Wymienić rodzaje wiązań, podać przykłady

2) co to są kwasy i zasady wg teorii Arrcheniusa, Brönsteda oraz Lewisa

Teoria Arrheniusa.

Kwas - według klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H₃O⁺ (zmniejsza pH roztworu).

Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH^-. Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych.

W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.

Teoria kwasów i zasad Brønsteda.

Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, kwas to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest donorem, czyli inaczej dostarczycielem jonu wodorowego H⁺.

Z drugiej strony zasada to każdy związek chemiczny, który może być akceptorem, czyli inaczej przyjmującym jon wodorowy. W reakcji kwasu i zasady Brønsteda-Lowry’ego powstaje nowy kwas i nowa zasada. Np. w reakcji:

HA + B ⇌ A⁻ + HB⁺

Związek HA jest kwasem a związek B zasadą. Jon A⁻ jest nową zasadą, a HB⁺ nowym kwasem.

Przykład reakcji:

H₂O + NH₃ ⇌ OH⁻ + NH+4

Związki chemiczne (z wyjątkiem niektórych bardzo mocnych zasad i kwasów) mogą w zależności od warunków pełnić rolę kwasu lub zasady.

Np. H₂O + NH -> OH^- + NH₄⁺ ->> WODA KWASEM

H₂ + H₂O -> H₃O⁺ ->> WODA ZASADĄ

Teoria kwasów i zasad Lewisa.

Kwas to związek chemiczny, który jest akceptorem (przyjmującym) w warunkach danej reakcji parę elektronową (więc zasada jest donorem pary elektronowej).

Definicja nie obejmuje klasycznych kwasów (tj. kwasów protonowych np. HCl), które według teorii Brønsteda-Lowry'ego są kwasami, w myśl definicji Lewisa kwasami nie są. Stanowią one zaś addukty kwasowo-zasadowe.

Definicja Lewisa obejmuje natomiast związki chemiczne, które zachowują się jak kwasy, bo mają silny deficyt elektronów, mimo że w ogóle nie posiadają w swojej strukturze atomu wodoru (np. chlorek glinu). Związki są nazywane kwasami Lewisa.

W przypadku zasad – donor pary elektronowej, definicje Lewisa i Brønsteda-Lowry’ego praktycznie się pokrywają – tzn. nie istnieją takie związki, które by były zasadami według definicji Lewisa, a nie były nimi według definicji Brønsteda-Lowry’ego.

Jeszcze bardziej ogólnym od kwasów i zasad Lewisa podziałem związków chemicznych pod kątem nadmiaru lub deficytu elektronów są pojęcia elektrofila i nukleofila.

3) metody otrzymywania soli oraz ph w roztworze- hydroliza

Hydroliza – jest reakcją podwójnej wymiany, przebiegającą pomiędzy wodą oraz rozpuszczoną w niej substancją.

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 obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe.

- Sól mocnej zasady i słabego kwasu wykazuje odczyn zasadowy

- Sól słabej zasady i mocnego kwasu - odczyn kwaśny

- Sól słabej zasady i słabego kwasu – odczyn obojętny

- Sól mocnej zasady i mocnego kwasu nie ulega hydrolizie

Metody otrzymywania soli

1. metal + niemetal
   2Na + Cl₂ → 2NaCl 
   Fe + S → FeS

2. metal + kwas
   Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ 
   Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂ 
   3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

3. metal + sól 
   Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
   Zn + 2AgNO₃ → Zn(NO₃)₂ + 2Ag

4. tlenek metalu + tlenek niemetalu
   MgO + SO₂ → MgSO₃ 
   K₂O + CO₂ → K₂CO₃

5. tlenek metalu + kwas
   CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O 
   Cr₂O₃ + 3H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O

6. wodorotlenek + tlenek niemetalu 
   Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O
   Mn(OH)₂ + SO₃ → MnSO₄ + H₂O

7. wodorotlenek + kwas
   Fe(OH)₂ + HCl → FeCl₂ + 2H₂O 
   Cu(OH)₂ + 2HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2H₂O

8. wodorotlenek + sól słabej zasady
   NaOH + NH₄Cl → NaCl + NH₃ + H₂O
   2KOH + FeSO₄ → K₂SO₄ + Fe(OH)₂

9. kwas + sól słabego kwasu
   H₂SO₄ + Na₂SiO₃ → Na₂SO₄ + H₂SiO₃ 
   2HClO₄ + FeS → Fe(ClO₄)₂ + H₂S

10. sól + sól 
    NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl
    ZnSO₄ + BaCl₂ → ZnCl₂ + BaSO₄

Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych.

<7 odczyn kwaśny

7 odczyn obojętny

>7 odczyn zasadowy

4) teorie atomistyczne wg Daltona, Thompsona, Rutherforda, Bohra, Schrodringera

Teorie atomistyczne wg Daltona, Thompsona, Rutherforda, Bohra, Schrodringera

• Wg Daltona: atom jest niepodzielną, najmniejszą cząstką materii, a także niepodzielną oraz najmniejszą częścią pierwiastka chemicznego, ale Dalton nie negował dalszego podziału materii. Każdy pierwiastek złożony jest z atomów tego samego rodzaju. Tak wiec, istnieje tyle samo rodzajów atomów, ile rodzajów pierwiastków.

