Podstawy chemii dla OZE
0600-S1-OZE-PCh
Wykłady:
GAZY I CIECZE
Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno- molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Reguła faz Gibbsa. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.
CIAŁA STAŁE
Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropia. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.
ROZTWORY
Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory.
Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.
KINETYKA CHEMICZNA
Szybkość reakcji w OZE. Równania kinetyczne wykorzystywane w OZE. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza modele kinetyki reakcji. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera.
REAKCJE REDOKS I ELEKTROCHEMIA OZE
Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Zaawansowane ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i zaawansowane ogniwa elektrolityczne. Chemia współczesnych baterii. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.
ELEMENTY TERMOCHEMII I TERMODYNAMIKI OZE
Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii. Silnik Carnot. Fizyczne i Chemiczne magazyny energii.
ELEMENTY CHEMII ORGANICZNEJ
Podstawowe grupy związków organicznych: węglowodory, związki aromatyczne, alkohole, aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe, estry, aminy, amidy, cukry, tłuszcze, białka.
Ćwiczenia:
Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji redoks. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych. Reakcje związków organicznych.
Projekty:
a) Zielony wodór, ale za jaką cenę?
b) Czy woda to tylko H20?
c) Jak stwierdzić, że „coś” jest w wodzie?
d) Jak określić pH wody?
e) Skąd wiemy, że w wodzie coś jest rozpuszczone?
f) Siła napędowa reakcji
g) Gdzie kryje się energia w elektrochemii?
Laboratorium
CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)
PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. TECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.
Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie.
Projekt – przygotowanie roztworu o żądanym stężeniu (projekt).
PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.
Projekt – pomiar pH wybranych roztworów
PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.
Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.
Projekt – wyznaczanie zakresu stabilizacji pH
PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.
Roztwory nasycone. Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.
Projekt – rozdział kationów na podstawie tabeli rozpuszczalności
PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.
Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy. Aminakompleksy, hydroksokompleksy
Projekt – rozdział kationów na podstawie możliwości tworzenia związków kompleksowych.
PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI OZE.
Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.
Projekt – np. udowodnienie wpływu pH na proces np. Cu/NO3- ,
Pracownia chemii organicznej:
Wprowadzenie do pracy z aparaturą oraz zapoznanie z podstawowymi technikami laboratoryjnymi stosowanymi w chemii organicznej (krystalizacja, destylacja, ekstrakcja).
Krystalizacja mocznika jako metoda oczyszczania związków organicznych. Oznaczanie temperatury topnienia - ocena czystości substancji.
Otrzymywanie bioetanolu – fermentacja i destylacja etanolu.
Oznaczanie temperatury wrzenia i współczynnika załamania światła – charakterystyka cieczy organicznych.
|
W cyklu 2025/26Z:
Wykłady:
GAZY I CIECZE
Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno- molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Reguła faz Gibbsa. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.
CIAŁA STAŁE
Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropia. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.
ROZTWORY
Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory.
Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.
KINETYKA CHEMICZNA
Szybkość reakcji w OZE. Równania kinetyczne wykorzystywane w OZE. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza modele kinetyki reakcji. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera.
REAKCJE REDOKS I ELEKTROCHEMIA OZE
Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Zaawansowane ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i zaawansowane ogniwa elektrolityczne. Chemia współczesnych baterii. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.
ELEMENTY TERMOCHEMII I TERMODYNAMIKI OZE
Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii. Silnik Carnot. Fizyczne i Chemiczne magazyny energii.
ELEMENTY CHEMII ORGANICZNEJ
Podstawowe grupy związków organicznych: węglowodory, związki aromatyczne, alkohole, aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe, estry, aminy, amidy, cukry, tłuszcze, białka.
Ćwiczenia:
Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji redoks. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych. Reakcje związków organicznych.
Laboratorium
CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)
PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. TECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.
Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie.
Projekt – przygotowanie roztworu o żądanym stężeniu (projekt).
PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.
Projekt – pomiar pH wybranych roztworów
PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.
Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.
Projekt – wyznaczanie zakresu stabilizacji pH
PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.
Roztwory nasycone. Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.
Projekt – rozdział kationów na podstawie tabeli rozpuszczalności
PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.
Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy. Aminakompleksy, hydroksokompleksy
Projekt – rozdział kationów na podstawie możliwości tworzenia związków kompleksowych.
PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI OZE.
Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.
Projekt – np. udowodnienie wpływu pH na proces np. Cu/NO3- ,
|
W cyklu 2026/27Z:
Wykłady:
GAZY I CIECZE
Stan gazowy i ciśnienie gazów. Prawa gazowe. Równanie gazu doskonałego. Ciśnienie parcjalne i prawo Daltona. Kinetyczno- molekularna teoria gazów. Dyfuzja gazów. Zachowanie gazów rzeczywistych. Temperatura krytyczna. Wiązania spolaryzowane i moment dipolowy. Oddziaływania międzycząsteczkowe. Właściwości cieczy. Przejścia fazowe: parowanie-kondensacja, topnienie-zamarzanie, sublimacja-resublimacja. Reguła faz Gibbsa. Diagram fazowy. Ciśnienie pary i temperatura wrzenia. Napięcie powierzchniowe. Środki powierzchniowo czynne. Flotacja. Rozpuszczalność gazów w cieczach.
CIAŁA STAŁE
Rodzaje ciał stałych: krystaliczne i niekrystaliczne. Kryształy jonowe, kowalencyjne, metaliczne i molekularne. Alotropia. Badanie struktury ciał stałych: dyfrakcja promieniowania rentgenowskiego. Komórki elementarne. Ciekłe kryształy. Pierwiastki metaliczne. Półprzewodniki i ich zastosowania.
ROZTWORY
Elektrolity w roztworach wodnych. Teorie kwasowo-zasadowe: Arrheniusa i Broensteda-Lowry’ego. Moc kwasów i zasad. Hydratowanie protonów i jon oksoniowy. Autodysocjacja wody. Skala pH. pH roztworów kwasów i zasad. Zależność między Ka i Kb. Właściwości kwasowo-zasadowe soli. Czynniki wpływające na moc kwasów i zasad. Efekt wspólnego jonu. Roztwory buforowe. Indykatory.
Rozpuszczalność związków jonowych. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Strącanie związków jonowych. Obliczanie rozpuszczalności za pomocą Ksp. Rozdział jonów za pomocą selektywnego strącania. Analiza jakościowa. Obniżenie prężności pary nad roztworami: prawo Raoulta. Podwyższenie temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia. Osmoza i ciśnienie osmotyczne. Dializa.
KINETYKA CHEMICZNA
Szybkość reakcji w OZE. Równania kinetyczne wykorzystywane w OZE. Rozpad promieniotwórczy. Reakcje drugiego rzędu. Szybkość reakcji a temperatura: równanie Arrheniusa. Kataliza modele kinetyki reakcji. Katalizatory homogeniczne i heterogeniczne. Stan równowagi. Stałe równowagi Kc i Kp. Wykorzystanie stałej równowagi. Czynniki wpływające na skład mieszaniny reakcyjnej: reguła Le Chateliera.
REAKCJE REDOKS I ELEKTROCHEMIA OZE
Ogniwa galwaniczne. Skrócona notacja ogniw galwanicznych. Typy elektrod. Siła elektromotoryczna ogniw. Potencjały standardowe - Równanie Nernsta. Elektrochemiczne wyznaczanie pH. Baterie. Zaawansowane ogniwa paliwowe. Ogniwa stężeniowe. Korozja. Elektroliza i zaawansowane ogniwa elektrolityczne. Chemia współczesnych baterii. Praktyczne zastosowania elektrolizy. Bilansowanie równań reakcji Redox: reakcje połówkowe.
ELEMENTY TERMOCHEMII I TERMODYNAMIKI OZE
Energia i zachowanie energii. Energia wewnętrzna i funkcje stanu. Energia i entalpia. Entalpie przemian chemicznych i fizycznych. Prawo Hessa. Standardowe entalpie tworzenia. Wprowadzenie do pojęcia entropii. Silnik Carnot. Fizyczne i Chemiczne magazyny energii.
ELEMENTY CHEMII ORGANICZNEJ
Podstawowe grupy związków organicznych: węglowodory, związki aromatyczne, alkohole, aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe, estry, aminy, amidy, cukry, tłuszcze, białka.
