1. Opisać 2 wybrane przez siebie litowce (konfiguracja elektronowa, reakcja z wodą).

₃Li: 1s²2s¹

2Li + 2H₂O →2LiOH + H₂

₁₁Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

2Na + H₂O→2NaOH + H₂↑

1. Opisać 2 wybrane przez siebie berylowce (konfiguracja elektronowa, reakcja z wodą).

₁₂Mg: 1s²2s²2p⁶3s²

Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂↑

₅₆Ba: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶6s²

Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑

1. Otrzymać hydroksosól i wodorosól z kwasu ortofosforowego (V).

H₃PO₄ + NaOH -> NaH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH -> Na₂HPO₄ + 2H₂O

H₃PO₄ + Mg(OH)₂ -> Mg(OH)PO₄ ???

1. Sklasyfikować tlenki CO, CO₂, Al(OH)₃, FeO (obojętne, kwasowe, zasadowe, amfoteryczne). Przy amfoterycznych ułożyć równania i nazwać produkty.

CO - obojętny

CO₂ – kwasowy

FeO - zasadowy

Al(OH)₃ – amfoteryczny

Al(OH)₃ + 3HCl -> AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH -> NaAlO₂ + 2H₂O

Tlenki metali K2O tlenek potasu zasadowy Na2O tlenek sodu zasadowy MgO tlenek magnezu zasadowy CaO tlenek wapnia zasadowy BaO tlenek baru zasadowy Al2O3 tlenek glinu amfoteryczny SnO tlenek cyny (II) amfoteryczny SnO2 tlenek cyny (IV) amfoteryczny PbO tlenek ołowiu (II) amfoteryczny PbO2 tlenek ołowiu (IV) amfoteryczny CrO tlenek chromu (II) zasadowy Cr2O3 tlenek chromu (III) amfoteryczny CrO3 tlenek chromu (VI) kwasowy MnO tlenek manganu (II) zasadowy MnO2 tlenek manganu (IV) amfoteryczny MnO3 tlenek manganu (VI) kwasowy Mn2O7 tlenek manganu (VII) kwasowy FeO tlenek żelaza (II) zasadowy Fe2O3 tlenek żelaza (III) amfoteryczny (b. słabo) Cu2O tlenek miedzi (I) zasadowy CuO tlenek miedzi (II) amfoteryczny (b. słabo) Ag2O tlenek srebra (I) zasadowy ZnO tlenek cynku amfoteryczny HgO tlenek rtęci (II) zasadowy	Tlenki niemetali CO tlenek węgla (II) obojętny CO2 tlenek węgla (IV) kwasowy N2O tlenek azotu (I) obojętny NO tlenek azotu (II) obojętny N2O3 tlenek azotu (III) kwasowy NO2 tlenek azotu (IV) kwasowy N2O5 tlenek azotu (V) kwasowy P2O3 tlenek fosforu (III) kwasowy P2O5 tlenek fosforu (V) kwasowy SO2 tlenek siarki (IV) kwasowy SO3 tlenek siarki (IV) kwasowy Cl2O tlenek chloru (I) kwasowy Cl2O7 tlenek chloru (VII) kwasowy Br2O tlenek bromu (I) kwasowy BrO2 tlenek bromu (IV) kwasowy I2O5 tlenek jodu (V) kwasowy	Tlenki półmetali B2O3 tlenek boru kwasowy SiO tlenek krzemu (II) obojętny SiO2 tlenek krzemu (IV) kwasowy As2O3 tlenek arsenu (III) amfoteryczny As2O5 tlenek arsenu (V) kwasowy Wodorotlenki zasadowe NaOH wodorotlenek sodu KOH wodorotlenek potasu Mg(OH)2 wodorotlenek magnezu Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia Ba(OH)2 wodorotlenek baru Cr(OH)2 wodorotlenek chromu(II) Mn(OH)2 wodorotlenek manganu (II) Hg(OH)2 wodorotlenek rtęci Wodorotlenki amfoteryczne Al(OH)3 wodorotlenek glinu Cr(OH)3 wodorotlenek chromu (III) Zn(OH)2 wodorotlenek cynku Sn(OH)2 wodorotlenek cyny (II) Pb(OH)2 wodorotlenek rtęci (II)

1. Dualizm korpuskularno-falowy – cecha obiektów kwantowych (np. fotonów, czy elektronów) polegająca na przejawianiu, w zależności od sytuacji, właściwości falowych lub korpuskularnych (dobrze określona lokalizacja, pęd).

Dualizm korpuskularno-falowy jest ściśle związany z falami de Broglie'a, koncepcją, która przyczyniła się do powstania mechaniki kwantowej, a w szczególności do wyprowadzenia równania Schrödingera:

gdzie h jest stałą Plancka, łączy wielkości falowe (długość fali λ) z korpuskularnymi (pęd p).

1. Zasada nieoznaczoności Heisenberga  − reguła, która mówi, że istnieją takie pary wielkości, których nie da się jednocześnie zmierzyć z dowolną dokładnością.

gdzie:

Δx – nieokreśloność pomiaru położenia (odchylenie standardowe położenia),

Δp_x – nieokreśloność pomiaru pędu (wariancja pędu),

h – stała Plancka.

1. Liczby kwantowe

-główna liczba kwantowa n (n = 1,2,3...) opisuje energię elektronu, a w praktyce oznacza numer jego orbity (powłoki elektronowej),

-poboczna liczba kwantowa l  (l = 0,1,...,n − 1) oznacza wartość bezwzględną orbitalnego momentu pędu, którą obliczyć można używając relacji J² = l(l + 1)(h / 2π)², gdzie h jest stałą Plancka, a w praktyce oznacza numer podpowłoki, do której przypisany jest elektron,

-magnetyczna liczba kwantowa m (m = − l,..., − 1,0,1,...,l) opisuje rzut orbitalnego momentu pędu na wybraną oś, którego długość oblicza się używając wzoru J_z = mh / 2π,

-magnetyczna spinowa liczba kwantowa m_s (m_s = − s,s = 1 / 2, − 1 / 2) pokazuje, w którą stronę skierowany jest spin danej cząstki elementarnej (tu elektronu).

