-

Wyprowadzić i omówić prawo Kirchoffa.

Δ_rH = H _produktów - H _substratów

(ðΔ_rH / ðT)_p = (ðΔ_rH_prod / ðT)_p - (ðΔ_rH_subs / ðT)_p

(ðH / ðT)_p = C_p

(ðΔ_rH / ðT)_p = C_{p prod} - C_{p subs} = ΔC_{p (regentów)}

(ðΔ_rH / ðT)_p = ΔC_p Δ_rH_T2 = Δ_rH_T1 + _T1∫^T2 ΔC_pdT

(ðΔ_rH / ðT)_V = ΔC_V Δ_rH_T2 = Δ_rH_T1 + _T1∫^T2 ΔC_VdT

C_p - jest to różnica pomiędzy ciepłami molowymi produktów i substratów reakcji, obliczona według równania stechiometrycznego reakcji.

Podać przykłady procesów odwracalnych i nieodwracalnych i omówić w jakich warunkach one przebiegają.

Proces odwracalne spełniają następujące warunki:

-układ przechodzi w nim poprzez te same stany pośrednie, co w procesie pierwotnym lecz w odwrotnej kolejności

-układ wymienia z tym procesie z otoczeniem ilości masy, ciepła i pracy różniące się jedyne znakiem od wymienionych w procesie pierwotnym. W ten sposób po zakończeniu proces odwracalnego nie pozostanie żaden ślad ani w układzie, ani w jego otoczeniu. Proces, który nie spełnia chociażby jednego z warunków nazywamy procesem nieodwracalnym. Proces nieodwracalne są to procesy samorzutne.

Dla przemiany odwracalnej zachodzi równość: ΔS = Q_odwr/T

Dla przemiany nieodwracalnej: ΔS > Q_odwr/T

Podać definicję entropii i kilka definicji II zasady termodynamiki.

Entropia jest to funkcja stanu tzn. zmiany jej wartości zależą tylko od początkowego i końcowego stanu układu, a nie od drogi procesu. Entropia służy do określania procesów odwracalnych i nieodwracalnych - jest miarą odwracalności procesów.

dS = dQ_odwrac / T

ΔS _{I , II} = _I∫^II dS = _I∫^II dQ_odwrac / T

Jeżeli T _układu = T _otoczenia to:

dS_układu = dQ_odwrac / T_układu

dS_otoczenia = - dQ_odwrac / T_otoczenia

Różne sformułowania II zasady termodynamiki:

1.Entropia jest funkcją stanu.

2.Łączny przyrost entropii układu i otoczenia może być tylko dodatni lub równy 0

3.Ciepło nie może przechodzić od ciała zimniejszego do cieplejszego

4.Zmiana pracy na ciepło w skutek tarci jest nieodwracalna

5.Czas jest wielkością jednokierunkową.

Podać podstawowe równania reprezentujące I i II zasadę termodynamiki.

II zasda termodynamiki:

Dla przemiany odwracalnej: ΔS = Q_odwr/T

Dla przemiany normalnej: ΔS >= Q_odwr/T

I zasada termodynamiki:

ΔU = Q + W ; dU = dQ + dW ; dU = dQ - pdV ; dQ = dU + pdV

dS >= (dU + pdV) / T ; TdS >= dU +pdV; dU - TdS =< -pdV

T = const to dT = 0

d(U-TS) =< -pdV

Omówić funkcją F zwaną energią swobodną.

Jest to funkcja termodynamiczna, która jest funkcją stanu:

def: F = U - TS

d(U - TS) =< -pdV ; dF =< dW ; ΔF =< W

W przemianie izotermicznej odwracalnej ΔF = W a w przemianie izotermicznej nieodwracalnej ΔF < W. W przemianie izotermiczno -izochorycznej gdy T = const i V = const ΔF =< 0, gdy przemiana jest odrwacalna to ΔF = 0, gdy przemian jest nieodwracalna to ΔF < 0.

Omówić funkcją G zwaną entalpią swobodną.

