. 3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄-->Ca3(PO₄)₂ +6H₂O

2. Rzad wiązania to parametr charakteryzujący wiązanie chemiczne, określa się jako połowę l. elektronów obsadzających orbitale wiążące pomniejszone o l. elektronów obsadzających orbitale antywiążące.

Stała równowagi reakcji - współczynnik opisujący stan równowagi odwracalnych reakcji chemicznych. Stała ta jest równa ilorazowi reakcji w stanie doskonałej równowagi, t.j. w sytuacji gdy szybkość reakcji w stronę od substratów do produktów i od produktów do substratów jest dokładnie taka sama.

3. Katalizator - to substancja chemiczna, która dodana do układu przyspiesza, opóźnia lub umożliwia zajście reakcji chemicznej, sama nie reagując., np. Katalizator nośnikowy naniesiony jest na niebiorący w reakcji składnik (np. katalizator samochodowy)

4. Punkt Równoważnikowy - (PR) - punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem. Punkt końcowy (PK) - PR wyznaczone doświadczalnie. Należy starać się aby PK = PR, gdyż wtedy miareczkowanie pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu.

5. Autodysocjacja wody - samorzutna autodysocjacja cząsteczek wody pozostających w stanie ciekłym. Proces ten ma duże znaczenie praktyczne - decyduje m.in. o zdolności wody do rozpuszczania substancji jonowych a stała równowagi tej reakcji stanowi podstawę skali pH. 2H₂O↔H₃O⁺ + OH^- . Iloczyn jonowy wody - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

6. Sposoby wyznaczania : *błękit tymolowy, *oranż metylowy B, *zieleń bromokrezolowa, *błękit bromotymolowy, *czerwień krezolowa A, * Fenoloftaleina, * błękit nilu, *Tropeolina OA .

7. Amfoteryczność - to zdolność związku chemicznego do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolność związków chemicznych do bycia w jednych reakcjach kwasami a w innych zasadami. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami.. np. Np. jon glinu Al³⁺ w silnie kwaśnych roztworach tworzy sole, np. AlCl₃ (przy nadmiarze chlorków tworzy kompleksy), w środowisku słabo kwaśnym i obojętnym strąca się słabo rozpuszczalny wodorotlenek Al(OH)₃, który w alkalicznym środowisku rozpuszcza się z wytworzeniem jonów glinianowych, np. [Al(OH)₄]^-.

8. związki kompleksowe - (inaczej kompleksy, związki koordynacyjne) to związki chemiczne, w których można wyróżnić jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub ich grupy zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego., np. Wg zaleceń IUPAC nazwy ligandów o ładunku ujemnym powinny kończyć się na "o", natomiast nazwy ligandów obojętnych nie mają zmienianych końcówek. Przykłady: cząsteczka H₂O - akwa (dawn. akwo); cząsteczka NH₃ - amina (dawn. ammino); grupa CN^- - cyjano; grupa NO₂^- - nitrito-N (dawn. nitro).

9. Utlenianie - wzrost dodatniego stopnia utlenienia, substancja oddaje elektrony , np. 3S⁺⁴ - 6e- --> 3S⁺⁶ Redukcja - wzrost ujemnego stopnia utlenienia, substancja przyjmuje elektrony, np. Cl⁺⁵ + 6e- --> Cl^- 10. Elektroda odniesienia (porównawcza) - elektroda o stałym, dobrze odtwarzalnym potencjale, względem której mierzy się potencjały innych elektrod;, np. elektroda Ag/AgCl

11. Ładowanie 2PbSO₄(s) + 2H₂O(c) → Pb0₂ + Pb(s) + 2H₂SO₄(c) Akumulator ołowiowy ładuje się stałym napięciem, czyli ze zmieniającą się wartością prądu. Elektrody ołowiowe i elektrolit, składający się z kwasu siarkowego dają napięcie ogniwa 2 ,2V(nie powinna spaść do 1,8 V w czasie pracy). Ogniwa te łączy się najczęściej w baterie, składające się z 3 lub 6 ogniw. Maksymalny prąd ładowania nie powinien nigdy przekroczyć 1/3 pojemności akumulatora ołowiowego Praca: 2PbSO₄(s) + 2H₂O(c) ← Pb0₂ + Pb(s) + 2H₂SO₄(c). Rozładowanie Największą zaletą akumulatora ołowiowego jest możliwość rozłdowania dużymi prądami w krótkim czasie. Normalnie akumulator ołowiowy z zaworem regulacyjnym może być krótkotrwale (<5 sek.) obciążony prądem odpowiadającym 15 krotnej pojemności akumulatora. Maksymalny ciągły pobór prądu nie powinien przekraczać 3 krotnej pojemności.

12. Korozja- proces niszczenia metali i ich stopów na skutek reakcji chemicznych lub elektrochemicznych podczas zetknięcia tych materiałów ze środowiskiem ciekłym lub gazowym , może tez być w materiałach niemetalicznych(utwardzanie, rozpuszczanie). Korozja polega na reakcji utleniania- redukcji- metal jest utleniany

Korozja ze względu na jej mechanizm: chemiczna, elektrochemiczna

Korozja (ze względu na środowisko): atmosferyczna, w wodach, w glebach.

Korozja ze względu na rodzaj zniszczeń: równomierna, miejscowa, plamista , wżerowa, punktowa, podpowierzchniowa, miedzy- i śródkrystaliczna

Zasada nieoznaczoności (nieokreśloności) Heisenberga - mówi, ze istnieją takie pary wielkości , których nie da się jednocześnie zmierzyć z dowolną dokładnością. Akt pomiaru jednej wielkości wpływa na ukła tak, że część informacji o drugiej wielkości jest tracona. Stała Plancka nie może być równa 0! Δx*Δpx>h/4Π=h/2.

Rówanie Shroedingera - jedno z podtawowych równań mechaniki kwantowej. Jest odpowiednikiem II zasady dynamiki w mechanice klasycznej. Orbital - obszar, gdzie możemy spotkać elektrony z określonym prawdopodobieństwem opisanym funkcją własną (falową). Rodzaje orbitali: *atomowe - opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych, ale są przypisane do określonych jąder atomowych. *molekularne (cząsteczkowe) - opisuja elektrony, które mogą, ale nie muszą tworzyc wiązanie chemiczne. ~wiążące - energetycznie najcenniejsze, gdy E minimalne (E-energia całkowita), ~antywiążące - wzbudzone, ale nie mogą rozerwać wiązania. Są niecenne energetycznie. ~niewiążące - dla orbitali atomowych, nie tworzą wiązań. Kształty orbitali: sferyczne -s, hantle - p, d,f - złożone kształty.

Liczby kwantowe: *główna liczna kwantowa, określa energię elektronu,n=1,2,3; * poboczna liczba kwantowa decyduje o kształcie orbitalu l=0,1,2,3; magnetyczna liczba kwantowa określa w jaki sposób chmura elektronowa zachowuje się w polu magnetycznym m=-l,l+1,...,-1,0,1,...l; magnetyczna liczba spinowa m_s =-1/2, ½ kierunek obrotu wokół własnej osi. Równanie nieoznaczoności (nieokreśloności) mówi, że istnieją takie pary wielkości , których nie da się jednoznacznie zmierzyć z dowolną dokładnością. Akt pomiaru jednej wielkości wpływa na układ tak, że część informacji o drugiej wielkości jest tracona. Δx*Δpx ≥h/4Π - Przy określaniu położenia elektronu stała Plancka nie może być równa 0! Konfiguracja elektronowa-rozmieszczenie elektronów należących do atomu na jego powłokach i orbitalach. H=1s¹, He=1s², Li=1s² 2s¹ Zakaz Pauliego- w jakimkolwiek układzie wieloelektronowym żadne dwa elektrony nie mogą być w tym samym stanie.

Reguła Hunda - energetycznie najkorzystniejsze jest takie umieszczenie elementu, by jak najwięcej elektronów miało zgodnie skierowane spiny. Hybryda - nowy orbital cząsteczkowy, będący wynikiem nałożenia się orbitali atomowych.

Wiązanie- nałożenie, uwspólnienie, wymieszanie elektronów będących na orbitalach atomowych. Wiązanie kowalencyjne- nałożenie orbitali atomowych, w wyniku czego następuje utworzenie pary atomowej. Np. H-1s1 - orbital atomowy, H-H - 1s2 - orbital molekularny. He - nie można zrobić wiązania kowalencyjnego, bo wszystkie miejsca na orbitalu zajęte. Orbital S jest zawsze dodatni! Rząd wiązania - połowa różnicy między liczbą elektronów (na orbitalach molekularnych wiążących) do l. elektronów (na orb. antywiążących.) . Rw=1/2*(l.ele.na orb.wiąż.)-(l.ele.na orb. antywiąż.) np. Rw H₂=1/2*(2-0)=1, bo (σ1s)². Rw He₂ =1/2*(2-1)=1/2 bo (σ1s)² (σ*1s)¹ RwN₂ ½(8-2)=3 KK (σ2s)² (σ*2s)² (σ2px)² (σ2y)²(σ*21y)¹ (σ2z)² (σ*2z)^1. Energia wiązania - im wyższy jest rząd wiązania, tym większy nakład energii konieczny jest do jego rozerwania. Wiązenie chemiczne: każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowae - 0,4eu≥1,7. Koordynacyjne - Δeu≥1,7 kowalencyjne - Δeu<0,4. Elektroujemność - miara tendencji „chęci” danego elektronu do przyciągania. Zależy od : *układu atomowego w związku, *Stopnia utleniena. Skala Paulinga - skala, która podaje elektroujemności poszczególnych pierwiastków. Molowa różniczkowa entaltia : *athezji (absorpcja fizyczna) - stan odwracalny - związane z bliskiego zasięgu zjawiskami, bez powstawania nowej molekuły * tworzenia (wymieszanie, hybrydyzacja). Równanie kinetyczne!! d[A]/dt=k[A]ⁿ [B]^m [C]^p K-stała prędkości reakcji, [A],[B],[C] - stężenia. Mol - miara liczności materii, jednosta podstawowa w układzie SI . liczba cząstek równa liczbie atomów zawarta w 12g izotopu C¹² w stanie spoczynku. Wyliczanie: n=m/M, n=N/N^A - N-całkowita liczba atomów w cząsteczce, Na-liczba Avogadra. Ułamek molowy - rodzaj miary stężenia, Iloraz liczby moli danego składnika mieszaniny do sumy liczby moli wszystkich składników tej mieszaniny. Xi=ni/(n1+n2+...ni). suma ułamków molowych wszystkich składników sub. =1 ! stężenie molowe - liczba moli danego związku jaką zamiera 1dm³ danego roztworu. Cm=n/vr=ms/MVs [mol/dm3]. Stężenie molalne - liczba moli zawarta w 1000g rozpuszczalnika. T=C[mol/dm3]*M/100. stężenie procentowe - udział zwizków chmicznych w mieszaninach wyrażony w %. Cp=ms*100%/mr

Prawo zachowania masy - masa powstałych produktów jest równa masie substratów do przeprowadzenia reakcji. Kontrakcja objętości - zmniejszenie objętości (wyjątek od prawa zachowania masy!)

Prawo stałości składu (prawo stosunków stałych) - każdy związek chemiczny, niezależnie od pochodzenia, ma określony stały skład chemiczny (ilościowy i jakościowy). DALTONIDY - związki spełniające prawo stałości skł. BERTOLIDY - nie spełniające, np. FeO

Prawo Avogarda - w tych samych warunkach fizycznych, tj. takiej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem, w równych objętościach różnych gazów znajduje się TA SAMA liczba cząsteczek.

Prawo stosunków wielokrotnych-jeżeli dwa pierwiastki A i B tworzą ze sobą więcej niż jeden związek , to masy pierwiastka A przypadające na taką samą masę pierwiastka B mają się do siebie jak niewielkie liczby całkowite.

Teorie Kwasów i Zasad!

Teoria Arrheniusa [Kwasy - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem kationów wodorowych. . Zasady - są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjują z wydzieleniem anionów wodorotlenowych. ](BOH -> B⁺ + OH^- , np. H₂O↔H⁺ + OH^-

Teoria Bronsteda-Lawry'ego - kwas - sub. Które mają zdolność odczepiania protonów(donor, dawca).(oddaje proton H⁺) Zasady - sub, które mają zdolność przyłączania protonu (akceptor, biorca).

HA+ B →A^- + HB⁺

Np. NaOH jest zasadą, bo dysocjując daje jon hydroksylowy!

Mocne kwasy i zasady →w roztworze wodnym są dobrze zdysocjowane (Jon + Reszta kw.)

Słabe kwasy i zasady →występują w postaci cząsteczek, stało dysocjują

Reakcja protolizy - rozpuszczalnik tworzy jedną z par sprzężonych kw. lub zasad

Woda jest rozpuszczalnikiem silnie zasadowym i rozpuszczane w niej mocne kwasy łatwo oddają swój proton.

Zasada autodyocjacji wody 2H₂O↔H₃O⁺ + OH^-

PH - wykładnik stężenie jonow wodorowych, ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych. PH=- log [H+] lub pH = -log [H3O+]. Sposoby wyznaczania : *błękit tymolowy, *oranż metylowy B, *zieleń bromokrezolowa, *błękit bromotymolowy, *czerwień krezolowa A, * Fenoloftaleina, * błękit nilu, *Tropeolina OA . Punkt równoważnikowy (PR) - punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem. Punkt końcowy (PK) - PR wyznaczone doświadczalnie. Należy starać się aby PK = PR, gdyż wtedy miareczkowanie pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu.

Krzywa miareczkowania - zmiany pH przedstawione na graficznie za pomocą wykresu. (oś x - ilość zużytego roztworu mianowanego w ml, oś y - pH). Na krzywej tej występuje punkt przegięcia (PR) o stycznej równoległej do osi pH i przez dłuższy czas jest zbieżna ze styczną. Dla uchwycenia punktu równoważnikowego można stosować oranż metylowy jak i fenoloftaleinę.

Do reakcji HYDROLIZY dochodzi gdy dysocjacja jest niecałkowita.

HYDROLIZA - reakcja słabych zasad i kwasow por wpływem wody

Kwas1 + zasada2 ↔zasada 1 + kwas 2

HB⁺+ H₂O ↔B + H₃O⁺ (odczyn kwaśny)

A^- + H₂O ↔HA + OH^-

Reakcja Zobojętniania - przeniesienie protonu z jonu hydroniowego (H3O⁺)do jonu hydroksylowego (OH^-), np.H₃O⁺ + OH^- ↔H₂O + H₂O

Teoria rozpuszczalnikowa - rozpuszczalniki niezawodne (NH3 lub SO2) wykazują duże podobieństwo do wody ulegając autodysocjacji z utworzeniem anionu i kationu, np. 2NH₃↔NH₄⁺ + NH2^- ,

Teoria Lewisa kwasami są substancje, które mogą być akceptorami wolnej pary elektronowej (tzn. mogą ją przyłączyć, posiadają tzw. lukę elektronową, np. H⁺), zasadami zaś substancje spełniające rolę donora pary elektronowej (tzn. takie, które posiadają wolne pary elektronowe, np. OH^-, NH₃, H₂O­). Reakcja tak zdefiniowanych kwasów z zasadami polega na uwspólnieniu pary elektronowej, należącej pierwotnie do zasady, czyli na utworzeniu tzw. wiązania koordynacyjnego.

Chemia organiczna

Nukleofil (zasada)- cząsteczka lub grupa, która `lubi' dodatnio naładowane jądra innych atomów , posiada nadmiar elektronów

Elektrofil (kwas) - posiada niedomiar elektronów.

Formy wymiany elektronów :

Utlenianie - wzrost dodatniego stopnia utlenienia, substancja oddaje elektrony

Redukcja - wzrost ujemnego stopnia utlenienia, substancja przyjmuje elektrony

Elektroliza - jeden z procesów elektrolitycznych wywołany przepływem nośników prądu elektrycznego przez elektrolit

Katoda(-) - elektroda naładowana ujemnie ; oddaje elektrony kationom, tu odbywa się proces redukcji i wydziela się odpowiedni metal lub wodór gazowy

Anoda (+) - elektroda naładowania dodatnio. ; przyjmuje elektrody od anionów - dochodzi do utleniania., wydziela się tlen i RK

Prawa Faradaya

I. Masa substancji wydzielonej podczas elektrolizy jest proporcjonalna do natężnia prądu i [A] i czasu trwania elektronicy τ[s] m=k*i*τ=kQ

II. Iloraz mas substancji wydzielanych na elektrodach podczas ich przepływu jest równy ilorazowi ich równoważników elektrochemicznych R₁ i R_2. m₁/m₂=k₁/k₂=R₁/R₂ ; Q=F*m*z/M

Cechy ogniw:

*samodzielnie generuje prąd

* kierunek przepływu : od K(+) do A(-)

* katoda jest anodą, anoda katodą

Elektrolity : *modne (całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców )

Szereg napięciowy metali - zestawienie piewiastków chemicznych o właśnościach metalicznych , wg ich potencjału standardowego E^o . Punktem odniesiena jest Elektroda Wodorowa, której E⁰=0 [Li, K, Na, Ca, Mg...<H(0)<... Sb, Bi, Cu, Ag, Hg, Pt, Au]

Każdy metal o NIŻSZYM potencjale normalnym WYPIERA z roztworu sole metali o WYŻSZYM potencjale. Wyjątkiem są litowce i berylowce

Nadtlenki - tlen występuje na ^-1 stopniu utlenienia. , np. 2KO + HCL →H₂O₂

Stopień utlenienia - liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach utworzenia wiązania chemicznego. Może on przekazywać elektrony całkowicie, bądź niecałkowicie (uwspólnienie z elektronami z pierwiastka) z utworzeniem wiązania jonowego.. S.U. nie jest jednoznaczny z wartościowością!! . wartościowość - stan pierwiastka określający jaką liczbę elektronów MOŻE on dostać lub przyjąć.

Układ okresowy

Pierwiastki przejściowe - mają częściowo zapełnione bloki d i f, głównie są to miedźiowce (np. Cu, Ag, Au.)

Kompleksy :

Ligand - donor elektronów, NIE MOŻE być kationem, otaczają atom centralny

Jon centralny - akceptor elektronów

Liczba koordynacyjna - sumaryczna liczba wiązań pojedynczych ligandów (liczba atomów przyłączona bezpośrednio do atomu centralnego)

Stopień utlenienia - formalny ładunek przypisany centralnemu atomowi

Podział kompleksów - obojętny (nienasycony) i jonowy (nasycony)

Kompleksy niemetaliczne : * kation hydroniowy H₃O⁺ , Jon amonowy NH₄⁺ , anion I₃^-

Związki organiczne

Hydrofilowe - łatwo się rozpuszczają

Hydrofobowe - trudno rozpuszczalny w wodzie

Kwasy tłuszczowe - R-COOH

Zmydlanie - reakcja hydrolizy estrów (tłuszczów) w środowisku.......

Liczba estrowa - liczba mg wodorotlenku potasu KOH potrzebna do zmydlenia kw tłuszowych zawartych w 1kg tłuszczu.

Mydła - sole metali alkaicznych, gł. Sodu, potasu, litu, magnezu kwasów tłuszczowych. Mają własności amfifilowe, posiadają część hydrofilową i hydrofobową.

Amfifilowość -zjawisko obserwowane w przypadku niektórych związków chemicznych polegające na jednoczsnej, nepełnej rozpuszczalności danego związku w dwóch równych rozpuszczalnikach.

Liotropowośc - zależność od rozpuszczalnika.

Mydła - sodowe, białe - produkcja mydeł w kostkach

Magnezowe ,ciekłe - szampony, płyny do kąpieli

Litowe, stałe, mazie - dodatki do litowcyh smarów łożyskowych

Potasowe, miękkie, maziste - mydła szare

Wapniowe - nierozpuszczalne w wodzie.

Polimeryzacja - reakcja, dla której związki chemiczne o małej masie cząsteczkowej (monomery) łączą się z innymi tworząc duże związki.

Polimeryzacja w roztworze - rozpuszcza się zarówno monomer jak i inicjator

Polimeryzacja emulsyjna - tworzą się micele

Polimeryzacja w zawieszeniu - woda jest środowiskiem, w którym zachodzi reakcja monomeru.

---