1. Cechy fizyczne metali: połysk, ciągliwość, dobre przewo cieplne i elektrycz
chemiczne: łączą się z O tworząc tlenki, oddają elektrony w reakcjach chem

2. Cechy fizyczne niemetali: gazy, proszki (węgiel, siarka) lub ciecze(brom), ciała bezpostaciowe bez połysku, zły przew ciepła i elektryczności, mała ro
chemiczne: występują na dodatnich i ujemnych stopniach utleniania, mają dużą elektryczność, ulegają redukcji

3. Ogólna charakter pierwiastka na pdst. położenia w układzie okresowym

Wartościowość – liczba wiązań jakie tworzy atom danego pierw w związku

Stopień utlenienia – odpowiada liczbie ładunków, które pojawiłyby się gdyby pierwiastek miał strukturę jonową

Nr grupy – liczba elektronów na ostatniej powłoce (13->3) (14->4)

4. Wzory tlenków i definicja zasady

- tlenki metali:

Na₂O – tlenek sodu

K₂O – tlenek potasu

Ca₂O – tlenek wapnia

Co₂O – tlenek kobaltu

- tlenki niemetali
CO – tlenek węgla

N₂O – tlenek azotu

SO₂ – tlenek siarki

- wodorotlenki (zasady)

NaOH – wodorotlenek sodu

KOH – w. potasu

Mg(OH)₂ – w. magnezu

Zasada – substancja wykazująca własności przewidziane przez teorie kwasów i zasad, substancja zdolna do zobojętnienia kwasów i wypierania słabszych zasad z ich związków wykazująca określone zabarwienie wskaźników alkacymetrycznych.

5. Reakcje tlenków metali z wodą:

Na₂O +H₂O = 2NaOH

O^2- + H₂O = 2OH^- Tlenki metali w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki

6. Wzory kwasów i soli:

Kwasy: HCl, HBr, HI, H₂S, H₂SO₃, H₂SO₄, HNO₂, HNO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, CH₃COOH

Sole: KNO₃, MgCl₂, ZnSO₄, CaCo₃, AlCl₃, CaCl₂, Fe₂S₃, MgCO₃ – związki składające się z kationu metali lub grupy NH₄⁺ i reszty kwasowej

7. Dysocjacja kwasów – rozpad kwasu na kation wodorowy i anion reszty kwasowej pod wpływem wody

HA = H⁺ A^-

HA + H₂O = H₃O⁺ + A^-

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-

zas + kwas = kwas + zas

- Kwasy mocne ulegają całkowitej dysocjacji

*HCl -> H⁺ + Cl^-

*HNO₃ -> H⁺ + NO₃^-

*H₂SO₄ -> H⁺ + HSO₄^-

HSO₄^- -> H⁺ + SO₄^-2

*H₂SO₃ + H₂O = H₃O⁺ + HSO₃^-

*HCl + H₂O = H₃O⁺ + Cl^-

*H₃PO₄ + H₂O = H₃O⁺ + H₂PO₄^2-

H₂PO^4- + H₂O = H₃O⁺ + HPO^2-

HPO₄^2- + H₂O = H₃O + PO₄^3-

- Kwasy słabe
*H₂CO₃ <-> H⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- <-> H⁺ + CO₃^-2

- Stopień dysocjacji – stosunek stężeń do stężenia kwasu

alfa = [H⁺] * 100% / CHNO₃

im bardziej rozcieńczony kwas tym większe stężenie

- Stała dysocjacji – nie zależy od stężenia

K = ([H⁺] [A^-]) / [HA]

HA<-> H⁺ + A^- [HA] – stężenie w n równowagi

Nie dotyczy HNO₃, H₂SO₄, HCl

8. Założenia budowy atomu

-powłoka elektronowa; elektrony, liczby kwantowe, konfiguracja elektrono

- jądro atomowe (masa pierw); cząstki elementarne, siły jądrowe, liczba atomowa, izotopy masa atomowa

* protony „+” ładunek +1

* neutrony ładunek 0

* elektron „-„ ładunek -1

Ilość protonów identyfikuje pierwiastek

Pierwiastek – zbiór atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze

Izotopy – atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów. Skład izotopowy jest niezmienny

9. Mol – ilość substancji zawierająca tyle cząstek materii (atomów, cząstek i jonów) ile zawarte jest w 12 g izotopu węgla

1 mol = ¹² C = 6.022 x 10²⁸

Masa atomowa = masa 1 mola 1 mol + 1 mol = 1 mol

10. Podział pierwiastków na mniej i bardziej elektroujemne

Elektroujemność – zdolność atomów do przyciągania elektronów; wszystkie metale mają wartość elektroujemności mniejszą niż 2

11. Jak zmienia się elektroujemność w układzie?
Powinowadztwo elektronowe (energia uwalniana w procesie przyłączenia dodatkowego elektronu do obojętnego atomu w stanie gazowym; zależy od promienia atomu i efektywnego ładunku jądra) w okresach rośnie a w grupach maleje

12. Szybkość reakcji, czynności na nie wpływające - ubytek masy substratu lub przyrost masy produktu w jednostce czasu. W jednofazowym układzie szybkość reakcji chemicznych równa jest zmianie stężenia w jednostce czasu (poch. Stężenia w jednostce czasu)

Cs –stężenie substratu Cp- stężenia produktu ni = - dc_s / dt = dcp / dt

zależy od rodzaju reakcji, temp, stężenia reagentów, obecności katalizatora, ciśnienia i rodzaju rozpuszczalnika

13. Katalizator – subst. która zwiększa szybkość reakcji chem; działanie polega na zmianie mechanizmu rekcji w taki sposób, że kat. bierze udział w etapach pośrednich, których energia aktywacji jest niższa niż reakcji bezpośr

14. Stała równowagi chemicznej stężeniowa Kc – stosunek iloczynu równowagowych stężeń produktów reakcji chemicznych (w potęgach równych ich współczynnikom stechiometrycznym) do iloczynu równowagowych stężeń substratów (w odpowiednich potęgach)

np.: aA+ bB <-> Cc a, b, c – współczynniki stechiometryczne

A, B – stężenie substratów, C – stężenie produktu

Kc = [C]^c / ([A]^a * [B]^b) Kc – jest cechą danej reakcji i zależy od temp.

15. Kwas – subst, która wprowadz do wody powod wzrost liczby wodorotlen

HnR ,gdzie H⁺ - kation wodorowy; R^n- - reszta kwasowa; n – liczba atomów wodoru w cząsteczce równa wartościowości reszty kwasowej

- kwasy tlenowe

SO₂ + H₂O -> H₂SO₃ kwas siarkowy (IV)

SO₃ + H₂O -> H₂SO₄ kwas siarkowy (VI)

P₂O₅ + 3H₂O -> 2H₃PO₄ kwas fosforowy (V)

N₂O₅ + H₂O ->2HNO₃ kwas azotowy (V)

CO₂ + H₂O -> H₂CO₃ kwas węglowy

- kwasy beztlenowe

H₂S – kwas siarkowodorowy H₂ + S -> H₂S

HCl - kwas chlorowodorowy H₂ + Cl₂ -> 2HCl

HBr - kwas bromowodorowy

H₂ + F₂ -> 2HF

16. pH – stężenie jonów wodorowych; ujemny logarytm dziesiętny stężenia molowego jonów wodoru w roztworze wodnym

pH = -log [H⁺] [H⁺] [OH^-] = 10^-14

- roztwór obojętny [H3O+] = [OH-] = 10-7 pH = 7

- roztwór kwaśny [H3O+] > [OH-] > 10-7 0<pH<7

- roztwór zasadowy [H3O+] < [OH-] < 10-7 7<pH<14

17. Woda – bezbarwna ciecz bez smaku zapachu, dipol (o momencie dipolowym = 1,84D), w stanie pary występuje w postaci pojedyn cząstek, w bardzo małym stopniu ulega dysocjacji, bardzo dobry rozpuszczalnik wielu związków chemicznych, wchodzi w reakcje chemiczne, w reakcje z niektórymi tlenkami metali tworzy zasady, z tlenkami niektórych niemetali – kwasy, wystepuje w bardzo dużych ilościach w przyrodzie; skutki budowy dipowej: możliwość tworzenia wiązań wodorowych, asocjacja, ciekły stan skupienia, dobre właściwości rozpuszczalnikowe, dobry ośrodek dysocjacji

T_t = 0^oC Tw =100^oC d = 1 g/cm³ (w 4^oC pod ciśnieniem 1013,25 hPa)

18. Czynniki wpływające na rozpuszczalność związków
Powierzchnia kontaktu -> im większa tym większa rozp.

Obecność innych jonów -> zwiększa rozp.

