Chemia nieorganiczna Semestr I (1 )

Transkrypt

1 1/ 10 Technologia Chemiczna Chemia nieorganiczna Semestr I (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

2 2/ 10 Wykład Program Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne: Co to jest chemia? Substancja chemiczna, pierwiastki i związki chemiczne. Atom i cząsteczka. Mol. Masa atomowa. Molowa masa atomowa i cząsteczkowa. Prawo zachowania masy i energii. Prawo stosunków stałych i wielokrotnych. Prawo prostych stosunków objętościowych. Związek chemiczny i mieszanina. Roztwory. Sposoby wyrażania składu i stężenia. Reakcje chemiczne: Równania chemiczne. Typy reakcji chemicznych: syntezy, analizy i wymiany. Reakcja spalania. Reakcje zachodzące w roztworach i reakcje wytrącania. Reakcje kwasowo-zasadowe. Reakcje utleniania i redukcji. Reakcje endo- oraz egzotermiczne. Reakcje fotochemiczne. Stechiometria, nomenklatura związków chemicznych: Przypomnienie zasad nomenklatury podstawowych związków nieorganicznych. Nazwy tradycyjne i nazwy systematyczne wodorków, tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli. Nomenklatura wybranych grup związków organicznych. Izomeria strukturalna i przestrzenna. Izomeria położenia i izomeria grup funkcyjnych. Izomeria geometryczna i izomeria optyczna. Wzór empiryczny i wzór cząsteczkowy. Wyznaczanie masy cząsteczkowej. Elektronowa struktura atomu i układ okresowy: Kwantowanie energii. Widma absorpcyjne i widma emisyjne. Warunek kwantowy Plancka. Model atomu wodoru wg Bohra. Dualizm korpuskularno-falowy. Fale de Broglie. Spin elektronu. Zasada nieoznaczoności Heisenberga. Funkcja falowa i jej sens fizyczny. Równanie Schrödingera i idea rozwiązania. Liczby kwantowe. Radialna funkcja rozkładu. Orbitale atomowe. Zasady rozbudowy powłok: reguła Hunda i zasada Pauliego. Atom wodoru. Atomy wodoropodobne. Atomy wieloelektronowe. Konfiguracje elektronowe atomów. Układ okresowy. Okresowość własności. Potencjały jonizacji. Promienie atomowe. Elektroujemność. Powinowactwo elektronowe. Wodorki i tlenki. Wartościowość względem wodoru i wartościowość względem tlenu. Stopień utlenienia. Wiązania chemiczne, budowa związków chemicznych, właściwości związków chemicznych: Typy wiązań chemicznych. Polaryzacja wiązań. Teoria OM, symetria i rodzaje orbitali molekularnych (LCAO). Teoria wiązań walencyjnych (VB). Hybrydyzacja orbitali i geometria cząsteczek. Metoda VSEPR. Wiązania zdelokalizowane. Wiązanie metaliczne, wodorowe, van der Waalsa. Typy makroukładów. Charakterystyka wiązaniowa i geometryczna. Charakterystyczne ich cechy. Wodór. Charakterystyka i typy wodorków. Woda, jej cechy fizyczne i chemiczne. Asocjacja i dysocjacja wody. Budowa kryształów lodu. Nadtlenek wodoru. Nadtlenki i podtlenki. Kwasy nadtlenowe. Tlen i jego związki. Reakcje kwasowo-zasadowe w roztworach: Roztwory wodne. Elektrolity i nieelektrolity. Dysocjacja elektrolityczna. Równowagi w roztworach elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji elektrolitycznej. Aktywność i współczynnik aktywności. Siła jonowa. Iloczyn rozpuszczalności i aktywności. Kwasy, zasady, sole. Teorie: Arrheniusa, Brønsteda, Lewisa. Równowagi. Amfoteryzm, hydroliza, bufory, teoria indykatorów. Ćwiczenia audytoryjne Podstawowe pojęcia i prawa chemiczne: Substancja chemiczna, pierwiastki i związki chemiczne. Prawo zachowania masy. Prawo stosunków stałych i wielokrotnych. Prawo prostych stosunków objętościowych. Atom i cząsteczka. Mol. Masa atomowa. Molowa masa atomowa i cząsteczkowa. Wyznaczanie wzoru doświadczalnego i wzoru cząsteczkowego. Prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego. Przemiany izotermiczna, izobaryczna oraz izochoryczna. Związek chemiczny i mieszanina. Roztwory. Sposoby wyrażania składu i stężenia: skład procentowy, ułamek molowy, stężenie. Stechiometria i reakcje chemiczne: Równanie chemiczne. Przypomnienie zasad nomenklatury podstawowych związków nieorganicznych. Nazwy tradycyjne i nazwy systematyczne wodorków, tlenków, wodorotlenków, kwasów i soli. Nomenklatura wybranych grup związków organicznych. Typy reakcji chemicznych: syntezy, analizy i wymiany. Reakcja spalania. Reakcje zachodzące w roztworach i reakcje wytrącania. Kwasy i zasady. Reakcja zobojętniania. Sole. Elektrolity i nieelektrolity. Elektrolity słabe i mocne. Równowagi kwasowo-zasadowe. Reakcje utleniania i redukcji. Dobór współczynników. Literatura K. M. Pazdro: Podstawy chemii dla kandydatów na wyższe uczelnie. OE Pazdro, Warszawa 1993 L. Pauling, P. Pauling: Chemia. PWN, Warszawa 1998 J. D. Lee: Zwięzła chemia nieorganiczna. PWN, Warszawa 1994

