Zakres materiału obowiązującego do egzaminacyjne z chemii (semestr zimowy 2013/2014)
Wydział Geodezji Górniczej i Inżynierii Środowiska
Studia niestacjonarne I rok, 2013/2014
Promienie katodowe i kanalikowe (budowa aparatury, przebieg doświadczeń, wnioski).
Modele atomu Thomsona i Rutherforda (doświadczenie ze złotą folią).
Budowa atomu. Liczba atomowa i masowa. Jednostka masy atomowej. Masa atomowa i cząsteczkowa.
Prawo okresowości Mendelejewa. Zmiana właściwości fizycznych i chemicznych w grupach i okresach. Metale, półmetale i niemetale.
Budowa jądra atomowego. Struktura protonu i neutronu. Siły jądrowe. Defekt masy.
Nuklidy. Izotopy i izobary. Masa atomowa i średnia masa atomowa.
Liczba Avogadra. Mol substancji. Masa molowa.
Promieniotwórczość naturalna. Trwałość jąder atomowych. Samorzutne przemiany promieniotwórcze (, , , γ, wychwyt K). Czas połowicznego rozpadu.
Model atomu Bohra. Założenia. I i II postulat Bohra. Serie widmowe atomu wodoru.
Dualizm korpuskularno-falowy. Dyfrakcja promieni X i elektronów.
Zasada nieoznaczoności Heisenberga.
Liczby kwantowe: n, l, m s. Orbital elektronowy. Rzeczywista kolejność energetyczna orbitali w atomie wieloelektronowym.
Zakaz Pauliego i reguła Hunda.
Związek pomiędzy budową powłok elektronowych i współczesnym układem okresowym pierwiastków.
Wiązania chemiczne: jonowe, kowalencyjne, spolaryzowane (reguła dubletu i oktetu). Wiązanie metaliczne, koordynacyjne, wodorowe. Siły Van der Waalsa.
Polaryzacja cząsteczki, moment dipolowy. Elektroujemność i skale elektroujemności. Zmiana elektroujemności w grupach i okresach układu okresowego pierwiastków.
Stan gazowy. Podstawowe cechy stanu gazowego. Równanie gazu doskonałego Clapeyrona. Prawo Avogadra. Warunki normalne - objętość molowa. Stała gazowa. Przemiany gazowe. Prawo Daltona dla mieszanin gazowych.
Stany skupienia (gazowy, ciekły i stały) i stany materii. Stan szklisty, amorficzny i krystaliczny. Defekty punktowe w kryształach. Daltonidy i bertolidy.
Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity mocne i słabe. Stała i stopień dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Ostwalda.
Struktura kationu i anionu w roztworze wodnym.
Metale. Formy występowania metali w przyrodzie. Metody otrzymywania metali (otrzymywanie żelaza w procesie wielkopiecowym). Klasyfikacja metali. Reakcje metali z węglem, tlenem, wodorem i fluorowcami.
Elektroliza wodnych roztworów kwasów (tlenowych i beztlenowych), zasad (metale nieszlachetne i szlachetne), soli i soli stopionych. Procesy zachodzące podczas elektrolizy na katodzie i anodzie. Prawo elektrolizy Faradaya.
Żelazo. Właściwości fizyczne i chemiczne. Otrzymywanie żelaza w procesie wielkopiecowym.
Chemia organiczna.
Główne cechy i podział związków organicznych.
Pojęcie rodnika i grupy funkcyjnej.
Reakcje podstawiania (substytucji) i przyłączania (addycji).
Węglowodory nasycone i nienasycone (alkany, alkeny, alkiny). Szeregi homologiczne węglowodorów.
Właściwości fizyczne i chemiczne oraz typy reakcji węglowodorów nasyconych.
Właściwości fizyczne i chemiczne oraz typy reakcji węglowodorów nienasyconych.
Otrzymywanie węglowodorów: źródła naturalne, metody laboratoryjne (reakcja Würtza, uwodornianie alkenów i alkinów, itd.).
Wzory sumaryczne i strukturalne. Izomeria związków organicznych. Typy izomerii: izomeria łańcuchowa (n-, -izo), izomeria położenia (podstawienia) i izomeria funkcyjna (budowy); izomeria geometryczna (cis, trans), izomeria optyczna (enancjomeria).
Zasady nomenklatury węglowodorów i ich pochodnych.