1. Zakaz Pauliego – żadne dwa elektrony nie mogą mieć takiego samego zestawu czterech liczb kwantowych n, l, m, m_s.

2. Wiązanie kowalencyjne (atomowe) występuje w cząsteczkach utworzonych z pierwiastków niemetalicznych. Każdy z atomów oddaje do wspólnego użytku 1,2 lub 3 swoje elektrony walencyjne.

Powstaje przez wspólną, w równym stopniu, przynależność kilku elektronów do obu atomów.

Cząsteczka powstaje wtedy, gdy energia jej jest mniejsza niż suma energii atomów pojedynczych.

Przykłady: H₂, Cl₂, F₂, O₂, N₂.

*kowalencyjne wiązanie pojedyncze σ. Tworzy je tylko jedna para elektronowa. Jest bardzo silne

*pozostałe wiązania kowalencyjne π. Tworzą je pozostałe pary elektronowe. Jest trwałe.

1. Wiązanie spolaryzowane (kowalencyjne spolaryzowane) powstaje, gdy atomy różnych niemetali łączą się w cząsteczkę, a wspólne elektrony tworzące wiązanie są przesunięte, bardziej lub mniej, w stronę atomu bardziej elektroujemnego (polaryzacja wiązania).

Występuje w większości cząsteczek (heterojądrowych). Najbardziej spolaryzowany jest fluor. Im większa elektroujemność atomu w cząsteczce, tym większa polaryzacja wiązania.

Przykłady: HCl, CO, H₂O, CO₂, NH₃.

1. Dipol elektryczny powstaje, gdy w wyniku polaryzacji wiązania pojawia się po jednej stronie cząsteczki dwuatomowej pewna nadwyżka ładunku ujemnego, a po drugiej dodatniego. Ładunki na biegunach dipola oznacza się odpowiednio przez ,,-δ’’ i ,,+ δ”. Ładunek ,,-δ’’ jest mniejszy od ładunku jednego elektronu. Cząsteczki takie nazywa się cząsteczkami dipolowymi, polarnymi lub biegunowymi.

Przykład: H₂O, HCl.

1. Moment dipolowy µ jest iloczynem bezwzględnej wartości ładunku na biegunach δ i odległością między biegunami l. Jednostką momentu dipolowego jest debaj D = 3,3 * 10^-30 C*m. Moment dipolowy można wyznaczyć na podstawie badań eksperymentalnych.

µ = δ * l [D]

1. Stała dielektryczna ε opisuje właściwości ciała dielektrycznego w polu elektrycznym. Wartości te podaje się w odniesieniu do próżni. Koniecznie musi być podana temperatura. Stałe dielektryczne są tym większe, im większy jest moment dipolowy cząsteczek.

2. Wiązanie jonowe (elektrowalencyjne) ma miejsce, gdy atom silnie elektroujemny odbiera jeden lub kilka elektronów atomowi silnie elektrododatniemu z którym się zetknie, a powstałe w ten sposób jony o przeciwnych znakach przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc trwałą cząsteczkę.

Powstaje, jeżeli dwa atomy w cząsteczce różnią się w znacznym stopniu tendencją do przyciągania elektronów – przy zderzeniu atom silnie elektrododatni oddaje swoje elektrony walencyjne atomowi silnie elektroujemnemu. W efekcie zderzenie prowadzi do utworzenia kationu i anionu, a te przyciągając się, tworzą cząsteczkę.

Przykłady: NaCl, CaCl₂, KF, K₂O, Na₂S.

1. Związki koordynacyjne, związki kompleksowe to związki chemiczne, w które w swoim składzie chemicznym zawierają jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub grupy atomów zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego. Wiązanie koordynacyjne jest utworzone przez parę elektronów, która pochodzi od jednego atomu (donora, który ma zapełnione powłoki elektronowe) i jest powiązany z drugim atomem, który nie ma zapełnionej powłokę elektronową (tzw. akceptorem). 

Przykłady: NH₄⁺, Fe(CO)₅.

1. Liczba koordynacyjna 

-Jest to liczba atomów przyłączona bezpośrednio do atomu centralnego kompleksu (zwykle metalu)

(-Jest to liczba bezpośrednich wiązań σ występujących między centralnym atomem a ligandami do niego przyczepionymi.

-Jest to liczba par elektronów, które znajdują się na wszystkich wiązaniach, którymi ligandy są bezpośrednio przyłączone do centralnego atomu w kompleksie.)

1. Typy kryształów

-kowalencyjne (diament, SiC, SiO₂)

W węzłach sieci atomy; siły wiążące moce: kowalencyjne; bardzo twarde;

-jonowe (sole, np. NaCl, niektóre tlenki)

W węzłach sieci na przemian kationy i aniony; siły wiążące mocne: jonowe (elektrostatyczne); twarde (ale kruche);

-molekularne (np. lód, H₂, CO₂, związki organiczne)

W węzłach sieci całe cząsteczki; siły wiążące słabe i średnie: van der Waalsa, dipol-dipol (w tym wodorowe); bardzo miękkie;

-metaliczne (metale i stopy)

W węzłach sieci kationy w gazie elektronowym; siły wiążące metaliczne różnej mocy; od bardzo miękkich do bardzo twardych;

1. Szybkość reakcji J to stosunek zmiany ilości moli (substratu lub produktu reakcji) do iloczynu odpowiedniego współczynnika stechiometrycznego i czasu.

W stałej objętości szybkość reakcji J to stosunek ubytku stężenia substratu lub przyrostu stężenia produktu do iloczynu odpowiedniego współczynnika stechiometrycznego i czasu.

J = ± $\frac{\mathrm{1}}{\mathrm{v}_{\mathrm{i}}}\mathrm{\ }\frac{{\mathrm{d}\mathrm{n}}_{\mathrm{i}}}{\mathrm{\text{dt}}}$ w stałej objętości: r = $\frac{J}{V} = \ $± $\frac{{\mathrm{d}\mathrm{c}}_{\mathrm{i}}}{\mathrm{v}_{\mathrm{i}}\mathrm{\text{dt}}}$

+ dla produktów

- dla substratów

n_i – ilość moli substancji i

v_i – współczynnik stechiometryczny

T – czas

dn_i/dt – ze znakiem ujemnym dla substratów, ze znakiem dodatnim dla produktów

Przykład:

1. Równanie kinetyczne i rząd reakcji

Reakcja:

aA + bB + cC -> produkty

a, b, c - współczynniki stechiometryczne

A, B, C – substraty

Równanie kinetyczne:

r = k * c_A^x *  c_B^y *  c_C^z

k – stała szybkości reakcji

c_A, c_B, c_C – stężenia substratów

x, y, z – rzędy reakcji dla odpowiednich substratów

α = x + y + z - ogólny rząd reakcji

wartość stałej szybkości k oraz rzędów reakcji α wyznacza się doświadczalnie.

1. Równanie Arrheniusa opisuje zależność pomiędzy stałą szybkości reakcji k_r a temperaturą T:

A – czynnik przedwykładniczy

Ea – energia aktywacji

R – stała gazowa

T – temperatura bezwzględna

1. Katalizator to substancja, która zwiększa szybkość reakcji, a po zakończeniu reakcji pozostaje w niezmienionym stanie. Przyspiesza reakcję dzięki temu, że obniża energię aktywacji. Nie wpływa na położenie stanu równowagi.

 

Inhibitory – działają odwrotnie – spowalniają reakcję. 

 

Katalizator homogeniczny  jest w tej samej fazie, co reagenty. 

CH₃COOH + C₂H₅OH $\overrightarrow{\mathrm{H}_{\mathrm{2}}\mathrm{\text{SO}}_{\mathrm{4}}}$   CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Katalizator heterogeniczny jest w innym stanie skupienia niż reagenty.

H₂O₂ $\overrightarrow{\mathrm{\text{MnO}}_{\mathrm{2}}}$   H₂O + O₂

N₂ + 3 H₂ $\overrightarrow{\mathrm{\text{Pt}}}$    2NH₃

SO₂ + 1/2O₂ $\overrightarrow{\mathrm{V}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}_{\mathrm{5}}}$   SO₃

Autokataliza – jeden z produktów reakcji jest katalizatorem – czyli reakcja ciągle przyspiesza. Przykładem może być reakcja utleniania kwasu szczawiowego za pomocą nadmanganianu (VII) potasu. 

1. Reakcje nieodwracalne przebiegają aż do wyczerpania przynajmniej jednego z substratów.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

2Mg + O₂ = 2MgO

Reakcje odwracalne – żaden z substratów nie ulega wyczerpaniu.

N₂ + 3H₂ ⇌2NH₃

H₂ + I₂ ⇌ 2HI

1. Stała równowagi to 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.

Dla reakcji:

mA + nB ⇌ pC + qD

Wyrażenie na stałą równowagi ma postać:

gdzie nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia molowe w przypadku roztworów lub molowe ciśnienia cząstkowe w przypadku gazów w stanie idealnej równowagi.

W określonych warunkach temperatury T i ciśnienia p danej reakcji stała równowagi K nie zależy od masy (stężeń) użytych reagentów.

Wartość K zależy od zapisu reakcji – podając wartość K należy zawsze zdefiniować całe wyrażenie lub zapisać reakcję.

1. Reguła przekory (+ jak uzyskać w ten sposób więcej amoniaku)

Jeżeli w stanie równowagi zostanie zmieniona temperatura, ciśnienie, lub stężenie jakiegokolwiek reagenta, to układ (reakcja) zachowa się tak, aby przeciwdziałać tej zmianie.

Aby otrzymać jak największą masę produktu, należy stworzyć takie warunki, aby stan równowagi był jak najbardziej przesunięty w prawo – należy starać się, aby: w reakcji egzotermicznej obniżyć temperaturę, w reakcji endotermicznej podwyższyć temperaturę.

Za jej pomocą wpływa się na stan równowagi, a nie na szybkość reakcji.

1. Reakcja Boudouarda to równowaga, która ustala się między tlenkiem węgla(II) i tlenkiem węgla(IV) podczas przedmuchiwania powietrza przez warstwę rozżarzonego koksu, zgodnie z reakcją:

2CO = C + CO₂ (gaz generatorowy)

Jest to reakcja endotermiczna. Zgodnie z regułą przekory obniżenie temperatury zmniejszy udział CO w spalinach.

1. Dopalanie tlenku węgla:

CO + 1/2O₂ = CO₂

Jest to reakcja egzotermiczna, czyli obniżenie temperatury przesuwa stan równowagi w prawo. Użycie właściwych katalizatorów jest tu zasadniczą sprawą.

1. Rozpuszczalność

Ciała stałe o wiązaniach:

-kowalencyjnych (np. grafit, kwarc) – są praktycznie nierozpuszczalne zarówno w rozpuszczalnikach polarnych jak i niepolarnych,

-jonowych (np. NaCl) – rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, nie rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (nie mają momentu dipolowego),

-molekularnych (cząsteczkowych) (CCl₄ w stanie stałym) – rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych, nie rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych.

1. Elektrolit

-substancja, która stopiona lub rozpuszczona w rozpuszczalniku ulega dysocjacji. W roztworze pojawiają się swobodne jony, na skutek czego może ona np. przewodzić prąd elektryczny.

-medium, zdolne do jonowego przewodzenia prądu elektrycznego – czyli zdolne do przekazywania jonowo ładunku między elektrodami. Zgodnie z tą definicją elektrolitem jest sam roztwór przewodzący prąd elektryczny.

1. Dysocjacja elektrolityczna (dysocjacja jonowa) to proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony (kationy i aniony), zachodzący pod wpływem rozpuszczalnika polarnego (zazwyczaj jest nim woda). Do dysocjacji jonowej zdolne są związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem. Takie roztwory (dzięki obecności jonów) przewodzą prąd elektryczny. W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. 

Dysocjacja stopniowa ma miejsce w przypadku wszystkich kwasów wielowodorowych i niektórych wodorotlenków wielowodorotlenowych. 