Entalpia swobodna układu ( zwana też energią swobodną Gibbsa lub potencjałem termodynamicznym)

def: G = H - TS

dU - TdS =< -pdV ; dU - TdS + pdV =< 0

w przemianie izotermiczno- izobarycznej (T,p=const)

d(U + pV - TS) =< 0 , d(H - TS) =< 0 ; dG =< 0

W przemianie izotermiczno - izobarycznej dal procesów odwracalnych ΔG = 0 a dla procesó nieodwracalnych < 0.

Omówić III zasadę termodynamiki, wnioski z niej wypływające i podać przykłady substancji, które nie są ciałami planckowskimi.

Def: Entropia molowa czystych substancji krystalicznych równa jest zeru w temperaturze zera bezwzględnego.

Jeżeli S = 0 bezwzględnemu to ciała takie nazywamy ciałami planckowskimi. Substancjami krystalicznymi , które nie spełniają III zasady termodynamiki są: tlenek węgla CO i tlenek azotu NO.

Wniosek z III zasady termodynamiki:

lim _T-0 ΔC_p = 0

Ciepła molowe wszystkich substancji w zerze bezwzględnym mają wartość zero.

Podaj treść i ogólną postać prawa działania mas.

Prawo działania mas mówi, że substancje reagują tak długo, dopóki stosunek iloczynu stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów ( które występują w potęgach wynikających z równania chemicznego) nie osiągnie w stałej temperaturze, stałej wartości K, zwanej stałą równowagi chemicznej.

K = [(p_C/p⁰)^c (p_d/p⁰)^d / (p_a/p⁰)^a (p_b/p⁰)^b]

Podać treść zasady Le Chateliera-Brauna (reguła przekory, zasady przeciwdziałania) i przykłady jej zastosowania.

Jeżeli jest równowaga i zmieniamy warunki układu, to układ zostaje zakłócony. W układzie będzie zachodził proces do osiągnięcia nowej równowagi w nowych zmienionych warunkach równowagowych. Kierunek można określić na podstawie termodynamiki.

Reguła przekory:

Działania zewnętrzne naruszające stan równowagi układu, wywołują w nim takie zmiany, które zmieniają skutki(wyniki) tego działania.

GAZY

Podać i omówić równanie stanu gazu doskonałego i prawo Daltona.

pV = nRT

R - stała gazowa, obowiązująca R = 8,314510(70) J/ (mol*K) i wyrównana R = 8,314472(15) J/ (mol*K), dla gazu doskonałego

R = C_p - C_v

Prawo Daltona - całkowite ciśnienie mieszaniny gazów równe jest sumie ciśnień cząstkowych poszczególnych składników.

p = p₁ + p₂ + p₃ + … = ∑p_i

Ciśnieniem cząstkowym - nazywamy ciśnienie jakie wywierałby dany składnik mieszaniny gdyby on sam wypełniał całą przestrzeń jaką zajmuje mieszanina w danej temperaturze:

p_i = n_i *[ (R*T) / V] p= n₁ *[ (RT) / V] + n₂ *[ (RT) / V] + …

p = (n₁ + n₂ + …) RT/V p = (∑n_i) RT/V

Podać i omówić równanie wan der Walsa.

Równanie vdV służy do opisywania gazów rzeczywistych przy niskich temperaturach i wyższych ciśnieniach. Wprowadził dwie poprawki do modelu gazu doskonałego (równia stanu gazu doskonałego): uwzględnił objętość własną cząstek, uwzględnił siły przyciągania między cząstkami w gazie.

pV = nRT ; p(V - nb) = nRT ; (p_wew + p_cał)(V - nb) = nRT

p_{wew -} jest proporcjonalne do kwadratu gęstości gazów = a*(n²/V²),

a - stała proporcjonalna

( p + (an²)/V²) ( V - nb) = nRT

Pełne równanie van der Walsa dal gazów rzeczywistych; a, b - stałe zależą od rodzaju gazów ( są różne dla różnych gazów). W granicznych przypadkach kiedy n maleje a V rośnie sprowadza się do równania gazu doskonałego pV = nRT.

Na wykresie p = f(V) narysować izotermę krytyczną i zanaczyć obszary gazu, pary nienasyconej pary w równowadze z cieczą i cieczy. Podać definicję T_kr, p_kr, V_kr.

