Zestaw I
1. Zasada Pauliego(zakaz Pauliego) głosi: w atomie nie może byd dwóch elektronów w stanie
energetycznym określonym tymi samymi czterema liczbami kwantowymi lub w danym stanie
energetycznym mogÄ… byd tylko dwa elektrony o tych samych trzech liczbach kwantowych.
Orbitalna (dodatkowa, poboczna) liczba kwantowa l=0,1,2 do n-1. Określa ona poszczególne obszary
w obrębie głównych poziomów kwantowych. Każdy taki obszar jest nowoczesna wersja dawnych
 orbit i został nazwany orbitalem. Każdy orbital może byd zapełniony najwyżej przez 2 elektrony.
Wartośd l -> określa kształt poszczególnych orbitalu. Przy l=0 orbitale oznaczone przez s, przy l=1
orbitale oznaczone przez p, przy l=2 mamy orbitale d, a przy l=3 orbitale f. s(sharp, ostre), p(principal,
główne), d(diffuse, rozmyte), f(funda metal, podstawowe).
Dla stanów s,p,d istnieją określone rozkłady gęstości elektronowej.
3. Wiązanie jonowe wiązanie METAL + NIEMETAL, tworzy się ono wówczas, gdy atomy jednego z
reagujących pierwiastków łatwo oddają, atomy drugiego natomiast łatwo przyłączają elektrony.
4. Stopieo utlenienia  pierwiastka wchodzącego w reakcję chemiczną określamy na podstawie
dodatnich lub ujemnych ładunków elektrycznych, jakie należałoby przypisad atomom tego
pierwiastka  gdyby cząsteczki miały budowę jonową. Stopieo utlenienia pierwiastka w cząsteczce
związku chemicznego określamy w oparciu o bilans stopnia utlenienia wszystkich składników
czÄ…steczki.
Zasada - suma stopni utlenienia pierwiastków wchodzących w skład obojętnej cząsteczki związku
chemicznego wynosi 0.
Stałe wartości:
·ð pierwiastek w stanie wolny  zawsze 0
·ð fluor  zawsze (-1)
·ð tlen  prawie zawsze(-2), z wyjÄ…tkiem:
o w połączeniu z P (-1)
o w nadtlenkach (-1)
o w ponadtlenkach (-½)
·ð wodór w wiÄ™kszoÅ›ci (+1) z wyjÄ…tkiem:
o wodorki litowe i berylowe (-1) BaH, BeH2
·ð litowce (+1) zgodnie z nr grupy
·ð berylowce (+2) zgodnie z nr grupy
·ð glin i bor (+3) zgodnie z nr grupy
UTLENIACZ  substancja, która obniża stopieo utlenienia, a pobierając elektrony redukuje się
REDUKTOR  substancja, która podwyższa stopieo utlenienia, a oddając elektrony utlenia się
5. Entalpia, podobnie jak energia wewnętrzna jest także funkcją stanu, tzn. jej zmiany nie zależą od
drogi procesu, a tylko od jej wartości w stanie koocowym i początkowym układu: "H = H1-H2
Prawo Hessa - Ciepło reakcji chemicznej (w warunkach izobarycznych lub izochorycznych) nie zależy
od drogi, którą biegnie reakcja, a jedynie od stanu początkowego i koocowego reakcji. Zgodnie z
regułą przekory, przebiegowi reakcji egzotermicznych sprzyja odprowadzenie ciepła (obniżenie
temp.) zaś w przebiegu reakcji endotermicznych należy dostarczad ciepła (podwyższamy temp.),
dlatego też konieczna jest znajomośd zależności ciepła reakcji od temperatury.
6. Ogniwo galwaniczne - układ złożony z dwóch metali zanurzonych w wodnym roztworze elektrolitu
stanowi ogniwo galwaniczne. W ogniwie galwanicznym zużywając energię chemiczną uzyskujemy
energię elektryczną. Może również istnied ogniwo, które pobiera energię elektryczną dla
gromadzenia energii chemicznej, która z kolei w procesie odwrotnym jest z
ródłem energii
elektrycznej. W tym przypadku mamy do czynienia z akumulatorem.
Elektroda wodorowa  w elektrochemii, elektroda gazowa, wykonana z platyny pokrytej czerniÄ…
platynową, omywaną gazowym wodorem podciśnieniem cząstkowym, zanurzona w roztworze o
jednostkowej aktywności jonów wodorowych. Przez międzynarodową konwencje, elektroda
wodorowa używana jest, jako punkt odniesienia potencjału w elektrochemii. Przyjęto jej potencjał
standardowy za zero E0 = 0 (we wszystkich temperaturach). Potencjały innych elektrod odnoszą się
do potencjału tej elektrody (w tej samej temperaturze). Odniesienie potencjału metalu do elektrody
wodorowej, jako standardu wynika między innymi ze sposobu reakcji metali z kwasami.
Zestaw II
1. Reguła Hunda - elektrony tak długo jak to możliwe, obsadzają pojedynczo orbitale danego
podpoziomu. Podpoziomy z nieparzystymi elektronami na orbitalach tzn. o równoległych spinach
muszą zatem mied niższą energię, niż wszystkie inne kombinacje przy tej samej liczbie elektronów na
podpoziomach.
Zasada Pauliego(zakaz Pauliego) głosi: w atomie nie może byd dwóch elektronów w stanie
energetycznym określonym tymi samymi czterema liczbami kwantowymi lub w danym stanie
energetycznym mogÄ… byd tylko dwa elektrony o tych samych trzech liczbach kwantowych.
Liczba atomowa ( Z ) (liczba porządkowa) określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu.
Liczba atomowa wskazuje miejsce pierwiastka w układzie okresowym. Jest także równa
liczbie elektronów niezjonizowanego atomu. Pojawia się ona w symbolicznym zapisie jądra izotopu:
gdzie A  liczba masowa, Z  liczba atomowa, X  symbol pierwiastka
Liczba masowa (A) to wartośd opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów)
w jÄ…drze atomu (nuklidzie) danego izotopu danego pierwiastka.
Powłoki elektronowe - zespół elektronów o zbliżonych energiach. Im wyższe są numery powłok, tym
wyższe są energie znajdujących się na nich elektronów. Maksymalna liczba elektronów na powłoce
jest określona wzorem 2n2 (n - numer powłoki). Na powłokach znajdują się podpowłoki. W każdej
powłoce może byd maksymalnie n podpowłok (n - numer powłoki). Maksymalna liczba elektronów na
podpowłoce to 4l+2 (l - wartośd pobocznej liczby kwantowej; np. dla podpowłoki s ta wartośd wynosi
0)
Konfiguracja elektronowa - rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach. Atom
przyjmuje taką konfigurację, jaka zapewnia najniższą energię każdemu elektronowi. Umowny zapis
konfiguracji jest to ciąg symboli typu npk (n - numer powłoki, p - symbol podpowłoki, k - liczba
elektronów na danej podpowłoce), np.:
[56Ba] = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
W powłokach zapełnionych całkowicie (zgodnie z wartością wyrażenia 2n2) zapełnione są także
wszystkie podpowłoki. W powłokach zapełnionych częściowo elektrony zajmują podpowłoki o
najniższych energiach.
KOLEJNOŚĆ ZAPEA
NIANIA POWA
OK
2. Prawo rozcieoczeo Ostwalda
Znając wartośd stałej dysocjacji elektrolitu oraz jego stężenie molowe, możemy obliczyd stężenie
jonów powstających w wyniku dysocjacji. Związek pomiędzy stężeniem, stopniem dysocjacji i stałą
dysocjacji, dla elektrolitów słabych i średniej mocy, przedstawia prawo rozcieoczeo Ostwalda.
Jako przykład rozważmy słaby kwas o stężeniu początkowym c i stopniu dysocjacji ą, który dysocjuje
zgodnie z równaniem:
HA "! H+ + A-
Stężenie jonów H+, pomijając bardzo małe stężenie jonów powstałych wskutek dysocjacji wody, jest
równe stężeniu anionów kwasowych, co możemy zapisad:
[H+]=[A-] = c " Ä…
Stężenie niezdysocjowanej części kwasu HA będzie wynosiło:
cHA=c  c " Ä…
czyli jest równe stężeniu całkowitemu pomniejszonemu o tę częśd, którą zdysocjowała.
Podstawiając wartości stężeo jonów i cząsteczek niezdysocjowanych do równania stałej dysocjacji
otrzymamy:
+
5ØÜ " 5ØÂÞ5ØÐß
Ka=[5ØÜ ][5ØÜ-]=5ØÜ " 5ØÂÞ " 5ØÜ " 5ØÂÞ =
[5ØÜ5ØÜ] 5ØÜ  5ØÜ " 5ØÂÞ 5ØÏß-5ØÂÞ
Powyższe równanie jest matematycznym zapisem prawa rozcieoczeo Ostwalda. Równanie upraszcza
się w przypadku elektrolitów słabych, bo gdy stopieo dysocjacji jest mały (ą < 5%) możemy przyjąd,
że 1- ą H" 1, a wtedy:
5Ø Ü5ØÜ
Ka= 5ØÜ " 5ØÂÞ5ØÐß 5ØÂÞ =
5ØÜ
3. Wiązania atomowe (kowalencyjne) powstają, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków o takich
samych wartościach elektroujemności lub o różnicy elektroujemności mniejszej od 0,4.
Wiążące się atomy dążą do osiągnięcia struktury oktetowej najbliższego gazu szlachetnego. Wiązania
tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2 itp.
Właściwości fizyczne:
·ð W stanie staÅ‚ym i ciekÅ‚ym nie przewodzÄ… prÄ…du elektrycznego (wyjÄ…tkiem jest grafit).
·ð W stanie staÅ‚ym tworzÄ… krysztaÅ‚y czÄ…steczkowe lub kowalencyjne.
·ð KrysztaÅ‚y czÄ…steczkowe majÄ… stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia.
·ð KrysztaÅ‚y kowalencyjne sÄ… trwaÅ‚e, odporne mechanicznie, majÄ… wysokie temperatury
topnienia.
·ð Nie ulegajÄ… dysocjacji jonowej.
·ð ReagujÄ… zwykle wolno.
·ð RozpuszczajÄ… siÄ™ w rozpuszczalnikach niepolarnych.
WiÄ…zanie atomowe (kowalencyjne) spolaryzowane
Wiązanie atomowe spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym;
powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością w
zakresie od 0,4 do 1,7.
Cecha charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w
kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Jednym z przykładów tego wiązania może byd
połączenie chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru. Wspólna para elektronowa w cząsteczce H -
Cl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru jest, więc przesunięta w kierunku
atomu chloru.
Właściwości fizyczne:
·ð W stanie staÅ‚ym i ciekÅ‚ym nie przewodzÄ… prÄ…du elektrycznego.
·ð MajÄ… stosunkowo niskie temperatury wrzenia i topnienia.
·ð Nie ulegajÄ… dysocjacji jonowej.
·ð ReagujÄ… zwykle wolno.
·ð RozpuszczajÄ… siÄ™ w rozpuszczalnikach niepolarnych.
4. Elektrolizą nazywamy zespół reakcji chemicznych zachodzących na elektrodach w czasie przepływu
prądu elektrycznego przez roztwór elektrolitu (lub stopiony elektrolit). Po wprowadzeniu do
roztworu elektrolitu dwóch elektrod: dodatniej - anody i ujemnej - katody połączonych z
odpowiednimi biegunami z
ródła prądu stałego następuje uporządkowanie ruchu jonów. Kationy dążą
do ujemnej katody, a aniony do dodatniej anody. Na elektrodach zachodzÄ… odpowiednio procesy:
·ð na anodzie - utleniania jonów
·ð na katodzie - redukcji jonów
I prawo elektrolizy Faraday a
Masa substancji osadzających się na elektrodzie podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężenia
przepływającego prądu i czasu
m = k " I " t
II prawo elektrolizy Faraday a
Do wydzielenia na elektrodzie w trakcie elektrolizy 1 gramorównoważnika substancji potrzebny jest
ładunek 96485 kulombów  jest to stała Faraday a.
Elektroliza wodnego roztworu CuCl2:
K: 2Cu2+ + 4e 2Cu
A: 4Cl- - 4e 2Cl2
6. Entalpia. I zasada termodynamiki dla procesów izobarycznych.
Dla procesów izobarycznych I zasada termodynamiki ma prostą postad, jeżeli do jej zapisu
zastosowad funkcję termodynamiczną H, zwaną entalpią, a zdefiniowaną za pomocą równania:
H=U+pV, otrzymujemy dH=Qel + Vdp <- równanie to definiuje I zasadę termodynamiki dla procesów
izobarycznych.
Entalpia H (zawartośd ciepła)  wielkośd fizyczna będąca funkcją stanu mająca wymiar energii,
będąca też potencjałem termodynamicznym, oznaczana przez H, którą definiuje zależnośd widoczna
poniżej:
gdzie: H  entalpia układu, U  energia wewnętrzna układu, p  ciśnienie, V
 objętośd.
Zestaw III
1. Zasada Pauliego(zakaz Pauliego) głosi: w atomie nie może byd dwóch elektronów w stanie
energetycznym określonym tymi samymi czterema liczbami kwantowymi lub w danym stanie
energetycznym mogÄ… byd tylko dwa elektrony o tych samych trzech liczbach kwantowych.
Orbitalna (dodatkowa, poboczna) liczba kwantowa l=0,1,2 do n-1. Określa ona poszczególne obszary
w obrębie głównych poziomów kwantowych. Każdy taki obszar jest nowoczesna wersja dawnych
 orbit i został nazwany orbitalem. Każdy orbital może byd zapełniony najwyżej przez 2 elektrony.
Wartośd l -> określa kształt poszczególnych orbitalu. Przy l=0 orbitale oznaczone przez s, przy l=1
orbitale oznaczone przez p, przy l=2 mamy orbitale d, a przy l=3 orbitale f. s(sharp, ostre), p(principal,
główne), d(diffuse, rozmyte), f(funda metal, podstawowe). Dla stanów s,p,d istnieją określone
rozkłady gęstości elektronowej.
2. Wiązanie jonowe - istotą wiązania jonowego jest oddziaływanie różnoimienne naładowanych
jonów, o minimalnej różnicy elektroujemności 1.7
Substancje jonowe to:
·ð ciaÅ‚a staÅ‚e, krystaliczne
·ð dobrze rozpuszczalne w wodzie
·ð posiadajÄ… wysokie temperatury topnienia
·ð zarówno w roztworze jak i w stanie stopionym => przewodzÄ… prÄ…d elektryczny
W NaCl wiązanie jonowe tworzy siec krystaliczną, dlatego możemy zauważyd kryształy po procesie
krystalizacji. Sied krystaliczna jest tworzona przez kation sodowy i anion chlorkowy. Przy sodzie mamy
układ 1s2 2s2 2p6 2s1, czyli k2l8m1, czyli z powłoki walencyjnej jeden elektron może zostad
wyparty(wyjebany) w celu uzyskania lepszej konfiguracji elektronowej tj. neonu, gdyż jest ona
bardziej stabilna. Natomiast przy chlorze 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, czyli k2l8m7, chlor zabiera (zapierdala)
jeden elektron na ostatniej powłoce (walencyjnej) i będzie posiadał konfigurację argonu. Taki związek
jest najbardziej stabilny i stąd posiada sied krystaliczną. Dodatkowo jest to sól bardzo mocnej zasady i
mocnego kwasu dająca odczyn obojętny.
4. Entalpia. I zasada termodynamiki dla procesów izobarycznych.
Dla procesów izobarycznych I zasada termodynamiki ma prostą postad, jeżeli do jej zapisu
zastosowad funkcję termodynamiczną H, zwaną entalpią, a zdefiniowaną za pomocą równania:
H=U+pV, otrzymujemy dH=Qel + Vdp <- równanie to definiuje I zasadę termodynamiki dla procesów
izobarycznych.
Entalpia H (zawartośd ciepła)  wielkośd fizyczna będąca funkcją stanu mająca wymiar energii,
będąca też potencjałem termodynamicznym, oznaczana przez H, którą definiuje zależnośd widoczna
poniżej:
gdzie: H  entalpia układu, U  energia wewnętrzna układu, p  ciśnienie, V
 objętośd.
5. Elektrolizą nazywamy zespół reakcji chemicznych zachodzących na elektrodach w czasie przepływu
prądu elektrycznego przez roztwór elektrolitu (lub stopiony elektrolit). Po wprowadzeniu do
roztworu elektrolitu dwóch elektrod: dodatniej - anody i ujemnej - katody połączonych z
odpowiednimi biegunami z
ródła prądu stałego następuje uporządkowanie ruchu jonów. Kationy dążą
do ujemnej katody, a aniony do dodatniej anody. Na elektrodach zachodzÄ… odpowiednio procesy:
·ð na anodzie - utleniania jonów
·ð na katodzie - redukcji jonów
Podczas elektrolizy kwasu solnego, zachodzi proces rozkładu kwasu solnego na wodór i chlor.
K (+) 2H++2eH2
A (-) 2Cl-Cl2+2e
Gdyby zbudowad ogniwo chlorowodorowe:
Pt, H2 | H+ || Cl- | Cl2, Pt
to w tym ogniwie zachodziłyby procesy:
A: H22H++2e
K: Cl2+2e 2Cl-
z wodoru i chloru powstawałby HCl. Przebiegałyby, więc procesy odwrotne do procesów
zachodzących podczas elektrolizy, a SEM takiego ogniwa byłabo równe 1,36V.