1. Pierwiastek. Liczba atomowa. Liczba masowa. Izotopy.

Pierwiastek jest to zbiór atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze.

Liczba atomowa-liczba protonów w jądrze(Z)

Liczba masowa-całkowita liczba protonów i neutronów w jądrze(A)

Izotopy - różne ilości neutronów przy tej samej ilości protonów.

2. Atomowa jednostka masy. Masa atomowa. Masa cząsteczkowa. Mol. Masa molowa.

Atomowa jednostka masy-jest to masa 1/12 atomu izotopu węgla ¹²C.

Masa atomowa podaje ile razy atom danego pierwiastka jest większy od 1/12 masy atomu izotopu węgla ¹²₆C,czyli 1u.

Masa cząsteczkowa - podaje ile razy masa danej cząstki jest większa od 1u.przy czym masa cząsteczkowa jest sumą mas atomów których jest zbudowana.

Mol-jest to liczność materii występująca, gdy liczba cząstek jest równa liczbie atomów zawartych w masie 0,012 kg węgla 12.

Masa molowa-masa jednego mola cząsteczki wyrażona w gramach.

4.Prawo stałych stosunków wagowych. Związki niestechiometryczne.

Jest cechą charakterystyczną związków stechiometrycznych. Związki taki posiadają ściśle określony wzór chemiczny, stanowią przeważającą wszystkich połączeń chemicznych. Zdarzają się jednak związki, których skład procentowy waha się w pewnych granicach. Są to tzw. związki niestechiometryczne. Tworzą je te metale grup pobocznych, które wykazują dużą różnorodność stopni utlenienia.

5.Stopień utleniania pierwiastka. Reakcja utleniania i redukcji. Utleniacz. Reduktor.

Stopień utleniania pierwiastka-jest to liczba ładunków elementarnych, które miałby dany atom, gdyby wszystkie wiązania w związku chemicznym byłyby w pełni jonowe. Substancje zawierające atomy lub jony, które przyłączają elektrony nazywamy utleniaczami. Natomiast substancje, których atomy lub jony oddają elektrony nazywamy reduktorami. Proces utleniania związany jest z oddaniem elektronów, a proces redukcji z pobraniem elektronów.

6.Stęzenie roztworów (procentowe, molowe, ułamek molowy)

Stężenie procentowe-określa wagową zawartość substancji rozpuszczonej w 100 częściach wagowych roztworu %wag=

Stężenie molowe-wyraża liczbę moli substancji zawartej w 1dm³ roztworu.C_m=n_i/V_r

Ułamek molowy-wyraża się stosunkiem ilości moli składnika i do sumarycznej ilości moli wszystkich składników roztworu.

7.Falowo-korpuskularny charakter elektronów. Hipoteza de Brogliea.

Światło zachowuje się tak jak by miało naturę falową i korpuskularną. Drogę wybrnięcia z przyjętego dualizmu wykazał fizyk de Brogliela. Według jego hipotezy ruch elektronów w pewnych warunkach musi być opisany jako ruch korpuskularny cząstki o określonej masie m w innych natomiast warunkach wyłącznie jak ruch fali. Cząstce o masie m energii E=mc² poruszającej się z prędkością u przypisuje się fale o długości λ=

h - stała Plaucha

8.Orbital atomowy. Liczby kwantowe dla orbitali atomowych.

Orbita atomowa-jest to funkcja Ψ dla elektronów atomu.

Liczby kwantowe n - główna liczba kwantowa przyjmująca wartości liczb naturalnych, co 1 n=1,2,3,…7,l-poboczna liczba kwantowa zależna od n przyjmuje wartości liczb całkowitych l=0.1,2,3,…(n-1),m-magnetyczna liczba kwantowa zależna od l -l ≤ m ≤ l

Orbital atomowy

9.Poziomy energetyczne elektronów w atomie.

Energia elektronu w atomie nie może przyjmować dowolnych wartości. Wartości te zależą od liczb kwantowych i zmieniać mogą się w sposób skokowy. Zmiana energii w sposób skokowy oznacza, że liczby n, l kwantują energię.

10. Wykresy radialne oraz kontury orbitali atomowych.

Kontur obrbitali jest to rysunek trójwymiarowy przedstawiający powierzchnię bryły, na której jest takie samo prawdopodobieństwo znalezienia elektronów. Orbitale są sferyczne tzn., że prawdopodobieństwo znalezienia elektronów nie zależy od kierunków.

Wykresy radialne:

11.Spin elektronu. Liczba kwantowa dla spinu.

Spin elektronu - każdy elektron oprócz tego, że porusza się wokół jądra kręci się także wokół własnej osi. Kręt ten nazywamy spinem elektronu. S - spinowa liczba kwantowa S = 1/2 m_s - magnetyczna spinowa liczba kwantowa m_s=+1/2 lub m_s=-1/2 Stan elektronu w atomie opisuje 5 liczb kwantowych.

• n, l, m - orbital atomowy

• S, m_s - spin.

Do rozróżnienia elektronów w atomie potrzebne są 4 liczby kwantowe: n, l, m, m_s „czwórka liczb kwantowych”.

12.Zakaz Pauliego. Maksymalne zapełnienie powłok i podpowłok.

Żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć tej samej czwórki liczb kwantowych tzw. jeżeli dwa elektrony opisane są tym samym orbitalem to znaczy mają te same wartości n, l, m to muszą się różnić wartością m_s,m_s=½ lub m_s=-½

14. Potencjał jonizacji i powinowactwo elektronowe. Elektroujemność pierwiastka.

Potencjał jonizacji (I) jest to energia potrzebna na odebranie jednego elektronu walencyjnego.

Powinowactwo elektronowe - Ep jest to energia, jaką wydzieli atom przyłączający jeden elektron.

Elektroujemność pierwiastka - jest to zdolność pierwiastka do przyciągania elektronów. Duża wartość elektroujemności charakteryzuje niemetal.

15.Wiązanie chemiczne w ujęciu klasycznym - kowalencyjne, spolaryzowane, jonowe.

Wiązanie kowalencyjne(atomowe)-w cząsteczkach zbudowanych z identycznych atomów np.H₂,Cl₂,N₂,O₂.Każdy z atomów oddaje do wspólnego użytku 1,2,3 elektrony w ten sposób powstaje 1,2,3, pary elektronowe będące wspólną własnością obu atomów. Te pary elektronowe należą w równym stopniu do obu atomów.

Wiązanie jonowe(w. elektrowalencyjne)

-atomy metali gr.1 lub 2

-atomy niemetalu silnie elektroujemne tzn. fluorowce (F, Cl, Br)-gr17 lub O, S, czasami H.

1) atom metalu traci elektron walencyjny(1,2,3)powstaje kation a atom niemetalu przyjmuje te elektrony(1 lub 2)powstaje anion.

2) przyciąganie jonów siłami kulombowskimi.

Wiązanie spolaryzowane (w. pośrednie)-dotyczy najw. l. związków np.H₂O,CO,CO₂,NH₃,HCl,HF inna nazwa wiązanie kowalencyjne spolaryzowane. Każdy z atomów oddaje po 1 lub po 2 elektrony do wspólnego użytku. Powstają pary elektronowe(1,2,3)będące własnością obu atomów.

16. Wiązanie chemiczne w ujęciu kwantowym - orbitale molekularne wiążące i antywiążące.

Orbital molekularny wiążący - gwarantuje powstanie cząsteczki A i B ponieważ wspólna para elektronowa cząsteczki przebywa często w obszarze między dwoma jądrami atomowymi. Orbital molekularny antywiążący nie zapewnia utrzymania cząsteczki poniważ elektr. wspólne dążą do przebywania na zewnątrz wspólnego obszaru

.17. Wiązanie wielokrotne. Orbitale molekularne typu σ oraz π.Orbitale typu σ charakteryzują się symetrią obrotową, osią obrotu jest oś cząsteczki. Wiązanie realizowane przez takie orbitale noszą nazwę wiązań σ. Wiązania pojedyncze w cząsteczkach są zawsze wiązaniami σ. Orbitale molekularne typu π charakteryzują się symetrią względną PŁ. cząsteczki. Elektrony wspólnie przebywają nad lub pod płaszczyzna ale nigdy wzdłuż osi. Wiązanie chemiczne realizowane przez taki orbital nazywa się wiązaniem π. Jest słabsze od σ

.18.Wiązanie kowalencyjne w cząsteczce H₂,O₂,N₂Atom wodoru z jednym elektronem walencyjnym w celu osiągnięcia konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego łączy się z drugim atomem wodoru. Każdy z atomów oddaje po jednym elektronie, które tworzą łączące parę wiążącą. Para ta znajduje się w polu oddziaływania obydwu jąder, które przyciągają się z jednakową siłą. H+ +•H→H:H→H₂Jeżeli wspólnie jednej pary elektronów nie wystarcza do osiągnięcia ektetu pomiędzy atomami tworzą się wiązania wielokrotne: podwójne:

19.Wiązanie spolaryzowane. Moment dipolowy cząsteczki.W wiązaniu spolaryzowanym orbital molekularny σ nie jest symetryczny z uwagi na odbicia atomu, dlatego po jednej stronie cząsteczki pojawia się niewielka nadwyżka ładunku ujemnego, a po drugiej stronie ładunku dodatniego. Powstaje dipol, a moment dipolowy jest tym większy im większy ładunek na biegunach.. Im większy moment dipolowy tym większa przenikalność dielektryczna ośrodka złożonego z takich cząsteczek μ=|δ|*τ

21. Wiązanie metaliczne w metalach i stopach.

Istotą wiązania jest oddziaływanie dodatnich jonów metali prowadzące do utworzenia siatki kryst. Między dodatnimi jonami metalu znajdują się wszystkie elektrony walencyjne tworzące plazmy elektronowe, odpowiedzialne za przewodnictwo prądu i przewodnictwo cieplne

22.Pierwiastki bloku s, p układu okresowego - nazwa, konfiguracja, wzory wodorków i tlenków.

Blok s litowce(Na, K, Rb, Cs, Fr)ns¹ X₂O XH

Berylowe (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra)ns² XO XH₂

BLOK P borowce (B, Al, Ga, In, Tl)ns²np¹ X₂O XH₃

Węglowce(C, Si, Ge, Sn, Pb)ns²np² XO₂ XH₄

Azotowce (N, P, As, Sb, Bi)ns²np³ X₂O₅ H₃X

TLENOWCE (O, S, Se, Te, Po)ns²np⁴ XO₃ H₂X

Fluorowce (FCl, Br, I, At)ns²np⁵ XO₃ HX

Helowce (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn)ns²np⁶ XO₃ HX

23.Pierwiastki bloku d układu okresowego-ogólna charakterystyka

(Sc, Y, La, Ac)(n-1)¹ns²

(Ti, Zr, Hf)(n-1)²ns²

(V, Nb, Ta)(n-1)³ns²

(Cr, Mo, W)(n-1)⁴ns²

(Mn,Tc,Re)(n-1)⁵ns²

(Fe,Ru,Os)(n-1)d⁶ns²

(Co, Ir)(n-1)d⁷ns²

(Ni, Pd, Pt)(n-1)d⁸ns²

(Cu,Ag,Au)(n-1)d⁹ns²(n-1)d¹⁰ns¹

(Zn, Cd, Hg)(n-1)d¹⁰ns²

Tylko metale, duża różnorodność stopni utlenienia co 1,tendencja do tworzenia związków niestechiometrycznych, występowanie metali szlachetnych, występowanie metali o bardzo wysokich temp. topnienia i dużej twardości.

24.Tlen-własciwości,podział tlenków. Nadtlenki.

W zwykłej temp. tlen jest gazem bezbarwnym i bez zapachu, nieco rozpuszczalny w wodzie. Tlen występuje w dwóch odmianach alotropowych jako O₂ i O₃.

Połączenia tlenu z innymi pierwiastkami (wyjątki fluor-fluorek tlenu)

-tlenki (O ma stopień utlenienia -II) npNa₂O,Al₂O_3,CaO Podział tlenków z uwagi na własności chemiczne:

-tlenki zasadowe np.:CaO,MgO,FeO,Na₂O tworzą wodorotlenki(zasady).

CaO+H₂O->Ca(OH)₂

Tlenki zasadowe reagują z kwasami dają sole

-tlenki kwasowe(bezwodniki kwasowe)np.: CO_2,SO₂,N₂O₅,SiO₂,P₂O₅

*tworzą kwasy

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

Reagują z zasadami(no. z NaOH).

-tlenki amfoteryczne są to tlenki, które zachowują się jak tlenki zasadowe ale reagują np.Al₂O₃,ZnO

Reagują z kwasami dają sole

Reagują z NaOH lub KOH

2) nadtlenki (O ma stopień utlenienia -I) (niewielka grupa tylko z pierwiastkami 1 i 2 grupy) np. Na₂O₂,H₂O₂,CaO₂

25.Wodór-własności,podział wodorków.

Wodór - składa się z 1 protonu i 1 elektronu. Wodór jest najlżejszy i najmniejszym atomem. Wodór jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i smaku słabo rozpuszczalny w wodzie. nie tworzy odmian alotropowych. Podział wodorków:

a) wodorki jonowe(typu soli)tylko dla 1 i 2 grupy układu okresowego NaH,Kh,CaH₂,MgH₂

b) wodorki kowalencyjne z pierwiastkami od 14 do 17 gr. Układu okresowego np.CH₄,NH₃,H₂S,HF.Mają różne własności, na ogół gazy i są to związki trwałe.

c) wodorki metaliczne z metalami d-elektronowymi

26. Woda - budowa cząsteczki, międzycząsteczkowe wiązanie wodorowe.

Woda jest najważniejszym związkiem tlenu. Pojedyncza cząsteczka wody ma budowę nieliniową, o kącie H-O-H równym 104⁰ 27^'.

W skutek kątowej budowy ładunek ujemny, skupiony przy atomie tlenu, nie pokrywa się ze środkiem ciężkości ładunków dodatnich zlokalizowanych na atomach wodoru. W rezultacie cząsteczka wody ma duży moment dipolowy, a tym samym dużą przenikalność elektryczną. W przestrzennej strukturze lodu, podobnej do struktury diamentu, poszczególne tetraedy łączą się z sobą mostkami wodorowymi. Oba atomy wodoru cząsteczki wody tworzą dwa wiązania wodorowe z dwoma atomami tlenu dwóch sąsiednich cząsteczek, obie pary elektronów przy atomie tlenu tworzą takie same dwa wiązania z atomami wodoru najbliższych cząsteczek wody.

Wiązanie wodorowe - tlenowce w związkach z wodorem są dwuwartościowe i tak tlen w bezpośredniej reakcji z wodorem tworzą H₂o. Nieliniowe polarne cząsteczki wody mają duży moment dipolowy 6,16*10^-30C_m Dzięki temu atom wodoru jednej cząsteczki i atom wodoru drugiej cząsteczki wzajemnie się przyciągają. Powstaje wiązanie wodorowe, co prowadzi do asocjacji wody, czyli łączenie się wielu cząsteczek w zespoły. Każdy atom tlenu w taki zespole jest otoczony 4 atomami wodoru, z których dwa przechodzą od innych cząsteczek wody. W wiązaniu wodorowym bezpośrednim ogniwem łączącym 2 cząsteczki jest jon wodorowy. Wiązanie wodorowe jest wiązaniem typu X - H - •••Y, gdzie X i Y mogą być takimi samymi lub różnymi atomami: azotu, tlenu, fluoru, rzadziej jednego z pozostałych fluorowców.

30.Charakterystyka węglowców. Własności węgla i krzemu. Paliwa organiczne.

Konfiguracja elektronowa ns²np²,stopnie utlenienia +2 i +4.Węgiel jest typowym niemetalem. Węgiel z połączeniem z tlenem występuje jako CO₂, a także w postaci węglanów. W stanie czystym węgiel występuje w nieznacznych ilościach dwóch krystalicznych odmianach alotropowych jako diament i grafit. Węgiel reaguje lepiej przy wyższych temp. z metalami i półmetalami tworzy stałe węgliki Fe₃C.Węgiel znalazł zastosowanie w ciepłownictwie, przemyśle hutniczym, itp.

Krzem w stanie wolnym jest ciałem stałym, twardym i kruchym o ciemnoszarej barwie. Krzem przewodzi prąd. Wolny krzem jest pierwiastkiem dość biernym chemicznie. Łatwo reaguje z fluorem , z wodorem tworzy związki o ogólnym wzorze Si_nH_2n+2.

31.Węgliki jonowe, kowalencyjne i międzywęzłowe

Węgliki(połączenia C z pierwiastkami mniej elektroujemnymi

-jonowe(z metalami 1 i 2 grupy np.CaC₂,Mg₂C₃,Na₂C₂).Cechy: C w postaci jonu ujemnego wiązanie jonowe nietrwałe(rozkład w wodzie)

-kowalencyjne(węglik krzemu, węglik boru).Cechy: wiązanie kowalencyjne, bardzo trwałe związki, bardzo twarde, wysokotopliwe)

-międzywęzłowe(metaliczne)atomy(są w pozycjach międzywęzłowych sieci krystalicznych metali{mogą się przemieszczać}):zachowane są cechy niemetaliczne (połysk, przew. elektryczne)

32.Charakterystyka azotowców. Własności azotu i fosforu.

Azot(N₂ N=N bardzo trwała cząsteczka ok.80%obj.powietrza)reakcja N₂ z metalami
[wysoka temp.]azotki (b. odporne chemicznie, b. twarde, b. wysoka temp. topnienia)grupa 15(+5+3-3 ale +5+4+3+2+1 tylko dla azotu),zanieczyszczenie powietrza NO₂.

Fosfor-grupa V A, okres 3,1s²2s²2p⁶3s²3p³,M=30,974,gęstość 1,82g/cm³,temp.topnienia 44,1C, temp.wrzenia 280 C.

33.Charakterytyka siarkowców. Własności siarki.

Siarkowce(grupa16)Siarka(6 el. walencyjnych, wartościowość +6+4-2,niemetal,żółty proszek{żółte kryształy})tlenki SO₃,SO₂-GAZY,dobrze rozpuszczalne H₂O,toksyczne,zanieczyszczenie powietrza SO_x)spalanie siarki S+O₂=SO₂,SO₂+1/2O₂=SO₃,H₂S-gaz toksyczny o nieprzyjemnej woni, gaz rozpuszczalny w H₂O (siarkowodór),odczyn lekko kwaśny (słaby kwas)-kwas siarkowodorowy.

34.Własności fluorowców. Własności chloru.

Chlorowce Chlor-grupa VIIA, okres 3,1s²2s²2p⁶3s²3p⁵,M=35,5 (+7+5+3+1-1) l.at.17,gęstość 1,56g/cm³

35.Typy reakcji chemicznych (syntezy, analizy, wymiany)

-syntezy-polega na tworzeniu się nowej substancji z dwóch lub większej liczby składników (A + B = C, Fe + S = FeS)

-analizy-polega na rozkładzie związków chemicznych na substancje prostsze lub pierwiastki(AB = A + B)

-wymiany-polegają na przekształceniu substratów w substancje nowe(produkty)o innych właściwościach. Rozróżnia się wymiany pojedynczej i podwójnej (poj. A + B = C + D)

36.Reakcje odwracalne. Równowaga chemiczna. Stała równowagi.

Reakcje odwracalne(nigdy nie biegnie aż do wyczerpania substratów{zawsze wszystkie reagenty obecne są w układzie. Taką reakcje można zawsze cofnąć})

Równowaga chemiczna(po pewnym czasie stężenia reagentów przestają się zmieniać, mówimy że reakcja osiągnęła stan równowagi)

Stała równowagi k (podaje zależność pomiędzy stężeniami reagentów w stanie równowagi, tzn. pomiędzy stężeniami reagentów, zależy od temp. i ciśnienia, w jakich prowadzi się daną reakcje).

37.Reguła przekory-wpływ zmian temperatury i ciśnienia na stałą równowagi.

Reguła określa kierunek przesunięcia równowagi przy zmianie param. reakcji chemicznej(tem, stężenie, ciśnienie)równowaga układ przesuwa się w takim kierunku by przeciwdziałać tej zmianie.

*dla reakcji endotermicznej(pobiera energię cieplną)

T
,P
w prawo

T
,P
w lewo

*dla reakcji egzotermicznej(oddaje ciepło)

T
,P
w prawo

T
,P
w w lewo

38.Roztwory elektrolitów-dysocjacja elektrolityczna, rozpuszczalniki polarne, elektrolity mocne i słabe, stopień dysocjacji.

Dysocjacja elektrolityczna to proces, w którym kwasy, zasady oraz sole ulegają rozpadowi na większą liczbe niezależnych cząstek pod wpływem rozpuszczalnika. Stopień dysocjacji elektrolit.