Temperatura krytyczna - nazywa się najniższą temperaturę w której gaz nie daje się skroplić lub najwyższej w której daje się skroplić .

Ciśnienie krytyczne - jest to ciśnienie, które jest potrzebne do skroplenia gazu w temperaturze krytycznej.

Objętość krytyczna - jest to objętość jaką zajmuje 1 mol gazu w temperaturze krytycznej i pod ciśnieniem krytycznym.

T_kr, p_kr, V_kr - są charakterystyczne dla każdego gazu ( są podawane w tablicach)

Omówić co to jest entalpia i podać odpowiednie zależności:

Entalpia - podobnie jak energia wewnętrzna, entalpia układu jest jednoznaczną funkcją zmiennych stanu układu.

H = U + pV

Po zróżniczkowaniu równania otrzymujemy:

dH = dU + pdV + Vdp

p=const

dH = dU + pdV

a więc: Q_p = ΔH = ΔU + pdV

Zmiana entalpii układu ΔH równa jest ilości wymienionej energii na sposób cieplny Q_p , gdy proces dokonuje się w stałej temperaturze i pod stałym ciśnieniem. Jeżeli w reakcji, obok ciał stałych i cieczy biorą udział gazy, wtedy zmianę objętości ciał stałych i cieczy można zwykle pominąć jako bardzo małe w stosunku do zmiany objętości gazów. Jeżeli ponadto przyjmuje się, że gazy stosują się do praw gazu doskonałego , to możemy założyć, że pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze: pΔV = RTΔn_g

Wówczas molowa entalpia reakcji Δ_rH będzie równa: Δ_rH= Δ_rU + RTΔn_g

We wzorze tym Δn_g oznacza zmianę licz moli gazowych reagentów w wyniku reakcji: Δn_g = Σn” - Σn'

Σn” - suma ilości moli produktów gazowych

Σn' - suma ilości moli substratów gazowych

Jak definiuje się ciepło molowe w stałej objętości i pod stałym ciśnieniem ?

Jeżeli do układu o temperaturze T doprowadzimy pod stałym ciśnieniem niewielką ilość energii, to entalpia układu wzrośnie o ðh z temperaturą układu o ðT (jeżeli nie zachodzą w układzie przemiany fazowe). Stosunek przyrostu entalpii do przyrostu temperatury, gdy przyrost temperatury dąży do zera, nazywamy pojemnością cieplną układu C_p , pod stałym ciśnieniem w temperaturze T:

C_p = (ðH / ðT )_p = dQ_p / dT

Podobna zależność zachodzi dla układu w stałej objętości. Pochodną cząstkową energii wewnętrznej względem temperatury w stałej objętości, nazywamy pojemność cieplną układu w stałej objętości C_v :

C_v = (ðU / ðT )_v = dQ_v / dT

Pojemność cieplną 1kg substancji nazywamy ciepłem właściwym i oznaczamy małymi literami c_v i c_p. Jednostką jest dżul na kilogram i kelwin o symbolu [J kg^-1 K^-1]

Pojemność cieplną 1mola substancji nazywamy ciepłem molowym i oznaczamy dużymi literami C_v i C_p. Jednostką jest dżul na mol i kelwin o symbolu [J mol^-1 K^-1]

Wyprowadzić zależność między C_p a C_v dla gazu doskonałego:

dH / dT = dU / dT + d(pV) / dT

dla 1 mola pV = RT

dH / dT = dU / dT + d(RT) / dT = dU / dT + R

dH / dT = C_p dU / dT = C_v

stąd: C_p = C_v +R

R = C_p - C_v

Co to są parametry intensywne, parametry ekstensywne? Podać przykłady.

Parametrami intensywnymi nazywa się wielkości opisujące skład fazy, które nie zależą od stanu fazy np. temperatura, cieśninie, ułamek molowy.

Parametrami ekstensywnymi nazywa się te wielkości zależne od ilości fazy np. objętość, masa.

Podać termodynamiczny warunek równowagi fazowej, ogólną formułę zilustrować dowolnym przykładem.