Węglowodory aromatyczne: główni przedstawiciele, metody otrzymywania, właściwości fizyczne i chemiczne. Typy reakcji węglowodorów aromatycznych.
Alkohole. Budowa, właściwości fizyczne i chemiczne (typy reakcji). Rzędowość alkoholi. Fenole.
Etery, aldehydy i ketony. Grupy funkcyjne, właściwości fizyczne i chemiczne. Nazewnictwo.
Reakcja lustra srebrnego na obecność grupy aldehydowej.
Aminy i kwasy karboksylowe. Grupy funkcyjne, właściwości fizyczne i chemiczne, nazewnictwo.
Estry. Otrzymywanie estrów. Właściwości fizyczne i chemiczne. Nazewnictwo.
Tłuszcze i mydła.
-------------------------------------------------------------------------- Kraków, 12.02. 2012
Imię i Nazwisko
Wydział Geodezji Górniczej i Ochrony Środowiska AGH
Studia niestacjonarne I r. 2011/2012
EGZAMIN Z CHEMII
UWAGA! W nawiasach podano maksymalną ilość punktów, którą można uzyskać za wyczerpującą
odpowiedź. Na zaliczenie egzaminu należy zgromadzić minimum 51 punktów.
1) Liczba atomowa i masowa. Jednostka masy atomowej (15).
2) Samorzutne przemiany promieniotwórcze (, , γ). Czas połowicznego rozpadu (20).
1
3) Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity mocne i słabe. Stała i stopień dysocjacji (20).
4) Metody otrzymywania metali (10).
2
5) Równanie Nernsta. Siła elektromotoryczna SEM ogniwa galwanicznego (10).
6) Szereg homologiczny węglowodorów nasyconych. Właściwości fizyczne i chemiczne oraz typy reakcji węglowodorów nasyconych (15).
3
7) Rzędowość alkoholi (5).
8) Typ polimeryzacji i budowa polietylenu (5)
4
-------------------------------------------------------------------------- Kraków, 18.02. 2012
Imię i Nazwisko
Wydział Geodezji Górniczej i Ochrony Środowiska AGH
Studia niestacjonarne I r. 2011/2012
EGZAMIN Z CHEMII Termin II
1. Izotopy. Średnia masa atomowa (10).
2. Liczby kwantowe: n, l, m s. Orbital elektronowy. Kolejność energetyczna orbitali w atomie wieloelektrodowym (20).
3. Wiązania chemiczne: jonowe, kowalencyjne, spolaryzowane (15).
4) Procesy zachodzące podczas elektrolizy wodnego roztworu NaCl (15).
5. Napisać wzory izomerów butanu i podać ich nazwy systematyczne (10).
6) Węglowodory nienasycone. Najważniejsze związki, reakcje z fluorowcami oraz fluorowcowodorami (15).
7. Wzory strukturalne alkoholi: metylowego, etylowego i fenolu (10).
8) Otrzymywanie żelaza metodą wielkopiecową (5).
Wydział Inżynierii Materiałowej i Ceramiki AGH
Egzamin z chemii dla studentów I roku studiów zaocznych. Termin 1.
Kraków, 2 lipca 2011
Proszę o udzielenie wyczerpujących odpowiedzi na podane poniżej tematy:
1) Omówić budowę atomu. Podać definicje liczby atomowej, liczby masowej oraz jednostki masy atomowej.
Obliczyć średnią masę atomową boru, składającego się z 20% izotopu o m.at. 10 i 80% izotopu o m.at. 11.
2) Liczba Avogadra. Mol substancji. Masa molowa.
Obliczyć masę molową hydratu CuSO4·5H2O (m.at. H=1.01, O=16.0, Cu=63.5, S=32.1).
3) Samorzutne przemiany promieniotwórcze (, , , γ, wychwyt K).
Opisać przemiany zachodzące podczas rozpadu nuklidu X o liczbie atomowej Z i liczbie masowej A podczas kolejnych emisji 2 cząstek i cząstek
Liczby kwantowe: n, l, m s. Orbital elektronowy. Podać kolejność energetyczną orbitali w atomie wieloelektronowym. Zakaz Pauliego i reguła Hunda.
5) Związek elektroujemości z położenie pierwiastków w układzie okresowym. Wiązania chemiczne: jonowe, kowalencyjne, spolaryzowane (reguła oktetu).
6) Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity mocne i słabe. Stała i stopień dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Ostwalda.