Ćwiczenia:
Jednostki podstawowe układu SI. Jednostki stężeń roztworów i mieszanin. Cyfry znaczące. Zaokrąglanie liczb. Prawo zachowania masy. Symbole chemiczne. Bilansowanie równań chemicznych ze szczególnym uwzględnieniem równań reakcji redoks. Obliczeniowe rozwiązywanie problemów chemicznych w zakresie: zawartości pierwiastków w związkach i mieszaninach, stężeń roztworów, praw gazowych, pH roztworów kwasów i zasad, pH roztworów buforowych, reakcji strącania i rozpuszczania związków chemicznych, określania rozpuszczalności związków chemicznych w roztworze oraz iloczynu rozpuszczalności, warunków ilościowego strącania związków chemicznych, obliczania potencjałów elektrod i siły elektromotorycznej ogniw galwanicznych. Reakcje związków organicznych.
Laboratorium
CZĘŚĆ PIERWSZA – PRACA RÓWNOLEGŁA („RÓWNYM FRONTEM”)
PRACOWNIA 1: ORGANIZACJA PRACY W LABORATORIUM. TECHNIKA PRACY LABORATORYJNEJ.
Przepisy porządkowe. Przepisy bezpieczeństwa. Podstawowy sprzęt laboratoryjny. Odmierzanie cieczy. Mycie naczyń szklanych. Ogrzewanie cieczy. Rozpuszczanie i roztwarzanie.
Projekt – przygotowanie roztworu o żądanym stężeniu (projekt).
PRACOWNIA 2: RÓWNOWAGA W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
Równowaga chemiczna - prawo działania mas. Elektrolity mocne i słabe. Stężenie i aktywność. Rola rozpuszczalnika. Skala pH. Teoria Brönsteda. Roztwory kwasów i zasad. Stała i stopień protolizy. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Wskaźniki (indykatory) pH. Pomiar pH - elektrody wskaźnikowe i odniesienia.
Projekt – pomiar pH wybranych roztworów
PRACOWNIA 3: STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI SŁABYCH ELEKTROLITÓW. ROZTWORY BUFOROWE.
Równowaga w roztworach słabych elektrolitów. Zakłócanie stanu równowagi. Reguła przekory. Roztwory buforowe: skład, wartość pH, zakres stabilizacji pH, pojemność buforowa, zastosowanie roztworów buforowych.
Projekt – wyznaczanie zakresu stabilizacji pH
PRACOWNIA 4: WYTRĄCANIE I ROZPUSZCZANIE OSADÓW.
Roztwory nasycone. Rozpuszczalność: definicja i jednostki. Czynniki wpływające na rozpuszczalność. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów. Zastosowanie reguły przekory w procesie wytrącania i rozpuszczania osadów. Zastosowanie wytrącania i rozpuszczania osadów w analizie jakościowej.
Projekt – rozdział kationów na podstawie tabeli rozpuszczalności
PRACOWNIA 5: ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE.
Wiązanie koordynacyjne. Warunki powstawania jonów kompleksowych. Budowa jonów kompleksowych. Nazewnictwo związków kompleksowych. Stałe trwałości i nietrwałości jonów kompleksowych. Akwakompleksy. Aminakompleksy, hydroksokompleksy
Projekt – rozdział kationów na podstawie możliwości tworzenia związków kompleksowych.
PRACOWNIA 6: PROCESY UTLENIANIA I REDUKCJI (REDOKSOWE). ELEMENTY ELEKTROCHEMI OZE.
Reakcje utlenienia i redukcji jako odrębny typ reakcji chemicznych. Pojęcie stopnia utlenienia. Zapis równań reakcji redoks (reakcje połówkowe w formie jonowej). Potencjał półogniwa - równanie Nernsta. Elektroda wodorowa standardowa, jej znaczenie do opisu procesów utleniania i redukcji. Szereg napięciowy metali. Szereg oksydacyjno-redukcyjny. Wpływ temperatury i pH na przebieg reakcji utleniania i redukcji. Szybkość reakcji. Pasywacja.
