Hydroliza - wtórny proces jonów powstałych ze słabej zasady lub słabego kwasu np.: NH₄⁺ + H₂0 <-> NH₃ + H₃0⁺ i HCO₃^- + H₂O <-> H₂SO₃ + OH^-

Dysocjacja - proces polegający na tym, iż neutralna cząstka zamienia się na dwa jony np.: HCl + H₂O <-> H₃O⁺ + Cl^-

Utlenianie - proces w którym atom lub grupa atomów przechodzi z niższego na wyższy stopień utlenienia np.: CH₃CH₂OH + O₂ -> 2CH₃COOH (C z +1 na +3)

Utleniacze: nadtlenki, nadmanganiany, chlorany, gazowy chlor, brom, jod, MnO₄^-, Cr₂O₇^2-

Reduktory: sód, magnez, cynk, wodór, wodorki (np. wodorek sodu), KI, Fe²⁺

Aby wykryć właściwości redukujące jakiejś substancji należy do niej dodać KMnO₄ (z fioletu na bezbrawny w wyniku redukcji dodanego odczynika)

Kationit sulfonowy - nierozp w wodzie mocny kwas H⁺SO₃^- + NaCl <-> HCl + Na⁺SO₃^-

Odwracalna, egzotermina reakcja: substr <-> prod + ciepło

Stała równowagi K - nie zmieni się

Wydajnośc % prod w st równowagi - nie zmieni się

Czas ustalania stanu równowag - zmaleje

Ilość wydzielanego ciepła - nie zmieni się

Kolorymetria - metoda optycznej analizy ilościowej, wykorzystująca selektywną absorpcję światła przez rozwtór badanej substancji. Używa się światła białego.

Transmitacja - przepuszczalność roztworu; jest miarą przeźroczystosći próbki; stos natęż (l) wiązki światła po przejsciu przez badaną próbkę do natęż światła padającego (l₀) T=l/l₀ Ekstynkcja-zaleznośc transmitacji od stężenia; stopień absorpcji światła przez związek; osłabienie wiązki światła przechodzącej przez osrodek E=lg 1/T

prawo Lamberta-Beera-ekstynkcja światła padającego na badaną próbkę roztworu jest wprost proporcjonalna do stężenia i grubości warstwy absorbującej E=€*l*c €-molowy współczynnik ekstynkcji

Prawo rozcieńczeń Ostwalda przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia

K=αC/1-α czyli α²~K/C -> α=√K/C..

K musi być mniejsza od 10^-4 α<5% - słabe elektrolity

[H+]=Ka*Ckw/Csoli Ckw/Csoli≥400

Kwas-zasada Bronsteda: kwasem jest donor protnonów, natomiast zasadą - akceptor protonów np.:

NH₃(z) + H₂O[k] <-> NH₄⁺(k) + OH^-[z]

K=[NH₄⁺][OH^-]/[NH₃][H₂O]=const

lub

CH₃COO^-(z) + H₂O[k] <->CH₃COOH(k) + OH^-[z]

pKa + pKb=14

Kwas-zasada Arrheniusa: kwasy są to substancje, które w roztworze wodnym odszczepiają jon wodorowy (np.HCl, HSO₃) , natomiast zasady - odszczepiające jon wodorotlenowy

Kwas-zasada Lewisa: kwas to to związek, który jest akceptorem pary elektronowej, zasada - donorem pary elektoronowej

Wskaźniki pH: związki chem, które muszą być kwasem lub zasadą, słabym elektrolitem, muszą mieć różny kolor formy sprotonowanej i zdeprotonowanej:

wskaźnik(H) + H₂O <-[k] [z]-> H₃O⁺ + wzkaźnik(-)

Ka=[H⁺][wzkaź(-)]/[wskaź(H)]=const

Jeżeli produkt reakcji jest zasadowy, uzywamy fenoloftaleiny, jeśli jest kwasowy, używamy oranżu metylowego

Miareczkowanie NaCO3 HCl'em:

NaCO₃ + 2HCl <(oranż)> 2 NaCl + H₂CO₃ (produkt b. lekko zasadowy)

NaCO₃ + HCl <(fenolo)> NaCl + NaHCO₃ (produkt lekko kwaśny)

pkt równoważnikowy-moment w którym proporcja liczby moli reagentów jest równa proporcji stechiometrii współczynników reagentów (wymaga to napisania równania reakcji)

skok miareczkowania-różnica pH pomiędzy 99,9% objętości a 100,1% objętości

Szybkość reakcji chemicznej - zmiana stężenia w czasie v= ∆c/ ∆t

Szybkośc reakcji chemicznej zależy od en aktywacji, stęż substr, rodz substr

VESPR:

Orbital - funkcja opisująca opisująca stan elektronu w cząsteczce; zlokaloziowany np.: H-O w H₂O, zdelokalizowany np. w cząsteczce benzenu. Orbitale wiążące (stabilizujące cząsteczkę), antywiążące (destabilizujące cząsteczkę, oznaczane „*”), niewiążące (są obojętne przy oznaczaniu cząsteczki)

Wiązanie: ∂ - czołowe nakładanie się orbitali, ∏ - boczne

Wiązanie ∂ (np. w CH₄) powstaje z 2 orbitali atomowych typu ss, sp, lub pp, poprzez ich czołowe nałożenie; wiązanie ma symetrię liniową i kształt:

Wiązanie ∏ (np. w CH₃COOH) powstaje z 2 orbitali typu pp, poprzez ich boczne nałożenie; wiązanie ma symetrię poza liniową i kształt:

Orbital antywiążący - orbital molekularny powstały w wyniku nałożenia się orbitali atomowych charakteryzujący się wyższą energią od wyjściowych orbitali.

Antywiążący orbital ∏ - „boczne” nałożenie orbitali „p-p”:

Obliczanie liczby N i P, aby określić kształt cząsteczki (liniowa, zgięta, płaska, piramidalna, tetraedryczna)

Obliczając N patrzymy na: numer grupy w jakim znajduje się pierwiastek i na wiązania (pojedyncze +1, podwójne +0), dodatkowo patrzymy na ładunki(ładunek (+) -1, ładunek (-) +1). P obliczamy dzieląc N na 2 (jeśli dzielimy liczbę nieparzystą, to zaokrąglamy wynik w górę)

Np.:O3, H₂SO_4, NO₂, NH₄⁺

* O₃

czyli

O=O=O

N=6 (6 grupa) + 0 (jedno wiązanie=) +0 (drugie wiązanie=) =6

P=6/2=3 cząsteczka zgięta

* H₂SO₄ (obliczamy dla atomu siarki)

N=6+1+1+0+0=8

P=8/2=4 cząsteczka tetraedryczna

* NO₂

O = N = O

N= 5+0+0=5

P=5/2=2,5=3 cząsteczka zgięta

* NH₄⁺

N=5+1+1+1+1-1=7

P=7/2=4 cząsteczka tetraedryczna

ZADANIA!

Zad 1.) Po ile gramów 1% roztworu H₂SO₄ i 4% roztworu H₂SO₄ należy zmieszać aby otrzymać 300 g 2% roztworu H₂SO₄?

1% H₂SO₄

W 100 g roztw 1 g subst

m₁ g roztw x g subst x g subst= 1g* m₁/100

4% H₂SO₄

W 100 g roztw 4 g subst

m₂ g roztw x g subst x g subst =4* m₂/100

2% H₂SO₄

W 100 g roztw 2 g subst

W 300 g roztw x g subst x g subst = 2*300/100)

m₁+ m₂=300 m₁=300- m₂

1g* m₁/100 + 4* m₂/100 = 2*300/100 /*100

1 m₁+4 m₂=600

1(300- m₂)+ 4 m₂=600

300 + 3m₂=600

3m₂=300

m₂=100 gramów

m₁ + m₂ = 300 czyli m₁=200 gramów

i podobne zadanie: Ile ml 1M H₂SO₄ i 5M H₂SO₄ należy zmieszać aby sporządzić 200 ml 2M H₂SO₄?

1M H₂SO₄ V₁

5M H₂SO₄ V₂

2M H₂SO₄ V₃ = 200 ml

V₁+ V₂ = 200 V₁=200-V₂

1M H₂SO₄

W 1000 ml 1 mol H₂SO₄

W V₁ x

x=V₁*1/100

.

.

.

czyli:

V₁*1/1000 + V₂*5 /1000 = 200*2 /1000 /*1000

V₁*1 + V₂*5 =400

(200-V₂)*1 + 5*V₂ =400

200 + 4V₂=400

4V₂=400-200

4V₂=200/4

V₂=50 ml

V₁+V₂=200 czyli V₁=150 ml

Zad 2.) Sporządź 200 ml 1M roztworu amoniaku mając do dyspozycji 25% amoniak (d=0,96g/ml)

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH^-

W 1000 ml 1 mol NH₃

W 200 ml x

x=0,2 mola NH₃

1 mol NH₃ 17 g

0,2 mola NH₃ x

x=3,4 g NH₃

w 100 g roztworu NH₃ 25 g

w x g roztworu NH₃ 3,4 g

x=13,6 g roztworu NH₃

1 ml 0,96g

x ml 13,6 g

x=14,17 ml

Zad 3.) Ile mg Na₂CO₃ (Mcz=106) było w zlewce jeśli miareczkowaliśmy go 20 ml 0,1M HCl w obecności oranżu metylowego?

Na₂CO₃ + 2HCl H₂CO₃ + 2 NaCl

W 1000 ml HCl 0,1 mola

W 20 ml HCl x

x=0,002mola HCl

Na₂CO₃ + 2HCl H₂CO₃

0,002/2 0,002

mola mola

1 mol Na₂CO₃ 106 g

0,001 mola Na₂CO₃ x

x=0,106g Na₂CO₃=106mg

Zad 4.) Na zmiareczkowanie 0,1111 g NaCO₃ wobec fenyloftaleiny zużyto 10,05ml HClO₄. Oblicz jego stężenie molowe.

NaCO₃ + HClO₄ NaHCO₃ + NaClO₄

Mcz NaCO₃ = 160 g

160 g 1 mol NaCO₃

0,1111 g x

x=0,001048113

Cm=n/v=0,001048113mola/0,01005l=0,1042 mol/l

Zad 5.) Miareczkowanie 0,1M HCl (w zlewce) roztworem 1M NaOH. Obliczyć pH przy 50% zobojętnienia. Szkic zmian pH podczas tego miareczkowania.

W 1000 ml 0,1 mola HCl

W 100 ml x

x=0,001 mola HCl

w 1000 ml 1 mol NaOH

w x ml 0,001 mola NaOH

x=10 ml puknt równowaznikowy

0%

pH=-log0,1=1

50% = 5ml

W 1000 ml 1 mol NaOH

W 5 ml x = 0,005 mola NaOH

HCl + NaOH NaCl + H2O

0,001 0,005

mola mola 0,004 mola nadmiaru NaOH

Cm NaOH = 0,004 mola / 0,105 l = 0,03809

pOH=1,42

pH=14-1,42=12,58

Zad 6.) Do zmiareczkowania soli żelaza (II) w środowisku kwaśnym zużyto 12,2 ml 0,02 molowego KMnO₄. Ile Fe²⁺ było w próbce?

W 1000 ml 0,02 mola KMnO₄

W 12,2 ml x mola KMnO₄

x=0,000244 mola KMnO₄

8H⁺ + MnO4^- + 5Fe²⁺ 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4 H₂O

1 5

5*0,000244 mola=0,00122mola

1 mol Fe 56 g

0,00122 mola Fe x

x=0,06832 g = 68,32 mg

Zad 7.) W wyniku spalenia próbki związku zawierającego jedynie wodór, węgiel oraz azot, otrzymano: 0,45 g H₂O, 2,2 g CO₂ i 0,56 l gazowego azoty N₂ (warunki `normalne'). Podać skład elementarny związku. Masy at: węgiel 12, azot 14, tlen 16.

H₂O=18 g CO₂=44g N₂=22,4 dm³ // H=1 C=12 N=14

18 g H₂O 2g H₂

0,45 g H₂O x = 0,05 g H₂

44g CO₂ 12g C

2,2g CO₂ x = 0,6g C

22,4dm³ 28g N₂

0,56dm³ x = 0,7g N₂

0,05+0,6+0,7=1,35

1,35g 100%

0,7g x = 51,85% 51,85/14=3,7

0,6g x = 44,45% 44,45/12=3,7

0,05g x = 3,704% 3,704/1=3,7

Stosunek wodoru do azotu do węgla wynosi 1:1:1; wzór: HCN

---