Wprowadzenie wspólnego jonu -> zmniejsza rozp.

Temp. -> zwiększenie rozp. (wyjątki są)

19. Twardość wody:
- węglanowa – obecność węglanów, wodorowęglanów, wodorotlenków; utrudnia działanie detergentów poprzez zawartość wodorowęglanów; podczas gotowania wodorowęglan rozkłada się na CO₂, osadzający kamień to węglan wapnia

Mg (HCO₃)₂ = MgCO₃ + H₂O + CO₂ hydroliza

MgCO₃ + H₂O = Mg(OH)₂ + CO₂ -> powstają wodorotlenki

- niewęglanowa – obecność innych jonów

może być wyrażona w gramach na metr sześcienny lub stopniach niemieckich

bardzo ^ot_w g/m³

miękka 0-5 0-50

21. Diament - najtwardszy minerał, przeźroczysty, struktura przestrzenna tetraedru, jubilerstwo, narzędzia wiertnicze

Grafit – miękki, łatwo ścieralny,, substancja szara, nieprzeźroczysta, przewodzi prąd, ołówki, baterie, topi się w temp. 3500^oC

22. Wiązania wodorowe – mostek wodorowy, mostek protonowy; stosunkowo słabe oddziaływanie powstające między protonem związanym kowalencyjnie z atomem (A) a dużej elektroujemności i wolna parą elektronową atomu (B), silnie elektroujemnego (np. fluor, chlor, tlen, azot) należącego najczęściej do innej cząsteczki: A-H… : B; wiąz. wod. utworzonych przez atom (B) jest ograniczona do liczby wolnych par elektronowych tego atomu. Oddziaływanie międzycząsteczkowe pomiędzy biegunem dodatnim jednego dipola (wodoru) a biegunem ujemnym drugiego dipola (silnie elektro-ujemny atom)

22. Pierwiastek- zbiór atomów połączonych (lub nie) w cząsteczki o tej samej liczbie protonów; połączenie stanowi ostateczna granicę chemicznego rozkładu materii

Izotopy – odmiany pierw o tej samej liczbie atom, a różnej liczbie masowej

Molowa masa atomowa – stosunek masy substancji m do liczności materii n zawartej w tej masie

M = m/n [kg/mol]; masa molowa masa 1 mola danej substancji wyrażona w g * mol^-1

Masa molowa atomów jednego pierwiastka jest równa liczbowo jego masie atomowej, pierwiastkowej lub zw. chem jest równa liczbowo jego masie cząsteczkowej

23. Konfiguracja elektronowa atomu – sposób rozmieszczenia elektronów w poszczególnych powłokach i podpowłokach atomu; przypisanie elektronom dwóch liczb kwantowych: głównej n i podobnej l. K. e. zapisywana jest w postaci na^k ,gdzie a – literowy symbol podpowłoki (s, p, d, f), k – liczba elektronów na powłoce np. ₁₇Cl, 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁵

24. Wiązania chemiczne – oddziaływanie pojawiające się po przekształceniu atomów w stabilne układy wielojądrowe; powstaniu w. ch. Towarzyszy obniżenie energii układów atomów

- wiązania atomowe (kowalencyjne) – uwspólnienie jednej lub kilku par elektronowych dzięki czemu każdy z atomów zachowuje się jakby miał konfigurację gazu szlachetnego

pojedyncze Cl₂ -> Cl – Cl H – H -> H₂

podwójne O₂ -> O = O

- wiązanie jonowe (pow. gł. z pierwiastków gr. 1 lub 2 i 17)

₁₁Na -> ₁₁Na⁺ ₁₇Cl -> ₁₇Cl^-

- wiązanie wodorowe – powierzchnia między atomem wodoru na którym znajduje się ładunek dodatni, a wolna parą elektronową pierw. o dużej elektroujemności ; tlen, azot, fluor; elektroujemne przyciąganie dipoli