3 3/ 10 Ćwiczenia Program Podstawowe pojęcia chemiczne (2 godziny) Prawa gazowe (1 godzina) Stechiometria wzorów chemicznych (1 godzina) Pierwsze kolokwium (5 tydzień zajęć) Bilansowanie reakcji chemicznych (1 godzina) Stechiometria równań chemicznych (2 godziny) Stechiometria mieszanin (1 godzina) Drugie kolokwium (10 tydzień zajęć) Roztwory (2 godziny) stężenie molowe stężenie procentowe (wagowe) ppm, ppb, ppt Stechiometria reakcji w roztworach (1 godzina) Trzecie kolokwium (14 tydzień zajęć) Zaliczenie W trakcie semestru przeprowadzone będą trzy kolokwia. Z każdego kolokwium można uzyskać 15 punktów. Aby zaliczyć ćwiczenia rachunkowe należy uzyskać co najmniej 60% wszystkich punktów możliwych do zdobycia tzn. 45 pkt. 0.6 = 27 pkt. Skala ocen jest następująca: Liczba punktów Ocena bardzo dobra (5) ponad dobra (4,5) dobra (4) dość dobra (3,5) < 27 niedostateczna (2) Aby uzyskać ocenę celującą studenci, którzy otrzymali maksymalną liczbę punktów ze wszystkich kolokwiów (wyłącznie te osoby) muszą napisać dodatkowe kolokwium (rozwiązać jedno zadanie). W celu napisania takiego kolokwium należy zgłosić się do prowadzącego ćwiczenia. Materiały Skrypt KChN on-line (ćwiczenia) K. M. Pazdro: Zbiór zadań z chemii dla szkół średnich, Oficyna Edukacyjna, Krzysztof Pazdro. H. Całus: Podstawy Obliczeń Chemicznych, Państwowe Wydawnictwo Techniczne N. Glinka: Zadania i ćwiczenia z chemii ogólnej, Państwowe Wydawnictwo Naukowe Wydawane są również inne zbiory zadań. Zachęcamy do wykorzystania wszystkich dostępnych źródeł.