Projekt – np. udowodnienie wpływu pH na proces np. Cu/NO3- ,
|
Całkowity nakład pracy studenta
225 h
Efekty uczenia się - wiedza
W1: Zna teorie OZE (klasyczne i kwantowe) budowy atomu i powstawania wiązań chemicznych – K_W01
W2: Zna i rozumie podstawowe prawa termodynamiki i kinetyki chemicznej OZE – K_W08
W3: Zna i rozumie procesy fizykochemiczne przebiegające w roztworach elektrolitów – K_W08
W4: Zna metodykę analizy jakościowej – K_W06
W5: Zna podstawowe grupy związków organicznych i ich znaczenie dla OZE – K_W01
W6: Zna i rozumie zasady bezpiecznej pracy w laboratorium – K_W12
Efekty uczenia się - umiejętności
U1: Opisuje prawa chemiczne odnawialnych źródeł energii – K_U01
U2: Zapisuje równania reakcji zachodzących w roztworach i fazie gazowej wykorzystywanych w OZE – K_U01
U3: Wykonuje doświadczenia związane ze stanem równowagi w roztworach wodnych – K_U05, K_U08
U4: Analizuje kationy i anionów w roztworach, wykonuje analizę jakościową prostych soli nieorganicznych – K_U03
U5: Posługuje się sprzętem laboratoryjnym – K_U05
U6: Wykonuje obliczenia chemiczne (stechiometria, obliczanie składu próbki, stężeń roztworów, obliczanie pH w różnych w roztworach kwasów, zasad, soli, buforów) – K_U01
U7: Interpretuje wyniki przeprowadzonych doświadczeń – K_U03, K_U08
U8: Posiada umiejętność dostrzegania zależności pomiędzy budową substancji a jej właściwościami fizycznymi i chemicznymi – K_U02, K_U13
U9: Posługuje się podstawowymi technikami stosowanymi w chemii organicznej – K_U10, K_U11
Efekty uczenia się - kompetencje społeczne
K1: Kształtuje analityczne myślenie – K_K01
K2: Poprawnie wyciąga wnioski z przeprowadzonych samodzielnie eksperymentów – K_K01
K3: Wykonuje prace eksperymentalne systematycznie, rzetelnie i samodzielnie – K_K03, K_K06, K_K07
K4: Posługuje się podręcznikami, wyszukuje i wykorzystuje źródła naukowe – K_K07
K5: Zna i przestrzega zasady bezpiecznej pracy w laboratorium chemicznym – K_K08
Koordynatorzy przedmiotu
Metody dydaktyczne
Metody dydaktyczne podające:
- wykład informacyjny (konwencjonalny) z wykorzystaniem prezentacji multimedialnych.
Metody dydaktyczne poszukujące/projektowe:
- laboratorium: laboratoryjna – zajęcia laboratoryjne związane są z treściami programowymi przerabianymi na wykładzie. Student wykonuje zadania samodzielnie po przygotowaniu w oparciu o dostępną instrukcję oraz zalecaną literaturę. W oparciu o poczynione obserwacje i wyniki pomiarów student zapisuje stosowne równania reakcji, wykonuje obliczenia oraz wyciąga wnioski.
- ćwiczenia: ćwiczeniowa - ćwiczenia związane są z treściami programowymi przerabianymi na wykładzie
Metody dydaktyczne podające
- wykład konwersatoryjny
- opis
- pogadanka
- wykład informacyjny (konwencjonalny)
- wykład problemowy
Metody dydaktyczne poszukujące
- klasyczna metoda problemowa
- seminaryjna
- laboratoryjna
- projektu
- ćwiczeniowa
- doświadczeń
Rodzaj przedmiotu
przedmiot obligatoryjny
Wymagania wstępne
-----
Kryteria oceniania
Metody oceniania:
Wykład: egzamin pisemny - W1-W4, U1, U2, U6, U8
Laboratorium: zaliczenie na ocenę - W1, W3, W4, U1-U8, K1-K5
Ćwiczenia: zaliczenie na ocenę - W1, W4, U1, U2, U6,
Kryteria oceniania:
Wykład:
Zaliczenie blokowe z następującymi wagami:
- 60% dwugodzinny egzamin pisemny obejmujący treści omawiane na wykładzie
- 25 % ocena z laboratorium
- 15 % ocena z ćwiczeń
Wymagany próg na ocenę:
- dostateczną: 50 -60 %
- dostateczną plus: 61 – 65 %
- dobrą: 66 – 75 %
- dobrą plus: 76 – 80 %
- bardzo dobrą: 81-100 %
Laboratorium:
Zaliczenie na ocenę w oparciu o:
- wyniki sprawdzianów (40 %)
- wyniki samodzielnie przeprowadzonych doświadczeń (50 %)
- ocenę poprawności prowadzenia dziennika laboratoryjnego (5 %)
- stopień przestrzegania zasad BPH oraz przepisów porządkowych (5%)
Wymagany próg na ocenę:
- dostateczną: 50 -60 %
- dostateczną plus: 61 – 65 %
- dobrą: 66 – 75 %
- dobrą plus: 76 – 80 %
- bardzo dobrą: 81-100 %
Ćwiczenia
Zaliczenie na ocenę w oparciu o wyniki śródsemestralnych testów kontrolnych.
