względna moc wiązania chemicznego. Rząd wiązania. Homojądrowe i heterojądrowe cząsteczki dwuatomowe. Przewidywanie trwałości istnienia cząsteczek dwuatomowych. Orbitale zlokalizowane i zdelokalizowane. Kierunkowość wiązań chemicznych. Hybrydyzacja orbitali atomowych; kształt cząsteczek. Zależność między typem hybrydyzacji a kształtem cząsteczki. Polarność wiązania chemicznego. Udział wiązania jonowego w wiązaniu chemicznym. Moment dipolowy; elektroujemność a rodzaj wiązania. Wiązania metaliczne. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Wiązanie wodorowe i siły Van der Waalsa. Asocjacja cząsteczek wody jako szczególny typ wiązania koordynacyjnego
6. Stany skupienia i stany materii. Stany skupienia a uporządkowanie. Fazy: gazowa, ciekła i stała oraz ich elementarne właściwości.
7. Stany materii w granicach gazowego stanu skupienia. Gaz doskonały i gazy rzeczywiste. Kinetyczna teoria gazów. Równanie stanu gazu doskonałego. Podstawowe cech stanu ciekłego. Drogi od stanu ciekłego do stanu stałego. Ciało stałe. Stan amorficzny i krystaliczny. Ciała izotropowe i anizotropowe. Symetria kryształów, sieć przestrzenna kryształów, komórka elementarna, typy sieci krystalicznych, wiązanie w sieci przestrzennej kryształów.
8. Reakcje chemiczne i elementy kinetyki chemicznej. Klasyfikacja reakcji chemicznych według: schematu reakcji, rodzaju reagentów, efektu energetycznego, składu fazowego reagentów, odwracalności reakcji, wymiany elektronów. Efekt energetyczny reakcji. Prawo Hessa. Wyznaczanie entalpii reakcji na podstawie entalpii tworzenia reagentów. Stan równowagi chemicznej, reakcje odwracalne i nieodwracalne. Pojęcie równowagi dynamicznej. Stała równowagi i jej zależność od temperatury. Prawo działania mas. Stała równowagi w układach zawierających ciała stałe (równowaga w układach heterogenicznych). Zależność położenia stanu równowagi od stężenia, temperatury i ciśnienia (reguła przekory). Dobór optymalnych warunków reakcji na przykładzie syntezy amoniaku. Kinetyka reakcji – definicja szybkości reakcji, równanie kinetyczne, równanie Arrheniusa, mechanizm reakcji chemicznej, energia aktywacji, działanie katalizatorów.
9. Równowagi w roztworach elektrolitów. Definicja elektrolitu, stopień dysocjacji, podział na elektrolity mocne i słabe.
10. Reakcje jonów w roztworach (hydratacja – struktura kationów i anionów w roztworach wodnych). Entalpia rozpuszczania. Woda jako słaby elektrolit. Autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody. Definicje kwasów i zasad według Arrheniusa, Broensteda i Lewisa. Reakcje zobojętniania – sole, wodorosole. Inne niż zobojętnianie metody otrzymywania soli. Skala pH. Chemiczne wskaźniki pH roztworu. Stała dysocjacji. Związek pomiędzy stałą dysocjacji, stężeniem roztworu i stopniem dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Dysocjacja kwasów wielozasadowych. Dysocjacja słabych kwasów i zasad. Równowagi w wodnych roztworach słabych kwasów i zasad. Reguła przekory w dysocjacji słabych elektrolitów. Reakcja hydrolizy Powiązanie zjawiska hydrolizy ze słabymi elektrolitami. Stała hydrolizy i jej wyznaczanie ze stałej dysocjacji. Bufory – definicja roztworu buforowego. Przykłady buforów kwaśnych i zasadowych. Zakres buforowania i pojemność buforu. Równowaga w nasyconych roztworach soli. Iloczyn rozpuszczalności i jego związek z rozpuszczalnością. Amfoteryczność.
11. Reakcje utleniania i redukcji. Definicja stopnia utlenienia. Reakcje oksydacyjno-redukcyjne – utleniacz i reduktor. Utlenianie i redukcja jako proces wymiany elektronów. Metale i jony metali jako reduktory i utleniacze. Metody dobierania współczynników stechiometrycznych w reakcjach redoks. Uszeregowanie utleniaczy (jakościowo „szereg elektrochemiczny”). Roztwarzanie metali w kwasach – metale szlachetne i nieszlachetne. Elektrochemia: potencjały utleniająco-redukujące, reakcje elektrochemiczne, ogniwa galwaniczne i elektrolityczne, szereg napięciowy metali, akumulatory, prawa elektrolizy Faraday’a. Korozja chemiczna i elektrochemiczna.
12. Cel i zadania chemii analitycznej. Teoretyczne podstawy chemii analitycznej. Podział reakcji analitycznych. Sztuczna systematyka analityczna substancji chemicznych. Systematyczny tok analizy kationów i anionów. Zastosowanie odczynników organicznych do analizy związków nieorganicznych. Wykorzystanie związków kompleksowych w chemii nieorganicznej. Maskowanie jonów przeszkadzających. Podział ilościowej analizy chemicznej. Dokładność i precyzja pomiarów. Błędy w analizie chemicznej i przyczyny ich powstawania. Zasady i technika analizy wagowej. Podstawowe czynności w analizie wagowej. Rozpuszczalność i fizyczna postać osadów. Zanieczyszczenie osadów analitycznych. Podstawy analizy objętościowej. Zasady i klasyfikacja metod analizy miareczkowej. Punkt równoważnikowy i punkt końcowy miareczkowania. Wskaźniki punktu równoważnikowego miareczkowania. Sposób obliczania wyników w analizie ilościowej.

