Podstawy Chemii 2010/11 Zagadnienia do opanowania na

Podstawy Chemii 2010/11
Zagadnienia do opanowania na konwersatoria
Nr. Zagadnienia
Literatura
Bielański
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
Mol, stechiometria, obliczenia stechiometryczne, stężenia roztworów.
Model gazu doskonałego, gazy rzeczywiste, typy oddziaływań
międzycząsteczkowych.
Energia wewnętrzna, entalpia, prawo Hessa, entropia, entalpia swobodna,
stała równowagi reakcji chemicznej, ∆G0 = –RTlnK, reguła przekory,
kryterium samorzutnego przebiegu reakcji
Kwasy i zasady Brønsteda. Stała i stopień dysocjacji, autodysocjacja wody,
pH, inne rozpuszczalniki protolityczne. Kwasy i zasady Lewisa, wiązania
donorowo-akceptorowe.
Hydroliza, bufory, pojemność buforowa.
Iloczyn rozpuszczalności, aktywność
Równowaga międzyfazowa, reguła faz Gibbsa.
Podstawy chemii kwantowej.
Kwantowy opis atomu wodoru, liczby kwantowe, orbitale, część radialna i
kątowa, widmo elektronowe wodoru atomowego.
Atomy wieloelektronowe w przybliżeniu jednoelektronowym, reguły
zapełniania orbitali i odstępstwa od reguł, konfiguracje elektronowe atomów,
reguły Slatera, szacowanie energii elektronów w atomach
wieloelektronowych.
Orbitale molekularne jako kombinacje liniowe orbitali atomowych,
homojądrowe cząsteczki dwuatomowe, diagramy energetyczne.
Heterojądrowe cząsteczki dwuatomowe, elektroujemność, moment dipolowy,
polaryzacja wiązań.
Hybrydyzacja sp3, tetraedr koordynacyjny, alkany, izomeria, konformery.
Hybrydyzacja sp, przykłady, rząd wiązania. Hybrydyzacja sp2, alkeny,
izomeria cis/trans, ozon, delokalizacja elektronów, węglowodory
aromatyczne. Podstawowe elementy symetrii cząsteczek, proste przykłady.
Sieć krystaliczna, komórki elementarne układu regularnego
i heksagonalnego, proste przykłady.
1.4-1.6
6.1-6.5
9.1-9.6, 10.110.7
11.1-11.5
11.10-11.11
11.6-11.7
11.8-11.9
10.8-10.9
3.1-3.3
3.4-3.7
3.8-3.10, 3.14
4.1-4.7
4.8-4.10
5.1-5.2
7.1-7.3
7.6-7.10
i dodatkowo na ćwiczenia rachunkowe
11. Reakcje redoksowe, potencjały standardowe elektrod, równanie Nernsta, ∆G0 12.1-12.6
= –nFE0,
12. Prawo Hessa, ciepło reakcji, ciepło tworzenia
9.4-9.6
13. Równania kinetyczne 1 i 2 rzędu, równanie Arrheniusa
14.1-14.4
Literatura obowiązkowa
A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN 2002 i wydania późniejsze, t. 1
Literatura uzupełniająca
L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna: Cząsteczki, materia, reakcje, PWN 2004/2009.
P. W. Atkins, Podstawy chemii fizycznej, PWN 2002, 2007.
Tablice chemiczne, red. W. Mizerski, Wydawnictwo Adamantan 2004. (lub inne <małe, szkolne>)
Podstawy Chemii 2010/11
Orientacyjny plan zajęć – ostatnia aktualizacja: 2010-12-20.
1.
06.10
2.
13.10
3.
20.10
4.
27.10
5.
03.11
6.
10.11
7.
17.11
Testówka 1
(7.12)
Konwersatorium - wiedza
Sposoby wyrażania ilości i składu, definicje związku chemicznego i
dotyczące go prawa, parametry stanu układu w. int. ekst.
1. Model gazu doskonałego (g.d.) – założenia, zależności między pTV.
2. rozkład prędkości cząsteczek g.d. (zal. od T,M), przemiana
izotermiczna, izochoryczna, izobaryczna i adiabatyczna
3. Gazy rzeczywiste, typy oddziaływań międzycząsteczkowych,
równanie Van der Waalsa – interpr. parametrów równania.
4. Jednostki i podjedn. objętości, siły, ciśnienia, pracy, energii, temp.
1. F. termod.: energia wewnętrzna, entalpia, prawo Hessa, entropia,
entalpia swobodna.
2. Prawo Hessa.
1K
1. Woda i inne rozpuszczalniki protolityczne,.
2. Teorie kwasów i zasad wg Brønsteda i wg Lewisa, wiązania
donorowo-akceptorowe.
1. Kryteria samorzutności reakcji, ∆G0 = –RTlnK. Stałe równowagi:
iloraz stężeniowy, iloczyn jonowy, stała równowagi dla gazów, iloczyn
rozpuszczalności. Reguła przekory.
