1. DEFINICJE:
a) MASA ATOMOWA -

jest to masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy (u)

b)

WARTOŚĆ FORMALNA - to liczba wiązań chemicznych utworzonych przez atom

danego pierwiastka w cząsteczce związku chemicznego
c) ATOM - j

est to najmniejsza część pierwiastka chemicznego zachowująca jego własności.

Atom składa się z jądra o dodatnim ładunku elektrycznym, w którym skupiona jest prawie
cała masa atomu i otaczających jądro elektronów o ładunkach ujemnych
d) KWASY, ZASADY I SOLE WG ARRHENIUSA - Kwasami nazywamy elekt

rolity które

ulegają całkowicie lub częściowo dysocjacji na kationy Wodoru i aniony reszty kwasowej
.Zasadami nazywamy wodorotlenki które dysocjują na kationy metali i aniony wodorów. Sole
są to elektrolity które dysocjują na kationy metali i reszty kwasowe
e) HYDROLIZA -

jest to proces rozkładu substancji pod wpływem wody(popatrzcie

sobie na przykładowe reakcje )
f) ZAKAZ PAULIEGO -

Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas gdy

ich spiny s

ą przeciwne (zorientowane w przeciwnych kierunkach)

W atomie nie mog

ą istnieć dwa elektrony, których stan kwantowy nie różniłby się

przynajmniej jedną liczbą kwantową.

2. ROZPISAĆ DYSOCJACJĘ ELEKTROLITYCZNĄ:
To rozpad elektrolitów na jony (kationy i aniony) pod wpływem wody lub innych
rozpuszczalników. Wystarczyło przepisać mniej więcej na jakie jony co się rozpada.

3. WZORY SUMARYCZNE OKSOKWASÓW I KWASÓW BEZTLENOWYCH
Kwasy beztlenowe:
* kwas solny (HCl)
* kwas fluorowodorowy (HF)
* kwas bromowodorowy (HBr)
* kwas jodowodorowy (HI)

* siarkowodór rozpuszczony w wodzie - H2S

* kwas selenowodorowy (H2Se)
Oksokwasy:
* HNO3 kwas azotowy(V)
* HClO4 kwas chlorowy(VII)
* H2SO4 kwas siarkowy(VI)

4. ZAPISAĆ STOPNIE UTLENIANIA DANYCH PIERWIASTKÓW:
Podstawowe reguły do obliczania stopnia utlenienia [Zapamiętać i samemu resztę rozkminić]

* stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym wynosi zero, niezależnie od tego, czy

substancja występuje w postaci pojedynczych atomów, czy w postaci cząsteczek, np. Fe0,
N20, O0, O20, O30;

* suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce obojętnej równa jest zero, a w

jonie złożonym równa jest jego ładunkowi;

* stopień utlenienia pierwiastka w jonie prostym jest równy ładunkowi jonu, np. Pb2+ →

(+2), Ag+ → (+1), Pb4+ → (+4), Cl– → (–1),

* stopień utlenienia fluoru we wszystkich związkach wynosi –1;

* stopień utlenienia wodoru w związkach jest równy +1, z wyjątkiem wodorków metali, w

których wynosi on –1, np. NaH;

* stopień utlenienia tlenu w związkach wynosi –2, z wyjątkiem fluorków tlenu, w których

wynosi +2 (OF

2

) lub +1 (O

2

F

2

) oraz związków zawierających wiązania tlen-tlen, np. w

nadtlenkach (st. utl. -

1), ponadtlenkach (st. utl. −½) i ozonkach (st. utl. -⅓);

* metale zazwyczaj przyjmują dodatnie stopnie utlenienia;

* pierwiastki pierwszych dwóch grup głównych występują wyłącznie na jednym stopniu

utlenienia, i tak dla grupy 1 (litowce) na +1, grupy 2 (berylowce) na +2.

5. PODAĆ NAZWY PODANYCH WZORAMI SUBSTANCJI:
Mniej więcej wg poniższych zasad:
a) TLENKI -

Aby nadać tlenkowi nazwę przy użyciu tego systemu używamy słowa tlenek

oraz podajemy nazwę pierwiastka tworzącego dany tlenek (jeśli to potrzebne wraz z
wartościowością lub stopniem utlenienia).
* CO

2

– tlenek węgla(IV)

* CO

– tlenek węgla(II)

* Na

2

O

– tlenek sodu

* Fe

2

O

3

– tlenek żelaza(III)

* FeO

– tlenek żelaza(II)

* CaO

– tlenek wapnia

b) WODOROTLENKI

–

wodorotlenek [ pierwiastek w D ] ( wart. lub su. )
* NaOH

– wodorotlenek sodu (jedyny)

* Ca(OH)

2

– wodorotlenek wapnia (jedyny)

* Al(OH)

3

– wodorotlenek glinu (jedyny)

* Fe(OH)

2

– wodorotlenek żelaza(II) lub wodorotlenek żelaza(+2)

* Fe(OH)

3

– wodorotlenek żelaza(III) lub wodorotlenek żelaza(+3)

* Cu(OH)

2

– wodorotlenek miedzi(II)

Wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie podlegają także (niezalecanemu) nazewnictwu:
'zasada [ pierwiastek-temat ]-'owa
* NaOH

– zasada sodowa

* KOH

– zasada potasowa

c) KWASY

–

=> Beztlenowe
kwas [ pierwiastek w mianowniku ]owodorowy
* HCl

– kwas chlorowodorowy (solny)

* HBr

– kwas bromowodorowy

* H

2

S

– kwas siarkowodorowy

* HI

– kwas jodowodorowy

* HCN

– kwas cyjanowodorowy (pruski)

* HF

– kwas fluorowodorowy

=> Tlenowe
kwas [ pierwiastek-temat ]owy( wart. lub su. )
* H

2

SO

4

– kwas siarkowy(VI) (nazwa półsystematyczna: kwas siarkowy)

* H

2

SO

3

– kwas siarkowy(IV) (nazwa półsystematyczna: kwas siarkawy)

* HNO

3

– kwas azotowy(V) (nazwa półsystematyczna: kwas azotowy)

* HNO

2

– kwas azotowy(III) (nazwa półsystematyczna: kwas azotawy)

* H

3

PO

4

– kwas fosforowy(V) (nazwa półsystematyczna: kwas fosforowy lub kwas

ortofosforowy)
* HMnO

4

– kwas manganowy(VII) (nazwa półsystematyczna: kwas nadmanganowy)

* H

2

CO

3

– kwas węglowy

* H

3

BO

3

– kwas borowy (nazwa zwyczajowa: kwas borny)

d) SOLE

–

Zasady ogólne dla soli
[ reszta kwasowa ]( wart. lub su. ) [ kation w D ]( wart. lub su. )
* NaCl

– chlorek sodu

* FeSO

4

– siarczan(VI) żelaza(II) (nazwa półsystematyczna: siarczan żelaza(II); dawn.

siarczan żelazawy)
* Fe

2

(SO

3

)

3

– siarczan(IV) żelaza(III) (nazwa półsystematyczna: siarczyn żelaza(III); dawn.

siarczyn żelazowy)
* KMnO

4

– manganian(VII) potasu (nazwa półsystematyczna: nadmanganian potasu)

* (COO)

2

Ca

– szczawian wapnia

=> Sole mieszane
[ reszta kwasowa 1 ][- lub _][ reszta kwasowa 2 ][- lub _][ itd. ]
[ kation 1 ][- lub i][ kation 2 ][- lub i][ itd. ]
* NaKSO

4

–

siarczan(VI) potasu-sodu lub
siarczan(VI) potasu i sodu lub
siarczan(+6) potasu-sodu lub
siarczan(+6) potasu i sodu lub
(tradycyjnie: siarczan potasowo-sodowy)
* AlCl(SO

4

)

–

chlorek-siarczan(VI) glinu lub
chlorek siarczan(VI) glinu lub
chlorek-siarczan(+6) glinu lub
chlorek siarczan(+6) glinu
* AlNa(SO

4

)(SO

3

)

– np. siarczan(IV)-siarczan(VI) glinu-sodu

=> Hydroksosole
* (CaOH)Cl

– chlorek wodorotlenek wapnia

* [Sn(OH)

2

]Br(NO

3

)

– azotan(V)-bromek-diwodorotlenek cyny(IV)

=> Wodorosole
* NaH

2

PO

4

– diwodorofosforan(V) sodu

* FeIICuIISO

4

(H

2

PO

4

)

