Zadanie 1.

Zapis ¹²C oznacza nuklid węgla o liczbie masowej 12, czyli atom węgla posiadający w jądrze 12 nukleonów: 6 protonów i 6 neutronów (12-6).

Zadanie 2

W atomie liczba elektronów równa jest liczbie protonów, zatem atom posiadający 35 elektronów

posiada w jądrze 35 protonów. Konfiguracja elektronowa: 1s2 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵.

Zadanie 3

Trzy podstawowe prawa chemiczne:

prawo zachowania masy: w układzie zamkniętym suma mas produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji, masa układu zamkniętego, w którym przebiegają reakcje chemiczne pozostaje stała;

prawo stałości składu: stosunek masowy pierwiastków w każdym związku chemicznym jest stały, charakterystyczny dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku;

prawo Avogadra: w równych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.

Zadanie 4

Stan elektronu opisują następujące liczby kwantowe: główna liczba kwantowa - n poboczna (orbitalna) liczba kwantowa -1 magnetyczna liczba kwantowa - m magnetyczna spinowa liczba kwantowa - m_s spinowa liczba kwantowa - s.

Zadanie 5

Skrócony zapis konfiguracji elektronowej _4OZr:

[₃₆Kr] 5s² 4d² Odstępstwa wykazują niektóre pierwiastki bloku d, u których zachodzi promocja

elektronu z orbitalu s na orbital d, np. ₄₂Mo: [₃₆Kr] 5s1 4d⁵, ₄₇Ag_: [₃₆Kr] 5s1 4d¹⁰ .W wyniku

promocji zyskują one trwałą konfigurację podpowłoki d (5 lub 10 elektronową).

Zadanie 6

Pierwiastki należące do tego samego okresu mają taką samą liczbę powłok elektronowych równą numerowi okresu w którym leżą.

Zadanie 7

Pierwiastki należące do tej samej grupy mają identyczną liczbę elektronów walencyjnych.

Zadanie 8

Energia jonizacji jest to minimalna ilość energii jaką trzeba dostarczyć aby oderwać jeden elektron od atomu. Po usunięciu pierwszego elektronu może być usunięty drugi, potem trzeci itd. Najłatwiej jest usunąć pierwszy elektron, usunięcie każdego kolejnego wymaga coraz większego nakładu energii, dlatego też druga energia jonizacji jest zawsze większa od pierwszej, a trzecia jest większa od drugiej.

O wartości energii jonizacji decydują: l.rozmiary atomu (im dalej od jądra znajduje się elektro, tym łatwiej go usunąć z atomu), 2. ładunek jądra (im wyższy ładunek, tym silniejsze jest przyciąganie elektronu przez jądro), 3. konfiguracja elektronowa (np. łatwiej usunąć elektron z orbitalu p niż z s tej samej powłoki, dlatego energia jonizacji pierwiastka grupy 13 jest niższa od energii jonizacji położonego w tym samym okresie pierwiastka grupy 2).

Zadanie 9

Powinowactwo elektronowe w grupie maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej, a w okresie rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka.

Zadanie 10.

Pierwiastki bloku s

Do bloku s należy wodór, hel, oraz pierwiastki dwóch grup głównych układu okresowego: 1 - litowców i 2 -berylowców.

Właściwości wodoru i helu znacznie odbiegają od cech innych pierwiastków tego bloku, wymagają więc oddzielnego omówienia.

Metale bloku s. Wszystkie pierwiastki grupy IA mają po jednym elektronie w powłoce walencyjnej. Jest to elektron typu s zajmujący orbital sferycznie symetryczny. Pierwiastki grupy 2 zawierają w ostatniej powłoce dwa elektrony w podpowłoce s. Metale bloku s są pierwiastkami wybitnie elektrododatnimi, wykazują dużą aktywność, która wynika z łatwości oddawania zewnętrznych elektronów i przechodzenia w kationy:

Li + hv  Li + + e^­-

Be + hv  Be²⁺ + 2e^-

Jedną z charakterystycznych cech metali bloku s jest wyjątkowo duże podobieństwo właściwości w obrębie grupy, zaznaczone silniej niż w pozostałych grupach układu okresowego. Aktywność chemiczna pierwiastka zależy przede wszystkim od liczby elektronów, które jego atom musi pobrać lub oddać w celu uzyskania struktury walencyjnej helowca. Im mniejsza jest ta liczba , tym wyższa jest aktywność. Wyjątkowo duża aktywność metali bloku s jest konsekwencją stosunkowo małej liczby elektronów w powłoce walencyjnej.

Metale bloku s są w zwykłych warunkach ciałami stałymi, o charakterystycznym połysku (litowce są miękkie, można je kroić nożem), mają niską temperaturę topnienia i wrzenia, małe gęstości ( stąd nazwa metale lekkie), duże objętości molowe i promienie atomowe. Wartość promienia atomowego rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej.

Litowce są we wszystkich związkach jednowartościowe (stopień utlenienia +1), berylowce - dwuwartościowe (stopień utlenienia +2). Łączą się ze wszystkimi niemetalami. Z tlenem tworzą tlenki i nadtlenki. Bezpośrednie utlenianie litowców prowadzi do nadtlenków.

Pierwiastki bloku p i d są na dołączonym ksero.

Pierwiastki bloku ƒ to typowe metale, należą do dwu szeregów:

- lantanowce: 6s² 4f ⁿ ( I≤ n ≤ 14) występują głównie na III stopniu utlenienia,

- aktynowce 7s² 5 f ⁿ (1 ≤n ≤ 14 ) występują na stopniach utlenienia od II do VI.

Zadanie 11

Wiązania jonowe (heteropolarne) powstają w czasie reakcji między atomami pierwiastków skrajnie różniących się elektroujemnością. Atom pierwiastka mniej elektroujemnego oddaje, a atom pierwiastka bardziej elektroujemnego przyłącza elektrony. Tak utworzone jony, dodatni i ujemny, przyciągają się dzięki działaniu sił elektrostatycznych, stąd nazwa tego wiązania -jonowe, występuje w np. NaCI, BaO, KBr.

Wiązanie kowalencyjne (homopolarne) powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków o identycznej elektroujemności. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H₂ ,

O₂ , C₁₂ S_8, P₄ i innych.

Atom wodoru ma jeden elektron. Gdy dwa atomy wodoru tworzą cząsteczkę, ich elektrony rozmieszczają się symetrycznie wokół obydwu jąder, tworząc parę elektronową. Zadanie 12

Polaryzacja wiązania kowalencyjnego polega na przesunięciu wspólnej pary elektronowej w kierunku atomu o większej elektroujemności- mamy do czynienia wówczas z wiązaniem kowalencyjnym spolaryzowanym np. w H₂0, HBr, S0₂

Wiązanie kowalencyjne - spolaryzowane jest wiązaniem pośrednim miedzy jonowym a kowalencyjnym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesuniecie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Jednym z przykładów tego typu wiązania może być połączenie atomu chloru i wodoru w cząsteczce chlorowodoru. Wspólna para elektronowa w cząsteczce H - Cl jest silniej przyciągana przez atom chloru niż przez atom wodoru, jest więc przesunięta we kierunku atomu chloru.

Zadanie 15

Teoria pasmowa metali wyjaśnia różnice w zachowaniu się elektronów w metalach, półprzewodnikach i izolatorach. W metalach poziomy energetyczne ulegają tak silnemu rozszczepieniu, że powstałe z nich pasma zachodzą na siebie tworząc w istocie jedno wspólne pasmo. Te szerokie pasma energetyczne są tylko ^częściowo zajęte przez elektrony, w miarę podwyższania temperatury elektrony przechodzą na wyższe poziomy dotąd nie obsadzone, w przewodzeniu prądu biorą udział te elektrony które obsadzają najwyższe poziomy w ramach całego pasma, ponieważ najłatwiej ulegaj wzbudzeniu - do wzbudzenia ich wystarczają najmniejsze kwanty energii. W innych ciałach stałych też dochodzi do rozszczepienia poziomów energetycznych, ale pasma energetyczne nie zachodzą na siebie. Można wyróżnić w nich co najmniej dwa pasma, z których jedno położne jest niżej i wypełnione całkowicie elektronami, drugie położone wyżej nie zawiera żadnych elektronów. Pasmo całkowicie zajęte nosi nazwę pasma podstawowego, pasmo puste - pasma przewodnictwa. Pomiędzy nimi znajduje się pasmo wzbronione w którym nie mogą przebywać elektrony. Przewodzenie zachodzi wówczas, gdy elektron przejdzie z pasma podstawowego do pasma przewodnictwa - wówczas staje się elektronem swobodnym. W izolatorach przeniesienie elektronu z pasma podstawowego do pasma przewodnictwa wymaga znacznego nakładu energii (bardzo szerokie pasmo wzbronione) i można je zrealizować dopiero po przyłożeniu bardzo wysokich napięć elektrycznych lub po ogrzaniu do bardzo wysokiej temperatury. Dlatego też w normalnych warunkach izolatory nie przewodzą prądu. W półprzewodnikach pasmo wzbronione jest znacznie węższe i po ogrzaniu elektrony przechodzą z pasma podstawowego do pasma przewodnictwa - półprzewodniki zatem mogą przewodzić prąd ale dopiero po wstępnym ogrzaniu.

Zadanie 16

Pomiędzy cząsteczkami mogą występować oddziaływania typu: 1. dipol - dipol

2. dipol - dipol indukowany

3. dipol indukowany - dipol indukowany

Zadanie 17

Teoria Brónsteda kwasów i zasad zwana też „teorią protonową'. Według niej kwasem jest substancja, będąca donorem (dawcą) protonów, a zasadą jest substancja, będąca akceptorem (biorcą) protonów. Układ składający się z kwasu i powstającej z niego przez oderwanie protonu zasady to para sprzężona kwas-zasada:

Kwas ↔ zasada + proton np.

CH₃COOH ↔ CH₃C00^- +H⁺

NH₄⁺ ↔ NH₃ + H⁺

Zgodnie z teorią Bronsteda, kwasem lub zasadą może być obojętna cząsteczka jak i jon np.

- kwasy Brónsteda: cząsteczkowe - HCI, HN0₃, H2O, kationowe - NH₄⁺ , H₃0⁺, anionowe -

HSO₄^-, HC0₃^-

- zasady Bronsteda: cząsteczkowe - NH₃, H₂O, kationowe -[Al.(H₂O)₅OH]²⁺, anionowe - C0₃^2-, CH₃C00^-

Reakcje zobojętniania polega na: kwas I+ zasada 2 ↔ zasada		+ kwas 2	np.
H2S +	H20 ↔ HS	+ H30^+
H20 +	C03^2- ↔ OH^-	+ HC03^­-

Istnieją substancje, które mogą być zarówno kwasem jak i zasadą np. H₂₀ są to substancje amfiprotyczne.

Zadanie 18

Główne pierwiastki występujące w przyrodzie i organizmach żywych: Skład skorupki ziemskiej w procentach:

Tlen O	-46,1 %
Krzem Si	-28,2
Glin Al.	-8,23
Żelazo Fe	-5,63
Wapń Ca	-4,15
Sód Na	-2,36
Magnez Mg	-2,33
Potas K Inne	-2,09

Skład organizmu człowieka w procentach:

Tlen O 62,81 %

Węgiel C 19,37

Wodór H 9,31

Azot N 5,14

Wapń Ca 1,38

inne

Ziemia jako całość - skład procentowy:

Żelazo Fe		32,07
Tlen	O	30,12
Krzem	Si	15,12
Magnez	Mg	13,90
S		2,92
Ni		1,82
Ca		1,54
Al.		1,41

Inne

Zadanie 19

Pierwiastki zaliczane do trucizn: biały fosfor, fluor, chlor, arsen, selen, beryl, cez, tal, ołów, kadm, nikiel, rtęć.

Zadanie 20

Kwaśne deszcze - symbol skażenia środowiska.

Opady dzielimy na:

- stałe (pył śnieżny, śnieg, grad, krupy)

- ciekłe ( deszcze, mżawki)

- w stanie pary (mgła, szron, szadź, rosa)

Opady to jedyna możliwość, jaką dysponuje przyroda, by oczyścić atmosferę. Naturalny ich odczyn - pH = 5,6 (rozpuszczają dwutlenek węgla z powietrza). Gdy pH wody deszczowej jest mniejsze niż 5,6 - mówimy o tzw. kwaśnych deszczach. Kwaśne deszcze - rezultat zanieczyszczenia powietrza substancjami, które reagując z parą wodną w powietrzu i wodą opadów atmosferycznych, tworzą kwasy. Główny udział w tworzeniu kwaśnych deszczy ma:

- _S02 (2/3)

- NO i NO₂ (1/3)

Zanieczyszczenia powietrza: CO, CO₂, SO_2, NO, NO₂, pyły, węglowodory.

Główne źródła: energetyka przemysłowa, procesy przemysłowe, motoryzacja, lokalne kotłownia,

paleniska domowe.

