FZ

1. Funkcja stanu

FUNKCJA STANU - jest to funkcja zależna wyłącznie od stanu układu, od obecnego stanu systemu. Zmiana wartości funkcji stanu zależy jedynie od stanu układu i nie od sposobu, w jaki ten układ przeszedł ze stanu pierwszego do stanu drugiego.

2. Dysocjacja
TEORIA DYSOCJACJI - teorie: Arhenius, Broenstand, Lewis.

Arhenius - kwasy dysocjują jony H⁺ a zasady jony OH^-.

Broenstand - kwas jest domem (dawcą protonu) a zasada jego akceptorem.

Lewis - dalsze uogólnienie: kwas jest akceptorem pary elektronowej, a zasada jest domem pary elektronowej.

Wg koncepcji Arheniusa: Jeżeli substancja AB dysocjuje zgodnie z równaniem:

AB A⁺ + B^- to opisuje ją stała równowagi: K = [A⁺] x [B^-] / [AB]

STAŁA DYSOCJACJI (K) - wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu, zależy od temperatury, a nie zależy od stężenia. Dla elektrolitów złożonych każdy etap opisuje inna stała równowagi. Iloczyn K₁ x K₂ x K₃ = K (ogólna = całkowita stała dysocjacji).

STOPIEŃ DYSOCJACJI (α) - wyraża stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do ilości cząsteczek wprowadzonych do roztworu. Może być również wyrażany jako stosunek stężeń cząsteczek zdysocjowanych do całkowitego stężenia elektrolitu. α = N_zdys / N_całk = C_zdys / C_całk

3. Hydroliza
HYDROLIZA - badając odczyn roztworów wodnych różnych soli stwierdzono, że ich pH przyjmuje różne wartości. Zjawisko to spowodowane jest zachodzeniem w roztworze reakcji pomiędzy cząsteczkami soli i wody reakcji hydrolizy.

Hydrolizują w wodzie cząsteczki soli mocnych kwasów i słabych zasad, słabych kwasów i mocnych zasad oraz słabych kwasów i słabych zasad.

O odczynie roztworu soli decyduje różnica mocy kwasów i zasad z których powstała.

Roztwory soli mocnych kwasów i słabych zasad - odczyn kwaśny.

Roztwory słabych kwasów i mocnych zasad - odczyn alkaliczny.

Roztwory słabych kwasów i słabych zasad - o pH decyduje, który z tych związków jest mocniejszym elektrolitem.

4. Liczby kwantowe
LICZBY KWANTOWE - za ich pomocą określamy stan energetyczny elektronów otaczających jądro:

- główna liczba kwantowa - może przyjmować wartości: n = 1,2,3,... (tylko liczby naturalne); główna liczba kwantowa to numer poziomu; główna liczba kwantowa numeruje kolejne poziomy energetyczne dla elektronu, a w praktyce oznacza numer jego orbity; liczbie kwantowej głównej n=1 odpowiada powłowa elektronowa K najniższego poziomu energetycznego, dalszym liczbom kwantowym głównym (n=2,3,4,5,6,7) odpowiadają powłoki - L, M, N, O, P Q; liczba elektronów każdej warstwy jest ograniczona do 2n².

- poboczna (orbitalna) liczba kwantowa - oznacza podpowłokę, którą zajmuje elektron i wskazuje model kątowy rozmieszczenia elektronów. Może przyjmować wartości l = 0,1,2,...,n-1. (0 ≤ l ≤ [n-1]). Maksymalna liczba podpoziomów w każdym poziomie głównym równa jest głównej liczbie kwantowej tego poziomu. Podpoziomy oznaczamy literami s, p, d, f, g. Powłoka K(n=1) ma 1 podpoziom s, powłoka L(n=2) ma 2 podpoziomy s i p, itd.

- magnetyczna liczba kwantowa - określa ruch ładunku elektrycznego na orbitalu będący przyczyną powstania pola magnetycznego. Może przyjmować wartości -l < m < +l.

- magnetyczna liczba spinowa kwantowa - może przyjmować wartości +½ lub -½ ; pokazuje ona w którą stronę skierowany jest spin, czyli wewnętrzny moment pędu elektronu; oznaczana także: ↑ i ↓.

5. Wiązania (wszystkie)
WIĄZANIA JONOWE - wiązanie METAL + NIEMETAL, tworzy się ono wówczas, gdy atomy jednego z reagujących pierwiastków łatwo oddają, atomy drugiego natomiast łatwo przyłączają elektrony.

WIĄZANIA KOWALENCYJNE - wiązanie NIEMETAL + NIEMETAL, każdy z połączonych atomów „korzysta” z jednego elektronu należącego do swojego partnera i w ten sposób uzyskuje pełny oktet elektronowy; wiązanie kowalencyjne polega na istnieniu wiążących par elektronów należących jednocześnie do dwóch sąsiadujących ze sobą atomów.

WIĄZANIA KOORDYNACYJNE - obydwa elektrony składające się na wspólną parę pochodzą od tego samego atomu

WIĄZANIA METALICZNE - wiązanie METAL + METAL

WIĄZANIA WODOROWE - jądro wodoru, czyli proton, należący do jednej cząsteczki może działać silnie na elektrony drugiej cząsteczki, przyciągając je do siebie, w ten sposób jądro wodoru może łączyć dwie cząsteczki wiązaniem - wiązaniem wodorowym.

---