2. Stała i stopień dysocjacji, autodysocjacja wody, pH.
3. Hydroliza.
4. Bufory: pH, pojemność buforowa.
1. Zasada działania wskaźnika (przykład, dobór wskaźnika).
2. Roztwory buforowe – właściwości, przykłady, zasada działania.
3. Autodysocjacja wody i innych protonowych rozpuszczalników.
4. Diagram fazowy wody (pkt potrójny, krytyczny, reg. faz Gibasa)2K
szybkość reakcji chemicznej, równanie kinetyczne, rząd reakcji
chemicznej, czas połowicznej przemiany, czynniki wpływające na
szybkość reakcji (zależność stałej szybkości reakcji od temperatury,
zależność stałej szybkości reakcji od stężenia katalizatora), kinetyka
reakcji następczych, związek równania kinetycznego z mechanizmem
reakcji, metody wyznaczania rzędu reakcji. 3K = 3,4(5)+1÷4(6)
Ćwiczenia rachunkowe - umiejętności
Liczby znaczące, stechiometria, wydajność reakcji, substrat
limitujący.
planowanie sporządzenia roztworów o zadanym składzie,
przeliczanie sposobów wyrażania składu, ustalenie składu
roztworu (ilości substancji) na podstawie podanych
informacji, obliczenia dla stanu gazowego.
Ciepło reakcji chemicznych, prawo Hessa, entalpia
tworzenia.
Kolokwium 1Ć (tematy 1 i 2)
stwierdzanie czy układ jest czy nie jest w stanie równowagi,
obliczanie składu równowagowego mieszaniny: na
podstawie składu początkowego, po zmianie parametrów
stanu (T, V), obliczanie rozpuszczalności na podstawie
iloczynu rozpuszczalności i odwrotnie (także w obecności
innych soli o wspólnym jonie)
Stała i stopień dysocjacji, autodysocjacja wody, pH,
obliczanie pH roztworów mocnych kwasów i zasad, słabych
kwasów i zasad, soli (słabych zasad i mocnych kwasów)
oraz (słabych kwasów i mocnych zasad)
Bufory: wypisania równań wiążących stężenia indywiduów
chemicznych w roztworze (stałe równowagi, bilans masy,
elektroobojętność roztworu), obliczanie pH roztworów
buforowych. Hydroliza, pojemność buforowa.
8.
9.
24.11
01.12
10. 08.12
11. 15.12
12. 05.01
13. 12.01
Testówka 2
(20.01)
14. 19.01
15. 26.01
Podstawy doświadczalne hipotez o kwantowaniu energii i o falowym Kolokwium 2Ć
charakterze elektronu. Równanie Schrödingera dla atomu wodoru,
Hydroliza, pojemność buforowa – pogłębienie.
liczby kwantowe, orbitale, część radialna i kątowa, widmo
elektronowe wodoru atomowego.
Atomy wieloelektronowe w przybliżeniu jednoelektrodowym
1. Reguły zapełniania orbitali i odstępstwa od reguł, konfiguracje
elektronowe atomów.
2. Koncepcja Slatera (EAN), szacowanie energii elektronów
w atomach wieloelektronowych.
3. Przykład: oceń energię elektronu 4s i 3d w atomach potasu oraz
żelaza.
4K
Reakcje redoksowe, równanie Nernsta
Równania kinetyczne 1 i 2 rzędu, równanie Arrheniusa
Orbitale molekularne jako kombinacje liniowe orbitali atomowych,
homojądrowe cząsteczki dwuatomowe, diagramy energetyczne.
Heterojądrowe cząsteczki dwuatomowe, elektroujemność, moment
dipolowy, fluorowcowodory, polaryzacja wiązań, rząd wiązania.
Hybrydyzacja sp3, tetraedr koordynacyjny, alkany, izomeria,
konformery. Hybrydyzacja sp, przykłady, rząd wiązania.
Hybrydyzacja sp2, alkeny, izomeria cis/trans, ozon, delokalizacja
elektronów, węglowodory aromatyczne. Podstawowe elementy
symetrii cząsteczek, proste przykłady, izomeria optyczna.
5K
Kolokwium 3Ć
Omówienie 5K i 3Ć, powtórka do testówki – wybrane zagadnienia.
Ewentualnie: Sieć krystaliczna, komórki elementarne układu
regularnego i heksagonalnego.
Kolokwium zaliczeniowe
Zasady zdobywania zaliczeń
Konwersatoria
- 2 kolokwia testowe (po 20 pytań) – maksymalnie 40 punktów
- zaliczenie kartkówek (5 po 6 pktów) oraz aktywny udział w zajęciach (odpowiedzi na ocenę) – maksymalnie 40 punktów (30 +10)
razem 80 punktów - do zaliczenia potrzeba zdobyć ≥ 40 punkty (50%)
Terminy kolokwiów testowych: 7 grudnia 2010 i 20 stycznia 2011
osoby, które nie zdobędą co najmniej 40 punktów, mają 2 dodatkowe szanse zdobycia zaliczenia
- pisemne kolokwium zaliczeniowe dla wszystkich grup
- pisemne kolokwium poprawkowe dla wszystkich grup (w sesji poprawkowej)
Ćwiczenia rachunkowe
- 3 kolokwia (po 8 pktów) – maksymalnie 24 punkty
- aktywny udział w zajęciach – maksymalnie 6 punkty
razem 30 punktów - do zaliczenia potrzeba:
1. zaliczyć każde kolokwium na ≥ 4 punkty
2. zdobyć łącznie ≥ 15 punktów (50%)
Prowadzący zajęcia indywidualnie organizują kolokwium zaliczeniowe i poprawkowe dla swoich grup.
Wstępny termin egzaminu: 1 lutego 2011