Powstawanie kwaśnych deszczy: .(SO₂ , N0_2, NO, HCl)

SO₂ + ½ O₂ ↔ SO₃ SO₃ + ↔ H2SO4

SO₂ + H₂O↔ H2SO₃

NO + ½ O2 ↔ NO₂ 2 NO₂ + O₃ + H₂O ↔ 2HNO₃ + O₂

HCl_(g) + H2O ↔ HCl(a_q)

Skutki kwaśnych deszczy:

• wzrastające zakwaszenie gleby pociąga za sobą: uwolnienie toksycznych soli metali, wypłukiwanie substancji odżywczych, szkody wśród bakterii glebowych, uszkadzanie korzeni roślin, rozpuszczanie wapieni zniszczenie naturalnych ekosystemów:

• zagrożone zbiorniki wodne,

• budowle ulegają zniszczeniu; kwas siarkowy zawarty w kwaśnych deszczach przetwarza wapń

w gips (który ma większą objętość), rozsadzając tym samym mury i ozdoby architektoniczne.

Zadanie 21

Główne źródła zanieczyszczeń środowiska: to przemysł, transport, rolnictwo, gospodarstwa domowe i katastrofy , awarie.

Skutkiem zanieczyszczenia atmosfery są zjawiska takie jak: smog, kwaśne deszcze, dziura ozonowa i efekt cieplarniany (szklarniowy).

1) Zanieczyszczenie atmosfery - szkodliwymi pyłami i toksycznymi gazami (związki siarki, związki azotu, tlenków węgla, węglowodory i metale ciężkie)

a) pochodzenia naturalnego (wybuchy wulkanów, pożary lasów, burze piaskowe, huragany, procesy rozkładu materii organicznej ( procesy gnilne np. na bagnach)

b) pochodzenia antropogenicznego (związane z działalnością człowieka)

energetyka ( elektrownie i elektrociepłownie), oraz paleniska i kominy gospodarstw rolnych i domowych,

przemysł: hutniczy, wydobywczy, chemiczny, spożywczy, jądrowy oraz przemysł materiałów budowlanych;

komunikacja - spaliny pojazdów mechanicznych

2) zanieczyszczenia wód:

biologiczne,

chemiczne (oleje, benzyna, smary, ropa i jej składniki, detergenty, chemiczne środki ochrony

roślin (pestycydy), nawozy (głównie związki fosforu i azotu), węglowodory aromatyczne,

(benzopiren), sole metali ciężkich, silne kwasy, zasady, fenole, krezole.

Źródła chemicznych zanieczyszczeń: gospodarstwa domowe, pralnie, myjnie, przemysł spożywczy, papierniczy, chemiczny, petrochemia, farbiarski, tekstylny, budownictwo, rafinerie, transport samochodowy, metalurgia, górnictwo, hutnictwo, rolnictwo i leśnictwo, awarie i katastrofy tankowców i platform wiertniczych, transport wodny.

Zadanie 22

Do 1 grupy układu okresowego, tzw. litowców, należą następujące metale: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs) oraz nietrwały, promieniotwórczy frans (Fr). Atomy wyżej wymienionych pierwiastków posiadają w zewnętrznej powłoce elektronowej jeden elektron walencyjny zajmujący w stanie podstawowym orbital ns1 ( dla litu n=2, dla sodu n=3, dla fransu -7), elektron ten łatwo oddają przechodząc w jony jedno dodatnie. Z niewysokich potencjałów jonizacyjnych litowców (520 kJ dla Li, 375 kJ dla Cs) wynika, iż metale te są najsilniejszymi reduktorami. Litowce, jak również ich tlenki, łatwo reagują z wodą, tworząc mocne zasady. Ze względu na dużą reaktywność chemiczną, pierwiastki tej grupy nie występują w przyrodzie w stanie wolnym, lecz wyłącznie w postaci związków, najczęściej jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej - azotany i fosforany.

Do 2 grupy układu okresowego- berylowców należą następujące metale: beryl (Be), magnez (Mg), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba) i promieniotwórczy rad (Ra). W stanie podstawowym wykazują konfigurację elektronów walencyjnych ns² (dla Be n=2, dla Mg n=3 itd.). Z powodu mniejszych promieni atomowych od litowców, berylowce posiadają nieco większą gęstość i twardość, mniejszą lotność oraz wyższe potencjały jonizacyjne. Metale te są spotykane w przyrodzie w związkach, w których występują tylko na stopniu utlenienia +2, głównie jako dwu dodatnie kationy M²⁺. Z tlenem tworzą one tlenki o wzorze ogólnym MO ( M w tym przypadku oznacza dowolny metal 2 grupy). Tlenki MO w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki o wzorze ogólnym: M(OH)₂. Beryl różni się bardzo od pozostałych pierwiastków grupy głównie dlatego, że atomy jego mają dużo mniejsze rozmiary, a ponadto jest wśród nich najbardziej elektroujemny.

Do 15 grupy układu okresowego, czyli grupy azotowców należą: azot (N), fosfor (P), arsen (As), antymon (Sb) i bizmut (Bi). Pierwiastki te w stanie podstawowym mają pięć elektronów walencyjnych o konfiguracji ns² np³. W związkach z pierwiastkami bardziej od siebie elektrododatnimi występują na - 3 stopniu utlenienia, natomiast w związkach z bardziej od siebie elektroujemnymi pierwiastkami angażują w wiązania pewną liczbę elektronów uzyskują dodatnie stopnie utlenienia. (od +1 do + 5). W miarę wzrostu liczb mas atomowych pierwiastków 5 grupy obserwujemy zmianę ich charakteru chemicznego od niemetalicznego do metalicznego. Azot i fosfor są typowymi niemetalami, gdyż tworzą tylko tlenki kwasowe. Arsen i Antymon są pierwiastkami półmetalicznymi, natomiast bizmut jest typowym metalem i tworzy tlenki tylko zasadowe. W stanie wolnym pierwiastki te, w większości przypadków, mają stosunkowo małą reaktywność chemiczną. W związkach, w których występują na + 5 stopniu utlenienia (z wyjątkiem związków fosforowych), mają charakter silnych lub średnich utleniaczy.

Tlenowcami nazywamy pierwiastki 16 grupy , do której należą; tlen (0), siarka (S), selen (Se), tellur (Te) i promieniotwórczy polon (Po). Atomy pierwiastków tej grupy mają w najbardziej zewnętrznej powłoce walencyjnej 6 elektronów o konfiguracji ns² np⁴. W reakcjach chemicznych tlenowce uzupełniają zatem walencyjną powłokę elektronowa do oktetu, przyjmując dwa elektrony, albo „uwspólniają' z atomami innych pierwiastków własne elektrony, tworząc polarne wiązania kowalencyjne. Wszystkie pierwiastki grupy tlenowców, z wyjątkiem tlenu tworzą w roztworach wodnych samodzielnie istniejące aniony dwuujemne X^2-, natomiast nie tworzą (z wyjątkiem telluru i polonu) jonów dodatnich. Najbardziej elektroujemny pierwiastek grupy tlen może osiągnąć najwyższy stopień utlenienia +2 (w związkach z fluorem), natomiast pozostałe pierwiastki tej grupy mogą mieć dodatnie stopnie utlenienia od +2 do + 6. Charakterystyczną cechą tlenowców, a w szczególnie siarki i selenu, jest zdolność tworzenia różnych krystalicznych odmian alotropowych.

Fluorowce: Fluor (F), chlor (Cl), brom (Br), jod (1) oraz astat (At) tworzą 17 grupę układu okresowego. Wszystkie pierwiastki tej grupy mają jednakową strukturę zewnętrznej powłoki elektronowej - ns² np⁵, tzn. mają po 7 elektronów walencyjnych. Pozwala to przewidzieć niektóre właściwości chemiczne tych pierwiastków. Ponieważ do utworzenia trwałej oktetowej powłoki zewnętrznej brak im tylko jednego elektronu, więc najbardziej typowe dla fluorowców są połączenia, w których występują one jako jedno ujemne jony niemetali. Z drugiej jednak strony maksymalny stopień utlenienia uzyskiwany przez nie w związkach może wynosić +7. Fluor, chlor, brom i jod tworzą grupę pierwiastków o silnie zaznaczonym wzajemnie podobieństwie chemicznym. Ich właściwości fizyczne (stan skupienia, gęstość, barwa) zmieniają się regularnie w miarę wzrostu mas atomowych. Fluor i chlor w temperaturze pokojowej są gazami, brom jest cieczą, a jod ma stały stan skupienia. Największą reaktywność chemiczną wykazuje fluor, a najmniejszą- jod. Astat jest promieniotwórczy o czasie połowicznego zaniku 7,2 h. Z porównania wartości potencjałów redoks fluorowców wynika, że zdolność utleniającą, a tym samym reaktywność tych pierwiastków, spada w miarę wzrostu ich liczb atomowych, Fluor jest najsilniejszym utleniaczem, wypiera tlen nawet z wody. Reakcje wzajemnego wypierania się fluorowców są procesami redoks, przebiegającymi dzięki różnicy powinowactwa elektronowego. Procesy te są nazywane reakcjami rugowania. Z powodu dużej aktywności chemicznej fluorowce w stanie wolnym w przyrodzie nie występują.

Pierwiastki grupy 14(węglowce) i 13(borowce) znajdują się na ksero.

Pierwiastki d-elektronowe (metale przejściowe) wykazują konfiguracje elektronowe od (n-1) d^l ns² do (n - 1) d¹⁰ ns ² (n oznacza numer najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej), różnią się więc między sobą zawartością elektronów na orbitalach d, a ich elektrony walencyjne rozmieszczone są na dwóch zewnętrznych powłokach elektronowych (orbitalach d i s). Po oddaniu zewnętrznych elektronów atomy tych pierwiastków przekształcają się w jedno - lub dwu dodatnie jony, a podzewnętrzne powłoki elektronowe stają się wówczas powłokami zewnętrznymi, z których mogą być - w odpowiednich warunkach - uruchamiane elektrony d. W związku z tym pierwiastki te występują w różnych połączeniach, głównie na dodatnich stopniach utlenienia. W stanie ciekłym i stopionym mają one strukturę metaliczną.

Przy rzadko występującym stopniu utlenienia + 1 i stopniu utlenienia +2 mamy do czynienia ze związkami typu zasad, przy stopniach utlenienia +3 i +4 związki mają charakter amfoterów, a przy stopniu utlenienia + 5, +6 i+7 - kwasów.

Charakterystyczną cechą jonów metali jest ich duża zdolność kompleksowania ligandów i tworzenia trwałych jonów kompleksowych.

Podsumowując pierwiastki te:

- wszystkie są metalami,

- z wyjątkiem rtęci są ciałami stałymi,

- są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności,

- w związkach występują na dodatnich stopniach utlenienia,występują zwykle na więcej niż na jednym stopniu utlenienia,właściwości kwasowo -zasadowe i utleniająco -redukujące zmieniają się wraz ze zmianą stopnia utlenienia. 'związki tych pierwiastków są zwykle barwne, ich barwa zależy od stopnia utlenienia i środowiska.

Pierwiastki f- elektronowe : lantanowce i aktynowce mają jeszcze bardziej złożoną konfigurację elektronów walencyjnych niż pierwiastki zewnętrznoprzejściowe. W atomach lantanowców i aktynowców dwa elektrony walencyjne zajmują orbitale s zewnętrznej powłoki elektronowej, 1 elektron zajmuje orbital d powłoki podzewnętrznej oraz zamieniająca się liczba elektronów znajduje się na orbitalach f trzeciej od zewnątrz powłoki elektronowej. Elektrony na orbitalach f w atomach lantanowców na ogół nie są uruchamiane w reakcjach chemicznych, dlatego pierwiastki te przyjmują identyczny stopień utlenienia + 2 lub +3.

Aktynowce mogą tworzyć związki nie tylko na stopniu utlenienia + 3, lecz również na wyższych (do + 6). Połączenia lantanowców i aktynowców o stopniu utlenienia + 3 z tlenem mają charakter zasadowy. W związkach na stopniu utlenienia + 4 i + 6 aktynowce mają właściwości amfoteryczne.

Zadanie 23

Procesy nieodwracalne to takie, które przebiegają w jednym określonym kierunku, przebiegają samorzutnie, aż do całkowitego zużycia się któregoś z substratów.

Procesy odwracalne to takie, które mogą przebiegać zarówno w jednym, jak i w drugim (przeciwnym kierunku), nie przebiegają do końca, w reakcjach chemicznych w układzie znajdują się zarówno substraty jak i produkty, pomiędzy którymi ustala się stan równowagi.

Zadanie 24

Funkcjami termodynamieznymi ( funkcjami stanu ) nazywamy wszystkie funkcje określające stan układu, których zmiana nie zależy od drogi przemiany, a tylko od stanu początkowego i stanu końcowego układu. Należą tu min. energia wewnętrzna, entalpia, entalpia swobodna.

Zadanie 25.

Ze względu na wymianę energii z otoczeniem układy można podzielić na:

izolowane: gdy nie zachodzi ani wymiana energii, ani masy z otoczeniem otwarte: gdy zachodzi wymiana energii i masy z otoczeniem,

zamknięte: gdy nie zachodzi wymiana masy a tylko wymiana energii z otoczeniem.

Zadanie 26

Pierwsza zasada termodynamiki.

W układzie izolowanym energia może przechodzić z jednej formy w inne, ale całkowita ilość energii jest wielkością stałą. Inna postać pierwszej zasady termodynamiki: zmiana energii wewnętrznej układu jest sumą algebraiczną energii wymienionej między układem a otoczeniem na sposób pracy i energii wymienionej na sposób ciepła.

Druga zasada termodynamiki.

W układach izolowanych procesy samorzutne są nieodwracalne i są związane ze wzrostem entropii. Trzecia zasada termodynamiki.

Entropia doskonałych kryształów wszystkich pierwiastków i związków chemicznych jest w temperaturze 0 K = 0

Zadanie 27

Równowagę reakcji chemicznej opisuje stała równowagi reakcji. Stała ta charakteryzuje stan równowagi danej reakcji odwracalnej w danej temperaturze, oznacza się ją dużą literą K.

Zadanie 28

Stała równowagi reakcji nie zależy od początkowych stężeń reagentów, zależy natomiast od temperatury. Wpływ zmiany warunków na układ znajdujący się w stanie równowagi określa reguła przekory: każdy układ w stanie równowagi, poddany działaniu zewnętrznemu naruszającemu stan równowagi ulega takim zmianom, które zmniejszają to działanie. Na ogół działanie zewnętrzne polega na zmianie:

- stężeń reagentów - dodatek substratu lub usunięcie produktu z układu w stanie równowagi powoduje przesuniecie równowagi w prawo.

- Na zmianie temperatury - podwyższenie temperatury układu w którym przebiega reakcja endotermiczna powoduje przesuniecie równowagi w prawo.

Ciśnienia (gdy reakcja przebiega w fazie gazowej): wzrost ciśnienia powoduje przesunięcie równowagi w prawo, gdy objętość substratów jest większa od objętości produktów. Gdy objętości substratów i produktów są równe to zmiany ciśnienia nie wpływają na równowagę procesu. Obecność katalizatora nie wpływa na położenie równowagi ani nie zmienia wartości stałej równowagi.

Zadanie 29

Miarą szybkości reakcji chemicznej jest ubytek liczby moli substratów lub przyrost liczby moli produktów w jednostkowej objętości układu reagującego, w jednostce czasu. Szybkość reakcji jest określona zmianą stężenia molowego substratu lub produktu w jednostce czasu. W stałej temperaturze szybkość reakcji jest w danej chwili proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów. Współczynnikiem proporcjonalności jest stała szybkości reakcji -k

Zadanie 30

Według teorii zderzeń (teorii dla reakcji przebiegających w fazie gazowej), warunkiem koniecznym do zajścia reakcji jest zderzenie się reagujących cząsteczek. Biorąc pod uwagę, że liczba zderzeń cząsteczek w gazie jest olbrzymia, gdyby każde zderzenie prowadziłoby do reakcji, wszystkie reakcje w gazach przebiegałyby momentalnie - wybuchowo. Wiemy jednak, że duża część reakcji przebiega bardzo powoli. Oznacza to, że podczas zderzenia mogą reagować tylko te cząsteczki, które mają wystarczający zasób energii i takie zderzenia nazywamy zderzeniami aktywnymi. Zderzenia aktywne czyli efektywne w sensie chemicznym, są zderzeniami tylko między cząsteczkami mającymi energię wyższą od energii pozostałych cząsteczek w układzie. Dzięki tej „wyższej" energii następuje rozerwanie wiązań w substratach. Najmniejsza ilość energii potrzebna do zapoczątkowania reakcji chemicznej nazywa się energią aktywacji. Dla reakcji przebiegających w fazie ciekłej, opracowana została teoria stanu przejściowego reakcji zwana - teorią aktywnego kompleksu. W teorii aktywnego kompleksu podobnie jak w teorii zderzeń warunkiem zapoczątkowania reakcji jest zderzenie się cząsteczek mających energię co najmniej równą energii aktywacji. W momencie efektywnego zderzenia się cząsteczek następuje przegrupowanie ich elektronów walencyjnych i jako stadium przejściowo tworzy się nietrwały układ zwany stanem przejściowym lub kompleksem aktywnym substratu w cząsteczki produktu. Aby substraty przekształciły się w produkty muszą osiągnąć energię minimum równą energii aktywacji danej reakcji. Energia aktywacji jest więc swego rodzaju barierą energetyczną, którą muszą pokonać cząsteczki substratu aby przekształcić się w produkt. Energia aktywacji jest podstawowym czynnikiem decydującym o szybkości reakcji. Im jej wartość jest niższa, tym szybciej przebiega reakcja i odwrotnie. Reakcje chemiczne o energii aktywacji mniejszej niż 40 kJ•mol^-1 prz_ebiegają w temperaturze pokojowej z dużą szybkością, natomiast gdy energia aktywacji przekracza 125 kJ•mol^-1 przebiegają już powoli.

Zadanie 31 '

Rzędowość reakcji jest to suma wykładników potęg w równaniu kinetycznym wyznaczonym dla danej reakcji. Rzędowość określa rzeczywistą liczbę cząsteczek substratów biorącą udział w reakcji np. reakcja drugiego rzędu to taka w której biorą udział dwie cząsteczki substratu w celu powstania^­produktu.

Zadanie 32

Równanie Arrheniusa opisujące zależność stałej szybkości reakcji od temperatury:

A

Log k = log H - gdzie: R- stała gazowa, T- temperatura, H- współczynnik częstości 2,303 RT

A-energia molowa aktywacji reakcji, k - stała szybkości reakcji.

Zadanie 33.

Katalizatory - to substancję, które zmieniają szybkość reakcji chemicznych, same nie ulegając przy tym z-asadniczym zmianom. Katalizatory dodatnie przyspieszają reakcje a katalizatory ujemne (inhibitory) hamują szybkość reakcji. Katalizatory dodatnie - aktywatory zwiększają szybkość reakcji, poprzez obniżenie energii aktywacji reakcji, katalizatory ujemne - inhibitory spowalniają reakcje chemiczne poprzez podwyższenie energii aktywacji reakcji chemicznej. Mechanizm reakcji katalitycznych tłumaczy się tworzeniem nietrwałych związków przejściowych katalizatora z substratami o odpowiednio dla katalizatora niższej lub wyższej energii aktywacji, związki te ulegają następnie rozpadowi na produkty reakcji i nie zmieniony katalizator.

Enzymy to biokatalizatory wytwarzane w organizmach żywych. Enzymy są substancjami białkowymi, wykazującymi dodatnie działanie katalityczne, o bardzo dużej specyficzności. Jedne enzymy przyspieszają hydrolizę cukrów, inne białek, a jeszcze inne tłuszczów. Zatruwanie organizmów żywych, pod wpływem niedużych dawek trucizn, można wyjaśnić blokowaniem przez nie enzymów, warunkujących wszelkie procesy życiowe.

Zadanie 34

Parametry, które określają roztwory elektrolitów to:

- stężenie procentowe,

- stężenie

- molowe,

- stężenie molalne,

- ułamek molowy składnika w roztworze, - rozpuszczalność.

Zadanie 35 Dysocjacja kwasów:

HCl , H⁺ + Cl^-, HNO₃ , H⁺ + NO3^-,

kwasy wieloprotonowe dysocjują etapowo: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^- , HSO₄ ^- → H⁺+ S0₄^2-,

H₃P0₄ → H⁺ + H₂P0₄^-_, H₂P0₄ → H⁺ + HP04^2-, HP04^2- → H⁺ + P04^3-

Dysocjacja zasad:

NaOH → Na⁺ + OH^- , OH - K⁺ + OH",

Zasady wielowodorotlenowe dysocjują etapowo:

Ba(OH)₂ → BaOH⁺ + OH^-, BaOH⁺ → Ba²⁺ + OH^-,

Zadanie 37

Moc kwasów (zasad) zależy od elektroujemności atomu centralnego, rozmiaru anionu (kationu) powstającego w czasie dysocjacji, w przypadku kwasów od liczby atomów tlenu niezwiązanych z wodorem.

Zadanie 38

Amfoterami nazywamy związki, które reagują zarówno z mocnymi kwasami jak i mocnymi zasadami.

Należą do nich następujące tlenki i wodorotlenki: A1₂0₃, Al(OH)₃, ZnO , Zn(OH)₂, BeO

,

Be(OH)₂, Cr₂O₃, Cr(OH)₃, CuO , Cu(OH)₂, PbO, Pb(OH)₂ , SnO, Sn(OH)₂.

Zadanie 39.

Hydroliza jest to reakcja rozpuszczalnych soli z wodą prowadząca do otrzymania związku słabo zdysocjowanego. Hydrolizie ulegają rozpuszczalne sole :

mocnych kwasów i słabych zasad - jest to hydroliza kationowa, roztwór przyjmuje odczyn kwasowy:

NH⁴⁺ + H₂O ↔ NH₃ + H₃0⁺

mocnych zasad i słabych kwasów - jest to hydroliza anionowa, roztwór przyjmuje odczyn zasadowy:

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

słabych kwasów i słabych zasad - jest to hydroliza kationowo-anionowa, odczyn roztworu może być obojętny lub słabo kwasowy lub słabo zasadowy w zależności od wartości stałych dysocjacji powstających słabego kwasu i słabej zasady:

CH₃COO^- + NH⁴⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₃H₂O

Odczyn roztworu soli zależy od mocy powstających elektrolitów.

Zadanie 40

Roztwory buforowe to roztwory zawierające słaby kwas i sprzężoną z nim zasadę, w niezbyt małych i porównywalnych ze sobą stężeniach. Przykłady buforów to: roztwór kwasu octowego i octanu sodu, roztwór amoniaku i chlorku amonu, roztwór diwodoroortofosforanu (V) potasu i wodoroortofosforanu (V) potasu. Cechą charakterystyczną roztworów buforowych jest utrzymywanie stałego pH roztworu, niezależnie od dodatku niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad, a także niezależnie od rozcieńczenia. Działanie buforu jest najskuteczniejsze gdy stężenie kwasu i zasady jest jednakowe.

Zadanie 41

Parametr, który opisuje zjawisko strącania osadów trudno rozpuszczalnych to iloczyn rozpuszezalności.

Iloczyn rozpuszczalności jest to iloczyn stężeń jonów danego związku trudno rozpuszczalnego w roztworze nasyconym w danej temperaturze i w danym rozpuszczalniku. Jeżeli iloczyn stężeń jonów danego związku trudno rozpuszczalnego w roztworze jest większy niż wartość iloczynu rozpuszczalności (w danej temperaturze i danym rozpuszczalniku) to będzie wytrącał się osad tego związku.

Zadanie 42

Reakcją utleniania i redukcji nazywamy taką reakcję ^chemiczną, w której - przemianie substratów w produkty towarzyszy zmiana stopnia utlenienia pierwiastków. Utlenianie to proces prowadzący do podwyższenia stopnia utlenienia, a redukcja to proces w wyniku którego pierwiastek obniża swój stopień utlenienia. W reakcjach tych podwyższeniu stopnia jednego pierwiastka musi spowodować obniżenie stopnia utlenienia innego pierwiastka.

Zadanie 43

Reakcje łańcuchowe są reakcjami złożonymi z wielu rozwijających się procesów powiązanych ze sobą. Wskutek jednego aktu aktywacji zachodzi przemiana, w której wydziela się duża ilość energii wystarczająca do powstania innych ^aktywnych cząsteczek kontynuujących reakcję. Przykładem jest synteza chlorowodoru: Cl₂ + H₂ → 2HCl

Zadanie 44

Podczas rozpuszczania substancji krystalicznej zachodzą:

przejście cząsteczek lub jonów ciała stałego do roztworu na skutek rozerwania wiązań występującymi miedzy nimi

solwatacja „wyrwanych" z sieci krystalicznej jonów lub cząsteczek przez cząsteczki dowolnego

rozpuszczalnika ( w wodzie jako rozpuszczalniku proces ten określa się hydratacją); Rozpuszczanie substancji krystalicznych związane jest na ogół z pochłanianiem energii, gdyż należy ją dostarczyć na zniszczenie sieci krystalicznej. Proces solwatacji jest procesem egzotermicznym, zatem całkowity efekt rozpuszczania zależy od wielkości energii sieci i energii solwatacji.

Zadanie 45

Najczęściej stosowanym kryterium podziału koloidów jest podział według stanu skupienia ośrodka rozpraszającego i substancji rozproszonej.

Podział układów koloidalnych ze względu na stan skupienia

Faza rozpraszająca	Faza rozproszona
	gaz	ciecz	Substancja stała
GAZ	Układy koloidalne tego typu nie istnieją	aerozole
		Mgła	Dym, kurz
CIECZ	Piana (piana mydlana, piana białka jaja kurzego)	Emulsje (mleko, emulsje kosmetyczne)	Zole (zole metali, zole wodorotlenków)
SUBSTANCJA STAŁA	Piana stała (pumeks, styropian)	Stała emulsja (opal)	Zole stałe (szkło rubinowe)

Innym kryterium podziału koloidów jest powinowactwo cząstek koloidalnych do rozpuszczalnika, wyróżniamy wtedy koloidy:

- liofilowe (jeśli rozpuszczalnikiem jest woda - hydrofilowe),

- liofobowe (jeśli rozpuszczalnikiem jest woda - hydrofobowe).

Koloidy liofilowe wykazują duże powinowactwo względem rozpuszczalnika, cząstki koloidalne otaczane są otoczką solwatacyjną, która jest czynnikiem je stabilizującym. Koloidy liofobowe gromadzą na swojej powierzchni ładunek elektryczny, mają niewielkie powinowactwo do rozpuszczalnika, nie otaczają się warstewką solwatacyjną Podział układów koloidalnych ze względu na powinowactwo cząstek substancji rozproszonej do wody

Rodzaj koloidu	Przykłady
Hydrofilowe	Żelatyna, białko, insulina, guma arabska, kwas krzemowy, wodorotlenek glinu
Hydrofobowe	AgCI, zole tlenków metali TiO2 , ZrO2, zole metali: Au, Pt, Ag., zole siarczków: As2S3 , Sb2S3

Zadanie 46

Czynniki, które wpływają na szybkość koagulacji to: - zmiana temperatury,

- dodanie elektrolitu,

- dodanie nieelektrolitów (związki organiczne), - przepływ prądu elektrycznego,

- działanie światła,

- bodźce mechaniczne.

Zadanie 47

Substancja powierzchniowo - czynna dodana do roztworu obniża napięcie powierzchniowe.

Zadanie 48

Po rozpuszczeniu w cieczy substancji trudno lotnej prężność pary nasyconej nad daną cięższa obniża się z tego względu prężność pary nasyconej nad roztworem substancji trudno lotnej jest zawsze niższa niż nad czystym rozpuszczalnikiem, przy czym - tym, niższa im roztwór jest bardziej stężony. Konsekwencją obniżenia prężności pary nad roztworem jest zmiana temperatury krzepnięcia i temperatury wrzenia roztworu w miarę zwiększania stężenia substancji rozpuszczonej. Temperatura wrzenia roztworu jest wyższa od temperatury wrzenia czystego rozpuszczalnika, a temperatura krzepnięcia roztworu jest niższa niż temperatura krzepnięcia czystego rozpuszczalnika.

Zadanie 49

Układy azeotropowe w czasie destylacji nie zmieniają swojego składu, dlatego też nie można rozdzielić składników takiego układu przez destylacje (w czasie ogrzewania w temp. wrzenia skład pary zbliża się do składu cieczy aż w końcu destylat osiąga skład azeotropowy).

Zadanie 50

Przewodnictwo elektryczne roztworów wynika z obecności w nim jonów. Przewodnictwo elektrolitów zależy od rodzaju elektrolitu, stężenia elektrolitu i od temperatury.

Zadanie 51

Ogniwa można podzielić na:

ogniwa chemiczne: jeżeli przepływowi elektronów przez obwód zewnętrzny towarzyszy reakcja chemiczna; Należą tutaj: ogniwa suche (ogniwo Leclanche'go) i akumulatory (akumulator ołowiowy), ogniwa paliwowe, w których zachodzi proces elektrochemicznego utleniania paliw naturalnych tlenem z powietrza.

ogniwa stężeniowe, gdy praca ogniwa nie jest związana z reakcją chemiczną, lecz z przemianą fizyczna, taką, jak zmiana stężenia jonów.

Zadanie 52

Analiza ilościowa polega na oznaczeniu zawartości danej ^substancji w badanej próbce (materiale). Analiza jakościowa polega na określeniu składu próbki - rodzaju zawartych w niej substancji (jonów, cząsteczek).

Zadanie 53

Analiza objętościowa obejmuje analizę miareczkową i analizę gazometryczną. W analizie miareczkowej rozróżnić można dwie grupy metod, różniące się istotnie typem reakcji zachodzącej podczas miareczkowania:

A - metody oparte na reakcjach łączenia się jonów

B - metody wykorzystujące reakcje przekazywania elektronów, tj. reakcje redukcji-utlenienia.

Metody oparte na łączenia się jonów:

alkacymetria wykorzystuje reakcje zobojętnienia: H⁺ + OH^- → H₂O

metody strąceniowe (precypitometria) wykorzystują reakcje strącania osadów

metody oparte na tworzeniu się rozpuszczalnych związków zespolonych lub słabo

zdysocjowanych - kompleksometria wykorzystują reakcje kompleksowania

Metody oparte na reakcjach redukcji-utlenienia wykorzystują reakcje redoks Do typowych metod

oksydymetrycznych ( opartych na miareczkowaniu mianowanymi roztworami utleniaczy) należą:

nadmanganometria cerometria chromianometria bromianometria tytanometria

- jodometria

Typowa metodą reduktometryczną (opartą na miareczkowaniu mianowanymi roztworami

reduktorów) jest tytanometria.

Zadanie 54.

Krzywe miareczkowania - ksero

Zadanie 55.

Wskaźniki służą detekcji punktu końcowego miareczkowania, powinny zatem być tak dobrane, aby ich zmiana barwy przypadała właśnie w tym punkcie, jeśli są dwubarwne powinny wykazywać duży kontrast barw, obie formy wskaźnika powinny być trwałe w badanym środowisku i nie wchodzić w reakcje ze składnikami układu - nie powodować zakłóceń w przebiegu miareczkowania. Dobór wskaźnika zależy od rodzaju miareczkowania i oznaczanych substancji np. w oznaczeniach alkacymetrycznych o wyborze wskaźnika decyduje pH, jakie będzie miał miareczkowany roztwór w punkcie równoważnikowym, czyli w momencie nasycenia równoważnikowego.

Zadanie 56.

Podział metod spektroskopowych:

1. podział metod w zależności od układu materialnego od którego pochodzi sygnał analityczny,

Układ materialny	Nazwa metody
Atom	Spektrometria atomowa
Cząsteczka	Spektrofotometria cząsteczkowa, analiza spektrofotometryczna, Spektrometria cząs^teczkowa
Jądro atomowe	Spektrometria jądrowa
Jony, fragmenty cząsteczek mające ładunek	Spektrometria mas
Jony	Spektrometria jonów
Elektrony	Spektrometria elektronów

2. podział metod spektroskopowych w zależności od zachodzącego zjawiska fizycznego,

Zjawisko fizyczne będące podstawą metody	Metody an-alityczne
Absorpcja promieniowania	1.l Spektrofotometria absorpcyjna cząsteczkowa (VIS, UV, IR) 1.2 Absorpcyjna spektometria atomowa (ASA) 1.3 Absorpcja promieni rentgenowskich 1.4 Magnetyczny rezonans jądrowy (NMR) 1.5 Elektronowy rezonans paramagnetyczny (EPR, ESR)
Rozproszenie i absorpcja	Turbidymetria
Rozproszenie promieniowania	3.1 .nefelometria 3.2.dytrakcja promieni rentgenowskich
Odbicie światła	Reflektometria
Załamanie światła	5.1. refraktometria 5.2. interferometria
Skręcanie płaszczyzny polaryzacji światła spolaryzowanego	polarymetria
Emisja promieniowania	wzbudzenie termiczne: 7.1. fotometria płomieniowa 7.2. spektrografia i spektrometria emisyjna wzbudzenie optyczne: 7.3. fluorescencja rentgenowska 7.4. fluorescencja atomowa 7.5. spektrofluorymetria
Strumień naładowanych cząsteczek o różnym m/z	spektrometria masowa
Strumień elektronów lub jonów o różnej energii	spektrometria elektronów i jonów

3. podział metod w zależności od rodzaju i sposobu powstawania widma.

Zadanie 57

Za absorpcję promieniowania w nadfiolecie i zakresie widzialnym odpowiadają elektrony a dokładnie zmiana energii czynnych optycznie elektronów. Wzbudzenie elektronów wymaga dużej energii, więc równocześnie ze zmianą energii elektronowej następuje zmiana energii oscylacji i rotacji.

Zadanie 58

Pasma absorpcyjne w obszarze widzialnym i nadfioletowym zależą od zmian w rozmieszczeniu elektronów i od zmian energii cząsteczki. W tych obszarach powstają widma elekronowo - osylacyjno-rotacyjne składające się z pewnej liczby wyraźnie oddzielonych układów pasm. Położenie linii w paśmie jest wyznaczone zmianą kwantowej liczby rotacji, położenie pasma w układzie pasm jest wyznaczone zachodzącą równocześnie zmianą kwantowej liczby oscylacji, natomiast położenie układu pasm w całym widmie określa przejście elektronowe (przejście między różnymi stanami elektronowymi cząsteczki).

Zadanie 59.

Prawa absorpcji promieniowania.

Pierwsze prawo Lamberta:

Natężenie światła monochromatycznego po przejściu przez ośrodek optycznie jednorodny jest proporcjonalne do natężenia światła padającego. Stosunek natężenia światła wychodzącego z ośrodka do natężenia światła padającego nazywa się transmitancją

Prawo Bouquera - Lamberta:

Natężenie światła przechodzącego przez warstwę absorbującą zmniejsza się wykładniczo wraz z

liniowym zwiększaniem się grubości warstwy. I _t= I _o∙10^-kl gdzie I_t- oznacza natężenie światła wychodzącego z ośrodka, 1₀ - natężenie światła padającego, k - współczynnik proporcjonalności, 1- grubość warstwy. Logarytm stosunku natężenia promieniowania padającego do natężenia promieniowania wychodzącego nazywa się absorbancją (A): lg I_o / I _t =k ∙l, A= Ig Io / I _t

Prawo Bouquera - Lamberta - Beera - Waltera, zwane w skrócie prawem Lamberta -Beera W postaci wykładniczej : I _t= l₀ • 10 ^{- εc1} gdzie c- stężenie molowe roztworu, ε- molowy współczynnik absorpcji, 1- grubość warstwy. Po zlogarytmowaniu wzór jest następujący: A=lg I_o/ I _t = ε•c•l, absorbancja jest wprost proporcjonalna do stężenia i grubości warstwy czyli jest funkcją liczby cząsteczek absorbujących znajdujących się w roztworze.

Prawo addytywności absorbancji. Jeżeli w roztworze znajduje się więcej substancji absorbujących, to absorbancja calkowita roztworu jest sumą absorbancji poszczególnych składników

Zadanie 60

Schemat blokowy spektrofotometru

Zrudło prom , monochromator układ kuwet detektor i rejestrator

Zadanie 61

O absorpcji promieniowania w podczerwieni decydują:

- w zakresie dalekiej podczerwieni możliwość ruchu rotacyjnego polegającego na obrocie cząsteczki jako całości wokół osi przechodzącej przez jej środek masy,

- w zakresie bliskiej podczerwieni o większej energii decyduje ruch oscylacyjny polegający na tym, że jądra atomów wchodzących w skład ^cząsteczki drgają z określonymi częstotliwościami wzdłuż wiązań i w różnych kierunkach w stosunku do nich,

Zadanie 62

Przy pobieraniu próbek należy:

- próbka powinna być reprezentatywna, tzn. posiadać wszystkie możliwe cechy badanego materiału,

- unikać kontaminacji próbki, poprzez stosowane w tym celu odpowiedniej czystości przedmioty (narzędzia),

- naczynia do przechowywania próbek nie mogą wchodzić w reakcje z pobranym materiałem,

- w zależności od rodzaju próbek stosować określone warunki temperaturowe do przewozu i przechowywania próbek,

- w przypadku próbek oznaczanych w zakresie podczerwieni należy chronić próbki przed dostaniem się do nich wody,

Zadanie 63

Dokładność metody oznacza różnicę między otrzymanymi wartościami a wartością rzeczywistą, tzn. stopień zbliżania się otrzymanych wyników do wartości rzeczywistej (prawdziwej). Precyzja metody jest miarą zgodności otrzymywanych wyników, charakteryzuje więc powtarzalność metody. Precyzję określa się jako odwrotność względnego odchylenia standardowego s. Im mniejsza wartość s, tym lepsza precyzja.

Niepewność wyniku wiąże się z tym, że wyniki praktycznie wszystkich pomiarów są obciążone błędem systematycznym, wynikającym z niedoskonałości układu pomiarowego, zanieczyszczenia odczynników lub niedostatecznych kwalifikacji eksperymentatora.

Zadanie 64.

Przy pomiarach pH stosuje się następujące elektrody:

- elektrodę wodorową ( w praktyce rzadko stosowana, gdyż nie sjest dogodna w użyciu) - --- elektrodę chinhydronową

- elektrodę szklaną

- elektrody kombinowane (będące ogniwem pomiarowym zbudowanym z elektrody szklanej i elektrody chlorosrebrowej).

Zadanie 65

Chromatograficzne metody analizy polegają na rozdzielaniu i identyfikacji składników układu wykorzystując różnice w powinowactwie adsorpcyjnym składników układu względem substancji znajdujących się w kolumnie chromatograficznej.

Zadanie 66

Elektroforetyczne metody analizy pozwalaj mierzyć ładunki elektryczne nagromadzone na cząstkach zolów, rozdzielać zole zawierające różne rodzaje cząstek koloidalnych (wykorzystując wędrówkę cząstek koloidowych w polu elektrycznym).