1. PODSTAWOWE PRAWA CHEMICZNE

a) AVOGARDO: jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek. A to oznacza, że w warunkach normalnych/standardowych 1 mol np. tlenu zajmuje objętość 22,4dm3 / 22,7dm3 (6,02*1023 cząsteczek lub atomów).

b) ZACHOWANIA MASY: Łączna suma mas substratów musi równać się łącznej masie produktów reakcji chemicznej.

c) STOSUNKÓW STAŁYCH(prousta): każdy zw chem ma stały i charakterystyczny skład ilościowy. W przeciwieństwie do mieszanin fiz, które można sporządzić z danych składników w dowolnych stosunkach wagowych, reakcje chem przebiegają jedynie przy zachowaniu ściśle określonej proporcji substratów.

d) STOSUNKÓW WIELOKROTNYCH (Daltona): jeżeli dwa pierw zdolne są tworzyć ze sobą więcej niż jeden zw chem, to w związkach tych ilości wagowe 1 pierwiastka, przypadające na stałą ilość wagową 2 pierwiastka, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

e) STOSUNKÓW OBJĘTOŚCIOWYCH(Gay-lussac): jeżeli reagujące ze sobą subst są w stanie gazowym, to objętości poszczególnych gazów, zarówno substratów jak i gazowych produktów reakcji, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

2. GRAMORÓWNOWAŻNIK CHEMICZNY JAKO JEDNOSTKA LICZNOŚCI MATERII

Gramorównoważnik to taka masa związku chemicznego, która całkowicie przereaguje z jednym molem innego związku chemicznego zgodnie z równaniem stechiometrycznym określonej reakcji chemicznej.

3. RODZAJE REAKCJI CHEMICZNEJ:

- syntezy – np. z 2 prostszych substancji powstaje 1 bardziej złożona
- analizy (rozkładu) – z 1 substancji złożonej powstają np. 2 prostsze
- wymiany (pojedyncze lub podwójne)
- egzotermiczne (wydzielanie ciepła)
- endotermiczne (pochłanianie ciepła)
- homogeniczne – zachodzą tylko w 1 fazie, np. gazowej
- jednokierunkowe – dobiegają do końca, do całkowitego zużycia substratu
- nieodwracalne (np. reakcje heterogeniczne)
- odwracalne (nie dobiegające do końca)
AgNO3 + NaCl → AgCl ↓ + NaNO3
azotan (V) srebra + chlorek sodu → chlorek srebra + azotan (V) sodu

4. ELEKTROUJEMNOŚĆ PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH.

ELEKTROUJEMNOŚĆ - zdolność atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego. Im wyższa elektroujemność tym silniej atom przyciąga wspólne elektrony. Przedział elektroujemności zawiera się miedzy 0,7-cez a 4,0- fluor. 
Elektroujemność wzrasta wraz ze wzrostem numeru grupy a maleje wraz ze wzrostem numeru okresu.

5. MECHANIZMY POWSTAWANIA WIĄZAŃ CHEMICZNYCH I RZĘDU.

Mechanizm powstawania wiązań pojedynczych polega na przyciąganiu elektronów w celu utworzenia wspólnej pary elektronów, co tłumaczy się dążeniem atomów do przyjęcia konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego.

- wiązania jonowe - istotą wiązania jonowego jest oddziaływanie elektrostatyczne między jonami powstającymi na skutek przeniesienia elektronów z atomu mniej elektroujemnego do atomu bardziej elektroujemnego w celu uzyskania przez nie konfiguracji gazu szlachetnego.
- wiązanie kowalencyjne(atomowe) - polega na uwspólnieniu jednej lub kilku par elektronowych, dzięki czemu każdy z atomów zachowuje się tak jakby miał konfigurację gazu szlachetnego
- wiązanie kowalencyjne spolaryzowane - polega na uwspólnieniu jednej lub kilku par elektronowych, które są przesunięte w kierunku atomu o większej elektroujemności.

6. WIĄZANIA CHEMICZNE II RZĘDU.

- wiązanie wodorowe - powstaje pomiędzy atomem wodoru, na którym znajduje się ładunek dodatni, a wolną parą elektronową atomu pierwiastka o dużej elektroujemności

- wiązania van der Waalsa - są bardzo słabymi oddziaływaniami zachodzącymi między grupami chemicznymi znajdującymi się w małej odległości od siebie. Grupy te różnią się niewielkimi, przeciwstawnymi co do znaku ładunkami elektrycznymi. Mimo niewielkiej energii siły van der Waalsa przyczyniają się do stabilizacji związków.

7. SPOSOBY OTRZYMYWANIA TLENKÓW NA PODSTAWIE REAKCJI:

a) bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem
S+O2 → SO2
2Mg + O2 → 2MgO

b) utlenianie
2SO2 + O2 → 2SO3
2NO + O2 → 2NO2 [tlenek azotu (IV)]

c) redukcja
CO2 [tlenek węgla (IV)] + C → 2CO [tlenek węgla (II)]
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2

d) spalanie związków organicznych
2CH4 [metan] + 3O2 → 2CO + 4H2O
2CH3OH + O2 → 2CO2 + 4H2O

e) rozkład termiczny soli lub wodorotlenku
CaCO3 → CaO + CO2
Cu(OH)2 → CuO + H2O

8. WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE I CHEMICZNE WODOROTLENKÓW.

Własności fizyczne
-są substancjami stałymi
-ich zabarwienie jest zazwyczaj białe lub inne
-tworzą galaretowate osady
-wodorotlenki metali grupy 1 i 2 (z wyjątkiem Be) oraz wodorotlenek amonu NH4OH wykazują bardzo dobra rozpuszczalność w wodzie (takie wodorotlenki rozpuszczalne w wodzie to zasady)
-powodują zabarwienie wskaźników kwasowo - zasadowych

Właściwości chemiczne
Wodorotlenki reagują z:
-kwasami:
wodorotlenek + kwas = sól + woda

-bezwodnikami kwasowymi:
zasada + bezwodnik kwasowy = sól + woda

-solami:
sól rozp + zasada = sól + zasada

9. SPOSOBY OTRZYMYWANIA KWASÓW:

a) większość kwasów tlenowych można otrzymać w reakcji odpowiedniego tlenku niemetalu (bezwodnik kwasowy) z wodą, np.:

SO2 + H2O → H2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
N2O3 + H2O → 2HNO2

b) jeżeli bezwodnik nie reaguje z wodą, np. SiO2 to odpowiedni kwas można otrzymac w reakcji rozpuszczalnej w wodzie soli tego kwasu i innego kwasu:
Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3 + 2NaCl

c) kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniego wodorku.

10. SOLE KWAŚNE JAKO ZWIĄZKI CHEMICZNE W ŚRODOWISKU WODNYM.

■ Sole kwaśne (wodorosole) – są produktami powstawania tylko części jonów wodorowych w cząsteczce kwasów wieloprotonowych, np.

H2SO4 + NaOH → N2HSO4 + H2O

2H2CO3 + Ca(OH)2 → Ca(HCO3)2 + 2H2O [wodorowlęglan wapnia

W wodach naturalnych powszechnie występują sole kwaśne – wodorowęglany wapnia i magnezu: Ca(HCO3)2 i Mg(HCO3)2, głównie w formie jednowartościowych jonów wodorowęglanowych HCO3. Dysocjacja: Ca(HCO3)2 <=> Ca2+ + 2HCO3-

11. ZWIĄZKI AMFOTERYCZNE(NA PRZYKŁADZIE CYNY)

Wodorotlenki metali (te, które mają zdolność reagowania z mocnymi kwasami i zasadami) w roztworach mocnych kwasów przejawiają właściwości słabych zasad, a w roztworach mocnych zasad są słabymi kwasami.

Wodorotlenek cyny może tworzyć 2 szeregi soli:
- reagując z mocnymi kwasami jako wodorotlenek tworzy sole, w których cyna jest kationem, np. w siarczanie (VI) cyny Sn(OH)4 + 2H2SO4 → Sn(SO4)2 + 4H2O
- reagując z mocnymi zasadami tworzy sole, w których cyna występuje jako składnik anionu, np. metacynian sodu: H2SnO3 + 2NaOH → Na2SnO3 + 2H2O

12. ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE:

a) budowa:
Składają się z atomu centralnego i otaczających go atomów lub grup atomów zwanych ligandami.

b) nazewnictwo:
Nazwę kompleksu tworzy się dodając do nazwy jonu centralnego przedrostki określające ilość i rodzaj ligandy.

13. PRAWO IZOTERMY
Podaje ona zależność między objętością a ciśnieniem danej masy gazu w stałej temperaturze i wyraża się równaniem
v * p = const
v1 * p1 = v2*p2

14. ZASTOSOWANIE RÓWNANIA CLAPEYRONA:
a)Równanie to wiąże ze sobą parametry stanu dla n moli gazu doskonałego.

pV=nRT

b)Odstępstwa gazów rzeczywistych od praw stanu gazu doskonałego:
- cząsteczki nie są masami punktowymi – mają określone wymiary (objętość własna)
- cząsteczki nie mogą swobodnie poruszać się w całej objętości
- istnieją siły przyciągania między cząsteczkami w przypadku bardzo małych odległości między atomami, cząsteczkami (siły Van der Waalsa).
Następuje zmniejszenie się ciśnienia wywieranego przez zbiór cząsteczek gazu. Odstępstwa te są tym większe, jeżeli gaz rzeczywisty znajduje się pod wyższym ciśnieniem, a jego temp jest bliska temperaturze skroplenia.

15. NAPIĘCIE POWIERZCHNIOWE I LEPKOŚĆ CIECZY:

Napięcie powierzchniowe - to wynik wzajemnego oddziaływania cząsteczek we wnętrzu i na powierzchni cieczy.

Lepkość cieczy – wynik sił tarcia wewnętrznego pomiędzy cząsteczkami cieczy (ruch jednej warstwy cieczy wzdłuż drugiej).

16. CIEKŁE KRYSZTAŁY

Substancje posiadające uporządkowanie dalekiego rodzaju (jak kryształy) a równocześnie nie tracące właściwości cieczy.

17. IZOTROPIA I ANIZOTROPIA CIAŁ STAŁYCH

a) izotropia ciał bezpostaciowych: we wszystkich kierunkach identyczne właściwości fizyczne:
- twardość - wytrzymałość mechaniczna - rozszerzalność cieplna - przewodnictwo elektryczne - właściwości optyczne

b) anizotropia ciał krystalicznych:

Kryształy przyjmują kształt prawidłowych wielościanów ograniczonych płaskimi ścianami. Taka struktura powoduje, że większość kryształów wykazuje w różnych kierunkach różne właściwości.

18. MECHANIZMY POWSTAN ROZTWORÓW

Powstają w wyniku rozpuszczania substancji w rozpuszczalniku. Roztwór może zachodzić poprzez:

a) chemiczną reakcję substancji z rozpuszczalnikiem, w wyniku której powstaje nowa rozpuszczona substancja

b) oddziaływanie substancji z rozpuszczalnikiem w wyniku której powstaje solwatowana forma rozpuszczonej substancji

c) dyspersja substancji w rozpuszczalniku

d) w wyniku reakcji chem. pomiędzy substancją rozpuszczaną (tlenkiem, metalem) a cząsteczkami wody lub kwasu tworzą się nowe substancje (kwasy, zasady, sole). Substancje pozostają rozpuszczone w wodzie tworząc w ten sposób roztwory.

19. WPŁYW TEMPERATURY I CIŚNIENIA NA ROZPUSZCZALNOŚĆ SUBSTANCJI W WODZIE.

Ze wzrostem temperatury, rozpuszczalność najczęściej rośnie dla cieczy i ciał stałych, zaś maleje dla gazów.

Efekt ciśnienia na rozpuszczalność faz skondensowanych (ciecze, ciała stałe) jest stosunkowo niewielki i przeważnie ignorowany w praktyce.

20. DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA.

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika, np.

NaHCO3 → Na+ + HCO−3

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

21. STAŁA A STOPIEŃ DYSOCJACJI ELEKTROLITYCZNEJ.

Związek pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji ujmuje ogólnie tzw. prawo rozcieńczeń Oswalda
Dla elektrolitów słabych wartość stopnia dysocjacji jest bardzo mała.
Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest zatem odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego stężenia molowego tego elektrolitu i wprost proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego jego stałej dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Oswalda słuszne jest jedynie w przypadku roztworów elektrolitów słabych i bardzo rozcieńczonych.

22. ODCZYN ROZTWORÓW WODNYCH:
To cecha wskazująca, czy w roztworze znajduje się nadmiar jonów wodorowych (odczyn kwasowy), czy nadmiar jonów wodorotlenowych (odczyn zasadowy), czy też są one w równowadze (odczyn obojętny). pH-wykładnik jonów wodorowych, ujemny logarytm dziesiętny wartości stężenia molowego (aktywności) jonów wodorowych w roztworze; wielkość określająca odczyn roztworu.

23. HYDROLIZA SOLI

Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnegopH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe.

Jony powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z teorią Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

Warto pamiętać, iż w przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady hydroliza nie zachodzi. Nie zachodzi także w przypadku soli, które są nierozpuszczalne w wodzie.
- Sól mocnego kwasu i słabej zasady
- Sól słabego kwasu i mocnej zasady
- Sól słabej zasady i słabego kwasu

24. BUFORY - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia

25. DOKŁADNOŚĆ I PRECYZJA METOD ANALITYCZNYCH.

Dokładność i precyzja to jedne z cech metody analitycznej. Dokładność określa jak bardzo pomiar lub wynik jest zbliżony do wartości prawdziwej lub przyjętej za prawdziwą. Precyzja- określa natomiast jak dalece zgodne są pomiary lub wyniki powtarzane wielokrotnie w tych samych warunkach.

26. ANALIZA WAGOWA JAKO METODA OZNACZANIA WYBRANYCH WSKAŹNIKÓW W ANALIZIE WODY I ŚCIEKÓW.

Analiza wagowa - chemiczna, ilościowa technika analityczna polegająca na określeniu masy oznaczanej substancji po jej przeprowadzeniu w trudno rozpuszczalny związek chemiczny.

Ilościowe oznaczenie realizuje się poprzez usuwanie oznaczanego składnika z próbki w trakcie ogrzewania lub prażenia, wydzielanie składnika w formie trudno rozpuszczalnego związku lub wydzielanie pierwiastka chemicznego z analizowanej próbki w wyniku reakcji elektrodowej.

Osad w analizie wagowej musi być trudno rozpuszczalny w wodzie. Jego rozpuszczalność nie powinna być większa niż 10-5 mol/l, a ilość składnika pozostającego w roztworze po oddzieleniu osadu nie może przekraczać 0,1-0,2 mg/l. Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych związków obniża się stosując odpowiedni nadmiar odczynnika wytrącającego.

Osad musi mieć stały, ściśle określony skład chemiczny, o znanej procentowej zawartości oznaczanego składnika. Zmiany, jakim ulega osad w trakcie suszenia lub prażenia, powinny przebiegać ilościowo.

Osad zarówno krystaliczny jak i koloidalny, powinien mieć postać umożliwiającą szybkie i łatwe sączenie i przemycie. Postać osadu nie powinna także sprzyjać zanieczyszczeniu składnikami roztworu macierzystego.

Masa cząsteczkowa osadu powinna być duża, a masa oznaczanego składnika powinna stanowić małą jej część. Zmniejsza to błąd podczas ważenia, a ewentualne straty osadu w mniejszym stopniu wpływają na wynik oznaczenia.

27.ANALIZA MIARECZKOWA ( objętościowa, wolumetria ) ilościowe oznaczanie zawartości substancji poprzez :-stopniowe dodawanie do jej roztworu odczynnika o dokładnie znanym stężeniu,-stechiometryczny przebieg reakcji,- wyznaczanie objętości odczynnika potrzebnej do osiągnięcia momentu w której ilość dodawanego odczynnika do roztworu będzie chemicznie równoważna ilości substancji badanej.

28. MIANO ROZTWORU. PK A PR MIARECZKOWANIA

a)Miano roztworu jest wyrażone jako liczba gramów substancji rozpuszczonej jaka znajduje się w 1 ml tego roztworu.

b) (PR) – moment kiedy w badanym roztworze znajdują się tylko produkty reakcji
(PK) – to co obserwujemy, zmiana zabarwienia.

29. ALKACYMETRIA – ZASADA METODY, RODZAJE.

Alkacymetria - jeden z ważniejszych działów analizy miareczkowej, zwanej też analizą objętościową, w którym ustala się dokładne stężenie kwasów lub zasad poprzez miareczkowanie roztworów z użyciem odpowiednio zasad lub kwasów. W trakcie miareczkowania alkacymetrycznego zachodzi reakcja zobojętniania, która prowadzi do zmian pH mieszaniny. Zmiany te rejestruje się z użyciem chemicznych wskaźników pH, lub pH-metrów.

Metody alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania kwasów i zasad, zarówno organicznych jak i nieorganicznych. Metodę tę cechuje szybkość i prostota wykonania. Alkacymetria stanowi podstawę kontroli analitycznej produkcji kwasu siarkowego, azotowego, fosforowego, wodorotlenku sodu i innych produktów wielkoprzemysłowych. Wiele materiałów ze względu na późniejsze zastosowanie nie może zawierać kwaśnych składników. Oznaczanie ich metodami alkalimetrycznymi pozwala wydać opinię, czy dany produkt nadaje się do określonego zastosowania.

Alkacymetria dzieli się generalnie na:

-alkalimetrię (ar. al-kali, "substancja zasadowa"; gr. metréō "mierzę") - oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady,

-acydymetrię (łac. acidus "kwaśny"; gr. metréō "mierzę") - oznaczanie ilości zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.

W praktyce alkacymetrii wyróżnia się trzy typy miareczkowania:
-miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad
-miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad
-miareczkowanie kwasów i zasad o różnej mocy.

Rodzaje reakcji alkacymetrycznych.
-Reakcje mocnych kwasów z mocnymi zasadami
-Reakcje słabych kwasów z mocnymi zasadami
-Reakcje mocnych kwasów ze słabymi zasadami

30. KRZYWE MIARECZKOWANIA ALKACYMETRYCZNEGO – na podstawie miareczkowania słabego kwasu mocna zasadą.

Krzywa miareczkowania alkacymetrycznego jest to zależność pH roztworu od objętości roztworu dodanej zasady.

Reakcje słabych kwasów z mocnymi zasadami

Zmiany pH zachodzące podczas miareczkowania słabych kwasów mocnymi zasadami, na przykład kwasu octowego wodorotlenkiem sodu, są podobne do zmian zachodzących we wcześniej omawianym przypadku, z tą różnicą, że punkt równoważności w tych reakcjach znajduje się między pH=8–9. Jest to spowodowane tym, że w punkcie tym powstaje sól o odczynie zasadowym (w omawianym przypadku jest to octan sodu). Górny przebieg krzywej miareczkowania jest analogiczny jak w poprzednim przypadku. Dodawanie nadmiaru zasady po osiągnięciu punktu równoważności wywołuje już tylko nieznaczne zmiany pH.

31. METODY ARGENTOMETRYCZNE W ANALIZIE WODY I ŚCIEKÓW.

Argentometria to przykład analizy strąceniowej, którą określa się mianem precypitometrii. W analizie strąceniowej, w reakcji między składnikiem oznaczanym a roztworem mianowanym, zachodzi reakcja strącania osadu. Argentometrię można wykonać dwoma metodami:

metodą Mohra: odczynnikiem mianowanym jest roztwór azotanu srebra,

metodą Volharda: odczynnikiem mianowanym jest roztwór tiocyjanianu amonu.

Produktem reakcji strącania jest związek srebra w postaci odpowiedniej soli. Metodami argentometrycznymi można oznaczać zawartość w roztworze jonów: chlorkowych, bromkowych, jodkowych,  rodankowych, fosforanowych lub kationów srebra.

32. EDTA I JEGO ROLA W KOMPLEKSOMETRII.

EDTA - organiczny związek chemiczny kwas polikarboksylowy i jednocześnie α-aminokwas. Z mocnymi zasadami tworzy sole werseniany. Jest szeroko stosowanym czynnikiem kompleksującym wiele kationów metali, takich jak Ca2+, Mg2+ czy Fe3+. Zazwyczaj stosowany w postaci soli disodowej (wersenian disodowy) ze względu na jej większą rozpuszczalność w wodzie (tzw. komplekson III).

Ważnym zastosowaniem EDTA jest maskowanie jonów metali, takich jak bizmut, chrom(III), cynk, cyrkon, glin, kadm, kobalt, magnez, miedź,nikiel, ołów, tor, wanad i żelazo(III), które jest możliwe na skutek tworzenia kompleksów chelatowych z jonami metali. Własności chelatujące EDTA są na tyle silne, że tworzy ona kompleksy nawet z berylowcami.

Kompleksy wykorzystuje się do oznaczenia badanej próbki (ilości jonów metali). Dokładniej mówiąc wykorzystuje się reakcje pomiędzy jonem metalu który chcemy oznaczyć a związkiem organicznym posiadającym właściwości kompleksujące zwanym popularnie ligandem (wszystko odbywa się w obecności wskaźnika). Najczęściej jako odczynnik kompleksujący wykorzystuje się sól disodową kwasu etylenodiaminotetraoctowego - popularnie EDTA lub "Komplekson III". Jako, że jego wzór chemiczny jest rozbudowany, chemicy ułatwiają sobie życie i zapisują go w skrócie Na2H2Y. Związek ten powstaje w reakcji zobojętniania kwasu etylenodiaminotetraoctowego ("Komplekson II") wodorotlenkiem sodu. Podstawową informacją jest to, że stosunek metalu do ligandu wynosi zawsze 1:1, nie zależnie od wartościowości metalu. Ułatwia to bardzo obliczenia.

33. POTENCJAŁ REDOKS.

POTENCJAŁ REDOKS - miara właściwości utleniających utleniacza lub właściwości redukujących reduktora w reakcjach redoks, czyli zdolności do oddawania lub przyjmowania elektronów przez jony lub cząsteczki. Ilościową miarą tej zdolności jest wartość potencjału odniesiona do potencjału standardowej elektrody wodorowej lub stopień specjalnej skali redoks rH.

34. MANGANOMETRIA. REDUKCJA KMNO4 W ZALEŻNOŚCI OD ŚRODOWISKA.

MANGANOMETRIA - Jest to dział analizy objętościowej wykorzystujący utleniające własności roztworów manganianu(VII) potasu.

Przebieg redukcji KMnO4 i jego zdolności utleniające zależą w znacznej mierze od kwasowości roztworu.

Reakcje redukcji przebiegają zgodnie z równaniami:

- w środowisku silnie kwaśnym:
MnO4 - + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O

- w środowisku słabo kwaśnym lub obojętnym:
MnO4- + 4H+ + 3e MnO2 + 2H2O

- w silnie alkalicznym:
MnO4- + e MnO42-
35. CHZT JAKO WSKAŹNIK W ANALIZIE WODY I ŚCIEKÓW.
CHzT – Chemiczne zapotrzebowanie tlenu umowne pojęcie oznaczające ilość tlenu (mg/dm³) pobranego z utleniaczy (np. dichromianów (Cr2O72−), jodanów (IO3−), nadmanganianów(MnO4−)) na utlenienie związków organicznych i niektórych nieorganicznych (np. siarczynów, siarczków, żelaza(II)) do najwyższego w danych warunkach stopnia utlenienia. Stosowane jako miara zanieczyszczeń w wodzie i ściekach.

36. POTENCJOMETRIA I POMIAR PH.
Potencjometria – zespół pomiarowych metod elektrochemicznych, polegających na wyznaczaniu wartości potencjału elektrody wskaźnikowej(roboczej) względem elektrody porównawczej (odniesienia) w funkcji logarytmu stężenia jonów elektroaktywnych.

W uproszczeniu potencjał elektrody roboczej wyraża się jako funkcję stężenia molowego analizowanej substancji w roztworze (np. jonów wodorowych w pH-metrii).

37. KONDUKTOMETRIA – PODSTAWY METODY.
Konduktometria – metoda elektroanalityczna oparta na podstawie przewodnictwa elektronicznego, którego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą stężenia jonów zawartych w roztworze.

38. KOLORYMETRIA. PRAWA ABSORPCJI, ABSORBANCJA, EKSTYNKCJA, TRANSMITANCJA
Kolorymetria - technika analityczna określania stężenia roztworów barwnych za pomocą wizualnego porównania intensywności barwy roztworu badanego z intensywnością barwy wzorca. W kolorymetrii wykorzystuje się liniową zależność absorpcji promieniowania widzialnego od stężenia roztworu (prawo Lamberta-Beera). Uważana za metodę prostą, szybką i dokładną.

Metody kolorymetryczne:
- metoda serii wzorców - próbkę badaną porównuje się z zestawem wzorców w probówkach kolorymetrycznych zawierających roztwory badanej substancji w określonych stężeniach lub ze skalą barw we wzorniku.

- miareczkowanie kolorymetryczne - do odpowiedniego rozpuszczalnika w cylindrze Nesslera dodaje się substancję oznaczaną tak długo, aż barwa roztworu zrówna się z barwą roztworu oznaczanego.

- oznaczenie stężenia w kolorymetrach lub cylindrach Hehnera, wykorzystując liniową zależność pomiędzy intensywnością zabarwienia a grubością warstwy roztworu.

Prawa absorpcji :
1. Wiązka promieniowania monochromatycznego po przejściu przez jednorodny ośrodek absorbujący o danej grubości ulega osłabieniu.
2. Jeśli współczynnik absorpcji rozpuszczalnika jest równy zeru, to wiązka promieniowania monochromatycznego, po przejściu przez jednorodny roztwór substancji absorbującej o danym stężeniu, ulega osłabieniu.
3. Absorpcja roztworu wieloskładnikowego równa się sumie absorbancji poszczególnych składników.

Absorpcja - proces wnikania jednej substancji (cząsteczek, atomów lub jonów) do innej substancji tworzącej dowolną fazę ciągłą (gazu, cieczy, ciała stałego itp.). Mechanizm absorpcji polega na podziale absorbowanego składnika pomiędzy dwie fazy (ośrodki) objętościowe.

Absorbancja - zdolność pochłaniania promieniowania. Jest proporcjonalna do grubości warstwy absorbującej, jeśli wiązka promieniowania monochromatycznego przechodzi przez jednorodny ośrodek absorbujący.

Ekstynkcja – zwana inaczej absorbancją naturalną

Transmitancja - przepuszczalność, wskazuje jaka część promieniowania padającego została przepuszczona przez substancję.

39.CHROMATOGRAFIA jest techniką analityczną i preparatywną wykorzystującą rozdzielanie mieszanin substancji na poszczególne składniki, bądź ich grupy (frakcje), dzięki różnicom w zachowaniu się tych składników w układzie dwóch faz, w których jedna nie zmienia swego położenia (faza nieruchoma, stacjonarna), druga zaś porusza się względem pierwszej w określonym kierunku (faza ruchoma, roztwór rozwijający).

40. ABSORPCYJNA SPEKTROFOTOMETRIA ATOMOWA – PODSTAWA METODY.

-atom może absorbować tylko takie promieniowanie, jakie sam jest zdolny emitować

-wartość absorbcji promieniowania zależne jest od stężenia atomów