Stopień dysocjacji elektrolitu w wodnym roztworze zależy od:

-rodzaju elektrolitu

-stężenia roztworu (maleje ze wzrostem stężenia)

-temperatury(na ogół nieznacznie wzrasta ze wzrostem temperatury)

-obecności innych substancji w roztworze.

1. Definicja Arrheniusa (odnosi się tylko do substancji rozpuszczonych w wodzie!)

kwas Arrheniusa – substancja, która podczas dysocjacji w roztworze wodnym odczepia kation wodorowy H⁺, np. HNO₂

zasada Arrheniusa – substancja, która podczas dysocjacji w roztworze wodnym odczepia jon wodorotlenkowy OH^-, np. KOH

sól Arrheniusa – substancja, która dysocjuje na aniony reszty kwasowej i kationy metali lub inne kationy złożone, np. NH₄Cl, KNO₂

1. Definicja Bronsteda

Kwas Bronsteda – substancja zawierająca cząsteczki lub jony zdolne do oddawania (donor) protonów p (=kation wodorowy H⁺), np. NH₄⁺

Zasada Bronsteda – substancja zawierająca cząsteczki lub jony zdolne do przyjmowania (akceptor) protonów p (=kation wodorowy H⁺), np. NH₃

Cząsteczka wody pełni rolę kwasu lub zasady:

(zasada) H₂O + H⁺ = H₃O⁺ (kwas)

(kwas) H₂O = H⁺ + OH^- (zasada)

1. Dysocjacja wody

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

H₂O = H⁺ + OH^-

Stała równowagi reakcji dysocjacji wody:

-Stężenie wody [H₂O] przyjmuje się za wielkość stałą (55,5 mol/dm³), ponieważ liczba zdysocjowanych cząsteczek jest znikomo mała w porównaniu do ogólnej liczby cząsteczek wody.

-Iloczyn K[H₂O] jest wielkością stałą (w stałej temperaturze), tak więc iloczyn [H⁺][OH¯] ma również stałą wartość i nazywa się iloczynem jonowym wody:

Ponieważ w czystej wodzie stężenia jonów H⁺ i OH¯ (H₃O⁺ i OH¯ ) są równe, zatem

Dysocjacja elektrolitów

1. Dysocjacja kwasu HA (wg Bronsteda) w roztworze wodnym:

HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻

Stała równowagi dla tej reakcji:

dla rozcieńczonych roztworów, dla których stężenie wody jest praktycznie stałe, dla uproszczenia stałą dysocjacji definiuje się jako^[1]

K_a nazywa się stałą dysocjacji kwasu. Jest ona stałą równowagi reakcji dysocjacji, a zatem jej wartość zależy od temperatury.

pK_a = pH = -log K_a   to ilościowe określenie kwasowości roztworu wodnego. Wartość pH to ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów wodorowych.

1. Dysocjacja zasady B (wg Bronsteda) w roztworze wodnym:

B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻

Stała równowagi dla tej reakcji:

K = $\frac{\mathrm{\lbrack BH}^{\mathrm{+}}\mathrm{\rbrack\lbrack}\mathrm{\text{OH}}^{\mathrm{-}}\mathrm{\rbrack}}{\left\lbrack \mathrm{B} \right\rbrack\mathrm{\lbrack}\mathrm{H}_{\mathrm{2}}\mathrm{O\rbrack}}$

dla rozcieńczonych roztworów, dla których stężenie wody jest praktycznie stałe, dla uproszczenia stałą dysocjacji definiuje się jako

Kb nazywamy stałą dysocjacji zasady.

pK_b = pOH = -log K_b to ilościowe określenie zasadowości roztworu wodnego. Wartość pOH to ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów wodorotlenowych.

1. Dysocjacja soli (sole w roztworach wodnych są całkowicie zdysocjowane!)

A_nB_m = nA^k+ + mB^l-

Dysocjacja chlorku amonowego:

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^-

Dysocjacja siarczanu (VI) sodu:

Na₂SO₄ = 2Na⁺ + SO₄2^-

1. Dysocjacja kwasu fosforowego + stałe równowagi

H₃PO₄ + H₂O ⇌ H₂PO⁻⁴ + H₃O⁺  

H₂PO⁻⁴ + H₂O ⇌ HPO2⁻⁴ + H₃O⁺  

HPO⁻⁴ + H₂O ⇌ PO₃⁻⁴ + H₃O⁺  

Ka1 = $\frac{\mathrm{\lbrack H}_{\mathrm{3}}O^{+}\rbrack\lbrack H_{2}\text{PO}_{4}^{-}\rbrack}{\lbrack H_{3}\text{PO}_{4}\rbrack}$ = 6,92 * 10^-3

Ka2 = $\frac{\mathrm{\lbrack H}_{\mathrm{3}}O^{+}\rbrack\lbrack H\text{PO}_{4}^{2 -}\rbrack}{\lbrack H_{2}\text{PO}_{4}^{-}\rbrack}$ = 6,1 * 10^-8

Ka3 = $\frac{\mathrm{\lbrack H}_{\mathrm{3}}O^{+}\rbrack\lbrack\text{PO}_{4}^{3 -}\rbrack}{\lbrack H\text{PO}_{4}^{2 -}\rbrack}$ = 4,8 * 10^-13

Zawsze Ka1 > Ka2 > Ka3, tzn. kwas dysocjuje w większym stopniu na pierwszym stopniu dysocjacji

1. Dysocjacja kwasu siarkowego (VI)

H₂SO₄  ⇌ H⁺ + HSO^-₄

HSO^-₄  ⇌ H+ + SO₄^2-

1. Miarą mocy elektrolitu jest tzw. stopień dysocjacji (α = $\frac{\mathrm{liczba\ czasteczek\ zdysocjowanych}}{\mathrm{liczba\ czasteczek\ rozpuszczonych}}$ , α ϵ (0; 1) lub α ϵ (0%; 100%) ) . Stopień dysocjacji jest to stosunek liczby zdysocjowanych cząsteczek elektrolitu (jony), do całkowitej liczby cząsteczek danego elektrolitu będących w roztworze. 

Elektrolity mocne – substancje o stopniu dysocjacji zbliżonym do 1 (100%)

Przykłady: sole, wodorotlenki I i II grupy, kwasy HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄ (na 1. Stopniu dysocjacji), HClO₄

Elektrolity słabe - substancje częściowo zdysocjowane na jony

Przykłady: H₂SO₃, H₂S, HNO₂, CH₃COOH

1. Stała dysocjacji (obecnie często zwana stałą jonizacji) – stała równowagi reakcji dysocjacji czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, pod wpływem rozpuszczalnika, lub pod wpływem np. działania silnego pola elektrycznego.

W przypadku słabych elektrolitów dysocjujących na 1 kation i 1 anion odpowiednie wyrażenie ma postać

α– stopień dysocjacji,

C – stężenie elektrolitu,

K – stała dysocjacji.

W przypadku bardzo słabych elektrolitów α << 1, a zatem 1 – α ≈ 1, prawo Ostwalda przybiera postać:

K_a ≈ α²c

1. Stężenie jonów wodorowych H₃O⁺, wielkość pH (pK_a = pH = -log K_a)  to ilościowe określenie kwasowości roztworu wodnego. Wartość pH to ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów wodorowych.

pOH + pH = 14

Roztwory, których stężenia jonów OH^- i H₃O⁺ są równe, nazywamy obojętnymi.

Wartość pH w roztworze kwasu (lub zasady) zależy od stężenia rozpuszczonego związku oraz jego stopnia dysocjacji.

1. SEM – siła elektromotoryczna. Zasada działania pehametru - pomiar siły elektromotorycznej ogniwa składającego się z dwóch elektrod zanurzonych w badanym roztworze. Jedna z nich jest elektrodą porównawczą (elektrodą o stałym potencjale, np. elektroda wodorowa lub szklana), a druga elektroda wskaźnikową.

Siłę elektromotoryczną ogniwa możemy przedstawić za pomocą równania Nernsta:

R – stała gazowa

T – temperatura w [K]

F – stała Faradaya

Q – iloraz reakcji, iloraz aktywności (stężeń) jonów biorących udział w reakcji zachodzącej w ogniwie.

Siłę elektromotoryczną ogniwa możemy wyrazić poprzez różnicę potencjałów tworzących go półogniw:

E = ΠP − ΠL

1. Kwaśne deszcze – opady atmosferyczne, o odczynie pH mniejszym niż 5,6 czyli kwaśnym. Zawierają kwasy wytworzone w reakcji wody z pochłoniętymi z powietrza gazami, takimi jak: dwutlenek siarki, trójtlenek siarki, tlenki azotu, siarkowodór, dwutlenek węgla, chlorowodór, wyemitowanymi do atmosfery w procesach spalania paliw, produkcji przemysłowej, wybuchów wulkanów, wyładowań atmosferycznych i innych czynników naturalnych.

Powstawanie:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ 

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃ 

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

Działanie kwaśnych deszczów na budynki:

CaCO₃ + SO₄^2- = CaSO₄↓ + CO₃^2-

CaCO₃ + H₂SO^4-= Ca(HSO₄)₂↓ + CO₃^2-
CaCO₃ + NO₃^- = Ca(NO₃)₂ + CO₃^2-

1. Hydroliza – reakcja podwójnej wymiany (często odwracalna), która przebiega między wodą i rozpuszczoną w niej substancją. Często przebiega w obecności katalizatorów (kwasów lub zasad)

Schemat:

AB + H₂O ⇌ AH + BOH

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują.

Sole słabych kwasów i mocnych zasad hydrolizują.

Sole mocnych kwasów i słabych zasad hydrolizują.

Sole słabych kwasów i słabych zasad hydrolizują.

Hydroliza soli wielozasadowych lub wieloprotonowych przebiega stopniowo.

1. Stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady jest ilorazem K_w (iloczynu jonowego wody) i K_a (stałej dysocjacji kwasu)

K_h = $\frac{\mathrm{K}_{\mathrm{w}}}{\mathrm{K}_{\mathrm{a}}}$

Stała hydrolizy soli mocnego kwasu i słabej zasady jest ilorazem K_w (iloczynu jonowego wody) i K_b (stałej dysocjacji zasady)

K_h = $\frac{\mathrm{K}_{\mathrm{w}}}{\mathrm{K}_{\mathrm{b}}}$

Stała hydrolizy soli słabego kwasu i słabej zasady jest ilorazem K_w (iloczynu jonowego wody) przez iloczyn stałej dysocjacji kwasu K_a i stałej dysocjacji K_b

K_h = $\frac{\mathrm{K}_{\mathrm{w}}}{\mathrm{K}_{\mathrm{a}}\mathrm{*\ }\mathrm{K}_{\mathrm{b}}}$

1. Stopień hydrolizy β równy jest stosunkowi liczby cząsteczek zhydrolizowanych do liczby cząsteczek wprowadzonych pierwotnie do roztworu

β = $\frac{\mathrm{z}_{\mathrm{h}}}{\mathrm{z}}$

1. Neutralizacji ścieków metodami chemicznymi

Neutralizacja ścieków kwaśnych (pH <7)

Stosuje się roztwory NaOH, Na₂CO₃, zawiesiny Ca(OH)₂; CaCO₃, dolomit, MgCO₃ (złoże ziarniste), Mg(OH)₂ (granulat)

Podwyższenie pH można otrzymać przez:

-wytrącenie soli trudno rozpuszczalnej w wodzie

Ca(OH)₂ + H₂SO₄--> CaSO₄↓ + 2H₂O

-otrzymanie soli, która nie ulega hydrolizie - neutralizacja mocnego kwasu mocną zasadą

HCl + NaOH = NaCl + H₂O

-otrzymanie soli, która ulega hydrolizie – zobojętnienie słabego kwasu mocną zasadą

CH₃COOH + Na₂O ---> 2CH₃COONa + H₂O

CH3COO- +H2O = CH3COOH + OH-

Neutralizacja ścieków zasadowych: (pH > 7)

-neutralizacja mocnymi kwasami (np. HCl, H₂SO₄, CO₂)

CO₂ + 2 NaOH ----> Na₂CO₃ + H₂O

Na₂CO₃ + H₂O + CO2 ----> 2NaHCO₃

1. Entalpia H jest pewną funkcją, która zmienia swą wartość, gdy dostarczamy lub odprowadzamy ciepło z układu. Tylko ciepło wymienione między układem a otoczeniem w warunkach niezmienionego ciśnienia jest eksperymentalnym miernikiem wzrostu lub spadku entalpii badanego układu.

2. Zmiana entalpii ∆H układu jest równa doprowadzonemu lub odprowadzonemu ciepłu z układu przy zachowaniu stałego ciśnienia, przy czym entalpia rośnie, gdy ciepło jest doprowadzane do układu, a maleje – gdy jest odprowadzane.

3. Elektroliza – zjawisko rozkładu związków pod wpływem prądu elektrycznego.

Elektroliza jest procesem stosowanym na skalę przemysłową m.in. do:

-produkcji metali: aluminium, litu, sodu, potasu

-produkcji rozmaitych związków chemicznych, w tym kwasu trifluorooctowego, wodorotlenku sodu, potasu, chloranu sodu i chloranu potasu

-produkcji gazów: wodoru, chloru i tlenu.

-galwanizacji - pokrywanie cienką warstwą metalu innego metalu

1. Ogniwo Daniella – ogniwo galwaniczne, w którym pierwsze półogniwo stanowi elektroda cynkowa 

zanurzona w roztworze siarczanu cynku ZnSO₄ (lub ZnCl₂), a drugie elektroda miedziana zanurzona w roztworze siarczanu miedzi CuSO₄ (lub CuCl₂). W ogniwie tym oba półogniwa nie stykają się ze sobą bezpośrednio lecz są połączone kluczem elektrolitycznym, najczęściej wykonanym z roztworu chlorku potasu (KCl) 

W ogniwie tym na elektrodzie cynkowej zachodzi reakcja utleniania cynku:

 . Elektroda cynkowa jest więc anodą.

Katodą jest natomiast elektroda miedziowa na której zachodzi proces redukcji: . 

1. Ogniwo Volty - płytki: cynkowa i miedziana, zanurzone w roztworze wodnym kwasu siarkowego (VI) H₂SO₄.

Obwód zamknięty: - Zn | H₂SO₄ | Cu +. 

Kwas siarkowy występuje w roztworze w formie zdysocjowanej:

H₂SO₄ + 2 H₂O ⇌ 2 H₃O⁺ + SO₄^2-.

Na elektrodzie cynkowej zachodzi utlenianie jej materiału do kationów Zn²⁺, które przechodzą do roztworu, gdzie przeciwjonami dla nich są aniony siarczanowe SO₄^2-, pochodzące z dysocjacji kwasu siarkowego.

Na elektrodzie miedzianej zachodzi reakcja redukcji jonów hydroniowych do gazowego wodoru.

elektroda cynkowa: Zn → Zn²⁺ + 2e

elektroda miedziana: 2 H⁺ + 2e → H₂

Zaś jony siarczanowe nie uczestniczą w gruncie rzeczy w całym procesie, spełniając tylko rolę przeciwjonów dla jonów hydroniowych i cynkowych.

W skrócie: Ogniwo Volty można przedstawić schematycznie jak na rysunku powyżej: jest to układ dwóch różnych metali zanurzonych w tym samym elektrolicie, np. z płytki cynkowej i miedzianej zanurzonych w roztworze kwasu siarkowego. Takie ogniwo stanowi źródło napięcia. Napięcie takie ma określoną wartość zależną od rodzaju metali i elektrolitu. Jeżeli tylko utworzymy obwód zamknięty z tych dwóch metali i elektrolitu, to w obwodzie takim (suma napięć różna od zera) popłynie prąd (będzie płyną dopóty, dopóki nie zużyje się płyta cynkowa). 

1. Ogniwo paliwowe to ogniwo generujące energię elektryczną z reakcji utleniania stale dostarczanego do niego z zewnątrz paliwa. W odróżnieniu od ogniw galwanicznych (akumulatory, baterie), w których energia wytwarzanego prądu musi zostać wcześniej zgromadzona wewnątrz tych urządzeń (co znacznie ogranicza czas ich pracy), ogniwa paliwowe nie muszą być wcześniej ładowane. Wystarczy tylko doprowadzić do nich paliwo.

Ogniwo metanolowe (metanol jako paliwo jest dostarczany do ogniwa)

katoda (redukcja): 1,5O₂ + 6H⁺ + 6e^- → 3H₂O

anoda (utlenianie): CH₃OH + H₂O → CO₂ + 6H⁺ + 6e^-

1. Akumulator – ogniwo pracujące odwracalnie, tzn. jako ogniwo galwaniczne dostarcza energii elektrycznej, pod wpływem zewnętrznego źródła prądu staje się elektrolitycznym i ulega naładowaniu.

Akumulator (kwasowo-)ołowiowy

Składa się z elektrody ołowiowej oraz elektrody pokrytej ditlenkiem ołowiu PbO₂, zanurzonych w roztworze stężonego H₂SO₄.

anoda (utlenianie): Pb + SO₄²⁻ ⇌ PbSO₄ + 2e⁻ 

katoda (redukcja): PbO₂ + SO₄²⁻ + 4H⁺ + 2e⁻ ⇌ PbSO₄ + 2H₂O  

W wyniku reakcji zużywa się kwas siarkowy. Ładowanie akumulatora polega na podłączeniu do elektrod źródła prądu.

elektroda ołowiowa: Pb²⁺ + 2e = Pb

elektroda pokryta PbO₂: Pb²⁺ + 2H₂O = PbO₂ + 4H⁺ + 2e

Obie reakcje odtwarzają kwas siarkowy (VI) i dlatego stężenie elektrolitu rośnie.

1. Elektroliza 2 - ogólna nazwa na wszelkie zmiany struktury chemicznej substancji, zachodzące pod wpływem przyłożonego do niej zewnętrznego napięcia elektrycznego. Elektroliza zachodzi w układach, w których występują substancje zdolne do jonizacji, czyli rozpadu na jony. Proces elektrolizy jest napędzany wymuszoną wędrówką jonów do elektrod, zanurzonych w substancji, po przyłożeniu do nich odpowiedniego napięcia prądu elektrycznego. 