Wymagany próg na ocenę:
- dostateczną: 50 -60 %
- dostateczną plus: 61 – 65 %
- dobrą: 66 – 75 %
- dobrą plus: 76 – 80 %
- bardzo dobrą: 81-100 %
Praktyki zawodowe
Literatura
- L. Jones, P. Atkins, L. Leroy, Chemia ogólna Cząsteczki, materia, reakcje, 2020, PWN, Warszawa
- L. Pajdowski, Chemia ogólna, 2002, PWN, Warszawa
- A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej tom 1 (wyd. 6), 2012, PWN, Warszawa
- F. A. Cotton, G. Wilkinson, P. L. Gaus, Chemia nieorganiczna Podstawy, 2002, PWN, Warszawa
- M. J. Sienko, R. A. Plane, Chemia, podstawy i zastosowania, (wyd. 6), 2002, WNT, Warszawa
- J. D. Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, 1998, PWN, Warszawa
- L. Pauling, P. Pauling, Chemia, 1997, PWN, Warszawa
- A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej (wyd.4), 2021, PWN, Warszawa
- H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część I, 2008, UMK, Toruń
- H. Kowalczyk-Dembińska, J. Łukaszewicz, Chemia ogólna i jakościowa analiza chemiczna. Ćwiczenia laboratoryjne – część II, 2008, UMK, Toruń
- Z.S. Szmal, T. Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, 1997, PZWL, Warszawa
- A. Reizer, Ćwiczenia z podstaw chemii i analizy jakościowej (wyd.2), 2000, Wydawnictwo UJ, Kraków
- Z. Hubicki, Ćwiczenia laboratoryjne z klasycznej analizy jakościowej nieorganicznej, 2017, Wydawnictwo UMCS, Lublin
- L. Chmurzyński, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej I. Część teoretyczna, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011
- E. Schweda, Chemia nieorganiczna Tom I Wprowadzenie i analiza jakościowa, 2014, Medpharm , Wrocław
- R. Kocjan, Chemia analityczna tom 1 (wyd.2), PZWL, Warszawa 2014
- J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. I, Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, 2017, Warszawa
- J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna t. II, Analiza ilościowa, 2017, PWN, Warszawa
- A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej. 1987, PWN, Warszawa
- H. Kowalczyk-Dembińska, Ćwiczenia rachunkowe z podstaw chemii, 2001, Wydawnictwo UMK, Toruń
- Z. Warnke, Obliczenia z chemii ogólnej, Wydawnictwo UG, 2015, Gdańsk
- A. Persona, J. Reszko-Zygmunt, T. Gęca, Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej z pełnymi rozwiązaniami, 2020, Wydawnictwo Medyk, Warszawa
- J. Kalembkiewicz, B. Papciak, Chemia ogólna i nieorganiczna. Podstawy chemii. Roztwory i procesy w roztworach. Obliczenia chemiczne i problemy, 2021, Wydawnictwo Politechniki Rzeszowskiej, Rzeszów
- Z. Galus, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, 1993, PWN, Warszawa
- P. Tomasik, Chemia organiczna dla nie chemików, Wydawnictwo Akademii Rolniczej w Krakowie, Kraków 2005 F. Karczyński, A. Borkowski, Chemia organiczna dla przyrodników, Wydawnictwo uniwersytetu Warmińsko-Mazurskiego w Olsztynie, Olsztyn 2001
Uwagi
|
W cyklu 2025/26Z:
|
W cyklu 2026/27Z:
|
Więcej informacji
Dodatkowe informacje (np. o kalendarzu rejestracji, prowadzących zajęcia, lokalizacji i
terminach zajęć) mogą być dostępne w serwisie USOSweb: