25.01.2010
ZAGADNIENIA EGZAMINACYJNE
KIERUNEK TECHNOLOGIA CHEMICZNA
PROGRAM WYKŁADÓW WEDŁUG KARTY PRZEDMIOTU:
1. Budowa atomu (4 godz.)
2. Prawo okresowości. Energia jonizacji, powinowactwo elektronowe i elektroujemność. Metale i niemetal (4 godz.).
3. Wiązania chemiczne. Wiązania kowalencyjne. Formalny stopień utlenienia. Teoria orbitali molekularnych. Teoria wiązań walencyjnych. (6 godz.).
4. Stany skupienia materii. Przemiany fazowe (2 godz.).
5. Stan gazowy. Równania stanu gazu. Liczność materii i jej jednostki (4 godz.).
6. Stan stały. Kryształy jonowe i molekularne (2 godz.).
7. Ciecze. Roztwory. Sposoby wyrażania stężeń (4 godz.).
8. Równowaga chemiczna. Prawo działania mas. Termodynamika chemiczna (4 godz.)
PYTANIA EGZAMINACYJNE:
1.1. Budowa atomu wodoru. Izotopy wodoru.
1.2. Liczba masowa i liczba atomowa.
1.3. Spektrometria mas. Widmo masowe neonu. Widmo masowe fluorowodoru.
1.4. Liczby kwantowe - sens liczb kwantowych: n, l, ml, ms
1.5. Orbitale atomowe - co to jest orbital atomowy. Kształt przestrzenny orbitali s, p i d.
1.6. Kolejność zapełniania orbitali atomowych. Zakaz Pauliego. Reguły Hunda.
1.7. Budowa elektronowa atomów i jonów: zapis struktury elektronowej symbolami:1s22s22p6…. oraz zapis klatkowy.
2.1. Definicja energii jonizacji (IP). Jednostki IP.
2.2. Definicja powinowactwa elektronowego (EA).
2.3. Definicja elektroujemności (EN). Jednostki EN.
2.4. Jak zmieniają się IP, EA i EN w grupach głównych układu okresowego.
2.5. Ekranowanie jądra atomu jako element tłumaczący zmiany IP, EA i EN w grupach głównych układu okresowego.
2.6. Charakter metaliczny - cechy fizyczne metali. Cechy fizyczne niemetali. Jak zmienia się charakter metaliczny w grupach głównych układu okresowego.
2.7. Charakter kwasowy i zasadowy związku: charakter połączeń X-H w grupach głównych układu okresowego, charakter połączeń X-O-H w grupach głównych układu okresowego.
2.8. Związki amfoteryczne, pierwiastki amfoteryczne.
2.9. Klasyfikacja kwasów i zasad według Arrheniusa.
2.10. Klasyfikacja kwasów i zasad według Bronsteda i Lowrego.
2.11. Klasyfikacja kwasów i zasad według Lewisa.
3.1. Charakter wiązania jonowego i kowalencyjnego w połączeniu z elektroujemnością pierwiastków tworzących wiązanie.
3.2. Wiązanie kowalencyjne - spolaryzowane. Formalny stopień utlenienia pierwiastka w związku - sposób wyliczania formalnego stopnia utlenienia.
3.3. Orbitale cząsteczkowe w cząsteczkach dwuatomowych homojądrowych: H2, F2, N2, O2 - schemat orbitali molekularnych.
3.4. Budowa elektronowa cząsteczek O22-, O2-, O2, O2+, w ujęciu teorii orbitali molekularnych. Rząd wiązania w H2, F2, N2, O2, O22-, O2-, O2+.
3.5. Budowa elektronowa cząsteczek NO i CO w ujęciu teorii orbitali molekularnych.
3.6. Moment dipolowy cząsteczki jako kryterium polaryzacji wiązań i symetrii cząsteczki: momenty dipolowe cząsteczek diatomowych homo- i heterojądrowych.
3.7. Hybrydyzacja atomu węgla w związkach: CH4, C2H6, C2H4, C2H2, CO2. Hydrydyzacja atomu azotu w NH3 i NH4+, hybrydyzacja atomu tlenu w H2O i H2O+. Momenty dipolowe wymienionych cząsteczek i jonów. Stan hybrydyzacji boru w BF3 i moment dipolowy tej cząsteczki, budowa związku BF3·NH3 (stan hybrydyzacji B - N w tym związku).
3.8. Sposoby określania budowy związku chemicznego.
7.2. Mieszanie cieczy - stężenia: procent wagowy, procent objętościowy, procent molowy, ułamek molowy.
7.3. Roztwory ciał stałych w cieczy (rozpuszczalniku); stężenie molowe i procentowe oraz stężenie molalne - przeliczenia stężeń.
8.1. Prawo działania mas - związek między stałą równowagi chemicznej i stałymi szybkości reakcji prostej (→) i odwrotnej (←). Wzór ogólny na stałą równowagi K i zależność K od stałych szybkości k→ i k←.
8.2. Stała równowagi dla reakcji syntezy amoniaku z N2 i H2. Stała równowagi dla reakcji syntezy estru z alkoholu i kwasu karboksylowego.
8.3. Wpływ czynników zewnętrznych (ciśnienia i temperatury) na stałą K (położenie stanu równowagi). Reguła LeChateliera - reguła przekory.
8.4. Reakcje odwracalne na przykładzie dysocjacji kwasu octowego.
8.5. Reakcja autodysocjacji wody. Wyrażenie i wartość stałej autodysocjacji wody. Pojęcie pH.
8.6. pH i pOH roztworów silnych kwasów i silnych zasad.
8.7. pH roztworów słabych kwasów i słabych zasad. Stała dysocjacji kwasowej i zasadowej w postaci pKa i pKb; zależność pomiędzy pKa i pKb.
8.8. Prawo rozcieńczeń Ostwalda (zależność pomiędzy stopniem dysocjacji i stałą dysocjacji) dla słabych kwasów i zasad.
8.9. Wzory na stopień dysocjacji i stałą dysocjacji słabych kwasów i zasad w zależności od ich stężenia. Wyprowadzenie i interpretacja ilościowa.
8.10. Równowagi kwasowo-zasadowe w ujęciu Bronsteda i Lowrego: wskazanie sprzężonych par kwasów i zasad.
8.11. Roztwory buforowe: wyprowadzenie wzorów na pH roztworu buforowego składającego się ze słabego kwasu i soli tego kwasu z mocną zasadą oraz wyprowadzenie wzorów na pH roztworu buforowego składającego się ze słabej zasady i soli tej zasady z mocnym kwasem.
8.12. Hydroliza soli - dwustopniowy zapis reakcji hydrolizy. Wyprowadzenie wzoru na pH roztworu soli hydrolizującej na przykładzie octanu sodowego.
8.13. Równowagi kompleksowania na przykładzie roztworu wodnego akwojonu żelaza(III). Dlaczego roztwór ten ma właściwości roztworu kwaśnego ?
8.14. Równowagi w roztworach akwojonów Zn(II), Al(III), Pb(II), Sn(II), czyli zapis reakcji dysocjacji kwasowej jako ilustracja reakcji hydrolizy.
1