2

– siarczan(VI)-diwodorofosforan(V) miedzi(II)-żelaza(II)

e) WODORKI

– Wodorki niemetali wg najnowszych zaleceń IUPAC należy nazywać od

pierwiastka niemetalu z końcówką -an oraz ewentualnym przedrostkiem oznaczającym ilość
atomów wodoru:
* PH

3

– fosfan (wodorek fosforu, fosforowodór, fosforiak)

* NH

3

– azan (wodorek azotu, azotowodór, amoniak)

* H

2

O

– oksydan (tlenek wodoru, tlenowodór, woda)

* H

2

S

– sulfan (siarczek wodoru, siarkowodór)

* AsH

3

– arsan (wodorek arsenu, arsenowodór, arseniak, arsyna)

Dla wodorków metali używamy słowa wodorek i dodajemy nazwę pierwiastka oraz, jeśli to
konieczne, również jego wartościowość lub stopień utlenienia:
* NaH

– wodorek sodu

* CaH

2

– wodorek wapnia

* FeH

3

– wodorek żelaza(III)

* SnH

4

– wodorek cyny(+4)

6. NAPISAĆ RÓWNANIA REAKCJI:
Reakcja syntezy

– polega na łączeniu się dwu lub więcej pierwiastków względnie

cząsteczek w związki chemiczne
A + B → AB
2H

2

+ O2 → 2H

2

O

H

2

+ S → H

2

S (siarkowodór)

SO

2

+ H

2

O → H

2

SO

3

Reakcja analizy

– dotyczy reakcji, w wyniku których z jednej substancji tworzą się dwie lub

więcej substancji prostszych.
AB → A + B
2HgO → 2Hg + O

2

Na

2

CO

3

→ Na

2

O + CO

2

Reakcja wymiany

– polega na zastąpieniu jonów lub atomów tworzących substraty w wyniku

reakcji chemicznych
AB + C → AC + B
Zn + H

2

SO

4

→ ZnSO

4

+ H

2

CuSO

4

+ Fe → FeSO

4

+ Cu

Reakcja wymiany podwójnej
AB + CD → AD + CB
2NaOH + H

2

SO

4

→ Na

2

SO

4

+ 2H

2

O

BaCl

2

+ H

2

SO

4

→ BaSO

4

+ 2HCl

7

. DOBIERANIE WSPÓŁCZYNNIKÓW – klasyczne zadanie, zawsze strona lewa ma się

równać prawej.

8. WYPISAĆ PIERWIASTKI DANYCH BLOKÓW:
a) BLOK S

– H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, He,

b) BLOK P

– B, C, N, O, F, Ne, Al, Si, P, S, Cl, Ar, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr, In, Sn, Sb, Te, I,

Xe, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn, Uuq
c) BLOK D

– Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd,

La, Hf, Ta, W, Re, Os, Pt, Au, Hg, Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt, Uun, Uuu, Uub
d) BLOK F

– Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu, Th, Pa, U, Np, Pu,

Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr,

9. OPISAC

A-

liczba masowa to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w

jądrze
Z-

liczba atomowa (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego

atomu.

Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu.

E-symbol pierwiastka

10. OBLICZANIE pH:
pH = -log [H+]
pOH = -log [OH-]
pH + pOH = 14

[H

+

] = 10

-pH

[OH

-

] = 10

–pOH

11. REAKCJE REDOKS:
Reakcje utleniania i redukcji (redox)

– reakcje, podczas których następuje zmiana stopni

utlenienia pierwiastków na skutek wymiany elektronów pomiędzy substancją utleniająca
(utleniaczem

– Utl) i redukcją (reduktorem – red).

