Chemia Ogólna - PROGRAM CHC011001w (Drozdzewski), Biotechnologia PWR, Semestr 1, Chemia ogólna, Chemia ogólna - Drożdżewski


Chemia ogólna

Treść i korelacja wykładu i ćwiczeń rachunkowych

Litery A ... F umieszczone w drugiej i trzeciej kolumnie pokazują korelacje pomiędzy tematyką wykładów a ćwiczeniami rachunkowymi

WYKŁAD

ĆWICZENIA

Zawartość tematyczna poszczególnych godzin wykładowych

Lg.

Treść ćwiczeń

Lg.

  1. Pojęcia podstawowe. Przedmiot chemii: zjawiska chemiczne i fizyczne, substancje proste i złożone, pierwiastki i związki chemiczne, mieszaniny fizyczne. Główne działy chemii: analityczna, fizyczna, nieorganiczna, organiczna. Dyscypliny pokrewne: biochemia, geochemia, chemia teoretyczna, inżynieria materiałowa. Atom jako najmniejsza, chemicznie niepodzielna część pierwiastka: podstawowe składniki - jądro (protony i neutrony), elektrony. Nuklid, liczba atomowa i masowa, symbol nuklidu. Izotopy - średnia masa atomowa. Cząsteczka jako najmniejsza część związku chemicznego: masa cząsteczkowa, prawo stałości składu. Mol jako jednostka liczności, liczba Avogadra - przykłady ilustrujące jej wielkość. Masa molowa, stężenie molowe, ułamek molowy, ułamek wagowy.

2

A

  1. Sposób prowadzenia i zaliczenia ćwiczeń. Dokładność obliczeń.

2

  1. Symbole, wzory i nazewnictwo chemiczne. Symbole pierwiastków: pochodzenie, zasady pisowni. Wzory związków chemicznych: empiryczne, cząsteczkowe i strukturalne. Wzory jonów. Modele cząsteczek. Nazewnictwo chemiczne: zwyczajowe i systematyczne, zalecenia IUPAC. Nazewnictwo typu binarnego, koordynacyjnego i podstawnikowego. Zasady tworzenia nazw, przedrostki zwielokrotniające, sposoby podawania stechiometrii związku. Budowa i przykłady związków kompleksowych.

2

A

  1. Sposoby wyrażania stężeń jonów i cząstek w ciałach stałych, cieczach i gazach: ułamek masowy (wagowy), procent wagowy (masowy), ułamek molowy, procent molowy i objętościowy, stężenie molowe, pH, pOH.i pJon.

2

  1. Reakcje chemiczne. Równanie reakcji chemicznej i jego interpretacja na poziomie cząsteczkowym i makroskopowym. Klasyfikacja reakcji chemicznych według: schematu reakcji, rodzaju reagentów, efektu energetycznego, składu fazowego reagentów, odwracalności reakcji, wymiany elektronów. Efekt energetyczny reakcji - prawo Hessa. Zasady obliczeń stechiometrycznych - prawo zachowania masy.

2

B,

C

  1. Stężenia roztworów, c.d. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu (kwasy, zasady, sole). Obliczanie zawartości składników w roztworach o określonym stężeniu. Przeliczanie stężeń wyrażonych w różnych jednostkach.

2

  1. Teorie budowy atomu. Miejsce i rola teorii w nauce. Wpływ wyników doświadczalnych na rozwój teorii budowy atomu: promieniowanie katodowe i kanalikowe - model Thompsona, doświadczenie i model atomu Rutheforta. Teoria kwantów Plancka - model Bohra. Dwoistość natury światła (Einstein) i materii (de Broglie)) - opis falowy elektronu, interpretacja Borna, zasada nieoznaczoności Heisenberga. Opisowa prezentacja podstawowych pojęć mechaniki kwantowej (funkcje falowe, operatory, równanie Schrödingera).

2

  1. Rozcieńczanie i mieszanie roztworów o różnych stężeniach.

2

  1. Orbitale i liczby kwantowe. Orbital jako funkcja falowa opisująca stan elektronu w atomie. Liczby kwantowe n, l, m, s - ich sens fizyczny i możliwe wartości. Rozkłady gęstości elektronowej dla orbitali typu s, p i d. Zakaz Pauliego. Energie orbitali atomowych. Struktury elektronowe atomów i jonów.

2

B

  1. Reakcje chemiczne, stechiome-tryczny zapis przemian chemicz-nych, stopnie utlenienia - reguły określania stopni utlenienia. Metody doboru współczynników w reakcjach utleniania i redukcji.

2

  1. Układ okresowy pierwiastków. Powiązanie układu okresowego z kwantowym modelem budowy atomu. Okresy i grupy pierwiastków s, p, d i f -elektronowych. Periodyczność objętości atomowych, promieni atomowych, energii jonizacji i powinowactwa elektronowego. Podział na metale, półmetale i niemetale oraz wynikające stad właściwości kwasowe, amfoteryczne i zasadowe pierwiastków oraz ich tlenków. Przewidywanie niektórych właściwości pierwiastków na podstawnie ich położenia w układzie okresowym.

2

  1. Reakcje redoks, c.d. Dobór współczynników w reakcjach zapisanych jonowo i cząsteczkowo

2

  1. Chemia jądrowa. Rozmiary i trwałość jąder. Przemiany jądrowe, zapis reakcji jądrowych. Rozpad promieniotwórczy, okres połowicznego rozpadu, szeregi promieniotwórcze. Reakcje syntezy termojądrowej. Powstawanie pierwiastków.

2

  1. Powtórzenie materiału i
    I kolokwium

2

  1. Wiązania chemiczne. Elektrostatyczny charakter wiązań chemicznych. Rodzaje wiązań: jonowe, kowalencyjne i metaliczne. i międzycząsteczkowe, w tym wiązanie wodorowe. Zarys Teorii Orbitali Molekularnych (LCAO) - orbitale σ i π wiążące, antywiążące, ich względne energie i kształty (wyprowadzenie graficzne). Struktura elektronowa cząsteczek dwuatomowych, rząd wiązania.

2

  1. Prawa gazowe. Równanie stanu gazu doskonałego i jego przekształcenia. Mieszaniny gazów.

2

  1. Wiązania chemiczne w cząsteczkach wieloatomowych. Hybrydyzacja typu sp, sp2, sp3. Wiązania spolaryzowane, momenty dipolowe prostych cząsteczek, udział wiązania jonowego. Skale elektroujemności Paulinga i Mullikana. Teoria wiązań walencyjnych - wzory strukturalne (kreskowe) i elektronowe (kropkowe). Wiązania międzycząsteczkowe, w tym wiązanie wodorowe.

2

C

  1. Stechiometria. Obliczanie mas i liczności reagentów (zapis reakcji).

2

  1. Kinetyka chemiczna i kataliza. Postęp reakcji chemicznej, definicja szybkości reakcji. Równanie kinetyczne i rząd reakcji. Teoria zderzeń aktywnych, kompleks aktywny, energia aktywacji, energia reakcji. Wykres przebiegu energetycznego reakcji egzo- i endotermicznej. Reakcje elementarne jedno-, dwu- i trójcząsteczkowe. Przykłady mechanizmów reakcji złożonych. Kataliza homo- i heterogeniczna, inhibitory reakcji.

2

C

  1. Stechiometria c.d. Obliczanie liczności i objętości reagentów oraz objętości odpowiednich roztworów.

2

  1. Statyka chemiczna. Reakcje odwracalne, pojęcie równowagi dynamicznej. Prawo działania mas, stała równowagi i jej zależność od temperatury. Zależność położenia stanu równowagi od stężenia, temperatury i ciśnienia (reguła przekory). Dobór optymalnych warunków reakcji na przykładzie syntezy amoniaku.

2

D

C

  1. Stechiometria c.d. Obliczanie liczności i objętości reagentów z uwzględnieniem wydajności reakcji.

2

  1. Elektrolity, kwasy, zasady i sole. Definicja elektrolitu, stopień dysocjacji, podział na elektrolity mocne i słabe. Reakcje jonów w roztworach. Autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody, pH. Definicje kwasów i zasad według Arrheniusa, Bronsteda i Lawry'ego, oraz Lewisa z uwzględnieniem HSAB. Reakcje zobojętniania - sole.

2

E

D

  1. Stan równowagi w układach gazowych. Układanie bilansu liczności substratów i produktów w stanie równowagi („tabelka”). Stopień przereagowania. Stała równowagi

2

  1. Równowagi w roztworach elektrolitów. Równowagi w wodnych roztworach słabych kwasów i zasad. Stałe równowagi, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Przykłady równowag w roztworach elektrolitów - hydroliza, bufory, sole trudnorozpuszczalne.

2

F

E

  1. Dysocjacja słabych elektrolitów: stała dysocjacji elektrolitycznej, autodysocjacja wody, stopień dysocjacji, obliczanie pH.

2

  1. Elektrochemia. Definicja stopnia utlenienia. Reakcje oksydacyjno-redukcyjne - utleniacz i reduktor. Metody dobierania współczynników stechiometrycznych w reakcjach redoks. Budowa ogniwa elektrochemicznego, półogniwa, schemat. SEM - wzór Nernsta, potencjały elektrod. Szereg napięciowy metali - metale szlachetne i nieszlachetne oraz ich roztwarzanie w kwasach. Korozja metali.

2

F

  1. Stała dysocjacji elektrolitycznej, prawo rozcieńczeń Ostwalda. Obliczanie pH roztworów buforowych i pH roztworów soli pochodzących od słabych kwasów lub zasad.(typu NH4Cl, CH3COOH).

2

  1. Elementy chemii organicznej. Chemia węgla, specyfika wiązań węgiel-węgiel, tworzenie łańcuchów. Klasyfikacja związków organicznych - alifatyczne (nasycone i nienasycone) oraz aromatyczne. Reaktywność związków organicznych - grupy funkcyjne. Alkany, alkeny, alkiny, alkohole, aldehydy, kwasy, aminy, aminokwasy. Reakcje przyłączania (addycji) i podstawiania. Związki wielko-cząsteczkowe - polimery. Polimeryzacja i polikondensacja. Przykłady polimerów.

2

  1. Powtórzenie materiału i
    II kolokwium

2

RAZEM

30

RAZEM

30



Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Chemia Ogólna - PROGRAM WPC1002w (Walkowiak), Biotechnologia PWR, Semestr 1, Chemia ogólna, Chemia o
Egzamin testowy (wersja 111) Chemia Ogólna, Biotechnologia PWR, Semestr 1, Chemia ogólna, Chemia ogó
Ćwiczenie 1 - oznaczanie stalej i stopnia dysocjacji, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna
Ćwiczenie 10 - katalityczny rozpad wody utlenionej, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna -
Ćwiczenie 2 - liczby przenoszenia i ruchliwosc jonow, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna
Ćwiczenie 6 - diagram fazowy, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna - Laboratorium, Chemia
Współczynnik podziału -16 wykres, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna - Laboratorium, 16.
szybkosc rozpadu jonuw jakis tam ^^, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna - Laboratorium,
Ćwiczenie 1 - oznaczanie stalej i stopnia dysocjacji, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Chemia fizyczna
Filtracja - sprawozdanie 1, Biotechnologia PWR, Semestr 7, Separacje i oczyszczanie bioproduktów - L
BIOLOGIA MOLEKULARNA Lista 3, Biotechnologia PWR, Semestr 5, Biologia Molekularna - Seminarium, List
Biofizyka pytania z kola, Biotechnologia PWR, Semestr 5, Biofizyka - Wykład, Biofizyka - materiały
BIOFIZYKA- rozwiązania, Biotechnologia PWR, Semestr 5, Biofizyka - Wykład, Biofizyka - materiały
54, Biotechnologia PWR, Semestr 2, Fizyka 3.2
Synteza octanu n-butylu, Biotechnologia PWR, Semestr 3, Podstawy chemii organicznej - Laboratorium (
LABORATORIUMCHEMANAL, Biotechnologia PWR, Semestr 4, Podstawy chemii analitycznej - Laboratorium, śc

więcej podobnych podstron