4 4/ 10 Technologia Chemiczna Chemia nieorganiczna Semestr II (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

5 5/ 10 Wykład Program Rozpuszczalniki właściwości. Teoria kwasów i zasad: rozpuszczalnikowa, Luxa-Flooda i Pearsona. Właściwości: gazów szlachetnych, fluorowców, siarki, selenu i telluru, azotowców, węglowców, borowców, berylowców oraz litowców. Metale: szereg napięciowy, ogniwa galwaniczne, elektroliza, trwałość kompleksów, teoria pola krystalicznego, szereg elektrochemiczny metali. Właściwości skandowców, lantanowców i aktynowców, podstawowe przemiany i reakcje jądrowe. Właściwości: tytanowców, wanadowców, chromowców, manganowców, żelazowców, kobaltowców, niklowców, miedziowców i cynkowców. Literatura F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus: Chemia nieorganiczna podstawy. PWN, Warszawa 2002 A. Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. PWN, Warszawa 2007

6 6/ 10 Ćwiczenia Program Równowagi jonowe w roztworach elektrolitów (6 godzin): Elektrolity mocne i słabe, stała i stopień protolizy (dysocjacji) Obliczanie ph roztworów kwasów i zasad Efekt wspólnego jonu Roztwory buforowe Hydroliza Pierwsze kolokwium (7 tydzień zajęć) Równowagi w roztworach związków kompleksowych, stan równowagi procesu rozpuszczania rozpuszczalności (6 godzin): iloczyn Stałe trwałości kompleksów Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność osadów Frakcjonowane strącanie osadów Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów Drugie kolokwium (14 tydzień zajęć) Kolokwium poprawkowe (15 tydzień zajęć) Zaliczenie W trakcie semestru przeprowadzone będą 2 kolokwia. Z każdego kolokwium można uzyskać 15 punktów. Aby zaliczyć ćwiczenia rachunkowe należy uzyskać co najmniej 60% wszystkich punktów możliwych do zdobycia tzn. 30 pkt. 0.6 = 18.0 pkt. Na ostatnich zajęciach można będzie napisać poprawę jednego, gorzej napisanego kolokwium. Do oceny końcowej będzie wzięty wynik ostatnio napisanej pracy. Osoby, które będą pisać poprawę otrzymają ocenę obniżoną o pół stopnia w stosunku do oceny wynikającej z tabeli. Osoby, które nie uzyskają wymaganych 60%, będą mogły uzyskać zaliczenie w sesji poprawkowej. Wówczas należy napisać sprawdzian z całości materiału. Aby uzyskać ocenę celującą studenci, którzy otrzymali maksymalną liczbę punktów z obu kolokwiów (wyłącznie te osoby) muszą napisać dodatkowe kolokwium (rozwiązać jedno zadanie). W celu napisania takiego kolokwium należy zgłosić się do prowadzącego ćwiczenia. Zasady oceniania Liczba punktów Ocena 28,0 30,0 bardzo dobra (5) 25,0 27,5 ponad dobra (4,5) 22,0 24,5 dobra (4) 18,0 21,5 dość dobra (3,5) < 18,0 niedostateczna (2) Literatura Z. Bądkowska, E. Koliński, M. Wojnowska: Obliczenia z chemii nieorganicznej. Wydawnictwo PG H. Całus: Podstawy obliczeń chemicznych. Państwowe Wydawnictwa Techniczne Praca zbiorowa: Obliczenia z chemii ogólnej. Wydawnictwo UG

7 7/ 10 Technologia Chemiczna Chemia nieorganiczna Semestr III (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

8 8/ 10 Laboratorium Program przewiduje indywidualne wykonanie przez każdego studenta 6 ćwiczeń z zakresu analizy jakościowej (wybrane kationy, aniony oraz sole złożone z tych jonów). Analiza prowadzona jest głównie przy zastosowaniu metod chemicznych. W ramach ćwiczeń studenci poznają właściwości fizyczne i chemiczne związków nieorganicznych, metody ich separacji i identyfikacji. Opanowują także podstawy eksperymentalne chemii nieorganicznej. Program 1. Analiza mieszaniny kationów grupy IIA: Pb 2+, Hg 2+, Cu 2+, Cd 2+, Bi Analiza mieszaniny kationów grupy III: Fe 2+, Fe 3+, Ni 2+, Co 2+, Mn 2+, Cr 3+, Al 3+, Zn Analiza mieszaniny kationów grup IV i V: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Mg 2+, Na +, K +, NH Analiza mieszaniny zawierającej do 9 kationów z zakresu ćwiczeń Analiza mieszaniny anionów wszystkich grup: I: Cl, Br, I, SCN II i V: NO 2, S 2, CH 3COO, NO 3, ClO 3 III: SO 3 2, CO 3 2, C 2O 4 2, C 4H 4O 6 2 IV i VI: PO 4 3, S 2O 3 2, AsO 4 3, CrO 4 3, SO 4 2, F 6. Analiza trzech substancji nieorganicznych (metale, kwasy, zasady, sole) złożone z wyżej wymienionych kationów i anionów (ćwiczenia 1-5). Metale w toku analizy przechodzą do roztworu i tworzą kationy z zakresu ćwiczeń 1-5, kwasy i zasady zawierają anion lub kation z zakresu ćwiczeń 1-5. Opis ćwiczeń Każde z ćwiczeń składa się z dwóch części teoretycznej (kilkunastominutowy sprawdzian) i praktycznej. Z części praktycznej każdego ćwiczenia składa się zwięzłe i logiczne sprawozdanie na odpowiednim arkuszu. W sprawozdaniu należy podać równania chemiczne wykonanych reakcji. Punktacja całego ćwiczenia polega na zsumowaniu punktów uzyskanych w poszczególnych elementach tego ćwiczenia. W skład ćwiczeń 1 4 wchodzą: Sprawdzian teoretyczny, któremu student musi się poddać przed przystąpieniem do części praktycznej ćwiczeń (2, 3, 4, 5 tydzień zajęć). Analiza mieszaniny należy wykryć jakie kationy znajdują się w roztworze otrzymanym do analizy. Warunkiem wstępnym wydania mieszaniny w ćwiczeniach 1 3 jest poprawna analiza zawartości dwóch próbek, zawierających po jednym kationie każda. W skład ćwiczenia 5 wchodzą: Cztery sprawdziany teoretyczne o stopniowo rosnącym zakresie materiału, obejmującym kolejno następujące grupy anionów: a) I grupa b) I, II i V grupa c) I, II i V oraz III grupa d) I, II i V, III oraz IV i VI grupa Powyższe sprawdziany teoretyczne będą realizowane na 4 kolejnych zajęciach (7, 8, 9, 10 tydzień zajęć). Analiza mieszaniny należy wykryć jakie aniony są obecne w roztworze. Jest wydawane tylko jedno zadanie, którego zakres tematyczny obejmuje wszystkie aniony objęte programem i liczba jonów w zadaniu nie jest limitowana. Warunkiem wydania zadania jest poddanie się sprawdzianowi a i poprawna analiza zawartości 4 próbek, z których każda zawiera po 1 anionie (z grup kolejno jak w a, b, c i d). W ćwiczeniu 6 należy przystąpić do sprawdzianu (11 tydzień zajęć), wykonać analizę trzech próbek i w sprawozdaniu podać ich skład tzn. podać metal, lub kation i anion kwasu, zasady, soli. Ćwiczenie uznaje się za zakończone, gdy student poddał się obowiązującemu sprawdzianowi teoretycznemu, wykonał analizę mieszanin i oddał sprawozdanie. Przejście do wykonywania kolejnego ćwiczenia jest możliwe jedynie po zakończeniu ćwiczenia poprzedzającego. Liczba punktów uzyskanych przez studenta jest jawna. Prowadzący ma obowiązek usunąć z laboratorium studentów niestosujących się do wymogów bezpieczeństwa (okulary ochronne!). W części praktycznej każdego z ćwiczeń wydaje się tylko jedno zadanie i uzyskany wynik punktowy jest wynikiem ostatecznym. Sprawdziany teoretyczne, obowiązujące w danych ćwiczeniach, zalicza się także tylko raz.