Reduktor (elektronator) oddaje elektrony (jest donorem elektronów). Reduktor, oddając
elektrony, utlenia się (ulega dezelektronacji)
Red

– ze- → Ut

z -

liczba oddanych elektronów

Utleniczach (dezelektronator) pobiera elektrony (jest akceptorem el

ektronów). Utleniacz,

pobierając elektrony, redukuje się (ulega elektronacji)
Utl + ze-

→ Red

Np. tlen, fluorowce, ozon, manganian (VII) potasu

Dobieranie współczynników stechiometrycznych w równaniach reakcji redoks.
Aby dobrać współczynniki stechiometryczne należy:
1)

obliczyć stopień utlenienia pierwiastków występujących w reakcji

2)

ustalić utleniacz i reduktor reakcji

3)

zapisać reakcje połówkowe dla utleniacza i reduktora

4)

dokonać bilansu elektronów oddanych i pobranych

5)

dobrać pozostałe współczynniki zgodnie z prawem zachowania masy i ładunku w

reakcjach połówkowych
6)

nanieść otrzymane współczynniki stechiometryczne z reakcji połówkowych do reakcji

wyjściowej
7)

Stopnie utleniania w jonach złożonych

Suma stopni utlen

ienia wszystkich atomów w jonie złożonym jest równa ładunkowi tego jonu

8)

Stopnie utlenienia w cząsteczkach związków

Suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce i związku jonowym jest równa zero.

12. STĘŻENIA PROCENTOWE I PRZELICZANIE:

O stężeniach procentowych Cp1 i Cp2 w celu uzyskania roztworu stężeniu Cpz, gdzie Cp1>
Cpz>Cp2
m1/m2 = Cpz

– Cp2 / Cp1 – Cpz

m1

– masa roztworu o stężeniu Cp1

m2

– masa roztworu o stężeniu Cp2

M1

M2

13. STĘŻENIA MOLOWE I PRZELICZANIE:

O stężeniach molowych Cm1 i Cm2 w celu uzyskania roztworu o stężeniu Cmz, gdzie
Cm1>Cmz>Cm2
V1/V2 = Cmz

– Cm2 / Cm1 – Cmz

14. NAPISAĆ WZÓR PODANYCH SUBSTANCJI – improwizacja w tworzeniu wzorów z
nazw 

15. pH WODY:
W czystej wodzie [H+] = [OH-] = 1*10-7
pH = 7 r obojętny
pH >7 alkaliczny
pH <7 kwaśny

16. SCHARAKTERYZOWAĆ PIERWIASTKI:
=> WAPŃ
Do najpospolitszych pierwiastków 2 grupy, najczęściej spotykanych w przyrodzie nalezą
wapń i magnez, występujące w postaci następujących związków:
• wapieni CaCO

3

• magnezytów, których głównym składnikiem jest MgCO

3

• dolomitu MgCO

3

xCaCO

3

• siarczanu wapniowego CaSO

4

• fosforanu wapniowego Ca

3

(PO

4

)

2

• chlorku wapniowego 2
Głównym źródłem jonów wapnia w wodach podziemnych są procesy wietrzenia
chemicznego powszechnie występujących minerałów skał osadowych zawierających wapń:
kalcytu i aragonitu CaCO

3

, dolomitu CaMg(CO

3

)

2

, gipsu CaSO

4

x2H

2

O i anhydrytu CaSO

4

. W

rejonach gdzie występują skały wapienne,w jaskiniach obserwuje się zjawisko tworzenia
oryginalnych form skalnych tzw. stalaktytów i stalagmitów. Przyczyną tego procesu jest
zjawisko erozji, które polega na powolnym rozpuszczaniu skał wapiennych z utworzeniem
dobrze rozpuszczalnego wodorowęglanu wapnia. Dwutlenek węgla (CO

2

) pochodzi z

atmosfery. Z wodnego roztworu Ca(HCO

3

)

2

wolno ściekającego po ścianach jaskiń, po

częściowym odparowaniu wody wytrąca się osad CaCO

3

, tworząc naciek.

M1

M2

=> MAGNEZ
M

agnez jest pierwiastkiem zbliżonym pod względem chemicznym do wapnia. Aktywnie

uczestniczy on również w biologicznym obiegu substancji, Charakteryzuje się jednak
niższym niż wapń współczynnikiem pochłaniania biologicznego.
Migracja wodna magnezu przebiega nieco inaczej niż wapnia. Związane jest to m.in. z
mniejszym rozmiarem jonów Mg

2+

niż Ca

2+

i tworzeniem jonów uwodnionych. Magnez

wstępujący w wodach podziemnych jest głównie pochodzenia mineralnego. Może się tam
dostawać w wyniku wietrzenia wielu minerałów skał krystalicznych, np. oliwinów, piroksenów,
amfiboli, ciemnych mik, a ponadto chlorytów, serpetynów, magnezytów i innych. Magnez
dostarczany jest w wyniku wietrzenia i jest rozpras

zany podczas migracji wodnej, częściowo

może być także zużywany w procesach dolomityzacji skał bądź wychwytywany przez rośliny.
Większych ilości magnezu do wód podziemnych dostarczać mogą minerały skał osadowych.
Głównie dolomit CaMg(CO

3

)

2

. Jest on bardzie

j odporny na wietrzenie niż kalcyt, jednak

obecność agresywnego CO2 może przyspieszyć proces rozpuszczania, doprowadzając do
wód jony Mg

2+

i Ca

2+

. Powstaje wówczas typ wód wodorowęglanowo – wapniowo –

magnezowych.

Najwięcej magnezu może występować w wodach ługujących łatwo

rozpuszczalne siarczanowe i chlorkowe sole magnezu.

=>

SÓD

Sód jest najpospolitszym pierwiastkiem wśród metali alkalicznych. Sód występuje
powszechnie w minerałach skał krystalicznych, z których najważniejszy jest skaleń sodowy –
albit (NaAlSi

3

O

8

), oraz rzadziej, w łatwo rozpuszczalnych solach w skałach osadowych.

Znacznie większe ilości sodu dostają się do wód podziemnych w wyniku ługowania
osadowych złóż soli, głównie halitu (NaCl). Wody podziemne mogą być także wzbogacone w
sód dzięki procesom wymiany jonowej.

=> POTAS
Potas jest pierwiastkiem zbliżonym pod względem właściwości chemicznych do sodu,
występującym w litosferze w podobnych ilościach. Rozpuszczalność soli potasowych:
kainitu, sylwinu, karnalitu, polihalitu i in. jest wyższa niż halitu. Niemniej, głównie ze względu
na silną adsorpcję przez minerały ilaste oraz pobór przez rośliny, potas wyraźnie ustępuje
ilościowo sodowi w wodach.
Stosunkowo duże zawartości potasu w wodach podziemnych mogą być związane z
lokalnymi wystąpieniami ewaporatów, gdzie zawartość tego pierwiastka w złożu solnym
może osiągać 20-50% ogólnej liczby kationów. Potas uważany jest za jeden z pierwiastków
urodzaju., stosowany jest w wielu nawozach mineralnych. Intensywne nawożenie nawozami
organicznymi również może podwyższyć zawartość jonów K+ w wodach gruntowych.
Podobnie jak sód, potas może się również dostawać do wód podziemnych w wyniku
zanieczyszczeń bytowych, gospodarczych czy też przemysłowych.

=> ŻELAZO
W zewnętrznej skorupie ziemskiej zawartość żelaza ocenia się na około 5%, rdzeń skorupy
ziemskiej prawdopodobnie zawiera głównie Fe i Ni. Powszechnie występuje w wielu
minerałach skałotwórczych. Bierze ono czynny udział w obiegu pierwiastków w środowisku
jako pierwiastek cykliczny. Pierwotnym źródłem żelaza w wodach podziemnych są liczne
minerały skał magmowych, takie jak: oliwiny, pirokseny, amfibole, biotyt, magnetyt czy tez
piryt. Żelazo powszechnie również występuje w minerałach skał osadowych, np. w pirytach i
markasytach, syderytach oraz tlenkach i wodorotlenkach (hematyt, meghemit, goethyt,

ferrihydryt). Wietrzejące krzemiany, siarczki i węglany dostarczają do wód podziemnych
znacznych ilości żelaza.
Ługowanie żelaza z utworów wodonośnych i przeprowadzanie go do wód podziemnych jest
złożonym, skomplikowanym procesem o rożnym przebiegu zależnym od całokształtu
warunków.
Proc

esy powodujące ługowanie związków Fe ze skał :

Hydratacja
Hydroliza
Oddziaływanie CO

2

, SO

4

2-

, OH-, H+

Powstawanie kompleksów: żelazoorganicznych; połączenia Fe z substancją ilastą
Sorpcja powierzchniowa
Oddziaływanie mikroorganizmów

=> TLEN
jest gazem bezbarwnym, bez zapachu, nietoksycznym,

nieco cięższym od powietrza.