Równowaga termodynamiczna zostaje osiągnięta, gdy energia swobodna układu uzyska minimum lub gdy potencjały chemiczne składników we wszystkich fazach układu staną się sobie równe. Ustaje wówczas przepływ składników przez granice fazowe z jednej fazy do drugiej.

Podać regułę faz Gibbsa i zdefiniować występujące w niej parametry.

Liczba stopni swobody układu jest to liczba parametrów intensywnych, których wartość można zmienić w pewnych granicach, nie naruszając przy tym warunków równowagi:

S = α - β + 2

S - liczba stopni swobody, α - liczba składników niezależnych faz, β - liczba faz .

Zdefiniować pojecie potencjału chemicznego. Podać i omówić równanie Gibbsa-Duhema.

Potencjał chemiczny u_i jest równy zmianie energii układu podczas zwiększenia liczby moli tego składnika o 1 przy zachowaniu reszty jako stałe - wszystkie inne są niezmienione.

równanie Gibbsa-Duhema : SdT - Vdp + Σn_idu_i = 0

Równanie to wiąże jedną w jedną zależność wielkości intensywne znajdujące się w każdej fazie układu znajdującej się w równaniu.

Na podstawie równania Gibbsa-Duhema wyprowadzić równanie Clausiusa-Clapeyrona w postaci ogólnej (poprawnej dla wszelkich przemian fazowych).

u' = u” du' = du”

(S'-S”)dT - (V'-V”)dp = 0 ; ΔSdT - ΔVdp = 0 ;

ΔSdT = ΔVdp ; ΔS = ΔH/T ; dT/dp = ΔV/ΔS

dT/dp = TΔV /ΔH lub dp/dT = ΔH/TΔV

Postać ogólna rówania Clausiusa-Clapyerona jest słuszna zawsze i dotyczy wszelki przemian fazowych

Podać parametry punku potrójnego wody . Co oznacza on w termodynamicznej skali temperatury. Zdefiniuj zero w skali Celsjusza. Podaj zależność między punktami odniesienia w skali Kelvina i Celsjusza.

Punkt potrójny wody jest punktem odniesienia w termodynamicznej skali temperatury. W punkcie równowagi między trzema fazami zwanym punktem potrójnym występuje współistnienie zwykłego lodu, ciekłej wody i pary wodnej. Zachodzi to pod ciśnieniem 4,58 mmHg i w temperaturze 0,098 ⁰C (273,16K).

Kelwin jest jednostką temperatury termodynamicznej w skali w której temperatura punktu potrójnego wody wynosi 273,16 K. Zero w skali Celsjusza jest zdefiniowane jako temperatura równowagi ludu z wodą (woda nasycona powietrzem) pod ciśnieniem 1 atm. Woda bez rozpuszczonego powietrza krzepnie w temp. 0,0024 ⁰C. W skali Celsjusza zero bezwzględne wynosi - 273,15 ⁰C. Żeby przejść ze skali Celsjusza na skalę Kelvina to dodajemy 273,15.

Określić pojęcie krioskopia, ebulioskopia i wskazać zastosowania tych dziedzin.

Krioskopia - metoda bardzo dokładnego pomiaru temperatury krzepnięcia substancji w tzw. kriometrach, zwykle określa się temperaturę krzepnięcia roztworów rozcieńczonych i korzystając z prawa Raoulta wyznacza się masę cząsteczkową związków chemicznych. Stosuje się głownie do badania rozpuszczalności cieczy.

Ebulioskopia - metoda bardzo dokładnego pomiaru temperatury wrzenia w tzw. ebuliometriach. Najczęściej określa się temperaturę wrzenia roztworów rozcieńczonych i korzystając z prawa Raoulta wyznacza się

masę cząsteczkową związków chemicznych. Stosuje się głownie do badania stopnia czystości cieczy, rozpuszczalności w azeotropoach.

Na czym polega zjawisko osmozy. Podać równanie na zależność, ciśnienia osmotycznego od ułamka molowego rozpuszczalnika i ułamka molowego substancji rozpuszczonej.

Osmoza - jest to zjawisko polegające na jednokierunkowym przenikaniu (dyfuzji) cząstek rozpuszczalnika prze błoną półprzepuszczalną z roztworu o mniejszy stężeniu do roztworu o większym stężeniu.