Postulował, że każdy pierwiastek składa się z atomów jednego, unikalnego typu i że te atomy mogą się łączyć, tworząc związki chemiczne.

Według Daltona wszystkie cząsteczki określonej substancji prostej albo złożonej są identyczne, ponieważ zawierają taką samą liczbę takich samych atomów

• Wg Thompsona: odkrył elektrony i doszedł do wniosku , że znajdują się one w każdym atomie. Tym samym obalił tezę, że atomy są ostatecznymi , niepodzielnymi elementami materii. Stworzył pierwszy model struktury atomu, w którym ujemnie naładowane elektrony unoszą się w jednorodnej , dodatnio naładowanej kuli.

• Wg Rutherforda: odkrył on protony i stwierdził że występują one w każdym atomie. Tym samym stworzył nowy model atomu – w którym dodatni ładunek i większość masy atomu są skupione w niewielkim jądrze w jego centrum, a ujemne naładowane elektrony krążą wakół jądra.

• Wg Bohra: na podstawie założeń Rutherforda stworzył nowy model, w którym uwzględnione zostały efekty kwantowe, według tego modelu elektron krąży wokół jądra jako naładowany punkt materialny, przyciągany przez jądro siłami elektrostatycznymi. Przez analogię do ruchu planet wokół Słońca model ten nazwano "modelem planetarnym atomu"

Zatem elektron może krążyć tylko po określonych orbitach zwanych stabilnymi (stacjonarnymi), ponadto – krążąc po tych orbitach – nie emituje promieniowania, mimo że z praw klasycznej elektrodynamiki wynika, że ładunek krążąc po orbicie stale powinien emitować promieniowanie elektromagnetyczne. W tym modelu promieniowanie jest emitowane tylko wówczas, gdy elektron zmienia orbitę.

Jednak model atomu Bohra musiał zostać odrzucony, ponieważ nie dawało się go zaadaptować do opisu atomów posiadających więcej niż dwa elektrony i nie można było za jego pomocą stworzyć przekonującej, zgodnej ze znanymi faktami eksperymentalnymi, teorii powstawania wiązań chemicznych

• Wg Schrodringera : elektron posiada dwoistą naturę: zachowując się raz jak fala, innym razem jako cząstka (korpuskularno - falowa budowa materii).

5) podstawowe cząsteczki elementarne w atomie ( scharakteryzuj masa, ładunek, położenie) 

Proton p	Neutron n	Elektron e
– składnik jądra atomowego - cząstka obdarzona jednostkowym ładunkiem dodatnim – masa ~ 1u – zbudowany z kwarków – z greckiego protos, czyli pierwszy	- składnik jądra atomowego – cząstka pozbawiona ładunku elektrycznego – masa ~ 1u – zbudowany z kwarków – szybki rozpad poza atomem – z łaciny neutrum, czyli obojętne, nijakie	- cząstki poruszające się wokół jądra po powłokach – cząstka obdarzona jednostkowym ładunkiem ujemnym – masa ~ (1/1836)u – trwała cząstka – z greckiego elektron, czyli bursztyn

6) metody otrzymywania tlenków, wodorotlenków, kwasów (np otrzumaj h2no4- konkretny przykład)
Tlenki są to związki tlenu z innymi pierwiastkami.
Otrzymywanie:
1. Bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem
2. Utlenianie tlenków, np.:
2SO₂ + O₂= 2SO₃ 
3. Redukcja tlenków:
CO₂ + C = 2CO
4. Rozkład termiczny (wywołany ogrzewaniem) soli lub wodorotlenków, np.:
CaCO₃  = CaO + CO₂

Wodorotlenki- są to związki zbudowane z jednego atomu metalu i przynajmniej jednej grupy wodorotlenowej. Grupa ta składa się z jednego atomu wodoru i jednego atomu tlenu i zawsze jest jednowartościowa.
Otrzymywanie:
a) Metal+ woda =wodorotlenek+ wodór

np. 2K + 2H₂O ---> 2KOH + H₂
b) Tlenek metalu + woda =wodorotlenek

np. CaO + H₂O ---> Ca(OH)₂

c) Wodorotlenki nierozpuszczalne w wodzie można otrzymać w reakcji wytrącania osadu

np. FeCl₃ + 3 NaOH ---> Fe(OH)₃ + 3NaCl

Kwasy-są to związki składające się z przynajmniej jednego atomu wodoru i tak zwanej reszty kwasowej.

Otrzymywanie:
1. Większość kwasów tworzy się po przez reakcje tlenku kwasowego z wodą (SO₂ + H₂O= H₂SO₃)
2. reakcja strącania osadu (Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2NaCl)
3. Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniego wodorku (H₂S woda H₂Sroztwór wodny)

8) reakcje kwasów z metalami, tlenkami metali i wodorotlenkami. Przykład

Patrz – otrzymywanie soli

9) rodzaje wody i reakcje

Rozróżnia się następujące rodzaje twardości wody:

- twardość węglanowa (T_w)

- twardość niewęglanowa zwana stałą (T_s)

- twardość ogólna lub całkowita (T_o)

Twardość węglanowa (T_w) zwana też przemijającą spowodowana jest obecnością kwaśnych węglanów wapnia i magnezu. Twardość tę można usunąć przez zagotowanie wody.

Twardość niewęglanowa (T_s) spowodowana jest zawartością w wodzie chlorków, azotanów, siarczanów, krzemianów i innych rozpuszczalnych soli wapnia i magnezu.
Łączenie się jonów Ca²⁺, Mg²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺ traktuje się jako twardość ogólną T_o – twardość węglanowa i niewęglanowa.

METODY ZMIĘKSZANIA WODY: (nie trzeba chyba reakcji umieć)

- wapienno sodowa; dodatek wodorotlenku wapniowego i węglanu sodowego („soda”) usuwa twardość węglanową:

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O,

2Ca(OH)₂ + Mg(HCO₃)₂ → Mg(OH)₂↓ + 2CaCO₃↓ + 2H₂O

oraz niewęglanową:

Ca(OH)₂ + MgSO₄ → Mg(OH)₂↓ + CaSO₄↓,

Na₂CO₃ + CaSO₄ → CaCO₃↓ + Na₂SO₄,

- fosforanowa; dodatek fosforanu sodowego usuwa oba rodzaje twardości:

2Na₃PO₄ + 3Ca(HCO₃)₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaHCO₃,

2Na₃PO₄ + 3CaSO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 3Na₂SO_4;

Metoda ta ze względu na wysoki koszt fosforanów jest stosowana raczej jako odmiękczanie

- wymiany jonowej; zastosowanie wymieniaczy jonowych – jonitów nieorganicznych (permutyty) lub organicznych (wofatyty) – pozwala na dwustopniowe odsolenie wody:

Wymiana kationu

Kt-H₂ + CaSO₄ → Kt-Ca + H₂SO₄,

Gdzie Kt-H₂ – kationit w postaci wodorowej,

Wymiana anionu

An-(OH)₂ + H₂SO₄ → An-SO₄ + 2H₂O

10) podaj reakcje dysocjacji elektrolitów wody

Cząsteczka wody ulega dysocjacji zgodnie ze schematem:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Dysocjacja to proces odwracalny,

11)podaj definicje iloczynu jonowego i wartości w tem 25 stopni C

Iloczyn stałej dysocjacji wody i równowagę stężenia molowego wody (ok.55,5) można uważać za stałą, zależną jedynie od temperatury. Nosi ona nazwę iloczynu jonowego wody K_W, którego wartość w temperaturze standardowej (25˚C) wynosi:

K_W = C_H + C_OH = 10^-14

13) Definicja ph- Ph= ilog[h+] 

Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

Czyli ujemny logarytm dziesiętny aktywności jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Søren Sørensen w 1909 r. Oryginalnie pH zostało zdefiniowane jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych (H⁺). 

<7 odczyn kwaśny

7 odczyn obojętny

>7 odczyn zasadowy

14) dysocjacja elektrolityczna

Dysocjacja elektrolityczna wody – rozpad cząsteczki wody na kilka części prostych.

Cząsteczki wody, ze względu na znaczny udział wiązania atomowego pomiędzy atomami tlenu i wodoru, tylko w niewielkim stopniu ulegają dysocjacji. Cząsteczka wody ulega dysocjacji zgodnie ze schematem:

H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Dysocjacja to proces odwracalny, zgodnie z prawem mas stała dysocjacji elektrolitycznej wody K_w jest równaniem:

15) co to jest elektrolit - . Elektrolitami są roztwory kwasów, zasad i soli. Im bardziej wiązanie jest spolaryzowane tym łatwiej następuje dysocjacja.

Miarą mocy elektrolitów jest stopień dysocjacji:

α=$\frac{N}{\text{No}}$

gdzie N- liczba cząsteczek zdysocjowanych substancji rozpuszczonej

N_o- liczba ogólna cząsteczek substancji rozpuszczonej

Stopień dysocjacji elektrolitów zależy od:

- rodzaju substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika,

- temperatury substancji rozpuszczonej; ze wzrostem stężenia maleje.

17) co to jest hydratacja

Hydratacja – uwodnienie – jest to proces, w wyniku którego woda zostaje chemicznie związana. Wyróżnia się hydratację soli i hydratację jonów. Procesy hydratacji odgrywają ważną rolę podczas wiązania mineralnych spoiw budowlanych, a niekiedy są utożsamiane z wiązaniem spoiwa, np. hydratacja cementu.

Podczas hydratacji soli cząsteczki wody – jako woda krystalizacyjna mogą zostać wbudowane w strukturę kryształu: - - bezpośrednio – jako woda sieciowa

- jako woda konstytucyjna – po rozbiciu cząsteczki wody w postaci grup wodorotlenowych