1. Charakterystyka pierwiastków z pierwszej grupy. Konfiguracja na powłoce walencyjnej i właściwości z tego
wynikające. Charakterystyczne reakcje. Podaj dwa pierwiastki biogenne z tej grupy.
2. Na konkretnych przykładach wyjaśnij charakter i jak powstaje wiązanie koordynacyjne.
3. Podaj i opisz dwa sposoby rozdzielania koloidów.
4. Tu mam problem z przytoczeniem tego pytania. Tyczyło się termodynamiki. Coś w stylu jaka funkcja opisuje
to czy reakcja jest egzo- czy endotermiczna. Potem było o zwiększeniu wydajności reakcji egzoenergetycznej
przy zmianie temperatury, tzn. czy obniżenie czy zwiększenie ma korzystny wpływ. I trzeba sie było podeprzeć
odpowiednim prawem z termodynamiki.
5. Napisz konfiguracje elektronowa Bromu wiedząc ze znajduje sie w 17 grupie i 4 okresie Napisz ile ma
elektronów walencyjnych, podaj liczbę atomowa
6. Napisz równanie reakcji tlenku chloru znajdującego sie na najwyższym stopniu utlenienia z wodą. Nazwij
produkt reakcji.
7. Przedstaw dwa równania reakcji w których glin występuje: w formie anionu, w formie kationu. O jakich
właściwościach chemicznych glinu świadczą te reakcje.
8. Przedstaw wszystkie zachodzące reakcje jednej z powstałych w zadaniu trzecim soli z woda. Zapisz wzór na
stałą równowagową tej reakcji.
9. Wyjaśnij pojęcia: a) sublimacja (podaj przykłady), b) efekt Tyndalla c) potencjał termodynamiczny.
10. Co to są azeotropy. Sposoby ich oczyszczania.
11. Azot znajduje się w 15 grupie i 2 okresie układu okresowego pierwiastków. Określ :
a) jego konfiguracje elektronową i liczbę elektronów walencyjnych
b) jego liczbę atomową
12. Napisz równanie reakcji z wodą tlenku bromu na najwyższym stopniu utlenienia
a) nazwij powstały produkt , określ i uzasadnij jego charakter chemiczny
13. Wymień po 2 przykłady związków będących kwasami i zasadami wg teorii Lewisa, uzasadnij wybór pisząc
odpowiednie równania reakcji.
14. Podaj definicje i praktyczne znaczenie następujących terminów:
a) peptyzacja b) reakcja zerowego rzędu (przykład) c) entalpia
15. Na konkretnych przykładach wyjaśnij co to jest elektrolit słaby
16. Wyjaśnij powstawanie wiązania kowalencyjnego spolaryzowanego, podaj przykłady cząsteczek o takim
wiązaniu i wpływ tego wiązania na ich właściwości.
17. Wyjaśnij na podstawie równań chemicznych właściwości niemetali. Powiedz jak zmieniają się one w
układzie okresowym.
18. Podaj definicję prawa Roulta i wyjaśnij praktyczne zastosowanie.
19. Co to jest inhibitor. Praktyczne zastosowanie.
20.Wyjaśnij pojęcia i podaj praktyczne zastosowanie:
a) potencjał termodynamiczny
b) reakcje zerowego rzędu
21. Napisz reakcję wodnego węglanu amonu z kwasem octowym. Podane są Ka i Kb. Wyjaśnij jakie prawo
pozwala to stwierdzić.
22. Wiązania występujące w kryształach. Praktyczne zastosowanie.
23. Opisać budowę cząsteczki wody i jej charakterystyczne właściwości.
24. Podać przykład tlenku zasadowego i kwasowego. Co powstanie z ich połączenia?
25. Co to są funkcje stanu układu i co je łączy.
26. Co to jest reakcja złożona i podać 2 przykłady.
27. Opisać zjawisko elektroforezy i wypisać zastosowania.
28. Na wybranym przykładzie wyjaśnić regułę przekory.
29. Omów pierwiastki grupy 1i 2, podaj ich właściwości, poprzyj równaniami reakcji.
30. Podaj stałą równowagi reakcji kwasu solnego z amoniakiem. Co się stanie z równowagą jeżeli zmienimy
ciśnienie i temperaturę (delta H < 0).
31. . Co to jest szereg napięciowy metali ?
32. Wiązanie wodorowe, podaj przykłady i jego właściwości.
33. Co to jest kataliza ? Podaj przykłady katalizy homogenicznej, heterogenicznej, kwasowo-zasadowej i
autokatalizy.
34.Wymień 4 sposoby otrzymywania koloidów, podaj przykłady.
35. Podaj dwie substancje amfoteryczne. Udowodnij te właściwości pisząc równania odpowiednich reakcji
chemicznych.