πV = - RT lnx₁ =>πV = - RT ln (1-x₂)

ln(1-x) = - (x +x²/2 + x³/3 +…+ xⁿ/n ) -1<x<1

gdy x jest bardzo małe to ln(1-x) = - x

czyli πV = RT ln x₂

π - ciśnienie osmotyczne ( dodatkowe ciśnienie jakie należy wywrzeć na roztwór oddzielony błoną półprzepuszczalną dla osiągnięcia stężenia równowagowego) V - objętość molowa rozpuszczalnika w roztworze

T - temperatura w której zachodzi równowaga ; x_{2 -} ułamek molowy substancji w roztworze x_{1 -} ułamek molowy rozpuszczalnika w roztworze.

Podać równianie określające wielkość ciśnienia osmotycznego i zakres jej zastosowania

Osmoza - jest to zjawisko polegające na jednokierunkowym przenikaniu (dyfuzji) cząstek rozpuszczalnika prze błoną półprzepuszczalną z roztworu o mniejszy stężeniu do roztworu o większym stężeniu.

πV = - RT lnx1

πV = - RT ln (1-x2)

ln(1-x) = - (x +x2/2 + x3/3 +…+ xn/n ) -1<x<1

gdy x jest bardzo małe to ln(1-x) = - x czyli πV = RT ln x2

π - ciśnienie osmotyczne ( dodatkowe ciśnienie jakie należy wywrzeć na roztwór oddzielony błoną półprzepuszczalną dla osiągnięcia stężenia równowagowego) V - objętość molowa rozpuszczalnika w roztworze

T - temperatura w której zachodzi równowaga ; x2 - ułamek molowy substancji w roztworze x1 - ułamek molowy rozpuszczalnika w roztworze.

6. Omówić cząsteczkowość reakcji chemicznej i rząd reakcji chemicznej.

Cząsteczkowość reakcji chemicznej- jest to liczba cząsteczek biaorących udzial w etapie limitującym reakcji (elementarna reakcja - zachodząca na jednym etapie i rownanie kinetyczne odpowiada jej rownaniu stechiometrycznemu). Może być wylącznie calkowita. Są rekacje 1,2 i rzadko 3 czasteckzowe.

Rząd reakcji jest to suma wykładnikow potęgowych do jakich podniesione są poszczegolne stężenia reagentow w rownaniu kinetycnzym na szybkość reakcji.

7. Co to jest stała szybkości reakcji chemicznej i od czego ona zależy.

Stała szybkości reakcji k jest równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenia substratów są stałe i równe 1 mol/dm3.

Jest to stała występująca w równaniu kinetycznym. Stała nie zależy od stężeń, natomiast jej wartość zależy od temperatury.

8. Omówić pojęcia: stopień przemiany (przereagowania) i okres półtrwania (okres połowiczny przemiany).

Stopień przereagowania - stosunek liczby moli substratu, które uległy reakcji, do początkowej liczby moli tego substratu.

Okres poltrwania - czaspo uplywie którego stopien przemiany osiągnie wartość 0,5. oznaczamy go jako
. Wielkość ta jest charakterystyczna dla reakcji pierwszego rzędu.

10. Napisać równanie różniczkowe przykładowej reakcji rzędu zerowego. Wprowadzić postać scałkowaną raz okres połowicznej przemiany. Podać w jakich procesach występują reakcje typu zerowego.

reakcje te nie zależą od stężenia reagentów

11. Napisać równanie różniczkowe przykładowej reakcji pierwszego rzędu. Wprowadzić postać scałkowaną raz okres połowicznej przemiany. Podać dlaczego w reakcjach pierwszego rzędu okres połowicznej przeganiany jest wielkością charakterystyczną.

|
|
|

Okres półtrwania nie zależy od stężenia reagentów.