Zawartość tlenu w atmosferze, wodach i skorupie ziemskiej (do 16km głębokości) stanowi
prawie 50% ich składu chemicznego. Główne ilości tlenu występują w przyrodzie w postaci
związanej. Na przykład woda zawiera ok. 89% tlenu, piasek – 53% a organizm ludzki pok
65%. występuje w dwóch odmianach alotropowych – O

2

tlen i O

3

ozon.

Ozon O

3

jest niebieskim gazem, o większej gęstości od powietrza. Ma zapach powietrza po

burzy. W stanie wolnym występuje w atmosferze, powstaje w górnych warstwach atmosfery
pod wpływem promieniowania ultrafioletowego w wyniku rozpadu cząsteczek O

2

pod

wpływem światła i dalszego łączenia się ich.
Ozon otrzymuje się następująco:
•

przepuszczanie przez tlen wyładować elektrycznych

•

naświetlanie tlenu promieniami nadfioletowymi

•

reakcje chemiczne, w których wydziela się tlen, np. rozkład H

2

O

2

•

działanie fluoru na wodę

Zastosowanie
Tlen

– ze względu na niska cenę i łatwa dostępność jest jednym z najszerzej stosowanych

utleniaczy w przemyśle (np. przemysł hutniczy). Ponadto tlen jest wykorzystywany, w
palnikach do cięcia i spawania metali, jako utleniacz w paliwach rakietowych, czy w
medycynie.
Świat zwierząt – tlen wdychany przez człowieka z atmosfery jest wiązany w płucach z
hemoglobiną krwi i przekazywany do poszczególnych komórek, które zużywają go w
procesie oddychania komórki. W czasie tego procesu węglowodany (cukry) utleniają się w
celu dostarczenia energii niezbędnej do zapewnienia działalności życiowej komórek.
Środowisko wodne – rozpuszczony w wodzie tlen jest potrzebny roślinom żyjącym w wozie
oraz do życia zwierząt. Z chwila, gdy stężenie rozpuszczonego tlenu zostanie obniżone
poniżej wartości dopuszczalnej, życie roślin i zwierząt zamiera, a w warunkach beztlenowych
powstają związki o właściwościach toksycznych, a woda zaczyna cuchnąć.
Wody podziemne

– najwyższe stężenia tlenu obserwujemy w wodach występujących płytko,

jest on bowiem prawie wyłącznie pochodzenia atmosferycznego. Przy infiltracji wód przez
glebę następuje ich zubożenie w tlen. Gaz ten jest zużywany w procesach glebowych,
głównie przy mikrobiologicznym rozkładzie materii organicznej. Zawartość rozpuszczonego
tlenu w wodach gruntowych wynosi najczęściej poniżej 10mg/L.

=> KRZEM
Udział krzemu w budowie skorupy ziemskiej oceniany jest na 26,03%. W przyrodzie
wys

tępuje w postaci różnych związków, głównie krzemianów i glinokrzemianów, a także w

postaci wolnego dwutlenku krzemu SiO

2

. Związki krzemowe wchodzą w skład piasku, gliny,

większość skał i minerałów. Ze znanych postaci występowania SiO

2

, należy wymienić

kwarc.
Jest to pierwiastek biogenny, nieodzowny w rozwoju życia organicznego, występujący w
szczątkach organicznych, intensywnie wychwytywany z morskich i lądowych wód
powierzchniowych przez niektóre organizmy, budujące szkielety krzemionkowe, np.
okrzemki, g

ąbki. Źródłem krzemu w wodach podziemnych jest rozpuszczanie minerałów –

form SiO

2

(kwarcu, chalcedonu) oraz wietrzenie pierwotnych i wtórnych krzemianów. W

warunkach naturalnych przeobrażenia pierwotnych krzemianów zachodzić mogą
wielostopniowo.

=> GLIN
Jednym z najbardziej rozpowszechnionych w przyrodzie metali 13 grupy jest glin. Stanowi
on 7,28% ogólnej masy pierwiastków wchodzących w skład skorupy ziemskiej zajmując
trzecie miejsce po tlenie i krzemie, a pierwsze spośród metali. Glin występuje w przyrodzie
jedynie w postaci różnych połączeń z innymi pierwiastkami, głównie jako składnik
glinokrzemianów i tlenku glinowego. Rozpuszcza się dobrze w kwasie solnym dając chlorek
glinowy AlCl

3

, słabiej w rozcieńczonym kwasie siarkowym, tworząc siarczan (VI) gliny

Al2(SO

4

)

3

.

