Politechnika GdańskaWydział ChemicznyKatedra Chemii Nieorganicznej Copyright © 2017 by KChN WCh PG – Andrzej Okuniewski | |

← Wróć

Technologia Chemiczna

Chemia nieorganiczna
Semestr I (1°)

Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

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

Ćwiczenia

Program

  • Podstawowe pojęcia chemiczne (2 godziny)
  • Prawa gazowe (1 godzina)
  • Stechiometria wzorów chemicznych (1 godzina)

Pierwsze kolokwium (5 tydzień zajęć)

  • Bilansowanie reakcji chemicznych (2 godziny)
  • Stechiometria równań chemicznych (2 godziny)

Drugie kolokwium (10 tydzień zajęć)

  • Stechiometria mieszanin (1 godzina)
  • Roztwory (2 godziny)
    • stężenie molowe
    • stężenie procentowe (wagowe)
    • ppm, ppb, ppt
  • Stechiometria reakcji w roztworach (1 godzina)

Trzecie kolokwium (15 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
42 — 45 5,0
37 — 41 4,5
32 — 36 4,0
27 — 31 3,5
< 27 2,0

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.

Technologia Chemiczna

Chemia nieorganiczna
Semestr II (1°)

Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

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

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 – iloczyn rozpuszczalności (6 godzin):

  • Stałe trwałości kompleksów
  • Iloczyn rozpuszczalności a rozpuszczalność osadów
  • Frakcjonowane strącanie osadów
  • Wpływ wspólnego jonu, pH oraz czynników kompleksujących 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.

Zasady oceniania

Liczba punktów Ocena
28,0 — 30,0 5,0
25,0 — 27,5 4,5
22,0 — 24,5 4,0
18,0 — 21,5 3,5
< 18,0 2,0

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

Technologia Chemiczna

Chemia nieorganiczna
Semestr III (1°)

Osoba odpowiedzialna za przedmiot: prof. dr hab. inż. Jerzy Pikies.

Laboratorium

Program przewiduje indywidualne wykonanie przez każdego studenta 7 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:
    Pb2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+
  2. Analiza mieszaniny kationów grupy III:
    Fe2+, Fe3+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Cr3+, Al3+, Zn2+
  3. Analiza mieszaniny kationów grup IV i V:
    Ca2+, Sr2+, Ba2+, Mg2+, Na+, K+, NH4+
  4. Analiza mieszaniny zawierającej do 9 kationów z zakresu ćwiczeń 1-3
  5. Analiza mieszaniny anionów wszystkich grup:
    I: Cl, Br, I, SCN
    II i V: NO2, S2−, CH3COO, NO3, ClO3
    III: SO32−, CO32−, C2O42−, C4H4O62−
    IV i VI: PO43−, S2O32−, AsO43−, CrO42−, SO42−, F
  6. Analiza pięciu soli (w tym jednej słabo rozpuszczalnej) – złożone z wyżej wymienionych kationów i anionów (ćwiczenia 1-5).
  7. Analiza trzech substancji nieorganicznych (metale, tlenki kwasy, zasady) - metale i tlenki w toku analizy przechodzą do roztworu i tworzą kationy z zakresu ćwiczeń 1-3, 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 pięciu próbek soli i w sprawozdaniu podać ich skład, tzn. podać kation i anion dla każdej soli.
  • W ćwiczeniu 7 należy przystąpić do sprawdzianu (13 tydzień zajęć), wykonać analizę trzech próbek i w sprawozdaniu podać ich skład (metal, tlenek, kwas lub zasada).
  • 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.

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
1 50 25 75
2 80 40 120
3 70 35 105
4 100 50 150
5 190 95* 285
6 100 50 150
7 60 30 90
Σ 650 325 975

*) 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) × (AB)

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: Ba2+, Ca2+, Mg2+, NH4+. W sprawozdaniu z przeprowadzonej analizy podał, że wykrył obecność czterech kationów: Ba2+, Ca2+, Mg2+, K+. Suma uzyskanych punktów wynosi:

P = (70 / 4) × (3 − 1) = 35 pkt.

W ćwiczeniu 6 i 7 student otrzymuje 20 lub −20 punktów za analizę próbki metalu, tlenku, kwasu lub zasady 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 485 punktów, w tym przynajmniej 140 punktów za część teoretyczną. W przypadku gdy suma punktów uzyskana ze sprawdzianów jest mniejsza od 140 student otrzymuje ocenę niedostateczną bez względu na sumaryczną liczbę punktów.

Liczba punktów Ocena
875 — 975 5,0
775 — 874 4,5
685 — 774 4,0
485 — 684 3,5

Powyższa ocena pozytywna jest obniżana o pół stopnia gdy dorobek punktowy uzyskany w częściach teoretycznych jest zawarty w granicach 140 — 170 pkt. lub podwyższana o pół stopnia gdy przekracza 260 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.

Jeżeli student z jakiegokolwiek z obowiązujących 10 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 485 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 140 punktów za część teoretyczną, ale uzyskał wymagane 485 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