12. Napisać równanie różniczkowe dwóch przykładów przykładowej reakcji drugiego rzędu oraz odpowiadające im równania scałkowane.

po scalkowaniu:

zał:

zał: a₀=b₀

KOLOIDY

1. Co to jest stan koloidalny i jaki jest podział koloidów?

Koloidy (zole) są to układy o dużym stopniu rozdrobnienia.
Są stanem pośrednim pomiędzy roztworami rzeczywistymi, które są układami fizycznie jednorodnymi o rozdrobnieniu cząsteczkowym a zawiesinami i mieszaninami niejednorodnymi.
Pojęcie koloidu do chemii po raz pierwszy wprowadził Graham, dla określenia substancji o właściwościach zbliżonych do kleju.
Do koloidów należą zarówno: układy fizycznie jednorodne |roztwory substancji wielkocząsteczkowych | układy fizycznie niejednorodne o dużym stopniu rozdrobnienia - koloidy fazowe.

Część układu tworzącą fazę ciągłą stanowi ośrodek dyspersyjny (rozpraszający), a drugą stanowi fazę zdyspergowaną (rozproszoną).
Cząstki fazy rozproszonej dla kolidów mają rozmiary od 1nm do 100nm, czyli od 10^-7 do 10^-5 cm.
Cząstki fazy rozproszonej mogą mieć kształty blaszkowate, nitkowate oraz kuliste.
Wyróżnia się układy monodyspersyjne - koloidy w których cząstki fazy rozproszonej mają jednakową wielkość oraz - polidyspersyjne, w których cząstki mają różne wymiary.
W zależności od wartości dyspergowania koloidy dzieli się na: koloidy asocjacyjne - układy w których substancja rozproszona samorzutnie przechodzi w stan koloidalny. koloidy dyspersyjne - układy, w których substancję rozproszoną otrzymuje się przez wymuszone rozdrobnienie.Pierwszy podzial (pyt dalej) Drugi podział: koloidy cząstkowe i fazowe. Trzeci podział koloidy liofilowe(łączaczą się z cząstkami osrodka dyspersyjnego) i liofobowe (nie absorbują rozpuszczlanika)

ELEKTORCHEMIA

1.Scharakteryzować przewodniki elektryczności podając rodzaj nośnika prądu, związek z przypływem masy, wpływ temperatur na przewodnictwo w zależności od rodzaju przewodnika.

Przewodnictwo elektryczne, zjawisko przepływu ładunków elektrycznych (prąd

elektryczny) pod wpływem pola elektrycznego. Ze względu na wielkości elektrycznej

właściwej materiały dzieli się na:

-izolatory (dielektryki) - przewodnictwo 0-24 - 10-12

-półprzewodniki - przewodnictwo pośrednie

-przewodniki -metale, ciała o bardzo wysokim przewodnictwie elektrycznym

(104-106 Ω/cm). Pod względem mechanizmu mikroskopowego przewodnictwo elektryczne dzieli się na

elektronowe (zachodzi w metalach i półprzewodnikach), jonowe (w gazach, cieczach

i kryształach jonowych) oraz mieszane (w plazmie).

2. Podać podstawowe założenia i wnioski teorii dysocjacji elektrolitycznej, podział elektrolitów.

W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy.
Do grupy I można zaliczyć takie, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny, a do grupy II te, które w tych samych warunkach praktycznie nie przewodzą prądu. Substancje grupy I nazwał Arrhenius elektrolitami, grupę II nieelektrolitami.
Zdolności przewodzenia prądu elektrycznego przez roztwory wodne elektrolitów, tłumaczył Arrhenius obecnością w nich cząstek zdolnych do przenoszenia ładunków elektrycznych, a więc obdarzonych ładunkami.
Teorię Arrheniusa można ująć ogólnie w postaci czterech podstawowych opartych na doświadczeniu założeniach.

 elektrolity, a więc kwasy, zasady i sole podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej. Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami.

 suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru.

 nieelektrolity tzn. substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

 właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek

W 1887 r. Arrhenius podał definicję kwasów, zasad i soli.
Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację tą można przedstawić następująco:

HNO₃ --> H⁺ + NO₃^-
H₂SO₄ --> H⁺ + HSO₄^-
HSO₄^- --> H⁺ + SO₄^2-

Kwasy takie jak HNO₃, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do oddysocjowania w postaci kationów - dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi
Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjuja całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenowe OH^- i kationy metali. A oto równania dysocjacji niektórych zasad.

