1. 3Ca(OH)2 + 2H3PO4-->Ca3(PO4)2 +6H2O

2. Rzad wiązania to parametr charakteryzujący wiązanie chemiczne, określa się jako połowę l. elektronów obsadzających orbitale wiążące pomniejszone o l. elektronów obsadzających orbitale antywiążące.

Stała równowagi reakcji - 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.

mA + nB ⇌ pC + qD

3. Katalizator - to substancja chemiczna, która dodana do układu przyspiesza, opóźnia lub umożliwia zajście reakcji chemicznej, sama nie reagując., np. Katalizator nośnikowy naniesiony jest na niebiorący w reakcji składnik (np. katalizator samochodowy)

Katalizator dodatni – zwiększa szybkość przebiegu reakcji

Kat. Ujemny zmniejsza szybkość

4. Punkt Równoważnikowy – (PR) – punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem. Punkt końcowy (PK) – PR wyznaczone doświadczalnie. Należy starać się aby PK = PR, gdyż wtedy miareczkowanie pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu.

5. Autodysocjacja wody - samorzutna autodysocjacja cząsteczek wody pozostających w stanie ciekłym. Proces ten ma duże znaczenie praktyczne – decyduje m.in. o zdolności wody do rozpuszczania substancji jonowych a stała równowagi tej reakcji stanowi podstawę skali pH. 2H2OH3O+ + OH- .

Iloczyn jonowy wody - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocjacji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

6. Sposoby wyznaczania : *błękit tymolowy, *oranż metylowy B, *zieleń bromokrezolowa, *błękit bromotymolowy, *czerwień krezolowa A, * Fenoloftaleina, * błękit nilu, *Tropeolina OA .

7. Amfoteryczność - to zdolność związku chemicznego do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolność związków chemicznych do bycia w jednych reakcjach kwasami a w innych zasadami. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami.. np. Np. jon glinu Al3+ w silnie kwaśnych roztworach tworzy sole, np. AlCl3 (przy nadmiarze chlorków tworzy kompleksy), w środowisku słabo kwaśnym i obojętnym strąca się słabo rozpuszczalny wodorotlenek Al(OH)3, który w alkalicznym środowisku rozpuszcza się z wytworzeniem jonów glinianowych, np. [Al(OH)4]-.

8. związki kompleksowe – (inaczej kompleksy, związki koordynacyjne) to związki chemiczne, w których można wyróżnić jeden lub więcej atomów centralnych, otoczonych przez inne atomy lub ich grupy zwane ligandami, przy czym przynajmniej jedno wiązanie atomu centralnego z ligandem ma charakter wiązania koordynacyjnego., np. Wg zaleceń IUPAC nazwy ligandów o ładunku ujemnym powinny kończyć się na "o", natomiast nazwy ligandów obojętnych nie mają zmienianych końcówek. Przykłady: cząsteczka H2O - akwa (dawn. akwo); cząsteczka NH3 - amina (dawn. ammino); grupa CN- - cyjano; grupa NO2- - nitrito-N (dawn. nitro).

9. Utlenianie – wzrost dodatniego stopnia utlenienia, substancja oddaje elektrony , np. 3S+4 - 6e- --> 3S+6

Redukcja – wzrost ujemnego stopnia utlenienia, substancja przyjmuje elektrony, np. Cl+5 + 6e- --> Cl-

10. Elektroda odniesienia (porównawcza) - elektroda o stałym, dobrze odtwarzalnym potencjale, względem której mierzy się potencjały innych elektrod;, np. elektroda Ag/AgCl

11. Ładowanie 2PbSO4(s) + 2H2O(c)  Pb02 + Pb(s) + 2H2SO4(c) Akumulator ołowiowy ładuje się stałym napięciem, czyli ze zmieniającą się wartością prądu. Elektrody ołowiowe i elektrolit, składający się z kwasu siarkowego dają napięcie ogniwa 2 ,2V(nie powinna spaść do 1,8 V w czasie pracy). Ogniwa te łączy się najczęściej w baterie, składające się z 3 lub 6 ogniw. Maksymalny prąd ładowania nie powinien nigdy przekroczyć 1/3 pojemności akumulatora ołowiowego

Praca: 2PbSO4(s) + 2H2O(c)  Pb02 + Pb(s) + 2H2SO4(c). Rozładowanie Największą zaletą akumulatora ołowiowego jest możliwość rozładowania dużymi prądami w krótkim czasie. Normalnie akumulator ołowiowy z zaworem regulacyjnym może być krótkotrwale (5 sek.) obciążony prądem odpowiadającym 15 krotnej pojemności akumulatora. Maksymalny ciągły pobór prądu nie powinien przekraczać 3 krotnej pojemności.