Elektroliza CuCl₂:

- katoda (redukcja): Cu²⁺ + 2e = Cu

+ anoda (utlenianie): Cl^- -e = 1/2Cl₂↑

Elektroliza HCl:

- katoda (redukcja): H⁺ +e = 1/2H₂↑

+ anoda (utlenianie): Cl^- -e = 1/2Cl₂↑

Elektroliza H₂SO₄:

- katoda (redukcja): H⁺ +e = 1/2H₂↑

+ anoda (utlenianie): H₂O – 2e = 1/2O₂ ↑+ 2H⁺

W wyniku elektrolizy w takich roztworach następuje w istocie rozkład wody, a stężenie kwasu ulega stopniowo zwiększeniu.

Elektroliza NaCl:

- katoda (redukcja): Na⁺ + e = Na

Na + H₂O = NaOH + 1/2H₂

+ anoda (utlenianie): Cl^- -e = 1/2Cl₂

*elektroliza soli, żeby otrzymać ph=7, ph>7 i ph<7

- katoda: 2H₂O + 2e⁻ = H₂ + 2OH⁻

+ anoda: 2Cl⁻ = Cl₂ + 2e⁻

 

-przed elektrolizą pH=7

-po elektrolizie pH>7 (na katodzie wydzielą się jony OH⁻ odpowiedzialne za zasadowy odczyn roztworu) dok.

1. Wodór elektrolityczny – jest to wodór najwyższej czystości otrzymywany poprzez elektrolizę wody.

Elektrolityczny rozkład wody jest możliwy po rozpuszczeniu w niej kwasów tlenowych lub NaOH lub KOH. Przestrzenie katodowe muszą być tak skonstruowane, aby zapobiec zetknięciu się wydzielających się gazów – tlenu i wodoru.

1. I Prawo Faradaya określa wpływ czasu elektrolizy t [s] i stężenia prądu I [A] na wydzieloną masę M [g]

M = k * I * t

k – współczynnik proporcjonalności

II Prawo Faradaya podaje zależność równoważnika elektrochemicznego k od rodzaju substancji )ładunku jonu z i masy molowej M wydzielanego pierwiastka)

$$\mathrm{k = \ }\frac{\mathrm{M}}{\mathrm{z\ *\ F}}$$

F = 96 500 C - stała Faradaya

Prawo Faradaya – masa substancji wydzielonej w wyniku elektrolizy na dowolnej elektrodzie jest proporcjonalna do ładunku przepływającego przez elektrolit i masy molowej, a odwrotnie proporcjonalna do ładunku jonu ulegającego elektrolizie.

1. Twardość wody to właściwość wody wynikająca z obecności w wodzie składników mineralnych, głównie węglanów, wodorowęglanów; chlorków, siarczanów(VI) oraz krzemianów wapnia i magnezu.

Wyraża się w milimolach jonów wapnia i magnezu na dm³ wody lub stopniach niemieckich lub stopniach francuskich.

Podział twardości wody:

-nietrwała (przemijająca, węglanowa) - jest generowana przez wodorowęglany, węglany, wodorotlenki Ca i Mg

usuwanie: Ca(HCO₃)₂ ⇌ CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑

Mg(HCO₃)₂ ⇌ MgCO₃↓ + H₂O + CO₂↑

-trwała - jest generowana przez inne związki Ca i Mg (azotany, siarczany, chlorki)

usuwanie: Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃↓

Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃↓

Metody usuwania twardości wody:
– termiczna – polega na gotowaniu wody, w rezultacie czego wytrąca się tzw. kamień kotłowy,
– sodowo-wapienna – do wody dodaje się dokładnie określoną ilość wodorotlenku wapnia i sody,
– fosforanowa – twardość usuwana jest przy pomocy ortofosforanu (V) sodu,
– jonitowa – (dla wód przemysłowych) polega na zastosowaniu jonitów (kationitów i anionitów).

1. Działanie katalizatora samochodowego (reaktor katalityczny)

Działanie reaktora opiera się na reakcji substancji zawartych w spalinach z katalizatorem. Polega to na tym, że pewne związki (katalizatory) pobudzają odpowiednie reakcje chemiczne same nie biorąc w nich udziału, a więc nie zużywając się.

Istnieją odpowiednie katalizatory przeznaczone do pojazdów z silnikiem Diesla pozwalające na całkowite utlenienie CO i niedopalonych węglowodorów (z paliwa). Używany w samochodach z silnikiem o zapłonie iskrowym katalizator trójfunkcyjny składa się z monolitu (ceramicznego lub metalowego), na który naniesiono tlenek glinu Al₂O₃ oaz metal/e szlachetne: Pt, Pt + Pd, Pt + Pd + Rh

1. Otrzymywanie i zastosowanie wodoru (i) gazu syntezowego

Źródła wodoru: ropa naftowa, gaz naturalny, węgiel kamienny, inne surowce chemiczne: rudy metali

Otrzymywanie:

-z gazu ziemnego metodą reformingu parowego

CH₄ + H₂O → CO + 3 H₂ /kat. NiO₂

-przepuszczenie pary wodnej nad koksem

C + H₂O → CO + H₂

-elektroliza wody:

dysocjacja elektrolityczna: 2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

- katoda: 2H₃O⁺ + 2e = H₂ + H₂O

+ anoda: 2OH^- - 2e = 1/2O₂ + H₂O

Zastosowanie:

Gaz syntezowy przerabiany jest na produkty bardzo istotne z punktu widzenia wytwarzania energii:

-metanol CH₃OH, który może służyć jako paliwo alternatywne lub tlenowy komponent do benzyn,

-benzynę syntetyczną lub olej napędowy,

-wodór z gazu syntezowego jest ważnym surowcem w niektórych procesach przeróbki ropy naftowej na paliwa.

1. Spalanie wodoru

2H₂ + O₂ -> 2H₂O

Ogniwo paliwowe – polimerowe. Zawiera płyty grafitowe.

+ anoda (utlenianie wodoru): 2H₂ -> 4H⁺ + 4e

- katoda (reakcja tworzenia wody): O₂ + 4H⁺ + 4e -> 2H₂O

1. Różnica w budowie diamentu i grafitu

Grafit ma strukturę warstwową – w danej warstwie każdy atom C połączony jest z trzema innymi atomami C wiązaniami kowalencyjnymi. Stąd liczba sąsiadów, zwana liczbą koordynacyjną (LK), wynosi 3. Warstwa jest złożona z sześcioboków foremnych.

W diamencie każdy atom C połączony jest z czterema innymi atomami C wiązaniami kowalencyjnymi. Atomy są równomiernie rozmieszczone w przestrzeni – znajdują się w narożach tetraedru. Liczba koordynacyjna wynosi zatem 4. Kryształ taki stanowi więc jedną wilka cząsteczkę.

1. Otrzymywanie gazu syntezowego 2

Metoda Fishera-Tropscha

CO + H₂ -> C_mH_n, CO₂, H₂O

1. Metody zapobiegania efektu cieplarnianego

Na emisję CO2, a zatem efekt cieplarniany, można wpływać przez:

-zmianę paliwa – np. produkcja benzyny syntetycznej (jest to proces katalityczny, w wyniku którego otrzymuje się mieszaninę węglowodorów zgodnie ze schematem reakcyjnym),

-poprawę efektywności spalania – wytwarzają się mniejsze ilości CO₂ przy zużyciu tej samej ilości węgla kamiennego,

-zastosowanie alternatywnych źródeł energii – energia wiatrowa, słoneczna, geotermalna, spalanie biomasy,

-wychwyt i składowanie CO₂ (metoda CCS) - patrz punkt następny.

1. Technologia wychwytywania i magazynowania CO₂ (CCS) pozwala na wyeliminowanie emisji dwutlenku węgla pochodzącego ze spalania paliw kopalnych (węgla, ropy, gazu). Wychwycony dwutlenek węgla zostaje skompresowany, następnie przetransportowany za pomocą gazociągu do wyznaczonego miejsca magazynowania, gdzie pod wysokim ciśnieniem zostaje wtłoczony pod ziemię.

Miejsca magazynowania dwutlenku węgla zostają wyznaczone w taki sposób, by uniemożliwić jego wydostanie się na powierzchnię (zostaje on wtłoczony pod nieprzepuszczalną warstwę skalną), np. tereny podmorskie, głębokie nieużywane pokłady solankowe, wyczerpane złoża ropne i gazowe, głębokie i nieeksploatowane złoża węglowe.

1. Wzory wszystkich tlenków azotu (+gaz cieplarniany czy spalina?)

tlenek azotu(I) (N₂O) - gaz cieplarniany

tlenek azotu(II) (NO) - składnik paliw (zanieczyszczenia)

tlenek azotu(III) (N₂O₃

tlenek azotu(IV) (NO₂) - gaz cieplarniany; kwaśne deszcze; smog fotochemiczny

tlenek azotu(V) (N₂O₅)

tlenek azotu(VI) (NO₃) - kwaśne deszcze

heksatlenek diazotu (N₂O₆)

1. Smog londyński spowodowany jest przez pyły zawieszone w powietrzu oraz tlenki siarki wytwarzane przez energetykę, prowadzące do tworzenia H₂SO₄ w obecności mgły.

Smog fotochemiczny występuje w miastach o dużym nasłonecznieniu oraz z dużą liczbą pojazdów.

NO₂ + hv = NO + O

O + O₂ = O₃

1. Zmniejszenie emisji spalin ze źródeł stacjonarnych (metoda pierwotna + metoda wtórna)

Redukcja emisji tlenków azotu (odazotowanie gazów spalinowych) odbywa się za pomocą metod pierwotnych i wtórnych.

Metody pierwotne obejmują rozwiązania stosowane w strefie, w której powstają tlenki azotu, np. bezpośrednio w objętości komory spalania. Pozwalają one na ograniczenie emisji tlenków o ponad 30%. Jednak efekt ten nie jest dostateczny by spełnić wymogi prawne. W związku z powyższym, stosowane są

metody wtórne - główną z nich jest technologia selektywnej redukcji katalitycznej . Sercem instalacji jest katalizator powodujący przemianę chemiczną tlenków azotu, który sam jej nie ulega podczas reakcji. Gazy spalinowe doprowadzane do reaktora łączone są z mieszaniną amoniaku i powietrza.

1. A/F dla silników benzynowych

A/F = masa powietrza zużywanego przez silnik / masa paliwa zużywanego przez silnik.

W miarę wzrastania A/F ilość zanieczyszczeń maleje.

Dla silników Diesla A/F = 22.

1. Otrzymywanie tlenu

-skroplenie i destylacja frankcjonowana powietrza (powietrze spręża się adiabatycznie i rozpręża, co powoduje skroplenie; odparowanie)

-metoda elektrolizy wody

dysocjacja elektrolityczna: 2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

- katoda: 2H₃O⁺ + 2e = H₂ + H₂O

+ anoda: 2OH^- - 2e = 1/2O₂ + H₂O

-rozdział powietrza metodą adsorpcji (gromadzenie pewnych cząsteczek na granicy rozdziału faz za pomocą np. sita molekularnego).

1. Niszczenie warstwy ozonowej

Tworzenie ozonu:

NO₂ + hv = NO + O

O + O₂ = O₃

Związki niszczące warstwę ozonową:

-freony (chlorofluorowęglowodory): CFCl₃, CF₂Cl₂, C₂F₃Cl₃

Promieniowanie ultrafioletowe powoduje rozpad freonów, a powstały rodnik Cl reaguje z ozonem. Ostatecznym rezultatem tej reakcji jest powstanie ditlenu.

-tlenek azotu NO

NO + O₃ = NO₂ + O₂

1. Metody oczyszczania gazów odlotowych z elektrowni

-metoda absorpcyjna: neutralizacja SO₂ przy użyciu wodnych zawiesin CaO:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

Ca(OH)₂ + SO₂ + ½ O₂ = CaSO₄↓ + H₂O

-proces redukcji azotu tlenkiem węgla,

-elektrofiltry,

-odsiarczanie – mokra metoda wapienna,

-obniżenie temperatury spalania,

-radioliza gazów odlotowych.