BUDOWA ATOMU

CZĄSTKI ELEMENTARNE- jądra(proton, neutron-nukleon), powłoki elektronowe(elektron) _Z^AX A – liczba masowa (liczba n, po odjęciu liczby atomowej) Z-liczba atomowa (liczba p,e)

IZOTOPY- są to atomy tego samego pierwiastka posiadające tą samą liczbę atomową, różniące się l. masowa (róznią się właściwościami fizycznymi)

IZOBARY- takie same l. masowe ale rożne l. atomowe

STABILNOŚĆ- rozkład nukl. Jest korzystny pod wzg. Energetycznym (bardzo stabilne-przysta liczba n i p; stabilne- jadra pierw. Lekkich, w przybliżeniu taką sama liczbe n i p; wraz ze wzrostem masy jądra wzrasta nadwyżka n nad p)

PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ- jest to zdolność do samorzutnej przemiany w inny atom przez wysłanie prom.( prom α- gdy jądro jest zbyt ciężkie (l.masowa<210) ₂⁴α; prom β⁺- prom. Pozytonów ₊₁⁰β- gdy jest więcej p niż n; prom β⁻ -prom elektronów- ₋₁⁰β wiecej n niż p; prom γ- prom Elek.-magnetyczne)

ELEKTRON- charakter dualistyczny- korpuskularny i falowy; nie można równocześnie określić położenia i pędu e; miejsce prawd.(miara gęstości ładunku ujemnego) –ORBITALE- najmniejszy obszar przestrzeni wokół jądra)

RÓWNANIE FALOWE- $\psi + \frac{8\pi^{2\ }m}{h^{2}}\left( E - U \right)\psi = 0$

Elek. może znajdować się w jednym z wielu stanów kwantowych(nie emituje się i nie pochłania się energii w sposób ciągły) zmiana stanu wiązę się z emisja lub absorpcją energii

KRĘT-moment pędu- ruch po okręgu 2l+1 ; SPIN –właściwości magnetyczne Elek.

Kształt chmury elektronowej zależy od stanu kwantowego- (sferyczna, figury przez obrót 8 innych figur) LICZBY KWANTOWE określają stan energetyczny AT.

ENERGIA ELEKTRONU E_h=$\frac{1}{n^{2}} \bullet \frac{2\text{πe}^{2}m}{h^{2}}$

STAN PODSTAWOWY stan o najniższej energii STAN WZBUDZONY inne stany energetyczne

POWŁOKA ELEK. Jest to zbiór wszystkich stanów kw. O tej samej wartości liczbie kw. Głównej(n) 2n²

(1-K, 2-L,3-M,4-N,5-O) decyduje o rozmiarach orbitali

PODPOWŁOKA ELEK.-zbiór stanów o tej samej l. kw. Głównej i pobocznej(l)( decyduje o kształcie orbitali) 4l+2- l. stanów na tej podpow. (0-s,1-p,2-d,3-f, 4-g)

MAGNETYCZNA LICZBA KW. (m)- 2I+1 orientacja przestrzenna orb.

POZIOM ORBITALNY- zbiór st. Kw. O tych samych wart. Głównej, pobocznej i magnetycznej l.kw (każdy ma dwa stany kwantowe różniące się orientacją przestrzenna spinu)

SPINOWA L.KW.(s) kwantuje spin elektronu

KONFIGURACJA ELEKTRONOWA- przypisanie e poszczególnym podpowl. Przypisanie liczby kw. n i l np. 3p⁵ 3- gł. L. kw ; p – symbol podopowl. ; 5- l. e na powłoce. Strzałki (I) – określają e zajmujący zajmujące dany poziom- jak największa liczba nie sparowanych e(mają jednakowy spin);(II)- różne wart. spinu Elek.- pary tworzą się dopiero po zapełnieniu wszystkich poziomów ZAKAZ PAULIEGO- na każdym poziomie orb. Mogą znajdować się tylko 2 e. Każdy stan może być zajęty tylko przez 1 e. w jednym AT. Nie mogą istnieć 2 e o tych samych 4 li. Kw.

LICZBA ELE. WALENCYJNYCH pierw grup gł. Jest równa z nr danej gr.

WIĄZANIA CHEMICZNE

PRZYCZYNA WIĄZAŃ- dążność do zmniejszenia posiadanej energii

TEORIA WIĄZAŃ – REGUŁA OKTETU- opiera się na strukturze Elek. Pier. VIII GR.- GAZY SZLACHETNE- atomy łączące się w zw, uzyskują konfiguracje Elek. Najbliższego G.SZ. uczestniczą w tym gł. Elektrony Walencyje posiadające najwyższy poziom energii.

pierw.gr gł (ns i np.)- odebranie (EN. JONIZACJI) lub pobranie elektronu wal. (POWINOWACTWO ELEK.)

2)pierw.gr pobocznych (ns i (n-1)d)

WIĄZANIE JONOWE- elektrostatyczne przyciganie się jonów odmiennego znaku- najłatwiej pierw o niskim potencjale jonizacyjnym (I i IIgr) z AT. Pierw. O wysokim powinowactwie Elek.(VI iVII gr)- schemat np. Ca + 2 F (po 7e wal) =  Ca^2 +  +  2 F⁻(8 e wal)- budowa kryształowa- jonowa sieć krystaliczna, zw jonowe mają wysoka tep. Topnienia i wrzenia, przewodzą prąd

WIZANIA KOWALENCYJNE (ATOMOWE)-gdy AT pierw. Zbliżają się do siebie tak że ich orbitale wal. Nakładają się częściowo na siebie. E muszą być odpowiednio rozmieszczone by mogły tworzyć pary Elek o przeciwnych spinach.(w stanie stałym mają cz. sieć krystaliczną , niskie temp. Top i wrzenia, w stanie ciekłym nie przewodzą prądu)

ORBITAL MOLEKULARNY- orb. W momencie nałożenia się na siebie tworzą większy orbital

ORBITAL SIGMA- orb. AT. Powstałe przez OSIOWE nałożenie dwóch orb molekularnych –wysoka trwałość

W. AT. NIEBIEGUNOWE- gdy para e jest przyciągana z tą samą siłą orzez oba at. (o tej samej elektroujemności) H – H

1 para –wiązanie pojedyncze

WIĄZANIE π- maksymalne zagęszczenie e ponad linią łączącą dwa jądra

W. POTRÓJNE- w N₂ nałożenie 3 par orbitali N≡N

W. PODWÓJNE w O₂ nałożenie 2 par orbitali O=O

W. KOW. SPOLARYZOWANE- między pierw. O różnej elektroujemności, dochodzi do niejednakowego uwspólnienia pary Elek. Bardziej elektroujemny przyciąga pare e bliżej siebie, deformując chmure Elek. uzyskując ładunek cząstkowy ujemny δ⁻ (powstaje w cząsteczce HCl i innych chlorowcowodorach) – DIPOLE (cz. Posiadające w. spolaryzowane, możliwość zorientowania ich w polu Elek.-polaryzacja dipolowa) MOMENT DIPOLOWY u = Q • L L- odl między at. Q- wielkość ład.

µ=0 ->z tych samych at. ; cz typu A₂B struktura liniowa i symetryczna A-B-A

µ≠0-> cz typu A₂Bstruktura kątowa

ENERGIA WIĄZANIA- energia potrzebna jest do bądź rozszczepienia danego wiązania, względnie jest wydzielana Orzy jego powstaniu.

DŁUGOŚĆ wiąz. Chem. Jest to odległość jąder połączonych at.

HYBRYDYZACJA- jest to ujednolicenie orbitali w at. Różniących się energią

W. KOORDYNACYJNE- również w wyniku nałożenia się orbitali zawierających parę elektronową jednego at. Z PUSTYM ORBITALEM drugiego. (DONOROWO-AKCEPTOROWE, SEMIPOLARNE)

DONOR- at. Który oddaje pare Elek.(gł.jony Niemetali- LIGANDY) AKCEPTOR- at. który uzupełnia własną powłokę (cz. Obojętne) (np. w H₃O⁺; SO₂; NH₄⁺) występuje w ZW. KOMPLEKSOWYCH