25. Wiązania wodorowe – mostek wodorowy, mostek protonowy

26. Budowa ciał stałych – ciało, którego budowa makroskopowa ma ustalony kształt: krystaliczne i bezpostaciowe

27. Ciecze – stan skupienia materii o pośrednich właściw między gazem a ciałem stałym; nie ma kształtu ale cechuje się określ objętoś i nikłą ściśliwoś

28. Od czego zależy rozpuszczalność związku?

Ciał stałych i cieczy wzrasta raz z temp, gazów – ciśnienie * temp, *ilość rozpuszczalnika, * rozpuszczenie związku

29. Reakcja zobojętniania i hydrolizy – zobojętnianie to łączenie kationów wodoru i anionów wodorotlenowych w niezdysocjonowane cząsteczki wody H+ + OH^- -> H₂O

NaOH + HCl -> NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^- + H⁺ +Cl^- -> Na⁺ + Cl^- + H₂O

H₂SO₄+2NaOH -> Na₂SO₄ + 2H₂O

2H⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2OH^- -> 2Na⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

Hydroliza – reakcja jonów niektórych soli z wodą z utworzeniem odpowiedniej zasady i odpowiedniego kwasu; „rozpad pod wpływem wody”

Na₂CO₃ + 2H₂O -> 2NaOH + H₂CO₃

AlCl₃ + 3H₂O -> Al(OH)₃ + 3HCl

Al³⁺ + 3Cl^- + 3H₂O -> Al(OH)₃ + 3H⁺ + 3Cl^-

mocne zasady + słaby kwas -> odczyn zasadowy

słabe zasady + mocny kwas -> odczyn kwasowy

30. Dysocjacja – rozpad cząsteczek i kryształów jonowych na jon pod wpływem polarnego rozpuszczalnika, im wyższa przenikalność elektryczna rozpuszczalnika tym łatwiejsza dysocjacja.

- samorzutny rozpad substancji na jony pod wpływem wody: -dodatnie (kationy), -ujemne (aniony, -pow. jony wpływają na własności chem. roztworu.

Stopień dysocjacji – stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji elektrolitycznej do całkowitej liczby cząsteczek

alfa = liczba cząsteczek dysocjacji / ogólna liczba cząsteczek

Zależy od: rodzaju elektrolitu temp. (rośnie wraz z temp) i stężenia elektrolitu.

Stała dysocjacji – stała równowagi chem. procesu

AB <-> A⁺ + B^-

k = ([A⁺] [B^-]) / [AB]

1. Pierwiastek chemiczny – to zbiór atomów o tej samej wartości liczby atomowej (atomów jednego rodzaju)
Izotopy – nuklidy o takiej samej liczbie protonów, lecz różniące się liczbą neutronów w jądrze MOL – jest jednostką liczności materii, która zawiera 6,02x10²³ atomów, jonów lub cząsteczek.

Masa molowa – masa 1 mola substancji wyrażona w kg/mol lub g/mol

Masa atomowa – masa atomu danego pierwiastka wyrażona w jednostkach masy atomowej (U)

2. Konfiguracja elektronowa pierwiastka I-III okresu o podanej liczbie atomowej i charakterystyka jego właściwości.

₁H WODÓR

*l at z=1, *1 p, 1 e, *1 powłoka e, *1 e walencyjny, *niemetal -> gaz, *łączy się z O tworząc tlenek, *w I, *tworzy trzy izotopy ¹H, ²H (deuter), ³H (tryt)

₂He HEL

*l at z=2, *2 p, 2 e *1 powłoka e, *2 e walencyjne, *gaz szlachetny

₃Li LIT

*l at. z=3, *3 p, 3 e, *1 e walencyjny, *metal, *reaktywny, *w I, *2 powłoki e

₄Be BERYL

*l. at. Z=4, *4 p, 4 e, *2 powłoki e, 2 e walencyjne, *metal, *w II

₅B BOR

*l at z=5, *5 p, 5 e, *2 powłoki e, *3 e walencyjne, *półmetal, *wart III

₆C WĘGIEL

*l. at z=6, *6 p i 6 e, *2 powłoki e, *4 e walencyjne, *niemetal, *łączy się z O tworząc CO₂, *wart IV

