Środowisko:

-import zanieczyszczeń

-przemysł

-polityka regionalna

-procesy glebowe

-rolnictwo

-gospodarka komunalna

-polityka państwa

Kształtowanie świadomości społecznej

*rozprzestrzenianie się objawów degradacji środowiska

*społeczna percepcja skutków degradacji

*postrzeganie wartości środowiska niezdegradowanego

*powszechne zainteresowanie problemami ochrony środowiska

*akceptacja proekologicznych form zachowań oraz społeczna profesja proekologiczna

EKOLOGIA-nauka o strukturze i funkcjonowaniu żywej przyrody, obejmuje całość zjawisk dotyczących wzajemnych zależności między organizmami i ich żywym i martwym środowiskiem.

OCHRONA ŚRODOWISKA-zespół działań mający na celu ochronę wszystkich elementów środowiska przed niekorzystnym wpływem działalności człowieka, ponadto racjonalne gospodarowanie zasobami przyrody. Podejmowanie działań na rzecz likwidowania negatywnego wpływu oddziaływania przemysłu, rolnictwa oraz innej gospodarczej działalności człowieka na środowisko.

CHEMIA:

-badania stopnia skażenia

-monitoring zanieczyszczeń

-ocena technologii z uwzględnieniem ochrony środowiska

-badania migracji zanieczyszczeń

-prognozowanie oddziaływania na środowisko

Korelacja z innymi dyscyplinami naukowymi:

Chemia środowiska:

-geologia i gleboznawstwo

-usuwania i unieszkodliwianie odpadów

-hydrochemia i ochrona wód

-ekologia i ekotoksykologia

-ochrona i rekultywacja gleb

WIĄZANIA CHEMICZNE:

a)wewnątrz cząsteczkowe

-jonowe (heteropolarne)

-kowalencyjne (atomowe)

-kowalencyjne polarne

-metaliczne

-koordynacyjne

-wodorowe

b)między cząsteczkowe

-siły van der Waalsa

-wiązania wodorowe

Wiązanie jonowe (inaczej elektrowalencyjne, heteropolarne lub biegunowe) jest to rodzaj wiązania chemicznego. Istotą tego wiązania jest elektrostatyczne oddziaływanie między jonami o różnoimiennych ładunkach.

Wiązanie kowalencyjne istotą wiązania kowalencyjnego jest istnienie pary elektronów, które są współdzielone w porównywalnym stopniu przez oba atomy tworzące to wiązanie. Wiązania kowalencyjne- polega na uwspólnieniu elektronów. Wiązanie te występują miedzy atomami najczęściej tego samego *. Pierwiastki dążą do osiągnięcia struktury oktetu lub dubletu. Różnica elektroujemności wynosi 0 dla wiązań kowalencyjnych

Wiązania kowalencyjno- polarne- polega na uwspólnianiu elektronów, tworzenia wspólnej pary wiążącej a następnie przesuwaniu się chmury elektronowej(pary elektronów) w kierunku atomu * o większej elektroujemności. Dzięki temu przesunięciu tworzą się cząstkowe ładunki dodatnie i ujemne. Wiązania tworzą się miedzy atomami różnych * najczęściej nie metali, o dużej wartości elektroujemności. D jest zawsze większe niż 0,4 a mniejsze niż 1,7

Wiązanie wodorowe - rodzaj stosunkowo słabego wiązania chemicznego polegającego głównie na przyciąganiu elektrostatycznym między atomem wodoru i atomem elektroujemnym zawierającym wolne pary elektronowe.

wiązanie wodorowe - tworzy się, gdy atom wodoru z cząstkowym ładunkiem dodatnim jest współdzielony przez dwie cząsteczki, które posiadają atomy z cząstkowym ładunkiem ujemnym. Wiązanie wodorowe, jeśli występuje w obrębie jednej cząsteczki, jest często traktowane jak słabe wiązanie chemiczne; jeśli jednak wiąże ono dwie lub więcej cząsteczek, można je traktować jako oddziaływanie międzycząsteczkowe

Siły van der Waalsa są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w czasteczkach. A konkretnie polegają one na przyciąganiu się szybkozmiennych albo inaczej falujących dipoli.

W wyniku ruchu elektronów walencyjnych gęstość ładunku ujemnego na zewnętrznej powłoce atomów ulega szybkim fluktuacjom wzbudzając podobną fluktuację w powłoce walencyjnej sąsiednich atomów. Powstają szybkozmienne dipole, które wzajemnie przyciągają się zwiększając, w miarę zbliżania się, wzajemną polaryzację elektronową.

Siły dyspersyjne działają jedynie wtedy, gdy cząsteczki znajdują się bardzo blisko siebie, tak że prawie się stykają.

Siły van der Waalsa są stosunkowo słabe w przypadku małych cząsteczek (kilkanaście razy słabsze od sił wiazania atomów w cząsteczce), ale w przypadku dużych cząsteczek mogą nawet przewyższać siły wiązania chemicznego np. w smarach albo w tworzywach sztucznych. Prawidłowość ta również jest zauważalna dla temperatur wrzenia, gdzie zwykle substancje o dużej masie cząsteczkowej mają wysokie temperatury wrzenia a substancje o małej masie cząsteczkowej - niskie temperatury wrzenia

Jest to spowodowane większš liczbą elektronów w cząsteczce, czemu odpowiadają większe fluktuacje ładunków cząstkowych uwarunkowane oscylowaniem elektronów między różnymi położeniami. Daje się to zauważyć wśród cząsteczek fluorowców. I tak atom wodoru F2 ma tylko 9 elektronów, fluktuacje w tej chmurze elektronowej są małe i oddziaływania międzycząsteczkowe są tak słabe, że gazowy fluor wrze w temperaturze -188oC. W atomie takim jak brom Br2 mamy 35 elektronów, fluktuacje są zdecydowanie większe a efektem tego jest zmiana temperatury wrzenia, która dla bromu wynosi 59oC.

Siła oddziaływań van der Waalsa zależy również od kształtu cząsteczki. Daje się to zauważyć w różnicach temperatur wrzenia cząsteczek związków organicznych. Przykładem jest cząsteczka o wzorze C5H12, która może mieć kształt liniowy i silnie rozgałęziony. Wydaje się, że związki te powinny mieć jednakowe temperatury wrzenia. Okazuje się jednak, że struktura liniowa ma wyższą temperaturę wrzenia jak rozgałęziona. Różnicę tłumaczy się oddziaływaniem sił van der Waalsa, które są większe przy strukturze liniowej, ponieważ cząsteczki mogš ściślej przylegać do siebie.

Siły van der Waalsa są siłami typu uniwersalnego. Odnoszą się do wszystkich cząsteczek niezależnie od ich kształtu i wielkości.

Oddziaływanie indukcyjne: może występować gdy tylko jedna z dwóch oddziałujących cząsteczek jest dipolem. Cząsteczka dipolowa indukuje moment dipolowy w cząsteczce niedipolowej w taki sposób, że jest on od razu korzystnie zorientowany.

SIECI KRYSTALICZNE:

-atomowe tworzenie z atomów powiązanych wiązaniami kowalencyjnymi np. diament

-jonowe, składające się z jonów powiązanych siłami kulombowskimi np. kryształy NaCl

-metaliczne, zbudowane z atomów metali z wiązaniami metalicznymi

-cząsteczkowe zbudowane z cząsteczek oddziaływujących na siebie siłami van der Waalsa lub wiązaniami wodorowymi np. związki organiczne.

UKŁADY:

-Jednofazowe, jednoskładnikowe, np. kryształy soli kuchennej, woda, ciecze organiczne itp.

-Jednofazowe, wieloskładnikowe np. mieszaniny gazów, roztwory, minerały (homogeniczne mieszaniny).

-Wielofazowe, jednoskładnikowe np. układ woda (para,gaz), gaz skroplony

-Wielofazowe, wieloskładnikowe np. lód + NaCl (roztwór), para

FAZA: część układu oddzielona od pozostałych części układu powierzchniami fazowymi.

FUNKCJE TERMODYNAMICZNE:

-energia kinetyczna jest to suma energii ruchów rotacyjnych i oscylacyjnych cząstek.

-nergia potencjalna cząstek jest zależna od ich położenia w układzie, im są bliżej tym ich energia mniejsza

Suma energii kinetycznej i potencjalnej w układzie nazywa się ENTALPIĄ (H)

Stopień nieuporządkowania cząstek charakteryzuje entropia układu.

FAZY

Etapy zmiany stanu skupienia

Wraz z obniżaniem temperatury cząstki tracą energię kinetyczną, poruszają się wolniej, zbliżają się do siebie, zostają silniej związane i zmniejsza się ich energia potencjalna.

REGUŁA FAZ GIBBSA

Parametry opisujące układy, które można zmienić bez naruszania stanu równowagi fazowej noszą nazwę stopni swobody układu.

Należą do nich:

-liczba niezależnych indywiduów chemicznych związanych chemicznie -α

-liczba faz w układzie - β

-zmienne temperatury opisujące poszczególne fazy temperatury i ciśnienia

Równanie opisujące regułę faz Gibbsa

N= α - β + 2

3

---