36. Piany-właściwości, przykłady praktycznego zastosowanie.
37. Na podstawie konfiguracji elektronowej pierwiastków gr. 1 wykaż ich właściwości chemiczne pisząc
równania reakcji.
38. .Na podstawie buforu octanowego podać do czego służą bufory i ich praktyczne zastosowanie.
39. Podaj warunek samorzutności przemian izobaryczno-izotermicznych oraz izochoryczno-izotermicznych.
Podaj nazwy odpowiednich funkcji, a także warunki kiedy przemiana jest samorzutna, wymuszona, a kiedy
układ pozostaje w równowadze.
40. Dlaczego dodanie mocnego elektrolitu cofa dysocjację słabego elektrolitu. Wykaż na konkretnym
przykładzie pisząc odpowiednie równania, wyrażenia. Podaj oczywiście praktyczne zastosowanie tego zjawiska.
41. Uzupełnić reakcję redoks:
Na2Co3 + Br2 --> NaBr + NaBrO3 + CO2 , napisać jakiego rodzaju jest to reakcja, ile cząsteczek CO2 się wydzieli i
jaką objętość zajmą w war. normalnych i podać nazwy wszystkich reagentów.
42. Podać dwa sposobu oczyszczania koloidów i ich zastosowanie w technologii żywności.
43. Opisać właściwości chemiczne pierwiastków grupy 15.
44. Napisać po jednej reakcji otrzymywania soli obojętnych, wodorosoli i hydroksosoli i podać nazwy wszystkich
reagentów.
45. Co to jest iloczyn rozpuszczalności i podać jego zastosowanie.
46. Podać praktyczne zastosowanie zjawiska różnicy temperatur wrzenia i krzepnięcia mieszanin w stosunku do
czystych jej składników - jakoś tak,
47. Na podstawie podanej konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka:
(i tutaj konfiguracja chloru) określ:
- położenie tego pierwiastka w układzie okresowym
- symbol
- liczbę atomowa i masowa
- charakter pierwiastka
- maksymalną wartościowość
48. Podaj po dwa przykłady kwasów i zasad wg teorii Lewisa.
49. Wpływ temperatury na rozpuszczalność ciał stałych i gazów. Praktyczne zastosowanie.
50. Wiązania w kryształach metalicznych (jakie związki je tworzą i jakie właściwości wykazują związki z takimi
wiązaniami).
51 Azeotropy- podaj definicje, przykłady i sposoby rozdzielania.
52 Podaj wszystkie reakcje zachodzące w roztworze węglanu amonu, jaki mają odczyn, odpowiedz uzasadnij.
Podaj stałe rozpuszczalności. (Było podane Ka i Kb dla kwasu węglowego i wodnego roztworu amoniaku).
53.

Magnez znajduje się w 2 grupie, 3 okresie- napisać konfigurację

elektronową.
54. Napisać reakcję tlenku fosforu o najwyższym jego stopniu utlenienia z
tlenkiem o przeciwnych właściwościach. (Powstanie związek Y)
55. Napisać reakcję związku Y z wodą, napisać jakie reakcje będą zachodziły
w otrzymanym związku. I zapisać wzory dla stałych.
56. Podane 4 reakcje, napisać czy zachodzą czy nie, jeśli nie, to
dlaczego?
a) CaOH+NaOH->
b) CuSO4+Fe->
c) Fe2(SO4)3+Cu->
d) Cu+HCl->
57. Omówić właściwości roztworów z uwzględnieniem temperatury wrzenia i
krzepnięcia w stosunku do czystych rozpuszczalników. Podać zastosowanie.
58. Wapń leży w 2 grupie i 4 okresie. Podaj:
a)jego konfigurację elektronową i liczbę atomową,
b)podaj liczbę elektronów walencyjnych.
59. Napisz po jednej dowolnej reakcji otrzymywania soli obojętnej, wodorosoli,
hydrokso-soli.
60. Podaj definicję i praktyczne zastosowanie:
a)stałej krioskopowej
b)areozoli(przykłady)
c)izotpów(przykłady)

61. Opisz właściwości optyczne koloidów oraz zastosowanie tych właściwości.
62.Zapisz reakcję kwasu octowego w roztworze wodnym nasączonym CO2.
Stała kwasu octowego(K1) wynosi.... Stała kwasu węglowego (K2)
wynosi......nie pamiętam ile, ale K1>K2
Jakie prawo ma tu zastosowanie?
63. podaj jak zmienia się elektroujemność w układzie okresowym.
podaj przykład pierwiastka elektroujemnego i elektrododatniego
64. podaj konfiguracje elektronową tlenu, zastosowanie w przyrodzie, liczbę
elektronów walencyjnych
65. Spośród wszystkich związków azotu wybierz te które mogą być tylko
utleniaczami, tylko reduktorami i tym i tym.Kazda odpowiedz poprzyj reakcja
chemiczna
66.

Scharakteryzuj strukturę elektronową i wynikające z niej właściwości chemiczne pierwiastków grupy 1.

Napisz równania odpowiednich reakcji.
67..Napisz równanie reakcji tlenku azotu na najwyższym stopniu utlenienia z tlenkiem o charakterze
przeciwnym, nazwij powstały produkt Y.
68.. Powstały produkt Y rozpuszczono w wodzie
a)napisz równania wszystkich reakcji zachodzących w powstałym roztworze i wyrażenia na stałe odpowiednich
równowag
b)podaj i uzasadnij równaniem reakcji odczyn roztworu
69..Podaj definicję i praktyczne znaczenie następujących terminów
a)emulsja
b)alotropia (przykłady)
c)katalizator (przykłady)
70..Na konkretnych przykładach wyjaśnij co to jest elektrolit mocny
71.. Omów na przykładach powstawanie wiązania kowalencyjnego
72. byla podana konfiguracja elektronowa (azotu) i napisac:
a)gdzie jest ten pierwiastek polozony w ukladzie okresowym
b)jego symbol, liczbe atomowa i masowa
c)maksymalna wartosciowosc
d) charakter chemiczny
73. napisac dwa przyklady zwiazkow majacych budowe jonowa i 3-4 cechy
tego wiazania.
74. napisac dlaczego korzystniejsza jest dyfuzja z para wodna od zwyklej.
75. napisac dwa praktyczne zastosowanie dializy.
76. jak zapobiec hydrolizie siarczanu amonu (napisac rownania).
77. wyjasnic pojecia i podac ich zastosowanie:
a) rozpuszczalnosc
b) liczba Avogadra
c)energia aktywacji
78.

a)konfiguracja elektronowa Al.

b)Podaj masę atomową tego pierwiastka
c)Liczbę elektronów walencyjnych
79.Wszystkie reakcje glinu i jego właściwości na podstawie tych reakcji
80. Wyjaśnij pojęcia:
a)Osmoza –
b)Energia aktywacji –
c)liczba Avogadra
81.Gdzie ma zastosowanie destylacja i na czym polega?
82. Czy zajdzie reakcja i dlaczego? Nazwać produkty reakcji które zachodzą.
CH3COOH + Na2CO3 ->
Na2CO3 + H2S ->
83. Opisać właściwości buforu na podstawie buforu amonowego. Zastosowanie.
84. Iloczyn rozpuszczalności – definicja i zastosowanie
85 Wyjaśnij pojęcia:
a)entropia
b)stopień dysocjacji

86

.na przykładzie jonu amonowego wyjaśnić powstawanie wiązania koordynacyjnego

87..podaj 2 przykłady koloidów liofilowych na czym polega proces ich koagulacji?wymien czynniki powodujące
stabilizacje tych układów
88.opisz 2 metody ktore mogą byc zastosowane do wyznaczenia masy molowej substancji
89.na podstawie budowy elektronowej atomów pierwiastkow 13 grupy ukladu okresowego podaj ich
właściwości pisząc odp reakcje
90.powstawanie wiązania kowalencyjnego niespolaryzowanego i sposób jak ten typ wpływa na właściwości zw.
chemicznych
91.podaj def:
a) emulsja
b) stopien dysocjacji
c) współczynnik aktywności jonu
92.Na podstawie konfiguracji elektronowej pierwiastków gr. 17 wykaż ich
właściwości chemiczne pisząc odpowiednie równania reakcji.
93.Właściwości świetlne koloidów. Wyjaśnić zjawisko i podać
praktyczne zastosowanie.
94.Podać 2 przykłady związków, które są w reakcji jednocześnie
utleniaczem i reduktorem. Napisać równania odpowiednich reakcji.
95.Co to są elektrolity. Napisać po dwa przykłady elektrolitów słabych,
mocnych i nieelektrolitów. Napisać do nich odpowiednie równania reakcji.
96.Co to jest kataliza kontaktowa i autokataliza. Podaj ich praktyczne
zastosowanie.
97.Na podstawie buforu fosforanowego wyjaśnij działanie buforów i podaj
ich praktyczne zastosowanie.
98na podstawie konfiguracji eletronowej pierwiastkow gr 1 omow ich wlasciwosci chemiczne piszac
odpowiednie rownania reakcji
99.Piszac odpowiednie rownania reakcji wykasnij dlaczego nie mozna trzymac potraw kwasnych w naczyniu
aluminiowym.Podaj praktyczne zastosowanie
100.Wyjasnij,podaj przyklady i zastosowanie: dysproporcja,iloczyn jonowy,kw i zas Bronsteda-Lowryego
101.Wszystko co wiesz o pianach
102.Wyjasnij i podaj praktyczne zastosowanie i odpowiednie rownania reakcji:Dlacezgo dodanie mocnego
kwasu cofa dysocjacje kwasow slabych
103.Wyjasnij na podsatwie reakcji wlasciwosci kwasowe tlenkow azotu
104.Scharakteryzuj pierwisatki gr 17
105. Wyjaśnij pojęcia i podaj przykłady:
a) aktywność roztworu
b) siły van der Waalsa
c)emulsja
106.. Napisz 3 przykłady związków które mogą być zarówno reduktorami jak i utleniaczami i uzasadnij reakcją
107. Opisać słabe i mocne elektrolity i ieelektrolity-co to są i przykłady
108. Napisać reakcję amoniaku z kwasem solnym. Stałą równowagi i jak zmieni sie rownowaga jezeli zmienimy
cisnienie i temperature. delta H<0
109. 2 metody wyznaczania masy cząsteczkowej związków
110. Wyjasnij pojecia, podaj praktyczne zastosowanie: sublimacja(przyklady), efekt Tyndalla, potencjal
termodynamiczny.
111. Napisz rekacje tlenku fosforu, w ktorym fosfor wystepuje na najwyzszym stopniu utl z woda i nazwij
prodkut, uzasadnij jego charakter chem.
112. Napisz rekacje tego tlenku z tlenkiem o charakterze przeciwnym, reszta jak wyzej.
113. Napisz wszystkie reakcje tego co powstalo w zad 3 i stale.
114. Podaj i wyjasnij na podstawie rekacji dlaczego woda wodociagowa ma ph 7,5 a destylowana 6,5.
115. Napisz rekacje kwasu octowego z dwutlenkiem wegla, napisz co powstaje, podane byly stale dysocjacji,
uzasadnij dlaczego reakcja tak przebiega, podaj prawo, ktore o tym świadczy

http://www.chemia.dami.pl/liceum/liceum9/roztwory3.htm

http://webcache.googleusercontent.com/search?q=cache:g-
zdAeqFHmAJ:www.chemia7lo.cba.pl/downloads.php%3Fcat_id%3D5%26download_id%3D145+wi%C4%85zani
e+kowalencyjne+wp%C5%82yw+na+charakter&cd=7&hl=pl&ct=clnk&gl=pl&source=www.google.pl

39.Warunek samotności przemiany: DG<0
Podstawę II zasady termodynamiki stanowi stwierdzenie, że wszystkie procesy zachodzące samorzutnie są
nieodwracalne. Cała przyroda zmienia się nieodwracalnie. Bardzo często zasadę tę formułuje się w oparciu o
rozważanie idealnie działającego silnika cieplnego i wypowiada się ją następująco:
Ciepło może być zamieniane na pracę tylko wtedy, gdy istnieje różnica temperatur.
W przyrodzie zachodzą jednak procesy, w których takie sformułowanie II zasady termodynamiki jest
niewystarczające i nie obejmuje ono wszystkich procesów zmian energii wewnętrznej na pracę. Istnieją w
przyrodzie procesy, w których energia chemiczna zamieniana jest na pracę bez pośrednictwa ciepła i Podobna
praca
BRAK DANYCH

Współzależność przemian metabolicznych
różnicy temperatur. Z tego powodu Podobna praca
BRAK DANYCH

Współzależność przemian metabolicznych poszukiwano bardziej
uogólnionej formuły II zasady termodynamiki.
Wprowadzono nową funkcję termodynamiczną – entropię, której zmiana określa kierunek procesów
samorzutnych. Entropia jest to funkcja, której nieskończenie mały przyrost wyraża się wzorem:
dS= Qel
T
w którym Qel oznacza elementarnie małą ilość ciepła wymienionego w procesie, a T temperaturę, w jakiej
zachodzi proces.
W procesach odwracalnych przebiegających nieskończenie wolno przy wymianie skończonej ilości ciepła,
temperatura układu i otoczenia muszą być niemalże idealnie równe. Stąd przyrost entalpii ΔS wynosi:

Dla układu
ΔSukł= + Q
T




Dla otoczenia
ΔSotocz= - Q
T
Sumaryczna zmiana entropii wynosi więc
ΔS= ΔSukł + ΔSotocz = Q - Q = 0
T T
Dla procesów nieodwracalnych przydymianie ciepła musi zachodzić różnica temperatury między układem i
otoczeniem. Stąd przyrost entropii wynosi:
Dla układu
ΔSukł= + Q
T1




Dla otoczenia
ΔSotocz= - Q
T2
Oraz T2> T1 . Wtedy sumaryczna zmiana entropii wynosi:

ΔS= ΔSukł + ΔSotocz = Q - Q ≥ 0
T1 T2

Powyższe rozważanie można przeprowadzić również dla innych niż wymiana ciepła procesów i nie traci ono
swojej słuszności. Pozwala to na wyrażenie uogólnionej formuły II zasady termodynamiki w następujący
sposób:
ΔS ≥ 0

Sumaryczny wzrost entropii układu i otoczenia jest zawsze równy lub większy od zera. ΔS=0 dla procesów
odwracalnych i ΔS>0 dla procesów nieodwracalnych. Oznacza to, że dla wszystkich procesów zachodzących w
przyrodzie ( samorzutnych) entropia zawsze jest większa od zera. Inna nazwa II zasady termodynamiki to
zasada wzrostu entropii.

ZNACZENIE II ZASADY TERMODYNAMIKI W CHEMII

Entropia jest funkcją stanu, a to oznacza, że jej zmiana jest zależna tylko od stanu początkowego i końcowego, a
nie zależy od drogi, po jakiej prowadzony jest proces. Dzięki znajomości entropii możemy określić, czy proces,
który chcemy przeprowadzić może w ogóle zaistnieć samorzutnie , czy też będzie procesem wymuszonym. Dla
entropii jako jedynej funkcji termodynamicznej można określić wartości bezwzględne, a nie tylko jej zmiany.
Obliczenia takie umożliwia tzw. III zasada termodynamiki mówiąca, że entropia ciał krystalicznych jest równa
zeru w temperaturze zera absolutnego 0K. Powoduje to, że obliczenie zmiany entropii podczas ogrzewania ciało
od 0 K do temperatury T K stanowi w istocie bezwzględną entropię tego ciała w temperaturze T K zgodnie z
wyrażeniem
ΔS= S0T – S00 = S0T
Wykonane obliczenia zebrane są w tabelach jako entropie standardowe pierwiastków i związków i pozwalają na
obliczanie zmian entropii dowolnych reakcji chemicznych prowadzonych w warunkach normalnych tzn. 298K i
101,3 kPa. Do obliczeń wykorzystuje się zależność:
ΔS0298 =(ΣniS0298)prod - (ΣniS0298)subs
Entropia nazywana jest również miarą nieuporządkowania. Miarę tę znaleziono przyjmując, że w temperaturze
zera absolutnego entropia ciał krystalicznych wynosi S=0. Wraz ze wzrostem temperatury rośnie
nieuporządkowanie atomów i cząsteczek, i jednocześnie rośnie entropia. Ruch cząsteczek staje się coraz
bardziej chaotyczny. W ciałach stałych cząsteczki mogą wykonywać ruch drgający. Ogrzewanie ciała stałego
powoduje wzrost ruchliwości cząsteczek i coraz większe nieuporządkowanie, a tym samy wzrost entropii. Takie
różnice w stopniu uporządkowania można znaleźć również w gazach i roztworach. Na skutek wzrostu objętości
rośnie chaotyczność ruchu cząsteczek i entropia. Mocno stężone roztwory bardzo chętnie pobierają
rozpuszczalnik w procesie osmozy, zwiększając nieuporządkowanie. Gazy szukają każdej sposobności do
ucieczki ze zbiorników o małej objętości i dużym ciśnieniu. Można sformułować ogólną zasadę, że cała przyroda
dąży do jak największego nieuporządkowania i wzrostu entropii.
Powyższa prawidłowość pozwala na określenie kierunku przebiegu procesów samorzutnych. Niedogodnością
tego kryterium jest konieczność obliczania zmian entropii zarówno układu jak też otoczenia. W praktyce
wygodniejsze okazało się znalezienie kryterium, które uwzględniałoby wyłącznie układ. Okazuje się, że jest to
stosunkowo proste dla procesów zachodzących w warunkach izotermiczno-izochorycznych i izotermiczno
izobarycznych. Dla pierwszych z nich jest to funkcja nazywana energią swobodną, a dla drugich funkcja
nazywana entalpią swobodną.
Ponieważ większość procesów chemicznych zachodzi w warunkach izotermiczno-izobarycznych większe
znaczenie dla chemików ma pojęcie entalpii swobodnej inaczej nazywanej potencjałem termodynamicznym.
Jest ona powiązana z entropią i definiuje się ją równaniem

G = U + pV – TS
Wyrażenie U + pV jest to entalpia H więc powyższe wyrażenie można zapisać w postaci
G = H – TS
Nie można zmierzyć bezwzględnych wartości entalpii, a tylko jej zmiany towarzyszące przejściu z jednego stanu
do drugiego, zatem
ΔG = ΔH – TΔS
Zależność ta pozwala na ustalenie kierunku procesów przebiegających w warunkach izotermiczno-
izobarycznych. Dowolny taki proces może zaistnieć samorzutnie tylko wtedy, gdy
ΔG ≥ 0
Oznacza to, że proces nieodwracalny może zajść samorzutnie tylko wtedy, gdy ΔG < 0, w procesie odwracalnym
ΔG = 0. natomiast proces, dla którego ΔG > 0 nie może przebiegać samorzutnie ( procesy wymuszone).
Zmniejszenie entalpii swobodnej układu jest, zatem związane z równoczesnym zwiększeniem entropii układu i

otoczenia. Kiedy energia swobodna osiąga minimum entropia układu i otoczenia osiąga maksimum. Entalpia
swobodna jest funkcją stanu. Standardowe entalpie swobodne wielu związków zebrane są w dostępnych
tabelach.
Każdy proces biegnący w przyrodzie musi spełniać równanie
dS - dU- Wel ≥ 0
T
Z zależności tej można wyprowadzić ogólny warunek równowagi termodynamicznej w postaci
δS - δU- Wel = 0
T


Dla przemian izobaryczno-izotermicznych warunek równowagi zachodzi, kiedy
δG = 0
z warunku tego można wyprowadzić równanie równowagi w dowolnej przemianie fazowej, które ma postać
ΔHpf = ΔVdp
dT
Z powiązania I i II zasady termodynamiki można wyznaczyć również warunki równowagi dla przemian
izotermicznych i izotermiczno izochorycznych.
Dla procesów izotermiczno-izochorycznych kryterium oceny kierunku przebiegu procesu jest energia swobodna
F wyrażona wzorem
F = U – TS
Podobnie jak funkcja G określa ona kierunek przebiegu procesu , a mianowicie dla
ΔF < 0 proces przebiega samorzutnie
ΔF = 0 stan równowagi
ΔF > 0 proces jest wymuszony
Funkcją F podobnie , jak funkcje U i S jest funkcją stanu.
Dla procesów izotermicznych warunek równowagi na postać
δF = -pδV + Wel
Najważniejszą konsekwencją II zasady termodynamiki wydaje się być prawo działania mas. Mówi ono , że dla
każdego procesu dochodzącego do stanu równowagi według schematu
aA + bB cC + dD

Gdzie A ,B, C, D to substraty natomiast a, b, c, d to odpowiednie ilości tych substratów zachodzi równość
xcC xdD = Kx
xaA xbB
Prawo to sformułowane jest w następujący sposób:
W stanie równowagi termodynamicznej iloczyn ułamków molowych produktów reakcji podniesionych do
odpowiednich potęg, podzielony przez iloczyn ułamków molowych substratów podniesionych do odpowiednich
potęg, przyjmuje stałą wartość. Wykładnikami potęg przy ułamkach molowych poszczególnych substancji są
współczynniki stechiometryczne pojawiające się w równaniu reakcji.
Powiązanie I i II zasady termodynamiki oraz znajomość tabelarycznych wartości niektórych funkcji pozwala na
określenia kierunku przebiegu wszystkich procesów oraz określenie zmian wartości funkcji stanu F, U , S oraz
zmian ΔH i ΔG w tych procesach, jak również wielu innych parametrów fizycznych i chemicznych pozwalających
przeprowadzać procesy chemiczne


40.

Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dodaniu mocnego kwasu (np. HCl), który jest

zdysocjowany w niemal 100% zwiększa się stężenie jonów hydroniowych, ale jednocześnie spada stopień
dysocjacji kwasu octowego. W ten sposób zmiana stężenia jonów hydroniowych jest w sumie mniejsza niż
bodziec który ją spowodował (dodanie HCl).

42.

Oczyszczanie koloidów od domieszek substancji tworzących roztwory rzeczywiste (ciała krystaliczne i

elektrolity) ma duże znaczenie w zapewnieniu trwałości zolu. Do najczęściej stosowanych do tego celu metod
należą: dializa, elektroliza, ultrafiltracja, elektrodekantacja i adsorpcja wymienna na jonitach. Jedną z
łatwiejszych metod jest dializa. W celu przeprowadzenia dializy woreczek z błony półprzepuszczalnej (kolodium,
celofan lub naturalna błona zwierzęca) napełniamy czystym rozpuszczalnikiem (najczęściej wodą) i
umieszczamy w naczyniu z zolem. Substancje o rozdrobnieniu cząsteczkowym przechodzą przez membranę do

wewnętrznej cieczy i mogą być w ten sposób usunięte z koloidu. Zmieniając stale ciecz wewnętrzną możemy
koloid doprowadzić do żądanej czystości. Tak działające urządzenie do doczyszczania koloidów zwane jest
dializatorem. Elektrodializa jest połączeniem dializy z elektrolizą a jej przewaga nad dializą polega głównie na
większej szybkości oczyszczania (dializę należy prowadzić co najmniej przez kilkanaście dni, podczas gdy
elektrodializa już po upływie 2-3 dni daje czysty zol).


43.

Atomy tych pierwiastków mają po 5 elektronów walencyjnych i w związku z tym wykazują stopień

utlenienia od -III do +V. W obrębie grupy wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje charakter niemetaliczny
pierwiastków. Azot i fosfor to niemetale, arsen, antymon są półmetalami, a bizmut jest metalem. Azot
występuje w przyrodzie w stanie wolnym oraz w postaci swoich soli. Jest także składnikiem naturalnych
związków organicznych (np. białek). Pozostałe azotowce występują w przyrodzie w stanie wolnym oraz jako
tlenki i siarczki.
W przyrodzie najbardziej rozpowszechniony jest fosfor, ale występuje tylko w postaci związków chemicznych.
Najmniej rozpowszechniony jest bizmut

45,.

Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów

(termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi
dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest
egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury,
zgodnie z regułą przekory

50.

W życiu codziennym rozpoznajemy metale po ich charakterystycznych cechach zewnętrznych. W

temperaturze pokojowej są to ciała stałe o dużej wytrzymałości, mające specyficzny połysk, nie przepuszczające
światła, plastyczne (tzn. kowalne) oraz dobrze przewodzące ciepło i prąd elektryczny. Te pozornie niezależne od
siebie właściwości mają wspólne podłoże na szczeblu atomowym: elektrony w zewnętrznych powłokach
atomów metali (elektrony walencyjne) są bardzo słabo związane z resztą atomu - tworzą gaz elektronowy.
Obecność tego gazu jest z kolei, podstawą wiązań międzyatomowych metalu.

Pojęcie wiązania metalicznego stosowane jest dla scharakteryzowania wiązania chemicznego istniejącego
pomiędzy atomami metalu w stanie stałym kiedy mamy do czynienia z tzw. siecią metaliczną.


Tworzy się ono pod wpływem elektrycznego przyciągania między jądrami atomowymi i swobodnie
poruszającymi się elektronami pochodzącymi z zewnętrznych powłok elektronowych atomów.

56.Glin jest amfoteryczny, dlatego jego wodorotlenek może reagować z innym wodorotlenkiem tworząc
kompleks.
Wodorotlenek glinu reagując z zasadami tworzy dwa związki kompleksowe, ich stosunek w roztworze zależy do
stężenia wziętego do reakcji wodorotlenku glinu.
Al(OH)3 + 3NaOH Na3[Al(OH)6](aq)
// jest to heksahydroksoglinian sodu, jest go w roztworze więcej gdy jest mocno stężony wodorotlenek glinu,
po odparowaniu tworzy się ortoglinian sodu - Na3AlO3

Spora część wodorotlenków reaguje dodatkowo z zasadami:
Zn(OH)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O,
a wodorotlenki takie nazywamy amfoterycznymi. Obok wodorotlenku cynku zaliczamy to tej grupy m.in.
wodorotlenek chromu (III), glinu, berylu, srebra i miedzi.

Ja: wydaje mi się ze nie zachodzi, bo żaden z tych wodorotl nie jest amfoteryczny

c)

2Fe + 3CuSO4 --> Fe2(SO4)3 + 3Cu

wiec nie zachodzi

d)Cu + 2 HCl --> CuCl2 + H2

46.

Temperatura krzepnięcia i wrzenia roztworu doskonałego zależy od jego składu. Wzrost stężenia powoduje

wzrost temperatury wrzenia i obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu. Równania 4.06 i 4.07 ilustrują
zależność pomiędzy wzrostem temperatury wrzenia i obniżeniem temperatury krzepnięcia a stężeniem
molarnym (VI.2.5) roztworu:
podwyższenie temperatury wrzenia (4.06)
obniżenie temperatury krzepnięcia (4.07)

gdzie:

m jest masą substancji rozpuszczonej wyrażoną w [g],

M masą molową substancji rozpuszczonej [g],

mr masą rozpuszczalnika.

Stałe KE i KK noszą nazwę stałej ebulioskopowej i stałej krioskopowej. Są one wielkościami charakterystycznymi
dla danego rozpuszczalnika. Można zauważyć, że stałe KE i KK są równe wartościom i jeśli w 1000g danego
rozpuszczalnika rozpuścimy jeden mol substancji ( ). Stałe ebulioskopowe i stałe krioskopowe dla wybranych
rozpuszczalników przedstawiono w tablicy 4.1.