ZESTAW I

1.Uzupelnic rownanie

2H3PO4 + 3Ca(OH)2->Ca3(PO4)2+6H2O

Ca 3|3 P 2|2 O 14|14 H 12|12

2.Co to jest stala równowagi reakcji.Podac dla 1 przykl.

Stala rownow Kc- stan, gdy reakcja w 1 i 2 strone zach.z taka sama szybkością,wiec stez.reagentow nie zmieniaja się w czasie. Jest rowna iloczynowi reakcji w sytuacji gdy szybkość reakcji w strone od substratow do produktow i na odwrot jest taka sama. Kc=$\frac{\text{produkty}}{\text{substraty}}$=$\frac{{\lbrack C\rbrack}^{2}*{\lbrack D\rbrack}^{v}}{{\lbrack A\rbrack}^{x}*{\lbrack B\rbrack}^{y}}$ xA+yB->2C+VD Kc=$\frac{\left\lbrack \text{Ca}3\left( \text{PO}4 \right)2 \right\rbrack*{\lbrack H2O\rbrack}^{6}}{{\lbrack H3\text{PO}4\rbrack}^{2}*{\lbrack\text{Ca}\left( \text{OH} \right)2\rbrack}^{3}}$

3.Co to jest katalizator?Przyklad.

Katalizator-subst.,kt.bierze udzial w elementarnych etapach reakcji,nie wchodzi w sklad produktow,a po jej zakończeniu masa jego zostaje niezmieniona. Jeśli zwieksza szybk reakcji-kat.dodatni,jeśli zmniejsza-ujemny(inhibitor). Dział.kat.polega na obniżaniu energii aktywacji na skutek zmiany mechanizmu reakcji.

V2O2-kataliz.kontaktowy.

4.Prosze zdefiniowac punkt równoważnikowy.

Punkt rownowazn.PR-to punkt miareczkowania, w kt.oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem.

5.Proszę zdefiniować pojęcia: autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody.

Autodysocjacja wody-samorzutna autodysocjacja cząsteczek wody pozostających w stanie ciekłym.Proces decyduje o zdolności wody do rozpuszczania substancji jonowych a stała równowagi tej reakcji stanowi podstawę skali pH. H20+H2O= H3O+ +OH-

Stala dysocjacji wody K=$\frac{\left\lbrack \mathbf{H}\mathbf{3}\mathbf{O}\mathbf{+} \right\rbrack\mathbf{\lbrack}\mathbf{\text{OH}}\mathbf{-}\mathbf{\rbrack}}{{\mathbf{\lbrack}\mathbf{H}\mathbf{2}\mathbf{O}\mathbf{\rbrack}}^{\mathbf{2}}}$ []-stez.

Iloczyn jonowy wody- jest to iloczyn stężenia jonów wodorowych (H⁺, a dokł. H₃O⁺) i wodorotlen.(OH^-) w wodzie i roztworach wodnych. To uproszcz.wyrazenie opisujące równowagę dynamiczna okresl.przez prawo dzial.mas.

Kw=K*[H2O]²=[H3O+][OH−]

6.Prosze sklasyfikowac wskaźniki

-dwubarwne-oba czlony układu kwas-zasada sa barwne(np.oranz metyl).

-jednobarwne-tylko 1czlon układu kwas zasada jest barwny(np.fenoloftaleina).

-mieszane-wskazniki dwu lub jednobarwne w mieszaninie z oboj.barwnikiem,na tle kt.zmiana barwy właśc.wskaznika jest latwiej zauwazalna

-uniwersalne-mieszaniny wskaźników,kt.zmieniaja stopniowo barwe w szerokim zakresie pH.

7.Proszę na dowolnym przykładzie zdefiniować pojęcie : amfoteryczność.

Amfoterycznosc-zdolnosc związku chem.do reagow. w jednych reakcjach z kwasem,w innych z zasada.

Podczas dodawania do roztworu zawieraj.jony cynku Zn²⁺ po kropli roztworu NaOH obserwuje się wytrącanie się białego osadu Zn(OH)2.W wyniku dalszego dodaw.NaOH powst. Na2ZnO2. Zn(OH)2+2NaOH->Na2ZnO2+2H2O

Amfotery- pierwiastki grup III i IV, kt.wodorotlenki mogą odłączać zarówno jony wodorotl.(reagując jak zasady), jak i jony wodorowe (reagując jak kwasy), np. Sn(OH)2, Ąl(OH)3, Pb(OH)2.

8. Proszę na dowolnym przykładzie zdefiniować pojęcie: związek kompleksowy i opisać nomenklaturę związków kompleksowych.

Zwiazek kompleksowy- połącz.jonu lub atomu centr.(centrum koordynacji),kt.jest kation lub atom metalu, z zespołem jonów lub cząsteczek obojętnych (ligandów) związ.z nim wiązaniami koordynacyjnymi. Polacz.to może być kat,anionem lub oboj.czast.

Nomenklatura: 1. ligand, 2.strefa zewnętrzna, 3.centrum koordynacyjne, 4.wewnętrzna strefa kompleksu, 5.liczba koordynacyjna, 6.jon równoważący ładunek jonu kompleksowego.

9.Proszę na dowolnym przykładzie zdefiniować pojęcia: utlenianie i redukcja.

Utlenianie-reakcja chem.,w kt.atom przech.z niższego na wyższy stopien utleniania.

Redukcja-reakcja chem.,w kt.atom przech.z wyższego na nizszy st.utleniania.

HJ+H2SO4->J2+H2S -1 +6 0 -2 HJ-J2 utlen., H2SO4-H2S red. Zn+2H2SO4->ZnSO4+H2

10. Proszę zdefiniować pojęcie elektroda odniesienia i opisać przykłady elektrod odniesienia.

Elektroda odniesienia-przeznacz.do współpracy z elektrodami pomiarowymi w pomiarach: pH,potencjałów redoks,stez.jonow. To normalna elektroda wodorowa. (H⁺/H₂, Pt, blaszka platynowa pokryta czernią platynową, zanurz.do roztworu jonów wodorowych  i opłukiwana gazowym wodorem).

Elektroda kalomelowa(Hg, Hg2Cl2, Cl-)-latwiejsza w przygot.i zastos.niz wodorowa.Jej potencjal w nasyconym roztworze KCl wynosi 0,242V. Siarczanowo-rteciowe,chloro srebrne,Arentowo-chlorkowa.

11.Proszę opisać procesy biegnące w czasie ładowania i rozładowania akumulatora ołowianego oraz zachodzące reakcje.

(+)Pb s, PbO2 s ||H2SO4 c||Pb s(-)

Ladowanie/praca: 2PbSO4 s +2H2O c= PbO2 s +Pb s +2H2SO4 c

W czasie pracy gdy akumulator czerpie prad biegna w nim procesy:

Praca:

K(+) Pb⁴⁺ +2e->Pb²⁺ Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektr.dod.olow reduk.sie do 2+ z 4+)

A(-)Pb⁰->Pb²⁺+2e Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektrodzie ujemnej olow metaliczny utlenia się)

Ladowanie:

A(+)Pb²⁺->Pb⁴⁺+2e

K(-)Pb²⁺+2e->Pb⁰

12.Proszę zdefiniować pojęcie korozji oraz sklasyfikować i opisać jej rodzaje.

Korozja-proces niszczenia metali i ich stopow wskutek reakcji chem.lub elektrochem.biegnacych podczas zetkniecia tych materiałów z otacz.srodowiskiem gazowym lub ciekłym.

Podział korozji ze względu na:

- mechanizm

K. chemiczna- ch-je się tym, że przez metal podczas reakcji z czynnik.koroz.(utleniaczem) nie przepływa prąd elektr.;

K.gazowa- niszcz.metali na sk. dział. w wys. temp. suchych, agresywnych gazów.

K. elektrochem.-proces niszcz. metalu,związ. z przepływ.prądu elektr.przez granice faz metal-roztwór elektrolitu, spow.dział.lokalnych ogniw galwanicznych.

- rodzaj zniszczeń:

-równomierna (cala powierzchnia pokryta produktami korozji);

miejscowa (niekt.miejsca na powierzchni lub wewnątrz metalu uleg.korozji:

planowa-produkty korozji w postaci plam na powierzchni metalu;

wżerowa-na pow.powst.wzery.Korozji ulega glin i chrom;

punktowa-uszkodz.na malej powierzchni,ale czasami przech.przez caly metal;

podpowierzch-produkty korozji grom.sie wewnątrz metalu powod.jego rozwarstwienie;

międzykrystal.-niszcz.metalu wzdłuż granic kryształów.(skut-obniz.wytrzym.i ciągliwości metalu);

śródkryst.-niszczenie materiału rozprzestrzenia się w głąb poprzez same ziarna;

-środowisko:

k.atmosfer(gdy wilgotność >70%para wodna skrapla się na powierz.metalu).,

k.w wodach(morskich,rzekach,wodociąg.),

k. w glebach(porowatość gleby zatrz.wode i sprzyja jej napowietrzaniu,dodatk.sole min,kwasy org.,bakterie).

ZESTAW II

1.Zbilansuj reakcje: 2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4

Pb 2|2 S 2|2 O 10|10 H 4|4

2. Co to jest stała równowagi chemicznej i ile wynosi dla powyższego równania

Stala rownow Kc- stan, gdy reakcja w 1 i 2 strone zach.z taka sama szybkością,wiec stez.reagentow nie zmieniaja się w czasie. Jest rowna iloczynowi reakcji w sytuacji gdy szybkość reakcji w strone od substratow do produktow i na odwrot jest taka sama. Kc=$\frac{\text{produkty}}{\text{substraty}}$=$\frac{{\lbrack C\rbrack}^{2}*{\lbrack D\rbrack}^{v}}{{\lbrack A\rbrack}^{x}*{\lbrack B\rbrack}^{y}}$ xA+yB->2C+VD Kc=$\frac{\left\lbrack \text{Pb} \right\rbrack*\left\lbrack PbO2 \right\rbrack*{\lbrack H2SO4\rbrack}^{2}}{{\lbrack PbSO4\rbrack}^{2}*{\lbrack H2O\rbrack}^{2}}$

3.Jakie są typy reakcji chemicznych, podaj przykłady.

a)ze wzgl.na typ przemiany

-syntezy-tw.nowej subst.z 2 roznych C+O2 ->CO2

-analizy-rozklad subst.zloz.na 2 nowe subst. CaCO3 ->CaO + CO2

-wymiany-wymiana czastek miedzy reag.substrat.

Gdy wym.czastka pochodzi z 1 substr.wtedy pojed. wymiana CuO+H2 ->Cu + H2O.

Gdy r.wymiany dot.2reag.subst.- podwojna wym. BaCl2 +K2SO4 -> BaSO4 + 2KCl

b)ze wzgl.na rodzaj wymien.czasteczek

-r.kompleksow.jonow Ag+ czasteczkami amoniaku AgCl + 2NH3*H2O -> [Ag(NH3)2]+ + 2H2O

-r.nitrowania C6H6 + HNO3 -> C6H5NO3 + H2O

-r.kwas-zas. 2H3PO4+3Ca(OH)2 ->Ca3(PO4)2+6H2O

-r.utlen.i red.: Zn + HCl -> ZnCl2 + H2 Utlenianie Zn 0 – 2e -> Zn 2+ /red. 2H+ +2e->H2 0

c)ze wzgl.na efekt cieplny

-r.egzoterm. C3H8 + 5O2 -> 3CO2 +4H2O – Q

-r.endoterm. CaCO3 -> CaO + CO2 + Q

4.Opisz procesy jakie zachodzą w akumulatorze ołowianym i wymień zachodzące reakcje.

(+)Pb s, PbO2 s ||H2SO4 c||Pb s(-)

Ladowanie/praca: 2PbSO4 s +2H2O c= PbO2 s +Pb s +2H2SO4 c

W czasie pracy gdy akumulator czerpie prad biegna w nim procesy:

Praca:

K(+) Pb⁴⁺ +2e->Pb²⁺ Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektr.dod.olow reduk.sie do 2+ z 4+)

A(-)Pb⁰->Pb²⁺+2e Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektrodzie ujemnej olow metaliczny utlenia się)

Ladowanie:

A(+)Pb²⁺->Pb⁴⁺+2e

K(-)Pb²⁺+2e->Pb⁰

5.Co to jest alkalimetria i acydymetria?

Obie met to met.zobojetniania. w wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i woda.

Alkalimetria- oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady.

Acydymetria- oznaczanie zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.

6.Prawa Faradaya

I Faraday- masa wydziel.subst.na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcj.do natężenia prądu i czasu trw.elektrolizy M=i*t*k-

równoważnik elektroch.[g/A*s] i-natez.pradu [A], t-czas trwania elektrolizy [s]

II pr.Faraday- ta sama ilość ładunku elektr. Q wydz.na elektrodach masy subst. proporcjon.do ich równoważników elektrochem.

m₁/m₂=k₁/k₂=R₁/R₂ m-masa wydziel.subst.[g].

7.Opisz wykładnik stężenia jonów wodorowych na jakimś przykładzie.

Jest to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych(pH).

pH = - log [H+] lub pH = - log [H3O+]

analogicznie pOH = -log [OH-]. Logarytmując obie strony iloczynu jon.wody otrz.zalezn: pH + pOH = 14. pH<7–roztw.kwaśne;pH = 7obojętne;pH>7–zasadowe.

pH HCl stez.0,001mol/dm3 10⁻³ pH=3

pH NaOH stez. 0,01mol/dm3 10⁻² pOH=2 pH=12

8. Co to jest katalizator ujemny i katalizator dodatni, podaj przykłady.

Katalizator dodatni-to kat.,kt.zwieksza szybkość reakcji (np. metale-nikiel,platyna,miedz,cynk; siarczki metali-niklu,kobaltu,molibdenu; kat.jonowe-chlorowce,fosforany).

Kat.ujemny(inhibitor)-kat.,kt.zmniejsza szybkość reakcji.(np.nieorganiczne-zw.arsenu, niklu,cyny stos.w srod.oboj.lub zasad.; organiczne-krochmal,klej,bialko stos.w srod.kwasnym).

9.Co to jest roztwór buforowy?

Roztwor buforowy-roztwor wykazujacy stale stezenie jonow wodorowych,praktycznie niezależne od rozcieńczenia roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasow lub zasad.Najczesciej sa to mieszaniny slabych kwasow i ich soli z mocna zasada lub na odwrot.

Np. CH₃COOH->H⁺ + CH₃COO⁻ .

10.Podział roztworów.

-ze wzgl.na doskonałość (właściwe-sa jednorodne;niewłaściwe-sa niejednorodne np.emulsje,zawiesiny).

-ze wzgl.na rodz.odzialywan(homo i hetero dynamiczne)

-ze wzgl.na stan skupienia(gazowe-mieszaniny gazow; ciekle-ciecz w cieczy,cialo st.w cieczy;stale-powst.podczas krystalizacji).

11.Co to jest redukcja, utlenianie i elektroujemność, podaj na przykładzie.

Utlenianie-reakcja chem.,w kt.atom przech.z niższego na wyższy stopien utleniania.

Redukcja-reakcja chem.,w kt.atom przech.z wyższego na nizszy st.utleniania.

HJ+H2SO4->J2+H2S -1 +6 0 -2 HJ-J2 utlen., H2SO4-H2S red. Zn+2H2SO4->ZnSO4+H2

Elektroujemnosc-miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

12.Co to jest szereg napieciowy metali i elektroda normalna wodorowa.

Szereg napięc.metali-zestaw.pierwiastkow chem.o własnościach metalicznych wg ich potencjału standard.E⁰. Punktem odniesienia jest elektroda wodorowa, dla kt. E⁰=0 . Uporzadkowany jest kierunek wzrostu potencjalu a zarazem spadek aktywnosci chem.

1) Na początku metale o najniż. wartości,na koncu o najwyższej. 2)Najnizsze potencjaly-metale alkaliczne, najwyż.-szlach. 3)Metal o niższej wartości potencjalu norm.wypiera z roztworu metal o wyższej wart. 4)Im bardz.ujemny potencjal-wieksza zdoln. do utlen.Im bardz.dodatni-wieksza do reduk.

Elektroda wodorowa-elektr.gazowa, wykonana z platyny pokrytej czernią platynową, omywaną gazowym wodorem, zanurzona w roztworze o jednostkowej aktywności jonów wodorowych (punkt przyjety wzgl.kt.odnosi się wartości potencjalu normalnego).

ZESTAW III

1.Uzgodnić współczynniki reakcji: 3 K4[Fe(CN)6] + Fe3 - >Fe4[Fe(CN)6]3+12K (???)

2.Do tego równania obliczyć stałą równowagi chemicznej.

Stala rownow Kc- stan, gdy reakcja w 1 i 2 strone zach.z taka sama szybkością,wiec stez.reagentow nie zmieniaja się w czasie. Jest rowna iloczynowi reakcji w sytuacji gdy szybkość reakcji w strone od substratow do produktow i na odwrot jest taka sama. Kc=$\frac{\text{produkty}}{\text{substraty}}$=$\frac{{\lbrack C\rbrack}^{2}*{\lbrack D\rbrack}^{v}}{{\lbrack A\rbrack}^{x}*{\lbrack B\rbrack}^{y}}$ xA+yB->2C+VD Kc=$\frac{\lbrack Fe4\left\lbrack Fe\lbrack\left( \text{CN} \right)6\rbrack 3 \right\rbrack*{\lbrack K\rbrack}^{12}}{{\lbrack K4\lbrack Fe\left( \text{CN} \right)6\rbrack}^{3}*\left\lbrack Fe3 \right\rbrack}$ ( ????)

3.Co to jest inhibitor podać przykłady zastosowań.

Inhibitor-to ujemny katalizator stos.w celu zahamowania lub zmniejsz.szybk.reakcji (np.nieorganiczne-zw.arsenu, niklu,cyny stos.w srod.oboj.lub zasad.; organiczne-krochmal,klej,bialko stos.w srod.kwasnym). NO2-, CrO4 2-

Zastos.w korozji-spowoln.korozji metali; stos.w systemach grzewczych pol.na wytw.cienkiem ochronnej warstwy.

4.Co to jest miareczkowanie (Co to jest skok miareczkowania).

Miareczkowanie-metoda analizy ilosciowej, umozl.ustalenie wyniku z dokl.co do 0,1%,odznacza się szybkością wykonania i prostota aparatury.Pol.na dodawaniu roztworu - tzw. titranta z biurety w postaci kropel do roztworu zwanego analitem.

Skok miareczk.-zmiana wartości pH po dodaniu 1 kropli roztworu titranta,nastep.w pobliżu punktu równoważnikowego(PR) reakcji miareczkowania.

5.Na dowolnym przykładzie opisać wykładnik stężenia jonów wodorowych.

Jest to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych(pH).

pH = - log [H+] lub pH = - log [H3O+]

analogicznie pOH = -log [OH-]. Logarytmując obie strony iloczynu jon.wody otrz.zalezn: pH + pOH = 14. pH<7–roztw.kwaśne;pH = 7obojętne;pH>7–zasadowe.

pH HCl stez.0,001mol/dm3 10⁻³ pH=3

pH NaOH stez. 0,01mol/dm3 10⁻² pOH=2 pH=12

6.Prawa Faradaya.

I Faraday- masa wydziel.subst.na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcj.do natężenia prądu i czasu trw.elektrolizy M=i*t*k-

równoważnik elektroch.[g/A*s] i-natez.pradu [A], t-czas trwania elektrolizy [s]

II pr.Faraday- ta sama ilość ładunku elektr. Q wydz.na elektrodach masy subst. proporcjon.do ich równoważników elektrochem.

m₁/m₂=k₁/k₂=R₁/R₂ m-masa wydziel.subst.[g].

7.Jakie procesy biegną w trakcie pracy i ładowania akumulatora ołowianego

(+)Pb s, PbO2 s ||H2SO4 c||Pb s(-)

Ladowanie/praca: 2PbSO4 s +2H2O c= PbO2 s +Pb s +2H2SO4 c

W czasie pracy gdy akumulator czerpie prad biegna w nim procesy:

Praca:

K(+) Pb⁴⁺ +2e->Pb²⁺ Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektr.dod.olow reduk.sie do 2+ z 4+)

A(-)Pb⁰->Pb²⁺+2e Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektrodzie ujemnej olow metaliczny utlenia się)

Ladowanie:

A(+)Pb²⁺->Pb⁴⁺+2e

K(-)Pb²⁺+2e->Pb⁰

8.Napisac co to jest utlenianie i redukcja zgodnie z zasada Bronsteda-Lowry'ego i Lewisa.

Zas L: Kwas-to zw.chem.,kt.przyjmuje e. Zasada-zw.chem,kt.oddaje e.

Zas. B-L: Kwas to kazdy związek,kt.jest donorem(protonodawcy) jonu wodorowego H+,zas zasada to każdy zwiazek,kt.moze być akceptorem(przyjmującym-protonobiorcy)jon wodor.H+.

H3O+ = H2O + H+

Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem wg definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Utlenianie-reakcja chem.,w kt.atom przech.z niższego na wyższy stopien utleniania.

Redukcja-reakcja chem.,w kt.atom przech.z wyższego na nizszy st.utleniania.

Redukcja-proces zwiaz.z przyjeciem e konsekwencja,kt.jest obniż.dodatn.stopnia utlenienia albo podwyższenie ujemnego stopnia utlenienia.

HJ+H2SO4->J2+H2S -1 +6 0 -2 HJ-J2 utlen., H2SO4-H2S red. Zn+2H2SO4->ZnSO4+H2

9.Co to jest hydroliza i przykład. Co to jest zobojętnianie?

Hydroliza- przemiana substancji pod wpływem wody. Jest to reakcja chem.,w kt. zach.dysocjacja elektrolit. soli w trakcie rozpuszczania jej w wodzie . To reakcja odwracalna i odwrotna do r.zobojetn. CH₃COONa+H₂O>CH₃COOH+NaOH

NaCl + H2O -> NaOH +HCl

Zobojetnianie-reakcja odwrotna do hydrolizy.Jest to reakcja miedzy kwasem a zasada, kt.prowadzi do zmian pH środowiska reakcji w kierunku odczynu obojętnego. Kw+zas->sol +woda

Kwas+tl.metalu / zasada +tl.niemetalu -> sol +woda

2HCl+Na₂O>2NaCl+H₂O; 2NaOH+CO₂>Na₂CO₃+H₂O

10.Scharakteryzuj rodzaje reakcji.

a)ze wzgl.na typ przemiany

-syntezy-tw.nowej subst.z 2 roznych C+O2 ->CO2

-analizy-rozklad subst.zloz.na 2 nowe subst. CaCO3 ->CaO + CO2

-wymiany-wymiana czastek miedzy reag.substrat.

Gdy wym.czastka pochodzi z 1 substr.wtedy pojed. wymiana CuO+H2 ->Cu + H2O.

Gdy r.wymiany dot.2reag.subst.- podwojna wym. BaCl2 +K2SO4 -> BaSO4 + 2KCl

b)ze wzgl.na rodzaj wymien.czasteczek

-r.kompleksow.jonow Ag+ czasteczkami amoniaku AgCl + 2NH3*H2O -> [Ag(NH3)2]+ + 2H2O

-r.nitrowania C6H6 + HNO3 -> C6H5NO3 + H2O

-r.kwas-zas. 2H3PO4+3Ca(OH)2 ->Ca3(PO4)2+6H2O

-r.utlen.i red.: Zn + HCl -> ZnCl2 + H2 Utlenianie Zn 0 – 2e -> Zn 2+ /red. 2H+ +2e->H2 0

c)ze wzgl.na efekt cieplny

-r.egzoterm. C3H8 + 5O2 -> 3CO2 +4H2O – Q

-r.endoterm. CaCO3 -> CaO + CO2 + Q

11.Scharakteryzuj rodzaje roztworów.

-ze wzgl.na doskonałość (właściwe-sa jednorodne;niewłaściwe-sa niejednorodne np.emulsje,zawiesiny).

-ze wzgl.na rodz.odzialywan(homo i hetero dynamiczne)

-ze wzgl.na stan skupienia(gazowe-mieszaniny gazow; ciekle-ciecz w cieczy,cialo st.w cieczy;stale-powst.podczas krystalizacji).

12.Co to jest elektroliza i omówić ja na dowolnym przykładzie.

Elektroliza-jest procesem wymuszonym,kt.przebiega w przewodniku elektrolit.,gdzie nośnikami ładunków elektr.są kationy i aniony.

Ruch ładunków elektr.wymuszony poprzez podłącz.zewn.źródła prądu stałego do elektrod zanurz.w ciekłym przewodniku jonowym.

AgNO3-> Ag+ +NO3-

A(+) NO3-,2H2O->4H+ +OH- +4e

K(-) Ag+ +e-> Ag

Fe2S3->2Fe3+ +3S2-

A(+)3S2- ->S +6e

K(-) 2Fe3+, 2H2O +2e->H2+2OH-

2KJ-> 2K+ + J2-

A(+) 2J- -> J2+2e

K(-) 2H2O +2e->H2+2OH-

Komórka elektrolit.-elektrolit lub roztwór elektrolitu umieszcz.w naczyniu,w kt.tez zanurzona jest elektroda: ogniwa galwan.-(pierw.,wtórne) komórki,kt.są źródł.pracy elektr.przekazyw.otoczeniu; elektrolizery-komórki,do kt.dostar.jest praca elektr.z zewn.

źródła.

ZESTAW IV

1. Zbilansuj reakcje: MnO4 + NO2 +6 H => Mn + NO3 + 3H2O

2. Co to jest stała równowagi reakcji? Napisać stałą równowagi dla reakcji z zad. 1.

Stala rownow Kc- stan, gdy reakcja w 1 i 2 strone zach.z taka sama szybkością,wiec stez.reagentow nie zmieniaja się w czasie. Jest rowna iloczynowi reakcji w sytuacji gdy szybkość reakcji w strone od substratow do produktow i na odwrot jest taka sama. Kc=$\frac{\text{produkty}}{\text{substraty}}$=$\frac{{\lbrack C\rbrack}^{2}*{\lbrack D\rbrack}^{v}}{{\lbrack A\rbrack}^{x}*{\lbrack B\rbrack}^{y}}$ xA+yB->2C+VD Kc=$\frac{\left\lbrack \text{Mn} \right\rbrack*\left\lbrack NO3 \right\rbrack*{\lbrack H2O\rbrack}^{3}}{{\left\lbrack MnO4 \right\rbrack*\left\lbrack NO2 \right\rbrack*\lbrack H\rbrack}^{6}}$

3. Definicja katalizatora dodatniego i ujemnego i podać przykład.

Katalizator dodatni-to kat.,kt.zwieksza szybkość reakcji (np. metale-nikiel,platyna,miedz,cynk; siarczki metali-niklu,kobaltu,molibdenu; kat.jonowe-chlorowce,fosforany).

Kat.ujemny(inhibitor)-kat.,kt.zmniejsza szybkość reakcji.(np.nieorganiczne-zw.arsenu, niklu,cyny stos.w srod.oboj.lub zasad.; organiczne-krochmal,klej,bialko stos.w srod.kwasnym).

4. Co to jest roztwór buforowy?

Roztwor buforowy-roztwor wykazujacy stale stezenie jonow wodorowych,praktycznie niezależne od rozcieńczenia roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasow lub zasad.Najczesciej sa to mieszaniny slabych kwasow i ich soli z mocna zasada lub na odwrot.

Np. CH₃COOH->H⁺ + CH₃COO⁻ .

5. Sklasyfikować rodzaje reakcji i podać przykłady.

a)ze wzgl.na typ przemiany

-syntezy-tw.nowej subst.z 2 roznych C+O2 ->CO2

-analizy-rozklad subst.zloz.na 2 nowe subst. CaCO3 ->CaO + CO2

-wymiany-wymiana czastek miedzy reag.substrat.

Gdy wym.czastka pochodzi z 1 substr.wtedy pojed. wymiana CuO+H2 ->Cu + H2O.

Gdy r.wymiany dot.2reag.subst.- podwojna wym. BaCl2 +K2SO4 -> BaSO4 + 2KCl

b)ze wzgl.na rodzaj wymien.czasteczek

-r.kompleksow.jonow Ag+ czasteczkami amoniaku AgCl + 2NH3*H2O -> [Ag(NH3)2]+ + 2H2O

-r.nitrowania C6H6 + HNO3 -> C6H5NO3 + H2O

-r.kwas-zas. 2H3PO4+3Ca(OH)2 ->Ca3(PO4)2+6H2O

-r.utlen.i red.: Zn + HCl -> ZnCl2 + H2 Utlenianie Zn 0 – 2e -> Zn 2+ /red. 2H+ +2e->H2 0

c)ze wzgl.na efekt cieplny

-r.egzoterm. C3H8 + 5O2 -> 3CO2 +4H2O – Q

-r.endoterm. CaCO3 -> CaO + CO2 + Q

6. Prawo Faradaya
I Faraday- masa wydziel.subst.na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcj.do natężenia prądu i czasu trw.elektrolizy M=i*t*k-

równoważnik elektroch.[g/A*s] i-natez.pradu [A], t-czas trwania elektrolizy [s]

II pr.Faraday- ta sama ilość ładunku elektr. Q wydz.na elektrodach masy subst. proporcjon.do ich równoważników elektrochem.

m₁/m₂=k₁/k₂=R₁/R₂ m-masa wydziel.subst.[g].

7. Co to jest normalna elektroda wodorowa i szereg napięciowy?
Szereg napięc.metali-zestaw.pierwiastkow chem.o własnościach metalicznych wg ich potencjału standard.E⁰. Punktem odniesienia jest elektroda wodorowa, dla kt. E⁰=0 . Uporzadkowany jest kierunek wzrostu potencjalu a zarazem spadek aktywnosci chem.

1) Na początku metale o najniż. wartości,na koncu o najwyższej. 2)Najnizsze potencjaly-metale alkaliczne, najwyż.-szlach. 3)Metal o niższej wartości potencjalu norm.wypiera z roztworu metal o wyższej wart. 4)Im bardz.ujemny potencjal-wieksza zdoln. do utlen.Im bardz.dodatni-wieksza do reduk.