Ćwiczenia audytoryjne (30h):

1. Chemiczne jednostki masy. Masa atomowa. Masa cząsteczkowa i molowa. Prawa gazowe.
2. Obliczenia stechiometryczne. Układanie równań reakcji chemicznych. Obliczenia oparte na równaniach reakcji chemicznych.
3. Obliczanie składu procentowego związków chemicznych, składu mieszanin, praw chemicznych.
4. Bilansowanie równań reakcji chemicznych. Stechiometria równań chemicznych. Stechiometria mieszanin.
5. Obliczanie stężeń roztworów oraz ich przeliczanie. Przygotowanie roztworów z czystych składników. Rozcieńczanie roztworów. Mieszanie roztworów o różnych stężeniach.
6. Stechiometria reakcji w roztworach elektrolitów.
7. Obliczenia termochemiczne.

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.
Warunki i sposób zaliczenia poszczególnych form zajęć, w tym zasady zaliczeń poprawkowych, a także warunki dopuszczenia do egzaminu:

Warunkiem zaliczenia przedmiotu jest uzyskanie zaliczenia z ćwiczeń audytoryjnych, co dopuszcza do przystąpienia do egzaminu. Student ma możliwość uzyskania pozytywnej oceny z niezaliczonych ćwiczeń audytoryjnych w dwóch terminach poprawkowych, wpływ terminu uzyskania zaliczenia na ocenę końcową odzwierciedla wzór na obliczenie oceny końcowej.

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.
Sposób obliczania oceny końcowej:

Ocena końcowa (OK) obliczana jest jako średnia ważona oceny ćwiczeń audytoryjnych © i egzaminu (E):
OK = 0,55·w·E + 0,45·w·C
w = 1 dla I terminu, w = 0,9 dla II terminu, w = 0,8 dla III terminu

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

Obowiązkowa obecność na ćwiczeniach rachunkowych. W przypadku nieobecności konieczność odrobienia, po uzgodnieniu z prowadzącym. Warunkiem zaliczenia jest konieczność uzyskania pozytywnej oceny z wszystkich kolokwiów. Niezaliczenie trzech kolokwiów skutkuje brakiem możliwości przystąpienia do egzaminu w pierwszym terminie.

Wymagania wstępne i dodatkowe, z uwzględnieniem sekwencyjności modułów :

Brak

Zalecana literatura i pomoce naukowe:

1. A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, cz. 1-2, PWN W-wa 2010.
2. Z. Sarbak, Chemia nieorganiczna dla studiów licencjackich, FOCHE Rzeszów, 2009.
3. P.A. Cox, Krótkie wykłady – Chemia nieorganiczna, PWN W-wa 2006.
4. L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna, PWN W-wa 2006.
5. F.A. Cotton, G. Wilkinson, P.L. Gaus, Chemia nieorganiczna – podstawy, PWN W-wa 2002.
6. L. Pajdowski, Chemia ogólna, PWN W-wa 2002.

Publikacje naukowe osób prowadzących zajęcia związane z tematyką modułu:

1. Application of the stretched exponential equation to sorption of mine gases and sorption induced swelling of bituminous coal, K. Czerw, P. Baran, K. Zarębska , International Journal of Coal Geology 2017 vol. 173, s. 76–83.
2. Carbonation of high-calcium fly ashes and its potential for carbon dioxide removal in coal fired power plants , A. Ćwik, I. Casanova, K. Rausis, N. Koukouzas, K. Zarębska , Journal of Cleaner Production 2018 vol. 202, s. 1026–1034.
3. CO2 adsorption properties of char produced from brown coal impregnated with alcohol amine solutions , P. Baran, K. Zarębska, N. Czuma, Environmental Monitoring and Assessment 2016 vol. 188 iss. 7 art. no. 416, s. 1–11
4. Effect of Li+ stabilization on smectite intercalate properties, A. Krzyżanowski, K. Zarębska, P. Baran, Colloid Journal 2016 vol. 78 no. 3, s. 331–334.
5. Evaluation of surface chemistry of selected hard coals, P. Baran, A. Krzyżanowski, M. Wójcik, K. Zarębska, Adsorption Science & Technology 2018 vol. 36 iss. 7–8, s. 1496–1511.
6. Oczyszczanie gazów ze spalania paliw stałych z SO2 sorbentami sodowymi , A. Pajdak, K. Zarębska, B. Walawska, A. Szymanek , Przemysł Chemiczny 2015 t. 94 nr 3, s. 382–386.
7. Synteza geopolimerów z wykorzystaniem żużla wielkopiecowego, K. Zarębska, K. Klima, A. Złotkowski, M. Kamienowska, N. Czuma, P. Baran, Przemysł Chemiczny 2019 t. 98 nr 2, s. 298–301.

Informacje dodatkowe:

Szczegółowe wymogi dotyczące uczestnictwa w zajęciach i zaliczenia przedmiotu zostaną przekazane na pierwszych zajęciach.