Glin jest metalem reaktywnym, silnie ogrzewany spala się gwałtownie w powietrzu czy tlenie.
Pył glinowy tworzy z powietrzem mieszaninę wybuchową. Jednak w zwykłych warunkach glin
szy

bko pokrywa się cienka, wytrzymałą warstwą tlenku glinowego, która chroni metal przed

dalszą korozją.
Glin, mimo że jest bardzo rozpowszechniony w litosferze, jest jednak mało ruchliwy w
hydrosferze. Jego rozpuszczalność w wodach różnych środowisk wynika z właściwości
amfoterycznych. Główna zmienną kierującą uruchamianiem glinu do wód jest odczyn
środowiska. Największą rozpuszczalność glin osiąga w wodach środowisk silnie kwaśnych
(np. w obszarach aktywnego wulkanizmu, strefach utleniania złóż siarczków) i silnie
zasadowych (w otoczeniu jezior alkalicznych, strefach rozpuszczania produktów
niskociśnieniowego, termicznego metamorfizmu skał węglanowych).

17. OPISAĆ I NARYSOWAĆ ORBITALE:
Orbital atomowy - funkcja falow

a opisująca stan elektoronu w atomie. Jest to przestrzeń ,w

której prawdopodobieństwo znalezienia elektoronu jest największe.

Orbital typu s -

powłoka o głównej licznie kantowej n=1 składa się z jednego typu orbitalu 1s

tworzącego kulistą powłokę K.

Orbital typu p -

elektrony w powłoce n=2 mogą mieć wartość l.pobocznej 1=0 i 1 tzn oprócz

orbitali typu s pojawiają sie orbitale typu p.

Orbital typu d i f - poziom n=3 obejmuje podpoziomy s, p ,d

18. HPLC:
Klasyczna chromatografia cieczowa polega na stosowaniu kolumn szklanych, k

tóre wypełnia

się sorbentem i rozpuszczalnikiem. Do kolumny wprowadza się badaną próbkę zawierająca
kilka składników i przepuszczając przez kolumnę rozpuszczalnik eluuje się z kolumny na
poszczególne składniki. Składniki występujące w wycieku z kolumny oznacza się właściwa
dla nich metodą, np. spektrofotometryczną, polagraficzną i in. czasami zwiększa się
przepływ rozpuszczalnika przez kolumnę, stosując podwyższone ciśnienie. Klasyczna
chromatografia cieczowa charakteryzująca się niską sprawnością kolumny i długim czasem
rozdziału, ma ograniczoną użyteczność.
Dopiero zastosowanie wypełnienia o bardzo drobnym uziarnieniu (2-10 mikrom), pomp
wymuszających przepływ fazy ruchomej pod dużym ciśnieniem oraz krótkich kolumn o
długości do 250 mm, radykalnie poprawiło sprawność i szybkość rozdzielania...

Zestaw HPCL składa się z:
• pompy (dla utrzymania wysokiego ciśnienia cieczy)
• dozownika l;ub auto – samplera (doprowadzającego badaną próbkę do systemu)
• detektora (analizator próbki)
• skomputeryzowanego systemu obróbki danych lub rejestratora (zapisywanie
chromatogramu)

Jak działa kolumna chromatograficzna?
Dlaczego ulegają rozdzieleniu?
Żółte lubią ruchomą fazę i poruszają się szybko jako pierwsze
Czerwone lubią fazę stacjonarna i dlatego poruszają się powoli
Niebieskie lubią stacjonarna najbardziej i dlatego poruszają się najwolniej

Detektory

– służą do oznaczania stężeń substancji zawartych w rozpuszczalniku w

momencie opuszczania kolumny chromatograficznej. Rozróżnia się dwa typy detektorów:
mierzące sumaryczne właściwości cieszy i mierzące właściwości rozpuszczonej substancji.
EC

– elektrochemiczne – mierzy prąd z elektrody roboczej (węgiel szklisty, Pt, Au) przy

odpowiednim potencjale
• bardziej czuła niż fluorymetria
• wadami są: łatwość zanieczyszczenia elektrody oraz duża czułość na zmianę natężenia
przepływ i temperaturę
• wymaga wysokiej czystości rozpuszczalników oraz częstej kalibracji
MS

