Chemia 1300-OCH1LC
Zajęcia realizowane w ramach projektu „Zintegrowany Program Rozwoju Dydaktyki – ZIP 2.0”, współfinansowanego ze środków Europejskiego Funduszu Społecznego – Program Fundusze Europejskie dla Rozwoju Społecznego 2021-2027 (FERS) (nr umowy: FERS.01.05-IP.08-0365/23-00).
Na ćwiczeniach realizowane są następujące zagadnienia:
1. Ćwiczenia wprowadzające.
2. Podstawy i obliczenia: wzory strukturalne i sumaryczne, stopień utlenienia i wartościowość, teoria równowagi chemicznej, nazewnictwo
związków chemicznych.
3. Przygotowywanie roztworów o różnym stężeniu. Pojęcia: stężenie procentowe, mol, masa molowa, masa cząsteczkowa, stężenie molowe,
przeliczanie stężeń, ułamek molowy.
4. Miareczkowanie alkacymetryczne: analiza chemiczna ilościowa - podstawy analizy miareczkowej. Pojęcia: titrant, analit, roztwór mianowany,
punkt końcowy (PK) i (punkt równoważnikowy (PR) miareczkowania. Podział metod miareczkowych ze względu na rodzaj titranta oraz sposób
prowadzenia miareczkowania. Przebieg krzywych miareczkowania potencjometrycznego w różnych układach.
5. Reakcje w roztworach wodnych (1)
Autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody Kw. Wykładnik stężenia jonów wodorowych - pojęcie pH i pOH roztworów, skala pH. Dysocjacja elektrolityczna, moc kwasów i zasad - kwasy i zasady mocne i słabe. Teorie kwasów i zasad: Arrheniusa, Brönsteda - Lowry’ego. Równowagi w wodnych roztworach słabych kwasów i zasad, prawo rozcieńczeń Ostwalda, stałe dysocjacji słabych kwasów i zasad - Ka i Kb (zależność pomiędzy tymi wielkościami), pojęcie pKa i pKb, stopień dysocjacji - α, czynniki wpływające na wielkość stopnia dysocjacji. Wpływ wspólnego jonu na dysocjacje słabych elektrolitów, wpływ obecności mocnych kwasów i zasad na dysocjacje słabych elektrolitów. Wskaźniki (indykatory) kwasowo - zasadowe, mechanizm działania wskaźników.
6. Reakcje w roztworach wodnych (2)
Hydroliza soli różnych typów, ustalanie odczynu soli na podstawie reakcji hydrolizy: a) sole mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad b) sole mocnych jednowodorotlenowych zasad i słabych jednoprotonowych kwasów c) sole słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad d) sole słabych wieloprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad e) sole mocnych jedno- lub dwuprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad f) sole słabych jedno- lub wieloprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad. Zastosowanie teorii kwasów i zasad Brönsteda - Lowry’ego do reakcji hydrolizy. Stała hydrolizy - Kh . Hydroliza soli z wydzielaniem osadu. Wpływ temperatury i pH oraz innych jonów na równowagę reakcji hydrolizy soli. Roztwory buforowe i zasada ich działania. Metody otrzymywania roztworów buforowych, pH roztworu buforowego, pojemność buforowa.
7. Rozpuszczalność oraz iloczyn rozpuszczalności
Definicja roztworu nienasyconego, nasyconego i przesyconego. Definicja iloczynu rozpuszczalności. Warunki wytrącania się osadów i ich rozpuszczania, rozpuszczalność molowa. Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów - wpływ temperatury, wpływ wspólnego jonu, wpływ soli nie posiadających z osadem wspólnych jonów, wpływ jonów wodorowych, wpływ hydrolizy osadu.
8. Związki kompleksowe i substancje amfoteryczne
Związki kompleksowe (pojęcia podstawowe) - atom centralny, ligand, ligand chelatowy (kleszczowy), liczba koordynacyjna, jon kompleksowy. Nomenklatura jonów kompleksowych i związków kompleksowych. Izomeria związków kompleksowych - jonowa, hydratacyjna, koordynacyjna,
wiązaniowa. Stopniowe i sumaryczne stałe trwałości i nietrwałości związków kompleksowych. Czynniki wpływające na trwałość związków kompleksowych. Amfoteryczność - pierwiastki tworzące tlenki i wodorotlenki amfoteryczne - położenie w układzie okresowym pierwiastków. Reakcje metali, tlenków i wodorotlenków amfoterycznych z mocnymi kwasami i mocnymi zasadami.
9. Potencjały standardowe półogniw. Elektroliza Potencjały standardowe półogniw metalicznych. Ogniwo Daniella - budowa, zasada działania, reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas pracy ogniwa, siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa. Normalna elektroda wodorowa. Szereg napięciowy metali (szereg elektrochemiczny). Reakcje metali o ujemnym potencjale standardowym z kwasami. Reakcje metali o dodatnim potencjale standardowym z kwasami. Elektroliza, napięcie rozkładowe - reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas elektrolizy: wodnego roztworu HCl, wodnego roztworu H2SO4, wodnego roztworu NaOH, wodnego rozcieńczonego i stężonego roztworu NaCl, stopionego NaCl, roztworu soli metali lekkich np. Na2SO4, roztworu soli metali ciężkich np. CuSO4, elektrolityczne otrzymywanie miedzi, glinu i wodorotlenku sodu.
10. Reakcje utleniania i redukcji. Reguły obliczania formalnego stopnia utlenienia pierwiastków w związkach. Definicje: proces utlenienia i redukcji, utleniacz i reduktor, przykłady reduktorów i utleniaczy, amfotery redoks. Potencjały standardowe redoks. Wzór Nernsta dla półogniw metalicznych.
Bilansowanie reakcji redoks - dobieranie współczynników w reakcjach redoks metodą stopni utlenienia i metodą równań połówkowych. Wpływ
środowiska na przebieg reakcji redoks. Przewidywanie kierunku przebiegu reakcji redoks. Reakcje dysproporcjonowania.
Rodzaj przedmiotu
Założenia (opisowo)
Koordynatorzy przedmiotu
Efekty kształcenia
Po zaliczeniu ćwiczeń student jest w stanie:
1. Przygotować roztwory o zadanym stężeniu.
2. Przeprowadzić miareczkowanie alkacymetryczne. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy miareczkowej: titrant, analit, roztwór mianowany, punkt końcowy (PK) i (punkt równoważnikowy (PR) miareczkowania. Dokonać podziału metod miareczkowych ze względu na rodzaj titranta oraz sposób prowadzenia miareczkowania.
3. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy jakościowej: czułość, specyficzność i selektywność reakcji jakościowych, granica wykrywalności, minimum wykrywalne, stężenie graniczne, rozcieńczenie graniczne, odczynniki w analizie chemicznej: specyficzne, selektywne, grupowe, charakterystyczne i maskujące. Dokonać identyfikacji wybranych kationów (Ag+, Pb2+, Cu2+, Bi3+, Zn2+, Fe3+, Ca2+, Ba2+, NH4+, K+) przy pomocy reakcji charakterystycznych.
4. Wyjaśnić podstawowe pojęcia z zakresu analizy jakościowej: czułość, specyficzność i selektywność reakcji jakościowych, granica wykrywalności, minimum wykrywalne, stężenie graniczne, rozcieńczenie graniczne, odczynniki w analizie chemicznej: specyficzne, selektywne, grupowe, charakterystyczne i maskujące. Dokonać identyfikacji wybranych anionów (Cl-, S2-, NO2-, CO32-, CrO42-, PO43-, NO3-, MnO4-, SO42-, SiO32-) przy pomocy reakcji charakterystycznych.
5. Wyjaśnić i poprzeć przykładami następujące pojęcia: autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody Kw, wykładnik stężenia jonów wodorowych - pojęcie pH i pOH roztworów, skala pH, dysocjacja elektrolityczna, moc kwasów i zasad - kwasy i zasady mocne i słabe, prawo rozcieńczeń Ostwalda, stałe dysocjacji słabych kwasów i zasad - Ka i Kb (zależność pomiędzy tymi wielkościami), pojęcie pKa i pKb, stopień dysocjacji - α, czynniki wpływające na wielkość stopnia dysocjacji. Omówić teorie kwasów i zasad: Arrheniusa, Brönsteda - Lowry’ego.
6. Wyjaśnić zjawisko hydrolizy soli różnych typów a) soli mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad b) soli mocnych jednowodorotlenowych zasad i słabych jednoprotonowych kwasów c) soli słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad d) soli słabych wieloprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad e) soli mocnych jedno- lub dwuprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad f) soli słabych jedno- lub wieloprotonowych kwasów i słabych jedno- lub wielowodorotlenowych zasad. Omówić zastosowanie teorii kwasów i zasad Brönsteda - Lowry’ego do reakcji hydrolizy. Potrafi również zdefiniować pojęcia: stała hydrolizy - Kh, roztwory buforowe i zasada ich działania, pojemność buforowa.
7. Wyjaśnić zjawisko wytrącania osadów i ich powstawania w przyrodzie. Zdefiniować pojęcia: rozpuszczalność, iloczyn rozpuszczalności, roztwór nienasycony, nasycony i przesycony.
8. Omówić podstawowe zagadnienia dotyczące związków kompleksowych i substancji amfoterycznych.
9. Omówić zasadę działania ogniwa Daniella - budowa, zasada działania, reakcje zachodzące na anodzie i katodzie podczas pracy ogniwa, siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa. Rozpisać reakcje metali o ujemnym potencjale standardowym z kwasami oraz reakcje metali o dodatnim potencjale standardowym z kwasami. Poprawnie zapisać reakcje anodowe i katodowe podczas elektrolizy różnych związków chemicznych.
10. Zbilansować reakcje utleniania i redukcji.
Efekty uczenia w obszarze wiedzy:
K_W01 - dostrzega wielorakie związki między składowymi środowiska przyrodniczego
K_W02 - w zaawansowanym stopniu zna problemy i metody badawcze z dziedziny nauk przyrodniczych
K_W12 - zna modele opisujące środowisko geologiczne
K_W18 - ma wiedzę na temat rozumienia i stosowania podstawowych terminów w języku obcym (j. angielskim) w zakresie profesjonalnym
Efekty uczenia w obszarze umiejętności:
K_U01 - wykonuje i opisuje proste zadanie badawcze indywidualnie i zespołowo
K_U05 - zna język obcy na poziomie B2, posługuje się specjalistyczną terminologią w zakresie geoinżynierii i geologii stosowanej w języku polskim i angielskim
K_U06 - wykorzystuje modele środowiskowe do interpretacji zmian zachodzących w przyrodzie ożywionej i nieożywionej
Efekty uczenia w obszarze kompetencji społecznych:
K_K11 - wykazuje krytyczną postawę wobec plagiatu
K_K12 - dba o rzetelność i wiarygodność swojej pracy
Kryteria oceniania
Ocena pracy studentów podczas zajęć laboratoryjnych (limit 3 nieobecności – w przypadku czwartej brak podstaw formalnych do zaliczenia przedmiotu; obowiązkowe zaliczenie wszystkich sprawozdań ćwiczeniowych; zebranie co najmniej 45 punktów wymaganych do zaliczenia pracowni). Każde laboratoria, podczas których student był nieobecny powinny zostać odpracowane w terminie ustalonym z prowadzącym zajęcia (inaczej za nieodrobione zajęcia Student uzyskuje 0 pkt.). Na koniec semestru przewidziano zaliczenie pisemne w formie kolokwium. W przypadku niezaliczenia pierwszego terminu kolokwium student ma prawo do przystąpienia do kolokwium poprawkowego. Nieobecność studenta na pierwszym terminie kolokwium winna być wcześniej usprawiedliwiona, albo musi zostać okazane zwolnienie lekarskie usprawiedliwiające nieobecność. W razie braku usprawiedliwienia studentowi przysługuje już jedynie termin poprawkowy przystąpienia do kolokwium.
Praktyki zawodowe
brak
Literatura
1. Szmal Zdzisław Stefan, Lipiec Tadeusz: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Wydawnictwo lekarskie PZWL, Warszawa 1996, 1997.
2. Bielański Adam: Podstawy chemii nieorganicznej, Część 1, 2 i 3, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1999.
3. Galus Zbigniew: Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2000.
4. Gorzelniany Wiktor, Słaby Henryk, Śliwa Alfred, Terpiłowski Janusz, Wojciechowska Jadwiga: Obliczenia chemiczne, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 1982.
Więcej informacji
Więcej informacji o poziomie przedmiotu, roku studiów (i/lub semestrze) w którym się odbywa, o rodzaju i liczbie godzin zajęć - szukaj w planach studiów odpowiednich programów. Ten przedmiot jest związany z programami:
Dodatkowe informacje (np. o kalendarzu rejestracji, prowadzących zajęcia, lokalizacji i terminach zajęć) mogą być dostępne w serwisie USOSweb: