1.Historia rozwoju oraz cele poznawcze chemii i jej poszczególnych działów

Starożytny Egipt, Chiny i Grecja- umiejętności praktyczne takie jak: wytapianie metali z rud, wyrób szkła i ceramiki, barwie-
nie tkanin, wytwarzanie atramentu i farb, wytwarzanie p

ierwszych preparatów leczniczych

Średniowiecze- alchemia (poszukiwanie sposobu otrzymywania złota i eliksiru życia, odkrycie arsenu, antymonu, bizmutu i
cynku, fajerwerki, atrament)

2. Podstawowe prawa chemiczne

Prawo zachowania masy.
Masa produktów reakcji jest równa masie substancji wyjściowych (substratów).
Prawo stałości składu.
Stosunek wagowy (masowy) pierwiastków wchodzących w skład określonego związku chemicznego jest stały.
Prawo stosunków wielokrotnych.
Dotyczy pierwiastków, które tworzą ze sobą co najmniej dwa różne związki chemiczne. Dla danej masy jednego pierwiastka
masy drugiego pierwiastka w tych związkach chemicznych pozostają do siebie w stosunku liczna naturalnych. Np. N

2

O

28:16=7:4

3. Ewolucja poglądów na budowę atomu – najważniejsze odkrycia i teorie

1. Empedokles i Arystoteles

– teoria czterech żywiołów

2. Demokryt i Leukippos

– otaczająca nas materia zbudowana jest z niepodzielnych drobin

3. John Dalton (1803r.)

– atomy są to najmniejsze, niepodzielne cząstki materii

4. J. J. Thomson (1897r.)

– atom jest to dodatnie naładowana kula, w której są rozproszone elektrony

5. Ernest Rutherford (1911r.)

– atom składa się z bardzo małego, dodatnie naładowanego jądra i krążących wokół niego

elektronów
6. Niels Bohr (1913r.)

– elektrony krążą wokół jądra po torze ściśle określonym energetycznie zwanym orbitą stacjonarną,

elektron może zmienić orbitę gdy odda lub pobierze energię
7. kwantowo

– mechaniczny model budowy atomu – atom składa się z dodatniego jądra w skład którego wchodzą protony i

neutrony, jądro każdego atomu otacza chmura elektronowa

4.Rozmiary atomu, jądra, elektronu

5. Podstawowe pojęcia i definicje

liczba atomowa-

Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów znajdujących się w jądrze danego atomu, i jest ona równa

liczbie ele

ktronów w atomie. Jest to zarazem liczba porządkowa danego pierwiastka w układzie okresowym

względna masa atomowa- masa pojedynczego atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy [u]

względna masa cząsteczkowa- masa pojedynczego atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy [u]

izotop

– odmiany pierwiastka i tej samej liczbie atomowej a różnej liczbie masowej

Izobar-

jądra atomowe o równej liczbie masowej A, różniące się liczbą atomową Z. W praktyce oznacza to, że izobarami są

atomy różnych pierwiastków, mające jednak tę samą liczbę nukleonów.

Nuklid-

Nuklidem nazywamy jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów Nuklidy możemy podzielić na:

-

Nuklidy posiadające tą samą liczbę protonów i różną liczbę neutronów (czyli o tej samej liczbie atomowej i różnej liczbie

masowej), są to izotopy. Również atomy posiadające takie nuklidy nazywa się izotopami takiego pierwiastka.
-

Nuklidy zawierające taką samą ilość neutronów, zwane izotonami.

-

Nuklidy zawierające taką samą ilość nukleonów w jądrze (o równej liczbie masowej), ale różniące się liczbą atomową na-

zywane są izobarami.

Nukleon-

to wspólna nazwa protonów i neutronów, czyli podstawowych cząstek tworzących jądro atomu.

Proton-

cząstka elementarna o ładunku dodatnim, symbol: p, masa 1,6725



10

-27

kg

Neutron -

cząstka elementarna o ładunku obojętnym, symbol: n, masa 1,6748



10

-27

kg

Liczba masowa-

liczba opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze danego izotopu.

Średnia masa atomowa- to masa atomu, wyrażona w atomowych jednostkach masy [u], która stanowi średnią ważoną mas
izotopów danego pierwiastka występujących w przyrodzie.

Mol-

ilość substancji, która zawiera tyle samo atomów, cząsteczek, jonów- ile atomów węgla zawartych jest w 0,012 kg izo-

topu węgla

12

C.

Liczba Avogadro

– określa liczba cząstek zawartych w jednym molu jakiejś substancji. N

A

= 6,023∙10

23

mol

-1

6. Współczesne poglądy na budowę atomu.

Teoria Plancka -

Planck założył, że światło jest emitowane i pochłaniane przez ciało doskonale czarne nie w sposób ciągły,

co było dotąd uważane za oczywiste, lecz porcjami, które nazwał kwantami energii. Wielkość kwantu energii, ε, jest wprost
proporcjonalna do częstości drgań, v, promieniowania emitowanego lub pochłanianego: ε = hv. Stała proporcjonalności, h,
zwaną stałą Plancka, wyraża się w jednostkach energii pomnożonych przez jednostki czasu. Jak wynika z tego równania,
kwanty energii są tym większe, im większa jest częstość drgań, czyli im krótsza jest fala emitowana. Niemniej jednak ich
bez

względna wartość jest zawsze bardzo mała.

Hipoteza de Broglie`a - Ruch fo

tonów oraz cząsteczek materialnych może być raz opisywany jako ruch cząsteczek o okre-

ślonej masie (korpuskuł), innym zaś razem jako ruch fali. Cząstce o masie „m”:, poruszającej się z prędkością „u” przypisuje
się falę o długości (nazwiemy ją falą de Broglie’a): λ = h / mu = h / p.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga:
Według Heisenberga nie można stosować do opisu elektronu terminu „tor”, ponieważ nie da się go wyznaczyć doświadczal-
nie. Pojęcie toru jest ściśle związane z prędkością i położeniem cząstki. Skoro zatem nie można określić dokładnej prędko-
ści i położenia elektronu w danej chwili, to z relacji nieoznaczoności wynika niemożliwość określenia toru. W najprostszej
wersji relacja nieoznaczoności przybiera postać: ∆x x ∆v = const, gdzie: ∆x – niedokładność, z jaką wyznaczamy położenie
na wybranym kierunku x, ∆v – niedokładność, z jaką wyznaczamy prędkość. Im dokładniej określamy położenie, tym mniej
dokładnie możemy określić prędkość (i na odwrót). Z zasady Heisenberga wynika niemożliwość jednoznacznego przewidy-
wania toru elektronu (indeterminizm). Gdybyśmy dokładnie znali prędkość i położenie elektronu w danej chwili, moglibyśmy
obliczyć jego tor, ponieważ nie znamy tych wartości, nie możemy obliczyć toru elektronu.
Konsekwencją powstania zasady Heisenberga była zmiana poglądu na budowę atomu.

Liczby kwantowe

– za ich pomocą określamy stan energetyczny elektronów otaczających jądro:

-->g

łówna liczba kwantowa – może przyjmować wartości: n = 1,2,3,... (tylko liczby naturalne); główna liczba kwantowa to

numer poziomu; główna liczba kwantowa numeruje kolejne poziomy energetyczne dla elektronu, a w praktyce oznacza nu-
mer jego orbity; liczbie kwantowej głównej n=1 odpowiada powłowa elektronowa K najniższego poziomu energetycznego,
dalszym liczbom kwantowym głównym (n=2,3,4,5,6,7) odpowiadają powłoki – L, M, N, O, P Q; liczba elektronów każdej
warstwy jest ograniczona do 2n2.
-->poboczna (orbitalna) liczba kwantowa

– oznacza podpowłokę, którą zajmuje elektron i wskazuje model kątowy rozmiesz-

czenia elektronów. Może przyjmować wartości l = 0,1,2,...,n-1. (0 ≤ l ≤ ). Maksymalna liczba podpoziomów w każdym po-
ziomie głównym równa jest głównej liczbie kwantowej tego poziomu. Podpoziomy oznaczamy literami s, p, d, f, g. Powłoka
K(n=1) ma 1 podpoziom s, powłoka L(n=2) ma 2 podpoziomy s i p, itd.

Orbital

– każdej kombinacji liczb kwantowych n, l, m odpowiada jedna porządna funkcja spełniająca równanie Schrödingera,

funkcję taką nazwano orbitalem, oznaczając jako: ψ(n.l.m). Do oznaczania orbitali używamy symboli literowych: n = 1 à
orbital s, n

= 2 à orbital p, n = 3 à orbital d, n = 4 à orbital f

7. Zasada rozbudowy powłok elektronowych:

Zakaz Paulie`ego : Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne tj. zoriento-
wane w przeciwnych kierunkach.

Reguła Hunda : Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce
była możliwie największa.

8. Prawo okresowości

Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków uporządkowanych według wzrastającej masy atomowej zmieniają się okre-
sowo.

Historia tworzenia:
-

podział pierwiastków na 4 klasy przez A.L. Lavoisier’a (pierwiastki, niematale, metale tworzące tlenki i zasady, substancje

mające charakter ziemi)
-

stworzenie prawa triad przez J.W. Dobereiner’a w 1817

-stworze

nie prawa oktaw przez J.A. Newlands’a w 1864

-

stworzenie układu okresowego pierwiastków i prawa okresowości przez Dymitra Mendelejewa w 1869

Pier

wiastki główne - grupa pierwiastków chemicznych w układzie okresowym, do których należą bardzo aktywne metale 1 i

2 grupy oraz wodór z grupy 1 i hel z grupy 18.
Pierwiastki przejściowe - są to pierwiastki, których elektrony o najwyższej energii znajdują się na orbitalu d (w stanie pod-
stawowym). Do bloku tego należą pierwiastki od III do XII grupy układu okresowego.

Pierwiastki wewnątrzprzejściowe - - grupa pierwiastków chemicznych w układzie okresowym, których elektrony o najwyższej
energii znajdują się na orbitalu f (w stanie podstawowym). Do bloku tego należą lantanowce i aktynowce.

Energia jonizacji - minimum

energii, jaką należy użyć, by oderwać elektron od atomu tego pierwiastka w stanie gazowym.

Powinowactwo elektronowe-

jest to efekt energetyczny towarzyszący przyłączeniu przez atom dodatkowego elektronu do

swojej powłoki walencyjnej.
Im mniejszy jest p

romień atomu, tym silniej oddziałuje dodatnie jądro na elektron i tym większe jest powinowactwo elektro-

nowe tego atomu. W okre

sie rośnie od lewej do prawej strony

Elektroujemność – zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów, w okresach rośnie, a w grupach maleje

9. Budowa cz

ąsteczki

wiązania jonowe- oddanie lub pobranie elektronu, będą się tworzyć w związkach chemicznych zbudowanych z pierwiastków
grupy 1 lub 2 i 17,



E>1,7 (metal+niemetal)

wiązania kowalencyjne – uwspólnienie jednej lub kilku par elektronowych dzięki czemu każdy z atomów zachowuje się tak
jakby miał trwałą konfigurację gazu szlachetnego 0,0<



E<0,4 (niemetal+niemetal)

wiązanie koordynacyjne- wiązanie kowalencyjne w którym wspólna para elektronów pochodzi od jednego atomu

w

iązanie metaliczne - elektrony są wspólne nie dla dwóch atomów, lecz dla większej ich ilości. Obecność wiązania meta-

licznego nadaje substancji określone własności, które przyjęło się uważać za charakterystyczne dla metali, takie jak połysk,
kowalność, dobra przewodność prądu i ciepła, (metal+metal)

wiązanie wodorowe - występuje między pierwiastkami silnie elektroujemnymi np. P, F, O, N.
Atomy pierwiastków silnie elektroujemnych łączą się ze sobą za pośrednictwem wodoru dwoma parami elektronowymi tzw.
moste

k wodorowy. Wiązanie to ma charakter elektrostatyczny.

10. Orbitale molekularne

orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne.
Orbitale molekularne dzielą się z kolei na:



orbitale atomowe

– orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu

wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych.



orbitale molekularne

– orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą)

tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą się z kolei na:

o orbitale wiążące – w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach

atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania

o orbitale antywiążące – w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbi-

talach atomowych.

o orbitale niewiążące – w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich or-

bitalach atomowych.

11. Hybrydyzacja

"skrzyżowanie" dwóch lub więcej orbitali atomowych, na skutek czego powstają nowe orbitale, posiadające inny kształt i
energię

12. Szybkość reakcji chemicznych

definiuje się jako zmianę stężenia molowego substratu lub produktu w jednostce czasu. Szybkość reakcji zależy od często-
ści zdarzeń efektywnych cząstek (prowadzących do zajścia reakcji) Zdarzenie efektywne może zaistnieć gdy cząstki posia-
dają wystarczającą energię – tzw. energię aktywacji. Na częstość zdarzeń efektywnych (szybkość reakcji) mają wpływ:
-

stężenie (gdy rośnie- rośnie liczba zdarzeń)

-

temperatura (wzrost temp powoduje wzrost szybkości reakcji)

13. Katalizator

Zwiększa lub zmniejsza szybkość reakcji a po jej zakończeniu pozostaje w niezmienionym stanie (dodatnim lub ujemnym)
Rodzaje
Katalizator homogeniczny
Katalizator heterogeniczny
Katalizator nośnikowy
Katalizator stopowy

Mechanizm działania Katalizator wpływa na przebieg reakcji zmieniając jej mechanizm. Jego działanie opiera się na po-
wstawaniu w reakcji z substratem

przejściowego związku chemicznego lub struktury nadcząsteczkowej, która jest nietrwała,

dzięki czemu reaguje dalej z wytworzeniem produktu końcowego i odtworzeniem wyjściowego katalizatora:
Reakcja bez katalizatora:
A + B → AB
Reakcja z katalizatorem:
A + K → AK (produkt przejściowy)
AK + B → AB + K (produkt końcowy + odtworzony katalizator)

14. Prawo działania mas

W stanie równowagi stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą, charaktery-
styczną dla danej reakcji i danej temperatury.

Reguła przekory Le Chateliera
Każdy układ w stanie równowagi poddany działaniu zewnętrznemu naruszającemu stan równowagi ulega takim zmianom,
które zmniejszają to działanie, na ogół polega to na zmianie: stężenia, temperatury, ciśnienia

15. Elektrolity

są to substancje o budowie jonowej oraz substancje o wiązaniach kowalencyjnych w których jony powstają dopiero wskutek
oddziaływania cząsteczek z rozpuszczalnikiem

teoria dysocjacji Arrheuisa
kwasy

– w trakcie dysocjacji odszczepiają kationy H

+

zasady

– w trakcie dysocjacji odszczepiają aniony grupy OH

-

Stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczna dla danego elektrolitu, zależy od temperatury a nie zależy od stężenia

K=…..

Stopień dysocjacji – stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości cząsteczek wprowadzonych do roztworu, zależy
od rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, stężenia, temp, obecności innych związków w roztworze
Moc elektrolitów



>30% mocne

5<



<30%



<5% słabe

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

K=…..



-

stopień dysocjacji

c-

stężenie elektronu

16. Solwatacja

Jest to otaczanie jonów lub cząsteczek substancji rozpuszczonej przez cząsteczki rozpuszczalnika. Solwatacja spowodo-
wana jest głównie działaniem sił van der Waalsa. Ma zasadnicze znaczenie dla procesu rozpuszczania substancji jonowych
w rozpuszczalnikach polarnych. W przypadku gdy rozpuszczalnikiem jest woda proces solwatacji nosi nazwę hydratacji.

Hydratacja, uwodnienie

– ogół procesów chemicznych lub fizycznych, w których związkiem chemicznym przyłączanym do

innej substancji jest woda, przy czym woda ta jest przyłączana w całości (nie powstają dodatkowo produkty uboczne).

17. Dysocjacja wody

H

2

O + H

2

O <=> H

3

O

+

+ OH

-

Stała dysocjacji wody


Iloczyn jonowy wody

K

H2O

= K*[H

2

O]

2

= [H

3

O

+

]*[OH

-

]

pH = -log

10

[H

3

O

+

]

Pojemność buforowa



n

– ilość moli dodanego mocnego kwasu lub zasady



pH

– zmiana pH wywołana dodaniem tej ilości kwasu lub zasady

Pojemność buforowa (jej wartość jest zależna od pH) określa więc wrażliwość określonej ilości roztworu na dodawanie moc-
nego kwasu lub zasady, np. zmiana pH o 0,01 w wyniku dodania 0,006 mola kwasu lub zasady oznacza β=0,6 mol.

20. Iloczyn rozpuszczalności

jest to iloczyn stężeń jonów danego trudno rozpuszczalnego związku w jego roztworze nasyconym w danej temperaturze i w
danym rozpuszczalniku
wzor ???

21. Rodzaje reakcji chemicznych

1. Syntezy
2. Analizy
3.

Wymiany (pojedynczej, podwójnej)

4. Redoks
5.

Egzo (wydzielanie ciepła) i Ednotermiczne (pochłanianie ciepła)

6. Odwracalne i nieodwracalne
7. Homo (

jednofazowe, zachodzące w jednej tylko fazie) i heterogeniczne (wielofazowe zachodzące na granicy kilku

faz, np. ciała stałego i cieczy)

8.

Podział wg doprowadzonej energii

-

reakcje termiczne, zachodzące pod wpływem doprowadzonego ciepła

-

reakcje elektrochemiczne, zachodzące pod wpływem energii elektrycznej, np.: reakcje utleniania na anodzie i reakcje

redukcji na katodzie
-

reakcje fotochemiczne, zapoczątkowane lub przyspieszane wskutek działania pola elektro-magnetycznego,np. proce-

sy fotograficzne
- reakcje fonochemiczne (sonochemiczne)

zachodzące pod wpływem ultradźwięków, np. reakcje polimeryzacji lub de-

polimeryzacji
-

reakcje radiacyjochemiczne, zachodzące w substancji pod wpływem działania promieniowania jonizującego.

22. Stopień utlenienia

-

stopień utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku chemicznego = 0

-

stopień utlenienia pierwiastków wchodzących w skład jonu = ładunkowi jonu

te same stopnie utlenienia

-

pierwiastki w stanie wolnym 0

-

fluor

–1

-

tlen prawie zawsze

–2, wyjatki (z fluorem +2, w nadtlenkach –1, w ponadtlenkach –0,5)

-

wodór +1 z wyjątkiem wodorków, litowców i berylowców

-

litowce zawsze +1

-

berylowce zawsze +2

23. Uzgadnianie reakcji redoksowych w oparciu o bilans elektronowy

24. Szereg napięciowy metali

to zestawienie

pierwiastków chemicznych o własnościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E

0

Szereg ważniejszych metali uporządkowany w kierunku wzrostu potencjału i zarazem spadku aktywności do tworzenia ka-
tionów: Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au

25. Elektroliza

jest to całokształt zjawisk (szereg reakcji utleniania i redukcji) wywołanych przepływem prądu elektrycznego przez roztwory
elektrolitów lub ich formę stopioną.
Prawa Faradaya
I prawo: masa substancji wydzielonej na elektrodzie w wyniku procesu elektrolizy jest wprost proporcjonalna do ładunku
przepływającego przez elektrolit:
m = k · I · t = k · Q (26)
gdzie:
k -

równoważnik elektrochemiczny

I -

natężenie prądu, A

t - czas trwania elektrolizy
m - masa substancji wydzielonej na elektrodzie, g
Q -

ładunek elektryczny, C

II prawo: Masy substancji wydzielonych lub rozpuszczony

ch na elektrodach przez ten sam ładunek mają się do siebie jak ich

gramorównoważniki chemiczne:

26. Ogniwo chemiczne

źródło prądu chemicznego, który wytwarzany jest w wyniku reakcji chemicznych.
Akumulator kwasowo-

ołowiowy – rodzaj akumulatora elektrycznego, opartego na ogniwach galwanicznych zbudowanych z

elektrody ołowiowej, elektrody z tlenku ołowiu(IV) (PbO

2

) oraz ok. 37% roztworu wodnego kwasu siarkowego, spełniającego

rolę elektrolitu.
Akumulator zasadowy - rodzaj akumulatora elektrycznego. Pierwszy tego typu akumulator - niklowo-

żelazowy (Ni-Fe) został

skonstruowany w 1899 roku przez szwedzkiego naukowca Waldemara Jungnera. Cechą charakterystyczną tych akumulato-
rów jest to, że posiadają płyty wykonane z taśmy stalowej w postaci ramek utrzymujących "kieszonki" z dziurkowanej blachy.
Masa czynna znajduje się wewnątrz "kieszonek". W elektrodzie dodatniej głównymi składnikami masy czynnej są: wodoro-
tlenek niklu, nikiel i grafit; w elektrodzie ujemnej -

sproszkowane żelazo lub żelazo i kadm. Płyty dodatnie połączone są ze

stalową obudową akumulatora. Jako elektrolit stosowany jest ok. 21% roztwór wodorotlenku potasu lub wodorotlenku litu.
Ogniwo Daniella -

ogniwo galwaniczne, w którym pierwsze półogniwo stanowi elektroda cynkowa zanurzona w roztworze

siarczanu cynku ZnSO

4

, a drugie elektroda miedziana zanurzona w roztworze siarczanu miedzi CuSO

4

. W ogniwie tym oba

półogniwa nie stykają się ze sobą bezpośrednio lecz są połączone kluczem elektrolitycznym, najczęściej wykonanym z roz-
tworu chlorku potasu (KCl) w agar-agarze
Ogniwo Leclanchégo – najpopularniejsze ogniwo galwaniczne występujące powszechnie w handlu np. jako popularne tzw.
baterie paluszki (o napięciu 1,5 V) lub baterie płaskie (o napięciu 4,5 V – trzy ogniwa połączone szeregowo).

27. Termodynamika

nauka o energii, dział fizyki zajmujący się badaniem energetycznych efektów wszelkich przemian fizycznych i chemicznych,
które wpływają na energii wewnętrznej analizowanych układów. Wbrew rozpowszechnionym sądom termodynamika nie
zajmuje się wyłącznie przemianami cieplnymi, lecz także efektami energetycznymi reakcji chemicznych , przemian z udzia-
łem jonów, , a nawet przemianami jądrowym i energią elektryczną.
Pierwsza zasada termodynamiki

– jedno z podstawowych praw termodynamiki, jest sformułowaniem zasady zachowania

energii dla układów termodynamicznych. Zasada stanowi podsumowanie równoważności ciepła i pracy oraz stałości energii
układu izolowanego
Druga zasada termodynamiki stwierdza, że w układzie termodynamicznie izolowanym istnieje funkcja stanu zwana entropią
S

, której zmiana ΔS w procesie adiabatycznym spełnia nierówność

, przy czym równość zachodzi wtedy i tylko

wtedy, gdy proces jest odwracalny.

28. Korozja

Korozja jest to stopniowe niszczenie tworzyw metalowych i niemetalowych pod wpływem chemicznego i elektrochemicznego
oddziaływania środowiska w wyniku którego zmieniają się stan i właściwości niszczonego tworzywa.

1. Korozja chemiczna

Do korozji chemicznej zalicza się także czernienie przedmiotów srebrnych na powietrzu. Głównym składnikiem ciemnego
nalotu jest siarczek srebra powstający w reakcji srebra ze związkami siarki zawartymi w powietrzu.
mM + nU --> M

m

U

n

gdzie: M - metal, U

– utleniacz

2. Korozja elektrochemiczna

Korozja elektrochemiczna jest najbardziej powszechnym rodzajem korozji. Należy do niej powszechnie spotykane zjawisko
korozji atmosferycznej, która spowodowana jest działaniem na metale wilgotnego powietrza i zawartych w nim zanieczysz-
czeń.

29. Wzory związków chemicznych

Wzory związków stosowane w chemii organicznej to, podobnie jak w chemii nieorganicznej, wzory sumaryczne, empiryczne
(elementarne) i strukturalne, ale również wzory strukturalne uproszczone (półstrukturalne, grupowe) oraz wzory szkieletowe.

30. Reguła faz Gibbsa

zależność pomiędzy liczbą faz w układzie wielofazowym, a liczbą stopni swobody tego układu:
f = k - s + 2, gdzie: f - liczba faz, k -

liczba niezależnych składników, s - liczba stopni swobody. Na podstawie reguły faz

Gibbsa (J.W. Gibbs

) i odpowiednich diagramów fazowych można przewidzieć ewolucję układu pod wpływem zmieniających

się warunków (parametrów zewnętrznych i składu).

31. Promieniotwórczość

1895-

Roentgen odkrył promienie elektromagnetyczne mające zdolność przenikania ciała stałego

1896-

Becquerel przez przypadek odkrył ze związki uranu wysyłają promieniowanie same z siebie, rok później stwierdził ze

uran metaliczny jest również źródłem niewidzialnego promieniowania

1897- badania nad pro

mieniotwórczością rozpoczęła Maria Skłodowska-Curie, zjawisko promieniotwórczości nazwali radio-

aktywnością
1898

– Curie wraz z mężem wyodrębnili nowe pierwiastki: polon i rad

1934

– córka Curie wraz z mężem dokonali odkrycia sztucznej promieniotwórczości

Naturalne szeregi prom
-uranowo-

radowy wywodzący się od

238

U

-uranowo-

aktynowy wywodzący się od

235

U

-

torowy wywodzący się od

232

Th

Trzy naturalne szeregi kończą się trwałymi izotopami ołowiu

206

Pb

207

Pb

208

Pb

Szereg sztuczny
-

neptunowy wywodzi się od izotopu Neptuna

237

Np, kończy się trwałym izotopem bizmutu

209

Bi

32. Sposoby określania stężeń

procentowe

molowe

gdzie: C

m

– stężenie molowe [mol·dm

-3

]

n

s

– liczba moli substancji rozpuszczonej [mol]

V

– objętość roztworu [dm

3

]

33. Obliczenia stechiometryczne

Obliczenia chemiczne, które opierają się na wzorach chemicznych i równaniach chemicznych naszą nazwę obliczeń ste-
chiometrycznych.
W obliczeniach tych opieramy się głównie na dwóch prawach chemicznych - prawie stałości składu i prawie zachowania
masy.
Obliczenia oparte na wzorach chemicznych bazują głównie na prawie stałości składu i fakcie, że wzory chemiczne odzwier-
ciedlają jakościowy i ilościowy skład związku chemicznego.

34. Analiza jakościowa kationów i anionów

1. Pr

óby wstępne

Stwierdzenie obecności jonu NH

4+

.

Stwierdzenie obecności jonu Fe

2+

.

Stwierdzenie obecności jonu Fe

3+

.

2.

Systematyczna analiza kationów

Strącenie osadu I grupy kationów – 2M HCl.
Strącanie osadu II grupy kationów – AKT w środowisku 0,3 M HCl.
Str

ącanie osadu II grupy kationów – AKT w środowisku 2M HCl.

Strącanie osadu III grupy kationów – AKT w środowisku alkalicznym.
Strącanie osadu IV grupy kationów – (NH

4

)

2

CO

3

w środowisku alkalicznym.