NaOH --> Na⁺ + OH^-
KOH --> K⁺ + OH^-
Ca(OH)₂ --> Ca²⁺ + 2OH^-

Sole są produktami rakcji kwasów z zasadami. Związki te w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych. Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole.

3. Podać i omówić przykłady koloidów cząsteczkowych i fazowych.

Typowy układ koloidalny (tzw. koloid fazowy) jest składa się z dwu faz:

 fazy ciągłej, czyli substancji rozpraszającej, zwanej też ośrodkiem dyspersyjnym albo dyspergującym

 fazy rozproszonej, czyli substancji zawieszonej (zdyspergowanej) w ośrodku dyspersyjnym i w nim nierozpuszczalnej (liofobowej, hydrofobowej).

Inny rodzaj koloidów to koloidy cząsteczkowe, gdzie fazą rozproszoną są makrocząsteczki, np. polimery (np. żelatyna, skrobia, białka) - nie występuje wówczas wyraźna granica fazowa, bo cząsteczki rozpuszczalnika mogą wnikać do wewnątrz makrocząsteczki - większość koloidów cząsteczkowych powstaje w sposób samorzutny w wyniku rozpuszczania w rozpuszczalniku (koloidy liofilowe, hydrofilowe). Niektóre ich właściwości są inne niż właściwości koloidów fazowych.

4. Omówić strukturę koloidów liofilowych i liofobowych.

W zależności od powinowactwa do rozpuszczalnika, koloidy dzieli się na:

 koloidy liofilowe (hydrofilowy dla układów, gdzie ośrodkiem rozpraszającym jest woda) mające duże powinowactwo do rozpuszczalnika, dzięki czemu cząstki koloidalne otaczają się cząsteczkami rozpuszczalnika, co nadaje im trwałość.

 koloidy liofobowe (hydrofobowe) posiadające małe powinowactwo do rozpuszczalnika i na swojej powierzchni gromadzące ładunek elektryczny

5. Omówić własności optyczne układów koloidowych.

Jedną z najbardziej charakterystycznych cech układów koloidalnych jest efekt Tyndalla. Polega on na tym, że jeżeli przez roztwór koloidalny przepuszczamy wiązkę światła, to wskutek uginania się promieni na cząstkach fazy rozproszonej, mniejszych od długości fali, światło staje się widoczne w postaci smugi świetlnej. Intensywność tego efektu jest tym większa im większa jest różnica między współczynnikami załamania fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego. Efekt Tyndalla został wykorzystany w konstrukcji ultramikroskopu, który ma duże zastosowanie w różnorodnych badaniach koloidów, np. liczenie cząsteczek, obserwacja ruchów Browna, pomiar szybkości koagulacji i inne. Kształty geometryczne cząstek fazy rozproszonej o wymiarach odpowiadających rozdrobnieniom koloidalnym możemy obserwować jedynie w mikroskopie elektronowym.

Absorpcja światła. Niektóre układy koloidalne mają silniejszą absorpcję aniżeli rozproszenie światła. Pomiar absorpcji światła jest jedną z metod badania układów koloidalnych, pozwala on na oznaczanie stężenia fazy rozproszonej i na śledzenie przebiegu koagulacji. Barwa układów koloidalnych uwarunkowana jest zarówno przez absorpcję, jak i przez rozproszenie światła. Zależy ona od wielkości, kształtu i stopnia agregacji cząstek fazy rozproszonej. W świetle rozproszonym może być ona inna niż w świetle przechodzącym. Ten sam układ koloidalny może mieć różną barwę w zależności od stopnia rozproszenia. Wzór Smoluchowskiego na natezenie promieniowania światła rozproszonego:

6. Narysować schemat miceli koloidowej oraz zaznaczyć zmianę potencjału w podwójnej warstwie elektrycznej, wartości potencjału elektrokinetycznego (dzeta) i potencjału Nernsta.