12. Korozja- proces niszczenia metali i ich stopów na skutek reakcji chemicznych lub elektrochemicznych podczas zetknięcia tych materiałów ze środowiskiem ciekłym lub gazowym , może tez być w materiałach niemetalicznych(utwardzanie, rozpuszczanie). Korozja polega na reakcji utleniania- redukcji- metal jest utleniany

Korozja ze względu na jej mechanizm: chemiczna(przez metal podczas reakcji z czynnikiem korozyjnym nie przepływa prąd elektryczny, wymiana elektronów między metalem a utleniaczem przebiega w środowisku nie wykazującym przewodnictwa jonowego) elektrochemiczna(proces niszczenia metalu związany z przepływem prądu elektrycznego przez granicę faz metal-roztwór elektrolit, spowodowany działaniem lokalnych ogniw galwanicznych)

Korozja (ze względu na środowisko): atmosferyczna, w wodach(wody morskie ale i słodkie, przemysłowe), w glebach(korozja ziemna, porowatość gleby sprzyja zatrzymaniu wody i jej napowietrzaniu)

Korozja ze względu na rodzaj zniszczeń: równomierna, miejscowa, plamista , wżerowa, punktowa, podpowierzchniowa, miedzy- i śródkrystaliczna

13. Prawo działania mas w stanie równowagi chemicznej (T const) stosunek iloczynów stężeń molowych produktów reakcji do stosunku iloczynów stężeń molo substratów jest stałe, wartość stężenia produktów i substratu należy podnieść do potegi równej współczynnikowi stechiometrycznemu danego reagentu.

Reguła przekory - Wpływ zmian stężenia reagentów, ich ciśnienia oraz temperatury na stan równowagi reakcji, określa jakościowo reguła Le Chateliera-Brauna, zwana też regułą przekory.

Reguła ta brzmi; jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu bodźca zewnętrznego (tj. zmiana stężenia reagentów, zmiana ciśnienia lub temperatury), to w układzie tym zajdą takie przemiany, które działanie tego bodźca zmniejszą..

Reguła przekory pozwala przewidzieć wpływ zmian stężenia jednej z substancji uczestniczącej w reakcji na stan równowagi chemicznej układu.

14. Inhibitor , substancje hamujące przebieg procesu korozyjnego, podział , anodowy(tworzą z jonami rozpuszczającego się metlu trudno rozpuszczalne związki) które pasywują powierzchnię metalu np. azotyny NO2, chromiany CrO4), katodowe(działają przez zmniejszenie aktywnej powierzchni elektrod albo zmniejszenie stężenia czynnika określającego szybkość procesu katodowego) mieszane (związki organiczne zawierające w cząsteczce atm siarki lub azotu, absorbują na całej powierzchni metalu)

15. miareczkowanie- jedna z metod obliczania zawartości składnika oznaczanego z liczbytitranta o znanym stężeniu, dodawanego z biurety do roztworu analitu do osiągalnego punktu równoważnikowego. ,

skok miareczkowania – zmiana wartości pH po dodaniu jednej kropli roztworu titr anta następująca w pobliżu punktu równoważ. Reakcji miareczkowania, jego wielkość zależy od stężenia substancji reagujących

16. wykładnik stężenia jonów wodorowych – inaczej pH , ujemny logarytm dziesiętny ze stżenia jonów wodorowych pH < 7 – roztwory kwaśne

pH = 7 - roztwory obojętne

pH > 7 – roztwory zasadowe.

17. 1 Prawo Faradya – masa wydzielonej substancji na elektrodach podczas elektrolizy jest proporcjonalne do natężenia prądu i czasu trwania elektr. M=k i t

2 Prawo Faradaya – ta sama ilość ładunku elektr Q wydziela na elektrodach masy substancji proporcjonalne do ich równoważników elektrochemicznych tym samym do ich mas równoważnikowych. M1/m2 = k1/k2 = R1/R2

18. hydroliza - soli, rozkład substancji pod wpływem wody. Hhydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i słabych zasad. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad.

zobojętnianie – reakcja polegająca na łączniu się jonów wodorowych H+ z jonami hydroksylowymi OH- na niezdysocjowane cząsteczki wody, które wykazują odczyn obojętny. Drugim produktem reakcji jest sól.

Na+ + OH- + H+ + Cl- _ Na+ + Cl- + H2O

OH- + H+ _ H2O

19. rodzaje reakcji

- ze względu na typ zachodzącej reakcji: syntezy tworzenie nowej substancji z dwóch lub więcej innych, 3 H2 + N2 2 NH3

C + O2 CO2

analizy rozkład substancji złożonej na dwie lub więcej nowych substancji NH4HCO3 CO2 + H2O + NH3

CaCO3 CaO + CO2, wymiany polega na wymienieniu cząstek, wolnych rodników, atomów, jonów CuO + H2 Cu + H2O

- rodzaj wymienianych cząstek

kompleksowania AgCl + 2 NH3 H2O [ Ag(NH3)2 ]+ + 2 H2O

nitrowania C6H6 + HNO3 C6H5NO3 + H2O

utleniania i redukcji

- efekt cieplny reakcji

wydziela się energia w postaci ciepłaC3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O - Q

endotermiczne reakcje biegnące z pobraniem ciepła z otoczenia CaCO3 CaO + CO2 + Q

20. rodzaje roztworów

Ze względu na stan skupienia wyróżniamy roztwory:

-gazowe: np. powietrze

-ciekłe: np. ocet, mleko

-stałe: np. szkło, stopy metali

Ze względu na zawartość substancji rozpuszczonej w roztworze:

-roztwory nasycone

-roztwory nienasycone

-roztwory przesycone

Roztwory:

-właściwe

-koloidalne

21.elektroliza Elektroliza jest procesem wymuszonym, który przebiega w przewodniku elektrolitycznym, gdzie nośnikami ładunków elektrycznych są zarówno jony dodatnie (kationy) jak i ujemne (aniony). Ruch ładunków elektrycznych jest wymuszony poprzez podłączenie zewnętrznego źródła prądu stałego do elektrod zanurzonych w ciekłym przewodniku jonowym.

reakcja katodowa Na+ + e --> Na

reakcja anodowa 2Cl- --> Cl2 + 2e

2Na+ + 2Cl- --> 2Na + Cl2

*jest to proes wymuszony ponieważ wymaga dostarczenia energii do układu. Komórka elektrolityczna składająca się z naczynia w którym znajduje się ciekły przewodnik jonowy, w którym zanurzone są elektrody metaliczne połączone drutami łącznikowymi z zewnętrznym źródłem prądu. Taka komórka nazywa się elektrolizerem.

Gdy elektrody w elektrolizerze połączonym ze źródłem prądu stałego wtedy chaotyczny ruch jonów zmieni się w uporządkowany pod wpływem pola elektrycznego. Jony dodatnie poruszają się w kierunku atody a ujemne anody.

22.roztwór buforowy – roztwór wykazujący stałe stężenie jonów wodorowych, praktycznie niezależne od rozcieńczania roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej mieszaniny słabych kwasów i ich soli z mocną zasadą lub słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem. Np. bufor octanowyc

23.normalna elektroda wodorowa- , umowny punkt odniesienia przyjęty w równaniu Nersta. Jest to naczynie zawierające roztwór , w którym znajdują się jony wodorowe o dużym stężeniu. W roztworze zanurzona jest platynowa blaszka omywana od dołu gazowy wodorem pod odpowiednim ciśnieniem. szereg napięciowy-potencjały normalne różnych elektrod zestawione w tabeli i uszeregowane według wzrastających wartości. Stanowi on fragment ogólnego szeregu elektrochemicznego.

24. nukleofilowość - Wzrost ładunku ujemnego . Rośnie przechodząc w lewo grup i dół okresów. Nukleofil – to cząsteczka lub grupa, która, jak sama nazwa wskazuje, "lubi" dodatnio naładowane jądra innych atomów. Sama posiada nadmiar elektronów i w odpowiednich warunkach jest skłonna się nimi podzielić, czyli być ich donorem. Nukleofilami są wszystkie zasady.

Elektrofilowość/ Elektrofil – to cząsteczka lub grupa która, jak sama nazwa wskazuje, "lubi" elektrony, czyli sama posiada ich niedomiar i w odpowiednich warunkach jest w stanie je przyjąć, czyli być ich akceptorem. Elektrofilami są wszystkie kwasy

25.Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on związek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania

26. alkalimetria – oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady ,

acydymetria – oznaczanie zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu