1. LM 1mol S-32g.*6,022*10^23 # 10g - x

2 Mol- Podstawowa jednostka masy stosowana w cheimii 6,02x10^23 Ilośćcząsteczek która równa jest ilości atomów zawartychw 12g izotopu węgla C12.

3. Masa molowa Ilość gramów pierwiastka równa ciężarowi jego masy atomowej g/mol dawniej gramoczaste

4. Prawo działania mas W stanie równowagi w reakcji chem. Stosunek ilocz. Stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów jest w danej temp jest wielkością stałą A+B=C+D v1=k1*Ca*CB k- stała szybk reakc chem

-zwiazek między stałą dysocjacji k i stopniem dysoc L

CH3COOH+H2O=CH3COO- + H3O+

K=[CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH = α c*α c/c- α c= α ^2 c/1- α # α <0,001

K= α ^2 c α=pier K/c

5.Stała i stopień dysocjac. Jeżeli w trakcie rozpuszcz elektrolit słaby ulega dysocj zgodnie z rów AB=A+B to stała równowagi tej reakcji nosi nazwę SD K=[A][B]/[AB] Stopień dysoc elektrolitu słabego jest określany wzorem α =c
-[AB]/ c

6.Dysoc. Elektrolitycz, samorzutny rozpad cząsteczek elektrolitów na jony (kationy i aniony), zachodzący w odpowiednim rozpuszczalniku, np. w wodzie, amoniaku; roztwory, w których zaszła dysocjacja elektolityczna przewodzą prąd elektr., gdyż ładunki są przenoszone przez jony wędrujące w polu elektr.; elektrolity mocne (np. NaCl) niezależnie od stężenia ulegają całkowitej dysocjacji elektrolitycznej, czyli wszystkie ich cząsteczki są zdysocjowane na jony; elektrolity słabe (np. CH₃COOH) dysocjują tylko częściowo, przy czym liczba cząsteczek zdysocjowanych wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu

7. Kwasy wg Bronsteda Teoria Bronsteda stwierdza, że kwasami są wszystkie substancje zdolne oddać proton, a zasadami - substancje zdolne przyjąć proton.

HA → H⁺ + A^-

KWAS 1 ZASADA 1

B + H⁺ → BH⁺

ZASADA 2 KWAS 2

HA + BH ⇔ BH + A

KW. 1 ZAS. 2 KW. 2 ZAS.1

Kwasami wg Bronsteda są:

kwasy cząsteczkowe,kationy, np. H₃O⁺ , NH₄⁺,wszystkie uwodnione jony metali - kwasy słabe,niektóre aniony, np. HS^-

Zasadami wg Bronsteda są:

zasady cząsteczkowe,aniony - reszty kwasowe słabych kwasów

Istnieją również związki, które w zależności od środowiska mogą być albo kwasem albo zasadą. Są to amfotery.

8. etylenodiaminotetraoctowy - mający 6at. ligandowych , jest ligandem 6kleszczowym, tworzący z wieloma metalami dwu-, trój- i czterowartościowymi trwałe, chelatowe kompleksy. Szeroko stosowane m.in. w analizie chem., np. do oznaczania metali za pomocą miareczkowania kompleksometrycznego lub do maskowania jonów,

9. Wskaźniki stosowane w kompleksometrii można podzielić na wskaźniki redoks i tzw. Metalowskaźniki Do wskaźników redoks należy przede wszystkim błękit wariaminowy. Oznaczenie kompleksometryczne wobec wskaźników redoks polega na zmianie potencjału układu na skutek związania kationu w trwały kompleks

Grupa I są to związki praktycznie bezbarwne, np. kwas salicylowy. Związki te reagując z kationami tworzą barwne kompleksy. Grupa II są to związki, które reagując z kationem powodują zmętnienie, np. H₂C₂O₄ dla Ca²⁺, lub tworzą zabarwione Grupa III, tzw. wskaźniki metalochromowe są to barwniki organiczne zdolne do tworzenia kompleksów z metalami, przy czym reakcji towarzyszy zmiana zabarwienia

10 Bufory

CH₃COOH + H₂O → CH₃COO^- + H₃O^{+ zalezy od pKa kwasu i stałej dysocjacji / Stosunku stężen nie zal od rozcin}

SŁABY KWASSPRZĘŻO Na Z NIM ZASADA Sąto roztwory zawierające słaby kwas i sprzężona z nim zasadę lub słabą zasadę i sprzężoną z nim kwas- nie zmieniają swojego pH pod wpływem dodawania małej ilości kwasu lub zasady. Pojemność Buforowa zdolność buforowania jaki ma dany roztwór buforowy zawierający układ kwas-zasada, można wyrazić przez pojemność buforową, okreś wzorem β= ∆c/∆pH gdzie ∆c-ozncza ilość mocnego kwasu lub mocnej zasady(w molach) dodanej do 1 l. rozt buforowego buforowego ∆pH - obserwowaną przy tym zmianę wartości pH rozt.

11. pH ma wpływ na poten redoks w przypadku gdy w reakcji biorąudział jony H+ albo OH-

Obniżenie kwasowości powoduje zmniejszenie potencjału a zwiekszenie wzrost potenc.

12.Wartosc współczynnika aktywności zależy od wzajemnego oddziaływanie jonów w roztworze które charakteryzuje wprowadzone przez Lewisa pojęcie siły jonowej I=1/2Σcz^2 Siła jonowa jest tym większa im większe jest stężenie. Efekt wsp. jonu. Jest to zmniejszenie rozpuszczalności osadu na wskutek obecności jonu wspólnego z osadem w rozt. Efekt jest tym mocniejszy im osad jest trudniej rop. Dlatego… Efekt Solny Wyst w wyniku efektów elektrost oddziaływania jonów Jest to efekt obcych jonów w roztworze, nad osadem rośnie siła jonowa, maleją wsp akt. rosną więc stęż jonów pochodzących z osadu. Czyli wzrasta roz

13.Liczba koordynacyjna jest to liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny, czyli liczba ligandów, które są zgrupowane w kompleksie prostym, dookoła atomu centralnego. Najczęściej liczby koordynacji wynoszą 4 i 6. Liczba koordynacji wiąże się z przestrzenną strukturą kompleksów.O liczbie koordynacyjnej metalu decydują trzy czynniki: budowa elektronowa, symetria przestrzenna i upakowanie.Ze względu na rodzaj ligandu kompleksy dzieli się na proste i chelatowe.Kompleksy proste powstają w wyniku reakcji jonu centralnego z ligandami jednofunkcyjnymi Kompleksy chelatowe powstają w wyniku reakcji jonu centralnego z ligandami wielofunkcyjnymi z utworzeniem pierścienia

14.Ca Mg. Metoda polega na przeprowadzeniu dwóch miareczkowań mianowanym roztworem EDTA. Pierwsze miarecz. Przeprowadza się w środowisku buforu amonowego pH=10 wobec czerni eriochromowej T jako wskaźnika. Objętość titranta odpowiada sumie zawartości wapnia i magnezu. Drugie miareczkowanie przeprowadza się w środowisku zasadowym pH=12 -13 wobec mureksydu. Ob. Zużytego titranta zależy od ilości wapnia ilość Mg oblicza się z roznicy miedzy tymi objet.

15. Metoda polega na pośrednim oznaczaniu chlorkow w środowisku rozcieńczonego kwasu azotowego. Chlorki straca się w postaci AgCl przez dodanie nadmiaru mianowanego roztworu azotanu srebra. Ag+… Nie związane jony srebra odmiareczkowuje się mianowanym roztworem rodanku potasu Ag++SCN-=AgSCN/ Wskaźnikiem punkyu koncowego miareczkowanie sa jony Fe3+ które po strąceniu całej ilości jonów srebrowych tworzą z rodankiem czerwony kompleks Fe3+ +SCN- =Fe(SCN)2+. Podczas oznaczania chlorków metodą Volharda roztwór powinien mieć odczyn kwaśny ponieważ wskaźnikiem są jony żelaza Fe³⁺, które istnieją tylko w roztworach o pH < 3

16 Fenol oznacza się w ten sposób że poddaje się go bromowaniu do tribromofenolu… #Bromowanie prowadzi się dokładnie znaną ilością brom wywiązanego w reakcji bromianu z bromkiem BrO3-+5Br-+6H+->3Br2+3H2O # Nadmiar bromu odznacza się jodometrycznie, przez dodanie jodku potasu Br2+2I-2Br-+I2 Wydzielony jod odmiareczkowuje się tiosiarczanem I2 +2Na2S2O3->2NaI + Na2S4O6 skrobia jst wsk. roztw. miareczkuje się do barwy jas żółtej.

17.KMnO4 2KMNO4+5H2C2O4+3H2SO4->K2SO4+2MNSO4+10CO2+8H2O /Mn7 i C3

18.FeCl3+6H2O=Fe(OH)3 +3H3O++3Cl-

odczyn kwaśny

19 Na2S2O3

20.Fe + 2HCl → Fe²⁺ + H₂ + 2Cl^- or FeCl2+H2

Fe⁰ → Fe⁺² + 2e|1

2H⁺ + 2e → H₂|1

3Cu + 8HNO₃ →3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e|3

N⁺⁵ + 3e → N⁺² |2

Cu + HCl → nie zachodzi

Cu²⁺ + Fe → Cu + Fe⁺²

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰|1

Fe → Fe⁺² + 2e|1

21a Na2CO3+HCl =NaCl+NaHCO3

b NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

22.Na2… 2a ml

NaHCO3 (b-a) ml

23 1,49g-1cm3#100g-x#x=67,11 cm3#1mol -98g#0,5 mola-x#x=49g#49g-1000 cm3# xg-67,11 cm3#x=3,29g#Cp=3,29%

pKa 10^-5 -0,1Mkwas obl α-st dys α=pier K/c= pier 10^-5/10^-1= pier10^-4 =10^-2

1. LM 1mol S-32g.*6,022*10^23 # 10g - x

2 Mol- Podstawowa jednostka masy stosowana w cheimii 6,02x10^23 Ilośćcząsteczek która równa jest ilości atomów zawartychw 12g izotopu węgla C12.

3. Masa molowa Ilość gramów pierwiastka równa ciężarowi jego masy atomowej g/mol dawniej gramoczaste

4. Prawo działania mas W stanie równowagi w reakcji chem. Stosunek ilocz. Stężeń molowych produktów do iloczynu stężeń molowych substratów jest w danej temp jest wielkością stałą A+B=C+D v1=k1*Ca*CB k- stała szybk reakc chem

-zwiazek między stałą dysocjacji k i stopniem dysoc L

CH3COOH+H2O=CH3COO- + H3O+

K=[CH3COO-][H3O+]/[CH3COOH = α c*α c/c- α c= α ^2 c/1- α # α <0,001

K= α ^2 c α=pier K/c

5.Stała i stopień dysocjac. Jeżeli w trakcie rozpuszcz elektrolit słaby ulega dysocj zgodnie z rów AB=A+B to stała równowagi tej reakcji nosi nazwę SD K=[A][B]/[AB] Stopień dysoc elektrolitu słabego jest określany wzorem α =c
-[AB]/ c

6.Dysoc. Elektrolitycz, samorzutny rozpad cząsteczek elektrolitów na jony (kationy i aniony), zachodzący w odpowiednim rozpuszczalniku, np. w wodzie, amoniaku; roztwory, w których zaszła dysocjacja elektolityczna przewodzą prąd elektr., gdyż ładunki są przenoszone przez jony wędrujące w polu elektr.; elektrolity mocne (np. NaCl) niezależnie od stężenia ulegają całkowitej dysocjacji elektrolitycznej, czyli wszystkie ich cząsteczki są zdysocjowane na jony; elektrolity słabe (np. CH₃COOH) dysocjują tylko częściowo, przy czym liczba cząsteczek zdysocjowanych wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu

7. Kwasy wg Bronsteda Teoria Bronsteda stwierdza, że kwasami są wszystkie substancje zdolne oddać proton, a zasadami - substancje zdolne przyjąć proton.

HA → H⁺ + A^-

KWAS 1 ZASADA 1

B + H⁺ → BH⁺

ZASADA 2 KWAS 2

HA + BH ⇔ BH + A

KW. 1 ZAS. 2 KW. 2 ZAS.1

Kwasami wg Bronsteda są:

kwasy cząsteczkowe,kationy, np. H₃O⁺ , NH₄⁺,wszystkie uwodnione jony metali - kwasy słabe,niektóre aniony, np. HS^-

Zasadami wg Bronsteda są:

zasady cząsteczkowe,aniony - reszty kwasowe słabych kwasów

Istnieją również związki, które w zależności od środowiska mogą być albo kwasem albo zasadą. Są to amfotery.

8. etylenodiaminotetraoctowy - mający 6at. ligandowych , jest ligandem 6kleszczowym, tworzący z wieloma metalami dwu-, trój- i czterowartościowymi trwałe, chelatowe kompleksy. Szeroko stosowane m.in. w analizie chem., np. do oznaczania metali za pomocą miareczkowania kompleksometrycznego lub do maskowania jonów,

9. Wskaźniki stosowane w kompleksometrii można podzielić na wskaźniki redoks i tzw. Metalowskaźniki Do wskaźników redoks należy przede wszystkim błękit wariaminowy. Oznaczenie kompleksometryczne wobec wskaźników redoks polega na zmianie potencjału układu na skutek związania kationu w trwały kompleks

Grupa I są to związki praktycznie bezbarwne, np. kwas salicylowy. Związki te reagując z kationami tworzą barwne kompleksy. Grupa II są to związki, które reagując z kationem powodują zmętnienie, np. H₂C₂O₄ dla Ca²⁺, lub tworzą zabarwione Grupa III, tzw. wskaźniki metalochromowe są to barwniki organiczne zdolne do tworzenia kompleksów z metalami, przy czym reakcji towarzyszy zmiana zabarwienia

10 Bufory

CH₃COOH + H₂O → CH₃COO^- + H₃O^{+ zalezy od pKa kwasu i stałej dysocjacji / Stosunku stężen nie zal od rozcin}

SŁABY KWASSPRZĘŻO Na Z NIM ZASADA Sąto roztwory zawierające słaby kwas i sprzężona z nim zasadę lub słabą zasadę i sprzężoną z nim kwas- nie zmieniają swojego pH pod wpływem dodawania małej ilości kwasu lub zasady. Pojemność Buforowa zdolność buforowania jaki ma dany roztwór buforowy zawierający układ kwas-zasada, można wyrazić przez pojemność buforową, okreś wzorem β= ∆c/∆pH gdzie ∆c-ozncza ilość mocnego kwasu lub mocnej zasady(w molach) dodanej do 1 l. rozt buforowego buforowego ∆pH - obserwowaną przy tym zmianę wartości pH rozt.

11. pH ma wpływ na poten redoks w przypadku gdy w reakcji biorąudział jony H+ albo OH-

Obniżenie kwasowości powoduje zmniejszenie potencjału a zwiekszenie wzrost potenc.

12.Wartosc współczynnika aktywności zależy od wzajemnego oddziaływanie jonów w roztworze które charakteryzuje wprowadzone przez Lewisa pojęcie siły jonowej I=1/2Σcz^2 Siła jonowa jest tym większa im większe jest stężenie. Efekt wsp. jonu. Jest to zmniejszenie rozpuszczalności osadu na wskutek obecności jonu wspólnego z osadem w rozt. Efekt jest tym mocniejszy im osad jest trudniej rop. Dlatego… Efekt Solny Wyst w wyniku efektów elektrost oddziaływania jonów Jest to efekt obcych jonów w roztworze, nad osadem rośnie siła jonowa, maleją wsp akt. rosną więc stęż jonów pochodzących z osadu. Czyli wzrasta roz

13.Liczba koordynacyjna jest to liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny, czyli liczba ligandów, które są zgrupowane w kompleksie prostym, dookoła atomu centralnego. Najczęściej liczby koordynacji wynoszą 4 i 6. Liczba koordynacji wiąże się z przestrzenną strukturą kompleksów.O liczbie koordynacyjnej metalu decydują trzy czynniki: budowa elektronowa, symetria przestrzenna i upakowanie.Ze względu na rodzaj ligandu kompleksy dzieli się na proste i chelatowe.Kompleksy proste powstają w wyniku reakcji jonu centralnego z ligandami jednofunkcyjnymi Kompleksy chelatowe powstają w wyniku reakcji jonu centralnego z ligandami wielofunkcyjnymi z utworzeniem pierścienia

14.Ca Mg. Metoda polega na przeprowadzeniu dwóch miareczkowań mianowanym roztworem EDTA. Pierwsze miarecz. Przeprowadza się w środowisku buforu amonowego pH=10 wobec czerni eriochromowej T jako wskaźnika. Objętość titranta odpowiada sumie zawartości wapnia i magnezu. Drugie miareczkowanie przeprowadza się w środowisku zasadowym pH=12 -13 wobec mureksydu. Ob. Zużytego titranta zależy od ilości wapnia ilość Mg oblicza się z roznicy miedzy tymi objet.

15. Metoda polega na pośrednim oznaczaniu chlorkow w środowisku rozcieńczonego kwasu azotowego. Chlorki straca się w postaci AgCl przez dodanie nadmiaru mianowanego roztworu azotanu srebra. Ag+… Nie związane jony srebra odmiareczkowuje się mianowanym roztworem rodanku potasu Ag++SCN-=AgSCN/ Wskaźnikiem punkyu koncowego miareczkowanie sa jony Fe3+ które po strąceniu całej ilości jonów srebrowych tworzą z rodankiem czerwony kompleks Fe3+ +SCN- =Fe(SCN)2+. Podczas oznaczania chlorków metodą Volharda roztwór powinien mieć odczyn kwaśny ponieważ wskaźnikiem są jony żelaza Fe³⁺, które istnieją tylko w roztworach o pH < 3

16 Fenol oznacza się w ten sposób że poddaje się go bromowaniu do tribromofenolu… #Bromowanie prowadzi się dokładnie znaną ilością brom wywiązanego w reakcji bromianu z bromkiem BrO3-+5Br-+6H+->3Br2+3H2O # Nadmiar bromu odznacza się jodometrycznie, przez dodanie jodku potasu Br2+2I-2Br-+I2 Wydzielony jod odmiareczkowuje się tiosiarczanem I2 +2Na2S2O3->2NaI + Na2S4O6 skrobia jst wsk. roztw. miareczkuje się do barwy jas żółtej.

17.KMnO4 2KMNO4+5H2C2O4+3H2SO4->K2SO4+2MNSO4+10CO2+8H2O /Mn7 i C3

18.FeCl3+6H2O=Fe(OH)3 +3H3O++3Cl-

odczyn kwaśny

19 Na2S2O3

20.Fe + 2HCl → Fe²⁺ + H₂ + 2Cl^- or FeCl2+H2

Fe⁰ → Fe⁺² + 2e|1

2H⁺ + 2e → H₂|1

3Cu + 8HNO₃ →3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e|3

N⁺⁵ + 3e → N⁺² |2

Cu + HCl → nie zachodzi

Cu²⁺ + Fe → Cu + Fe⁺²

Cu²⁺ + 2e → Cu⁰|1

Fe → Fe⁺² + 2e|1

21a Na2CO3+HCl =NaCl+NaHCO3

b NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

NaHCO3+HCl=NaCl+H2CO3

22.Na2… 2a ml

NaHCO3 (b-a) ml

23 1,49g-1cm3#100g-x#x=67,11 cm3#1mol -98g#0,5 mola-x#x=49g#49g-1000 cm3# xg-67,11 cm3#x=3,29g#Cp=3,29%

pKa 10^-5 -0,1Mkwas obl α-st dys α=pier K/c= pier 10^-5/10^-1= pier10^-4 =10^-2

---