Elektroda wodorowa-elektr.gazowa, wykonana z platyny pokrytej czernią platynową, omywaną gazowym wodorem, zanurzona w roztworze o jednostkowej aktywności jonów wodorowych (punkt przyjety wzgl.kt.odnosi się wartości potencjalu normalnego).

8. Na dowolnym przykładzie opisać wykładnik stężenia jonów wodorowych
Jest to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych(pH).

pH = - log [H+] lub pH = - log [H3O+]

analogicznie pOH = -log [OH-]. Logarytmując obie strony iloczynu jon.wody otrz.zalezn: pH + pOH = 14. pH<7–roztw.kwaśne;pH = 7obojętne;pH>7–zasadowe.

pH HCl stez.0,001mol/dm3 10⁻³ pH=3

pH NaOH stez. 0,01mol/dm3 10⁻² pOH=2 pH=12

9. Napisać co to jest utlenianie i reakcja zgodnie z zasadą B-L i Lewisa

Zas L: Kwas-to zw.chem.,kt.przyjmuje e. Zasada-zw.chem,kt.oddaje e.

Zas. B-L: Kwas to kazdy związek,kt.jest donorem(protonodawcy) jonu wodorowego H+,zas zasada to każdy zwiazek,kt.moze być akceptorem(przyjmującym-protonobiorcy)jon wodor.H+.

H3O+ = H2O + H+

Obie teorie się różnią, chociaż częściowo się uzupełniają. Każda zasada Lewisa jest zasadą Brønsteda-Lowry'ego, ale kwas Lewisa nie musi być kwasem wg definicji Brønsteda-Lowry'ego (i odwrotnie).

Utlenianie-reakcja chem.,w kt.atom przech.z niższego na wyższy stopien utleniania.

Redukcja-reakcja chem.,w kt.atom przech.z wyższego na nizszy st.utleniania.

Redukcja-proces zwiaz.z przyjeciem e konsekwencja,kt.jest obniż.dodatn.stopnia utlenienia albo podwyższenie ujemnego stopnia utlenienia.

HJ+H2SO4->J2+H2S -1 +6 0 -2 HJ-J2 utlen., H2SO4-H2S red. Zn+2H2SO4->ZnSO4+H2

10. Opisać procesy biegnące w czasie ładowania i rozładowania akumulatora ołowianego oraz zachodzące reakcje.

(+)Pb s, PbO2 s ||H2SO4 c||Pb s(-)

Ladowanie/praca: 2PbSO4 s +2H2O c= PbO2 s +Pb s +2H2SO4 c

W czasie pracy gdy akumulator czerpie prad biegna w nim procesy:

Praca:

K(+) Pb⁴⁺ +2e->Pb²⁺ Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektr.dod.olow reduk.sie do 2+ z 4+)

A(-)Pb⁰->Pb²⁺+2e Pb²⁺+SO₄²⁻->PbSO₄ (na elektrodzie ujemnej olow metaliczny utlenia się)

Ladowanie:

A(+)Pb²⁺->Pb⁴⁺+2e

K(-)Pb²⁺+2e->Pb⁰

11. Co to jest nukleofilowość i elektrofilowość?

Nukleofilność- tendencja, którą wykazują cząsteczki lub ich grupy „lubiące” dodatnio naładowane jądra innych atomów. Same posiadają nadmiar elektronów.

Elektrofilowość- tendencja którą wykazują cząsteczki lub ich grupy „lubiące” elektrony, czyli same posiadają ich niedomiar i w odpowiednich warunkach są w stanie ja przyjąć.

12. Podać prawo działania mas i regułę przekory

Prawo dzialania mas(Guldberga – Waagego )-szybk.reakcji chem.jest proporc.do efekt.stez.wsz.uczestnicz.w niej reagentow.

Stwierdza ono, że w stanie równowagi chemicznej (dla T = const) stosunek iloczynów stężeń molowych produktów reakcji do stosunku iloczynów stężeń molowych substratów jest wielkością stałą, przy czym wartości stężenia produktu i substratu należy podnieść do potęgi równej współczynnikowi stechiometrycznemu danego reagentu.

Regula przekory(La Chateliera-Brauna)- jeżeli układ bedacy w stanie równowagi poddamy dzial.bodzca zewn.(zmianie temp., cisn., reagentow)to w układzie tym zajda takie przemiany,kt. dzialanie tego bodzca zmniejsza.