₇N AZOT

L at z=7, *7 p i 7 e, *2 powłoki e, *5 e walencyjnych, *gaz, *niemetal, *łączy się z O tworząc tlenki, *wart V, III

₈O TLEN

*l at z=8, * 8 p i 8 e, *2 powłoki e, *6 walencyjnych, *gaz, *niemetal, *łączy się z niemetalami tworząc tlenki, *wart II

₉F FLUOR

*l. at z=9, *9 p i 9 e, * 2 powłoki e, *7 e kowalencyjnych, *niemetal

₁₀Ne NEON

*l at z=10, * 10 p i 10 e, *2 powłoki e, *8 e walencyjnych, *gaz szlachetny

₁₁Na SÓD

*l at z=11, *11 p i 11 e, *3 powłoki e, *1 e walencyjny, *metal, *reaktywny, *łączy się z O -> tlenek Na2O, *reaguje z H₂O tworząc zasadę NaOH, *wart I

₁₂Mg MAGNEZ

L at z=12, *12 p i 12 e, *2 e walencyjne, *3 powłoki e, *metal, *łączy się z O tworząc MgO, *reaguje z wodą tworząc zasadę Mg(OH)₂, *wart II

₁₃Al GLIN

*l at z=13, *13 p i 13 e, *3 powłoki e, *3 e walencyjne, *metal, *łączy się z O tworząc tlenek Al₂O₃, *reaguje z wodą tworząc zasadę Al(OH)₃, *wart III

₁₄Si KRZEM

*l at z=14, *14 p i 14 e, *3 powłoki e, *4 e walencyjne, *półmetal, *wart IV

₁₅P FOSFOR

*l at z=15, *15 p i 15 e, *3 powłoki e, *5 e walencyjnych, *niemetal

₁₆S SIARKA

*l at z=16, *16 p i 16 e, *3 powłoki e, *6 e walencyjnych, *niemetal, *łączy się z O tworząc tlenki SO2, SO3, *wart III, IV, VI

₁₇Cl CHLOR

*l at z=17, *17 p i 17 e, *3 powłoki e, *7 e walencyjnych, *niemetal, *wart I

₁₈Ar ARGON

*l at z=18, *18 p i 18 e, *3 powłoki e, *8e walencyjnych, *gaz szlachetny

3. Wiązania chemiczne – to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami. W ch powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lub uwspólniania e walencyjnych reagujących ze sobą atomów:
- przekazanie elektronów … powstaje wiązanie heteropolarne – jonowe

- uwspólnianie (współużytkowanie) e walencyjnych powstaje wiązanie kowalencyjne (atomowe) lub donorowo – akceptorowe (koordynacyjne)

* elektroujemne pierwiastki -> niemetale – atomy wykazują wyższą tendencję do przyłączania e niż do jonizacji
* elektrododatnie pierwiastki -> metale – atomy wykazują wyższą tendencję do jonizacji (oddawania e) niż do przyłączania e

RODZAJE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH

Wiązania jonowe – polega na przejściu jednego lub kilku e walencyjnych z atomów pierwiastka elektrododatniego do atomów pierwiastka elektroujemnego. Atom pierwiastka oddający e staje się kationem a atom przyjmujący e staje się anionem. Powstałe różnoimienne jony przyciągają się siłami elektrostatycznymi, tworząc wiązanie – sieć jonową. Wiązania jonowe są wiązaniami mocnym. Różnica elektroujemności > 1,7
np. chlorek sodu NaCl Na – 1e -> Na⁺ Cl + 1e -> Cl^-

Są tworzone: *w litowcach (bez wodoru), *w berylowcach w związkach z tlenem…

Wiązania kowalencyjne (atomowe) – polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze); dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elek (wiązanie potrójne), przez dwa atomy z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów. Różnica elektroujemności = 0

Np. H₂, O₂, N₂, Cl₂, Br₂, I₂

Wiązania kowalencyjne spolaryzowane – polega na uwspólnieniu pary e, ale wspólna para nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Różnica elektroujemności ≤ 1,7
Związki organiczne i nieorganiczne w skład których wchodzą atomy niemetali różniących się dość znacznie wartością elektroujemności
np. HCl

Wiązania koordynacyjne (semipolarne) - stanowi szczególny przypadek wiązania typu kowalencyjnego. Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z e dostarczonych przez jeden atom (tzw. donor) drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami …

Np. SO₂

Wiązania metaliczne – powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi e. Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym

Wiązania wodorowe – jest to oddziaływanie (zwykle słabe) między kowalencyjnie związanym atomem wodoru i należącym do innej cząsteczki atomem silnie elektroujemnym, dysponującym wolną parą elektronową. W związkach wodoru z fluorem, chlorem, tlenem, azotem
np. 2H₂O (między cząsteczkami wody)

1) ?sód H₂O wiązanie wodorowe

2) woda H₂O wiązanie wodorowe

3) chlor Cl₂ wiązanie kowalencyjne atomowe

4) żelazo Fe wiązanie metaliczne

5) azotan srebra AgNO₃

6) azotan (III) potasu KNO₃

7) węglan wapnia CaCO₃

8) chlorek magnezu MgCl₂ wiązanie jonowe

9) tlenek wapnia CaO wiązanie jonowe

10) tlenek glinu AlO wiązanie jonowe

11) tlen O₂ wiązanie kowalencyjne

12) kwas solny HCl wiązanie atomowe spolaryzowane

14) amoniak NH₃ wiązanie atomowe spolaryzowane

15) tlenek siarki (IV) SO₂ koordynacyjne

16) tlenek węgla CO koordynacyjne

17) kwas azotowy HNO₃ koordynacyjne

18) kwas siarkowy (VI) H₂SO₄ koordynacyjne

4. Oddziaływania międzycząsteczkowe np. jon – jon, dipol – dipol, jon – dipol, dyspersyjne siły van der Waalsa. Siły te odpowiedzialne są za właściwości fizyczne: stan skupienia, temperaturę krzepnięcia czy za lotność. Siły te nie są rodzajem wiązań chemicznych natomiast są pewnym elektrostatycznym oddziaływaniem pomiędzy dipolami indukowanymi czy dipolami chwilowymi. Rodzaje:

a) dipol – dipol tego typu oddziaływanie polega na energetycznie korzystnej orientacji cząsteczek dipolowych

b) dipol – jon – oddziaływanie to powoduje rozwarstwianie ładunku w jonie i tworzy się dipol indukcyjny

c) jon – jon – następuje deformacja chmury elektronowej to powoduje przesunięcie środków ładunków ujemnych

d) oddziaływania dyspersyjne – są to oddziaływania między trwałym dipolem i wzbudzonym dipolem lub między dwoma wzbudzonymi dipolami.

5. Wymienić wiązana wodorowe:

*słabe, *silne, *bardzo silne

6. Budowa ciał stałych. Silne oddziaływania międzycząsteczkowe
1) nieściśliwość, 2) bardzo powolna dyfuzja, 3) budowa uporządkowana – stałe położenie wzajemne cząsteczek. Wszystkie ciała stałe tworzą sieci; w węzłach tych sieci mogą być: jony, całe cząsteczki, atomy i wiązania kowalencyjne, metale.

7. Typy sieci:

1) cząsteczkowa, 2) jonowa, 3) atomowa, 4)metaliczna

8. Podział sieci na podstawie oddziaływań, przykłady, charakterystyka

	Cząsteczkowa	jonowa	atomowa	Metaliczna
Cząstki zajmujące węzły sieci	cząsteczki	Jony dodatnie i ujemne	Atomy	Jony metali „zanurzone” w gazie elektronowym
Siła wiążąca	Van der Waalsa dipol - dipol	Przyciągania elektrostatyczne	Wspólne pary elektronowe	Siły wiązania metalicznego, przyciąganie elektrostatyczne między jona i e
Własności	B miękkie, niska temp topnienia, lotne, dobre izolatory	Dość twarde i kruche, stosunkowo wys temp topnienia, dobre izolatory	B twarde, b wys temp topnienia nieprzewodników	Dobry przewod, twarde lub miękkie, średnio do b wys temp topnienia
przykłady	H2, H2O, CO2	NaCl, KNO3, Na2SO4, MgAl2O4	Diament C, karbonend SiC, SiO2 kwarc	Metale Na, Cu, Fe

9. Ciecze, polarność cieczy, efekt kapilarny

Rodzaje oddziaływań: jonowe, jon – dipol, dipolowe (między polarnymi cieczami), dyspersyjne różna jest energia oddziaływań, brak stałych odległości między cząsteczkami. Oddziaływania hydrofotowe między roztworami. Cechy charakterystyczne cieczy:

- polarność cieczy – polarne cząsteczki posiadają moment dipolowy. Polarne cząsteczki rozpuszczalnika mogą ułatwić rozpuszczenie substancji jonowych lub innych substancji polarnych

-lepkość (tarcie wewnętrzne); ciecze: ruchliwe, mało ruchliwe (trudno płynne). Napięcie powierzchniowe – praca potrzebna do zwiększenia powierzchni, zjawisko fizyczne występujące na styku powierzchni cieczy z ciałem gazowym lub inną cieczą – powstają dodatkowe siły następstwo napięcia powierzchniowego -> kapilarność menisk dolny – oddziaływania między cząsteczkami cieczy a cieczą a ścianką naczynia. Kapilarność – zjawisko pociągania wody przez kapilary, może pojawić się lub zanikać – zachodzi ono do momentu, gdy ciężar słupa ody równoważy siły kapilarne.

10. Od czego zależy rozpuszczalność związku

- temp -> wzrost temp -> wzrost rozpuszczalności (wyjątki są)

- powierzchni kontaktu – im większa tym większa rozpuszczalność

- wprowadzenie wspólnego jonu prowadzi do zmniejszenia rozpuszczalności

- obecność innych jonów zwiększa rozpuszczalność

- rodzaju substancji rozpuszczanej

- rodzaju rozpuszczalnika

- ciśnienia

11. Reakcja zobojętniania i hydrolizy

Reakcja zobojętniania (neutralizacji) – reak między jonami H⁺ lub (H₃O⁺) i OH^-

H+ + OH- -> H₂O H₃O⁺ + OH^- -> 2H₂O

HYDROLIZA – reakcja soli z jonami wody, produktami są kwas i zasada jest to reakcja odwracalna.

12. Dysocjacja, stopień i stała dysocjacji

Dysocjacja elektrolityczna – to proces rozpadu cząsteczek substancji pod wpływem rozpuszczania na jony dodatnie i ujemne

Stopień dysocjacji – α określa stosunek stężenia zdysocjonowanej części elektrolitu c do całkowitego stężenia elektrolitu w roztworze c_o lub stosunek liczby cząsteczek, które rozpadły się na jony N do ogólnej liczby cząsteczek w roztworze No: α = c/c_o = N/No

Stała dysocjacji – wielkość, charakteryzująca elektrolity słabe i średnie -> to stała równowagi reakcji dysocjacji. AB<-> A⁺ + B^- K=[A+] [B-] / [AB]

Np. K = [H3O⁺] [OH^-] / [H₂O]²

13. Kwasy i zasady – podział na słabe i mocne

a) słabe (w roztworze dysocjują w bardzo małym stopniu):
- kwasy H2SO3, H2CO3, H2S, CH3COOH - zasady NH4OH, Mg(OH)2, Fe(OH)3

b) mocne: w roztworze praktycznie zdysocjonowane α=1
- kwasy HClO4, HCl, HNO3, H2SO4 – zasady KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

14. pH i skala pH = -log[H3O+] pOH = -log[OH-] pH + pOH = 14

- w roztworze obojętnym [H3O+] = [OH-] = 10^-7, pH =7

- w roztworze kwaśnym [H3O+] > [OH-] > 10 ^-7, 0<pH<7

- w roztworze zasadowym [H3O+] < [OH-] <10^-7, 7<ph<14

15. Podaj definicję i przykłady reakcji egzo i endotermicznych

Reakcja egzotermiczna – reakcja w której podczas przebiegu wydziela się ciepło. Reakcje takie charakteryzują się ujemną entalpią ΔH<0

Np. 2Ha + O2 -> 2H2O 2Na + 2H2O -> 2NaOH +H2 + ciepło

Reakcja endotermiczna – reakcja w której podczas przebiegu pochłaniane jest ciepło. Reakcje takie charakteryzują się dodatnią entalpią ΔH>0

Np. 2H2O -> 2H2 + O2 przykład zmiany energii wew na energię elektryczną

16. Reakcje utleniania i redukcji.

Reakcja utleniania – jest to proces, w którym zachodzi zwiększenie stopnia utlenienia atomu, natomiast reakcja redukcji związana jest ze zmniejszeniem stopnia utleniania atomu.