– spektrometr mas – mierzy stosunek masy do ładunku jonu {m/z} – pozwala na

identyfikację właściwych składników – masa molekularna/fragmentacja

Zastosowanie
Przydatność chromatografii cieczowej jest obecnie porównywalna do użyteczności
chromatografii

gazowej. Chromatografia cieczowa jest szczególnie przydatna do rozdzielania

związków, których bez rozkładu nie można przeprowadzić w stan gazowy. Pozwala ona na
rozdzielenie związków o bliskich sobie masach cząsteczkowych od ok 100 do kilku mln.
Metoda nad

aje się do identyfikacji i ilościowego oznaczania wielu związków organicznych w

wodach i skałach osadowych. Wykazuje ona wiele zalew w oznaczaniu wielopierścieniowych
węglowodorów aromatycznych, pestycydów, aldehydów, substancji powierzchniowo
czynnych, węglowodorów, fenoli, estrów ftalowych i innych związków.

19. ANIONY W GRUPIE ALKALICZNEJ
!!! nie do końca wiem o co chodzi, prawdopodobnie to jest to !!!

=> ANALIZA ANIONÓW
Podział anionów na grupy analityczne, przy którym to podziale stosuje się różne kryteria.
Najprostsz

y sposób podziału (Wprowadzony przez Bunsena) polega na różnicy

rozpuszczalności soli, srebra i baru w wodzie oraz HNO

3

i obejmuje 7 grup analitycznych:

I.

grupę analityczną reprezentuje jon chlorkowy (Cl¯). Aniony tej grupy tworzą w z jonami Ag

+

osady rozpuszczalne w wodzie i HNO

3

, natomiast w reakcji z jonami Ba

2+

powstają produkty

dobrze rozpuszczalne w wodzie.
II

grupę analityczną tworzą jony octanowe CH3COO¯ i azotanowy (III) (NO

2

). Jony Ag

+

wytrącają ze stężonych roztworów zawierających aniony tej grupy białe osady łatwo
rozpuszczalne w HNO

3

. Jony Ba

2+

z anionami tej grupy tworzą sole bardzo dobrze

rozpuszczalne w wodzie.
III.

grupa analityczna reprezentuje anion węglanowy ( CO

3

2-

). Zarówno z jonami Ag

+

jak i Ba

2+

tworzą trudno rozpuszczalne w wodzie osady o barwie białej, które rozpadają się do HNO

3

.

IV.

W skład tej grupy analitycznej wchodzi anion fosforanowy ( PO

4

3-

)

V. Aniony z tej grupy to aniony azotanowe (V) NO

3

-

VI. grupa aniony siarczanowe (IV) SO

3

2-

VII. grupa aniony siarczanowe (VI) SO

4

2-

=> ANALIZA KATIONÓW
Obejmuje 5 grup analitycznych i jest oparta na różnicach rozpuszczalności chlorków,
siarczków. Do roztworu dodaje się odpowiedni odczynnik grupowy. Jeśli nastąpiło strącenie
osadu, oznacza to że jakieś kationy z danej grupy są obecne w roztworze.

Grupa analityczna

Odczynnik grupowy

Kationy

I

2 molowy HCl

Ag

+

, Pb

2+

, Hg

2

2+

II

H

2

SO

4

lub (NH

4

)

2

CO

3

Pb

2+

, Sn

2+

, Co

2+

III

H

2

S w środowisku 0,3 mol

HCL

Hg

2+

,Bi

3+

, Cu

2+

, Cd

2+

, Sn

2+

,

Sn

4+

, As

3+

, As

6+

IV

(NH

4

)

2

CO

3

Ba

2+

, Sr

2+

, Ca

2+

V

Brak(ponieważ większość
soli tych kationów są dobrze
rozpuszczalne w wodzie, co
stwarza problemy z ich
identyfikacją z powodu małej
ilości reakcji
charakterystycznych.)

Na

+

, K

+

, NH

4

+

, Mg

2

+

20. ChZT

– czyli ogólna powtorka skryptów lub modlitwa o dobrą pamięć z ćwików