9 9/ 10 Punktacja Część praktyczna: Maksymalna liczba punktów, możliwa do uzyskania w części praktycznej każdego ćwiczenia została podana w poniższej tabeli: Nr ćwiczenia Maksymalna liczba punktów za część praktyczną Maksymalna liczba punktów za część teoretyczną Suma punktów * Σ *) część a 10 pkt., część b 17 pkt., część c 28 pkt, część d 40 pkt. Liczba punktów uzyskana przez studenta w ćwiczeniach 1-5 jest obliczana wg następującego wzoru: P = (M / v) (A B) gdzie: P liczba punktów uzyskana z części praktycznej danego ćwiczenia M maksymalna liczba punktów, jaką można uzyskać z części praktycznej danego ćwiczenia (patrz tabela) v rzeczywista liczba jonów w wydanej mieszaninie A liczba prawidłowo wykrytych jonów B liczba jonów podanych jako obecne, a których w mieszaninie nie było Przykładowo dla ćwiczenia 3: Program ćwiczenia obejmuje 7 kationów, a więc maksymalna liczba punktów M = 70. Student otrzymał do zbadania mieszaninę zawierającą 4 jony: Ba 2+, Ca 2+, Mg 2+, NH + 4. W sprawozdaniu z przeprowadzonej analizy podał, że wykrył obecność czterech kationów: Ba 2+, Ca 2+, Mg 2+, K +. Suma uzyskanych punktów wynosi: P = (70 / 4) (3 1) = 35 pkt. W ćwiczeniu 6 student otrzymuje 20 lub 20 punktów za analizę próbki metalu oraz 10 lub 10 punktów za prawidłowe lub nieprawidłowe wykrycie jonu w przypadku pozostałych próbek. Brak odpowiedzi jest równoznaczny z nieprawidłową analizą. Część teoretyczna: Liczba punktów możliwa do uzyskania w części teoretycznej każdego ćwiczenia, została podana w tabeli powyżej. Inaczej mówiąc, w tej części można uzyskać maksymalnie do 50% punktów możliwych do uzyskania w części eksperymentalnej. W przypadku ćwiczenia 5 część teoretyczna będzie realizowana w postaci czterech kolejnych sprawdzianów (a-d) o rosnącym stopniu trudności. Zaliczenie Zaliczenie z ćwiczeń laboratoryjnych z Chemii nieorganicznej otrzymają studenci, którzy wykonają wszystkie ćwiczenia i uzyskają minimum 385 punktów, w tym przynajmniej 100 punktów za część teoretyczną. W przypadku gdy suma punktów uzyskana ze sprawdzianów jest mniejsza od 100 student otrzymuje ocenę niedostateczną bez względu na sumaryczną liczbę punktów. Liczba punktów Ocena bardzo dobra (5) ponad dobra (4,5) dobra (4) dość dobra (3,5) Powyższa ocena pozytywna jest obniżana o pół stopnia gdy dorobek punktowy uzyskany w częściach teoretycznych jest zawarty w granicach pkt. lub podwyższana o pół stopnia gdy przekracza 220 pkt. Prowadzący, wyjątkowo, mają prawo podwyższyć lub obniżyć ocenę o pół stopnia, jeżeli uważają, że ocena wynikająca z liczby punktów nie oddaje w pełni jakości pracy studenta.

10 10 / 10 Jeżeli student z jakiegokolwiek z obowiązujących 9 sprawdzianów otrzyma 0 pkt. będzie musiał na końcu semestru przystąpić do sprawdzianu z całości materiału. Zaliczenie uzyskają ci, którzy zdobędą 50% punktów z tego kolokwium i posiadają minimum 350 punktów ogółem zebranych w trakcie semestru. Nie jest możliwe poprawienie dorobku punktowego uzyskanego za pracę eksperymentalną w trakcie całego semestru. Natomiast jeżeli student nie uzyskał 100 punktów za część teoretyczną, ale uzyskał wymagane 385 punktów ogółem, to w trakcie sesji może przystąpić do kolokwium z całości materiału. Warunkiem otrzymania zaliczenia jest wówczas zdobycie 50% punktów z tego kolokwium. Materiały Skrypt KChN on-line (laboratorium) J. Prejzner: Chemia nieorganiczna. Laboratorium, Wydawnictwo PG, 2004 Test on-line sprawdzający wiedzę dot. kationów grup I-V Podstawowe czynności laboratoryjne Zasady bezpiecznej pracy w laboratorium Prosta metoda analizy mieszaniny kationów grupy IIA