LICZBA KOORDYNACYJNA- liczba par Ele. przyjętych przez akceptor

W. WODOROWE (PROTONOWE)- jądro wodoru, należące do 1 cz. Może działać silnie na e drugiej cz przyciągając je do siebie; wystepuje tam gdzie wodór połączony z pierw. O dużej elektroujemności. Występuje między cząs. Zw.chemicznych, zw. Organicznych(alkohole, fenole, kw. Org.) w których występuje gr. –OH( np. fluorowodur w. kowalencyjne H-F i w. wodorowe z drugą cz. H-F)

Jest dużo słabsze od wiązań kowalencyjnych i jonowych

ELEKTROCHEMIA

ELEKTRODA(-metal/niemetal) +ELEKTROLIT(roztwór tych samych jonów metalu/niemetalu)=PÓŁOGNIWO

+ idą do r-r - zostają na pow. Płytki(podwójna warstwa Elek)

BEZWZGLĘDNY POTENCJAŁ PÓŁOGNIWA [E]-na granicy faz metal/niemetal- r-r powstaje róznica potencjałów (SKOK POTENCJAŁU) różnicy potencjału nie można ani zmierzyć ani wyliczyć teoretycznie, można zmierzyć różnice poten. Miedzy elektrodami tworzącymi ogniwo-> SIŁY ELEKTROMOTORYCZNEJ OGNIWA SEM

REAKCJA ELEKTRODOWA (POTENCJAŁOTWÓRCZA) – reakcja połówkowa, której wynikiem jest powstanie potencjału.

E=0V-> standardowa elektroda wodorowa

POTENCJAŁ STANDARDOWY E^O- potencjał półogniwa którego reagenty znajdują się w swoich stanach standartowych (jest wielkością char. Dla danego metalu/niemetalu)

WZÓR NERNSTA $E = E^{0} + \ \frac{\text{RT}}{\text{zF}}\ \ln a_{\text{Me}^{n +}}$ z-liczba Elek. Biorących udział w reakcji, a-ktywność R-stała gazowa, T- temperatura, F- stała Faradaya

SZEREG NAPIĘCIOWY (ELEKTROCHEMICZNY)- zestawienie reakcji potencjałotwórczych półogniw metalowych w porządku rosnącym potencjałów standardowych (Im wyższy pot. Tym jest on bardziej reaktywniejszy chemicznie; można powiedzieć jaka jest siła SEM; do roztworu soli o wyższym pot. Zanurzymy metal o niższym to wyprze on z r-r metal o wyższym sam przechodząc do r-r; pot- -> rozpuszcza się w kwasach z wydzieleniem H Pot+ - nie rozpuszczają się w kwasach, względnie rozpuszczają się ale nie wypierają H

OGNIWO GALWANICZNE- połączenie dwóch różnych metali, zanurzonych w elektrolicie. Ruch odbywa się od elektrody ujemnej (anody(niższy potencjał stnd) – utlenianie) do elektrody dodatniej (katody – redukcja). SEM jest tym większa im większa jest różnica między potencjałami

SIŁA ELEKTROMOTORYCZNA SEM OGNIWA różnica potencjałów SEM= E₁ − E₂ V

(np. ogniwo daniela - Zn(-) i Cu(+) r-r ZnSO₄i CuSO₄)

OGNIWA STĘŻONE- zbudowane z tych samych elektrod i zanurzone w r-r tych jonów o różnym stężeniu.

ELEKTROLIZA- zespół przemian na granicy faz przewodnik metaliczny- przewodnik jonowy, zachodzący pod wpływem napięcia Elek. Przyłożonego do przewodnika metalicznego elektrolizera (procesy odwrotne niż w ogniwach) + z anadą(proces utleniania) – z katoda(proces redukcji)(np. proces elektrolizy HCl+-> Cl⁻ + →H^∓ H₂O obojętne)

NAPIĘCIE ROZKŁĄDOWE -WYDZIELANIA- najmniejsze napięcie potrzebne do zapoczątkowania (kilka kationów i kilka anionów to w pierwszej kolejności rozkładowi elektrolizy aniony o najniższym potencjale wydzielania, katodzie na najwyższym potencjale wydzielania) U=SEM +η η –nadnapięcie

Wartość nadnapięcia zależy od materiału elektrody, stanu jej powierzchni, temperatury i składu r-r ELEKTROLIZA WODNYCH ROZTWORÓW KWASU, ZASAD I SOLI, prowadzana an elektrolitach nie biorących udziału e procesach elektrodowych-> bardzo często dochodzi do elektrolizy wody- wydzielanie H, kwasy tlenowe, wodorotlenki metali lekkich(na katodzie wydziela się gazowy wodór), soli met. lekkich

ELEKTROLIZA SOLI STOPIONYCH (TERMOELEKTROLIZA) daje metal na katodzie oraz niemetal na anodzie (układ beztlenowy)

ELEKTROLIZA PROWADZONA NA ELEKTRODACH BIORĄCYCH UDZIAŁ W PROCESACH ELEKTRODOWYCH- obie elektrody wykonane z metalu, którego jony znajdują się w r-r. roztwarzanie anody (oczyszczanie metalu), na katodzie osadza się czysty metal.

I PRAWO FARADAYA – masa sub wydzielonej na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do ilości elektryczności, która popłynęła przez elektrolit, m=kIt lub m=kQ Q- ilość elektryczności , k-równoważnik elektrochemiczny (ilość sub wydzielonej na welktrodzie w wyniku przepływy prądu o natężeniu 1A w czasie 1s (1 C elektryczności) m=$\frac{M}{\text{n\ F}}$ I t -> k=$\frac{R}{F}$ m=1R

II PRAWO FARADAYA – wyjaśnia sens fizyko-chemiczny k

Masa równoważnikowa substancji wydzielającej się na elektrodzie (R) jest to stosunek masy molowej (M) do ilości elektronów (n) jaka zostaje pobrana z elektrody lub wprowadzona na elektrode przy wydzieleniu się jednego mola substancji R=$\frac{M}{n}$

AKUMULATORY- ogniwo odwracalne, układ elektrochemiczny, który pracuje jako ogniwo daje prąd elektryczny, a po zużyciu baterii można je naładować przez elektrolize

KOROZJA-uszkodzenie tworzyw stałych(gł. metali i stopów, ale i betonu, ceramiki) w skutek działania czynników chemicznych

KOROZJA CHEMICZNA-proces utleniania tlenem (z powietrza), chlorem i tlenkami siarki i azotu. Ulega równomiernie cała powierzchnia metalu stykająca się z tym czynnikiem. Warunek konieczny – woda i tlen. Czynnik przyśpieszający – wodór.(np. korozja żelaza -> jonizacja Fe-> jony wodorowe wychwytują elektrony (przesuwa stan rów. W prawo 1reakcji) -> at wodoru wchodzą w reakcje z tlenem.

KOROZJA ELEKTROCHEMICZNA-polega na wytworzeniu mikroogniw galwanicznych. (stopy żelaza, konstrukcje stalowe) M1(met. roztwarzany)-przew. Jonowy-M2(met. Wywołanie korozji)

STAL- kryształ żelaza pozostające w bezpośrednim kontakcie z węglem i elektrolitem tworzą mikroogniwa ( dwa metale o różnych poten. Elektrochemicznych tworzą mikroogniwa)

Szybciej zachodzi niż w korozji chemicznej. A zachodzi tak samo.

Met. O niższym pot. Od żelaza -> anoda w mikroogniwie i one ulegają korozji

Met. O wyższym pot. Niż żelazo-> katoda, i korozji ulega żelazo.

OCHRONA METALI PRZED KOROZJA-powłoki ochronne (smary , farby)

-OCHRONA ELEKTROCHEMICZNA- ochrona katodowa do konstrukcji przypinamy (-)biegun źródła prądu stałego o napieciu 1-2V (+) łaczymy z grafitową płytką przylegającą do konstrukcji( rurociągii podziemne, zbiorniki na wode) Ochrona anodowa do danego elementu rytwierdzamy tzw. Protektor- blok metalu o niższym poten. od żelaza potencjale(jest on anodą i sam zużywa się) kadłub statku

-STOSOWANIE INHIBITORÓW sub, które dodane w stosunkowo nie wielkich ilościach do środ. Korozyjnego zmniejszają jego agresywność- w kotłach parowych, w samochodach(instalacja chłodnicza)