Wykłady z Chemii Ogólnej/BIOTECHNOLOGIA

• Dr inż. Anna Korytkowska-Wałach
• email: anna.walach@polsl.pl
• Konsultacje: środa godz. 11:00 – 13:00 lub w uzgodnionym terminie, pok. 21/N1
• Platforma Zdalnej Edukacji (PZE)

I. ZAGADNIENIA CHEMII OGÓLNEJ

1. Podstawowe pojęcia chemiczne i prawa chemiczne:

• Substancje chemiczne:
  • Składają się z cząsteczek tego samego rodzaju.
• Mieszaniny:
  • Jednorodne: homogeniczne (np. mieszaniny gazów, roztwory właściwe, stopy metali).
  • Niejednorodne: heterogeniczne (np. SiO2 + NaCl).
• Pierwiastek: Substancja zawierająca jeden rodzaj atomów a.
  • Odmiany alotropowe: Występowanie tego samego pierwiastka chemicznego w różnych odmianach (np. grafit i diament).
• Związek chemiczny: Substancja złożona z dwu lub więcej różnych atomów.
• Atom: Najmniejsza cząstka zachowująca właściwości chemiczne pierwiastka, składająca się z jądra (+ naładowane) i elektronów (- naładowane).
• Kluczowe prawa chemiczne:
  1. Prawo zachowania masy
  • Theo Antoine Lavoisiera mówiące, że masa nie zmienia się w reakcjach chemicznych.
  1. Prawo stosunków stałych (Proust)
  • Pierwiastki w związku chemicznym zawsze w stałych proporcjach.
  1. Prawo stosunków wielokrotnych (Dalton)
  • Ilości wagowe pierwiastków w różnych związkach tworzą liczby całkowite.
  1. Prawo stosunków objętościowych (Gay-Lussac)
  • Objętości gazów uczestniczących w reakcji chemicznej są w stosunku małych liczb całkowitych.
  1. Prawo Avogadra
  • Równoważność objętości gazów w tych samych warunkach do liczby cząsteczek.

2. Współczesne poglądy na budowę atomu

• Kwantowalność energii:
  • Energia jest skwantowana i atomy mogą absorbować lub emitować kwanty energii.
• Dualizm korpuskularno-falowy:
  • Fala de Broglie’a i zasada nieoznaczoności Heisenberga.
• Równanie Schrödingera:
  • Opisuje stany kwantowe elektronów w atomie.
• Liczby kwantowe:
  • Opisują wszystkie właściwości elektronów i orbit.
• Orbitale atomowe:
  • Zasady dotyczące ich rozbudowy i układów elektronowych.

3. Układ okresowy pierwiastków

• Podział:
  • Metale, niemetale, blok s, p, d, f
• Właściwości chemiczne:
  • Okresowość wartościowości, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe.
• Konfiguracje elektronowe:
  • Zasady dotyczące rozkładu elektronów w atomach.

4. Wiązanie chemiczne

• Teoria wiązań walencyjnych (VB):
  • Odległość między jądrami i energia wiązania cząsteczek.
• Teorie Lewisa i Kossela:
  • Opisują wiązania jonowe i kowalencyjne. Właściwości związków jonowych i energii sieci krystalicznej.
• Reguła oktetu:
  • Wyjątki od reguły oktetu, ładunek formalny, struktury rezonansowe.
• Metoda VSEPR:
  • Przewidywanie kształtu cząsteczek na podstawie odpychania elektronów.

5. Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

• Zjawiska polaryzacji:
  • Moment dipolowy, polarność cząsteczek, oddziaływania dyspersyjne i wodorowe.
• Przykłady wpływu:
  • Jak oddziaływania wpływają na temperatury topnienia, wrzenia i rozpuszczalności.
• Temperatury wrzenia alkanów liniowych i rozgałęzionych:
  • Porównania i różnice.

6. Stany skupienia materii

• Gazy:
  • Prawo gazu doskonałego i podstawowe prawa gazowe (prawo Daltona, prawo Henry’ego).
• Ciecze:
  • Napięcie powierzchniowe, siły kapilarne, pojęcie fazy i mieszanie cieczy.
• Ciała stałe:
  • Substancje bezpostaciowe vs krystaliczne, temperatura topnienia, przewodnictwo elektryczne metali.
• Wykresy fazowe:
  • Sublimacja, topnienie, parowanie, punkt potrójny i punkt krytyczny.

7. Prawo działania mas

• Równowagi chemiczne:
  • Stężeniowa stała równowagi, aktywność jonów, stała równowagi dysocjacji.
  • Woda, dysocjacja wody, pH, metody wyznaczania pH i bufory.
• Teoria kwasów i zasad:
  • Arrheniusa, Brønsteda-Lowry'ego, Lewisa i przykłady kwasów twardych i miękkich.

8. Kinetyka chemiczna

• Szybkość reakcji chemicznych:
  • Teoria zderzeń aktywnych, kompleks aktywny, rzędy reakcji oraz energia aktywacji.

9. Termodynamika chemiczna

• Podstawowe pojęcia:
  • Układ otwarty, zamknięty, izolowany, energia wewnętrzna, entalpia.
• I zasada termodynamiki:
  • Procesy egzotermiczne i endotermiczne.
• Entropia:
  • II i III zasada termodynamiki, entalpia swobodna i kierunki przemian.

II. WARUNKI ZALICZENIA PRZEDMIOTU

• I. Zaliczenie seminarium: minimum 50% punktów w kolokwium.
• II. Zaliczenie laboratorium: minimum 50% punktów teoretycznych i wykonanie raportów.
• III. Egzamin: minimum 50% punktów.
  • Punkty za aktywność na wykładzie wliczają się do oceny egzaminu.
  • Formuła: ocena końcowa = 0,2 x ocena z seminarium + 0,2 x ocena z laboratorium + 0,6 x ocena z egzaminu.

III. BUDOWA ATOMU

Ogólne cechy atomu

• Atom składa się z jądra atomowego i elektronów krążących wokół jądra.
• Dodatni ładunek jądra równoważy się z ujemnymi ładunkami elektronów.

Odkrycia związane z budową atomu

• Doświadczenie Thomsona: Odkrycie elektronów.
  • Atom składa się z ujemnie naładowanych cząstek.
• Doświadczenie Rutherforda: Odkrycie jądra atomowego.
  • Atomy mają wewnątrz jądra o masie znacznie większej niż masa elektronów.
• Odkrycie neutronu - J. Chadwick (1932):
  • Obecność neutronów w jądrze, które mają masę zbliżoną do protonów.

IV. PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ

Odkrycie promieniotwórczości

• Rodzaje promieniowania:
  • Promieniowanie α, β⁻, β⁺, γ.

V. OTOCZĄCA CHEMIA

Tematy praktyczne

• Datowanie C-14:
  • Metoda badająca ilość izotopu C-14, która zmienia się w martwych organizmach.
• Zastosowanie izotopów:
  • Śledzenie mechanizmów reakcji chemicznych.

VI. LITERATURA

• L. Jones, P. Atkins, Chemia Ogólna, PWN
• P. Atkins, L. Jones, L. Laverman
• L. Pajdowski, Chemia Ogólna, PWN
• A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, t. 1
• Uzupełniająco: Nowoczesne Kompendium Chemii, PWN
• W. Kołos, Elementy Chemii Kwantowej, PWN

VII. UWAGI DODATKOWE

• Znajomość symboli pierwiastków oraz ich tłumaczenie na łacinę.
• Wskazówki dotyczące praktycznych zagadnień i ćwiczeń laboratoryjnych.