Np. A -> Aⁿ⁺ + ne^- - utlenianie B + ne + -> B^n- redukcja

Liczba pobieranych i oddawanych elektronów musi być sobie równa -> reakcje sprężone. Typowe utleniacze: H2S, HNO3, Mn, HCl, niemetale (He, Ne, Ar, H, N, O, F, Cl, Br, S, I) Typowe reduktory: metale Fe, Na, Mg, Zn, H, C, siarczany IV).

17. Jak wyznaczyć potencjał normalny metali?

Potencjał normalny – to potencjał występujący na granicy fazy metal – roztwór. Przyjęto, że potencjał normalny elektrody wodorowej jest równy 0, a przy tym można określić potencjał każdego układu w stosunku do elektrody wodorowej.

18. Korozja – proces niszczenia materiału wywołany chemicznym lub fizyczno mechanicznym oddziaływaniem środowiska.
Rodzaje: a) atmosferyczna, b) wodna, c) glebowa, d) gazowa

19. Alkany (CnH_2n+2) – występują w gazie ziemnym, ropie naftowej i produktach jej reatyfikacji CH₄ –metan, C₂H₆-etan, C₃H₈-propan, C₄H₉-butan, C⁵H₁₀-pentan, C₆H₁₂-heksan

Niepolarne, palne, do butanu są gazami, ze wzrostem długości łańcucha maleje ich lotność, związki mało reaktywne, największe znaczenie praktyczne mają silnie egzotermiczne reakcje spalania: CH₄ -> CO₂ + H₂O + Q

Pod wpływem światła alkany ulegają rodnikowej reakcji podstawienia:

20. Alkiny (CnH_2n-2) – tworzą łańcuch, w którym występuje wiązanie potrójne. Praktyczne znaczenie ma tylko acetylen (C₂H₂). Egzotermiczna reakcja spalania jest wykorzystywana w palnikach. Acetylen, pod ciśnieniem ulega łatwo gwałtownemu rozkładowi. Daje reakcje przyłączenia podobnie do alkenów: CH = CH + HCl -> CH₂ = CHCl

21. Alkeny (CnH_2n) – są węglowod nienasyconymi, tworzą łańcuch, w którym występuje wiązanie podwójne. Nazwy ich tworzymy z nazw alkanów zamieniając końcówkę an na en. Właściwoś fizyczne podobne do alkanów, w odróżnieniu od alkanów są związkami reaktywnymi. Ulegają reakcjom przyłączenia i polimeryza, w czasie których pęka jedno z wiązań (wiązanie π)

22. Węglowodory aromatyczne – tworzą pierścienie, w których występują „zdelokalizowane” elektrony π, co zaznacza się za pomocą kółka. Najprostszym węglowodorem aromatycznym jest benzen o wzorze sumarycznym C₆H₆ Benzen daje charakterystyczne reakcje podstawienia. Pierściń benzenowy występuje w wielu lekach, barwnikach, tworzywach sztucznych i innych ważnych związkach.

23. Alkohole (CnH_2n+1) są cieczami polarnymi mieszającymi się z wodą, palnymi. Ze wzrostem długości łańcucha węglowego maleje ich lotność i rozpuszczalność w wodzie. Dodajemy –ol do nazwy węglowodoru. Najprostsze alkohole mające grupę OH jest CH₃OH – metanol i C₂H₅OH – etanol. Alkohole mogą mieć dwie lub więcej grup OH np. CH₂(OH)CH(OH)CH₂OH – gliceryna. Alkohole utleniają się za pomocą silnych utleniaczy do aldehydów i kwasów.

24. Polimeryzacja jest to proces chemiczny prowadzący do powstania związku wielocząsteczkowego (polimeru) ze związków małocząsteczkowych (monomerów). Warunkiem jest obecność w cząsteczce wiązań podwójnych lub co najmniej dwu grup funkcyjnych takich jak np. –OH, -COOH, -NH₃, -SO₃H. Dwie różne typy reakcji: 1) polimeryzacja addycyjna (polidacja) 2) polikondensacja