-potencjał Dżeta

-potencjal Nernsta 1-warstwa absorbcyjna9zwarta, ma odpowiedni ladunek) 2-warstwa dyfuzyjna (rozmyta) 3-elektrycznie obojętna

3. Jakie procesy zachodzą w ogniwie elektrolitycznym a jakie w galwanicznym?

Ogniwa elektrolityczne - jeśli z zewnątrz przylożymy rożnicę potencjalow to wymusimy przeplyw pradu. Zachodzi wymuszona reakcja chemiczna. Prąd elektr. kest zamieniany na energię chemiczną.
G>0

Ogniwem galwanicznym nazywamy ogniwo, w którym procesy elektrodowe przebiegają spontanicznie, a wskutek ich przebiegu następuje przepływ prądu w zewnętrznym przewodniku elektronowym. Zamiana energii chemicznej na prad elektr.
G<0

. Ogniwo wodorowo-tlenowe jako ogniwo galwaniczne i jako ogniwo elektrolityczne.

4. Czym jest ogniwo galwaniczny i jakie są jego zasadnicze elementy.

Jest to źródło energii prądu, w którym energia ta powstaje w wyniku reakcji elektrochemicznych, Każde ogniwo składa się z 2 półogniw. Półogniwo to elektroda metaliczna zanurzona do odpowiedniego roztworu. Na elektrodach tych przebiegają reakcje utleniania (na anodzie, czyli elektrodzie ujemnej) oraz redukcji (na katodzie, czyli elektrodzie dodatniej). Półogniwa połączone są ze sobą za pomocą przewodnika prądu elektrycznego, co umożliwia przepływ elektronów z elektrody ujemnej na elektrodę dodatnią. Połączone są też kluczem elektrolitycznym. Jest to szklana rurka wypełniona roztworem mocnego elektrolitu (np. KCl) zamknięta z obu końców półprzepuszczalną błoną, co zapobiega mieszaniu się roztworów elektrolitu, a umożliwia kontakt jonów. W wyniku reakcji zachodzących na katodzie i anodzie (procesy te są samorzutne), elektrody uzyskują potencjał elektrostatyczny. Różnica potencjałów między elektrodami w stanie równowagi układu to siła elektromagnetyczna (SEM). SEM ogniwa galwanicznego można sumować łącząc szeregowo zespół ogniw w baterie.
Ogniwa galwaniczne, w których reakcje chemiczne przebiegają w sposób nieodwracalny to ogniwa pierwotne, a te w których biegną w sposób odwracalny to ogniwa wtórne. Cykl ładowania i rozładowania w ogniwach wtórnych może być powtarzany wielokrotnie.

7. Jakie są typy elektrod, podać przykłady takich elektrod i reakcji elektrodowych.

Odwracalne wzg. Kationow: el kadmowa Cd I Cd²⁺ Cd
Cd²⁺+2e

el. Amalgamantowa Hg, Na (x) I Na⁺ Na
Na⁺+e

Odwracalne wzg. Anionow el chlorowa Pt, Cl₂ (p,Pa) I Cl^- 2Cl^-
Cl₂+2e

Redoks-przewodnik nei bierze udzialu w reakcji elektrodowej. W jednej fazie znajduje się forma utleniona i zredukowana. El. Platynowa: Pt I Fe²⁺,Fe³⁺ Fe²⁺
Fe³⁺+e

18. Podać schemat akumulatora ołowiowego, reakcje zachodzące w czasie jego pracy i ładowanie oraz omówić jego zalety.

Akumulator ołowiowy : PbPbO₂ H₂SO₄, H₂OPbSO₄Pb

Do magazynowania energii elektrycznej służą akumulatory, czyli ogniwa pracujące odwracalnie. Przykładem może być akumulator ołowiowy. Jako ogniwo galwaniczne dostarcza on energii elektrycznej (rys.11a), natomiast pracując w trybie elektrolizera ulega „naładowaniu” wskutek odwrócenia reakcji elektrodowych pod wpływem zewnętrznego źródła prądu stałego (rys.11b). Akumulator ołowiowy składa się z anody ołowiowej i katody pokrytej dwutlenkiem ołowiu. Elektrolitem jest wodny roztwór kwasu siarkowego. SEM ogniwa wynosi około 2V.

(a) Proces ładowania (praca akumulatora jako elektrolizera):

(b) Proces rozładowania (praca akumulatora jako ogniwa):

---