α=

C - liczba cząstek zdysocjowanych

C_o - liczba cząstek wprowadzonych do roztworu

0<α≤1

α zależy od

-rodzaju elektr. i rozpuszczalnika

-stężenia roztworu, temp

-obecności innych elektr. w roztworze

Dysocjacją nazywa się proces rozpadu substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Substancje, które ulegają dysocj. elektr. nazywa się elektrolitami. Ich roztwory są dobrymi przewodnikami prądu elektrycznego. Elektrolity mocne α=1.Elektrolity słabe α<1

39.Stał dysocjacji dla słabych elektrolitów. Prawo rozcieńczeń Ostwalda

k_dys=

K_dys=
- z prawa rozcieńczeń Ostwalda

C_m-stężenie elektrolitu

alfa-stopien dys.

40.Autodysocjacja wody. Iloczyn jonowy wody, pH.

Woda jest słabym elektrolitem i dysocjuje zgodnie z równaniem

H₂O+H₂O
H₃O⁺+OH^-

K=

*Iloczyn jonowy wody k_w

k_w=k[H₂O]²=[H₃O⁺][OH^-]

k_w=1*10^-14

W czystej wodzie stężenie H₃O⁺ i OH^- są równe i wynoszą 1*10^-7.pH wykładnik stężenia jonów wodorowych jest ujemnym logarytmem dziesiętnym z wartości liczbowej stężenia molowego jonów wodorowych. pH=-log[H⁺]=-log[H₃O⁺]

roztwory obojętne pH=7

roztwory kwaśne pH<7

roztwory zasadowe pH>7

41.Teoria Arrhaniusa i Bronsteda kwasów i zasad.

Teoria Arrhaniusa(odnosi się tylko do roztworów wodnych)

-kwas(związek który w wodzie odszczepia kation H⁺(wodorowy)

-zasada(w wodzie odszczepia anion OH^-(wodorotlenowy)

plusy: bardzo pusta teoria

minusy: brak def. dla roztworów niewodnych(nie obejmuje roztworów wodnych NH₃)

Toria Bronsteda

-kwas(donor protonu) -zasada(akceptor protonu)

Zawsze mamy pare kwas i zasada

HCl+H₂O=Cl^-+H₃O⁺(reakcja między elektrolitem a rozpuszczalnikiem)kwas

42.Hydroliza soli.

Hydrolizą nazywa się reakcję soli z wodą. Hydrolizie ulegają sole:

*słabych kwasów CH₃COOH i mocnych zasad KCN KclO

*słabych zasad i mocnych kwasów NH₄Cl,AgCl

*słabych kwasów i słabych zasad CH₃COONH₄,AgCN,NH₄ClO

43.Roztwory buforowe.

To roztwory, które wykazują dużą stałość wykładnika pH podczas rozcieńczania wodą lub dodaw. pewnych ilości kwasów lub zasad. Typy roztworów buforowych:

1.Słaby kwas oraz jego sól powstała w reakcji z mocną zasadą

2.Słaba zasada i jej sól powstała w reakcji z mocnym kwasem

44.Iloczyn rozpuszczalności.

Charakteryzuje rozpuszczalność stałego elektrolitu w danej temp. Miarą rozpuszczalności substancji w danej temp. jest stężenie jej roztworu nasyconego roztworze nasyconym iloczyn stężeń jonów jest równy iloczynowi rozpuszczalności. Jeżeli iloczyn stężeń jonów trudno rozpuszczalnego elektrolitu w roztworze osiągnie wartość większą od iloczynu rozpuszczalności, to wówczas z roztworu wytrąca się osad. Jeżeli natomiast iloczyn stężeń jonów w roztworze jest mniejszy od iloczynu rozpuszczalności to roztwór jest nasycony i osad w takim roztworze nie powstanie.

45.Wodorotlenki amfoteryczne.

Wodorotlenki niektórych związków mogą reagować z kwasami jak i zasadami tworzą z nimi łatwo rozpuszczalne sole, które noszą nazwę związków amfoterycznych związkach tych występują wiązania typu kowalencyjno - jonowego środowisku silnej zasady amfoter zachowuje się jak słaby kwas. W środowisku silnego kwasu amfoter zachowuje się jak słaba zasada. Właściwości związków amfoterycznych wykorzystuje się czysto w analizie jakościowej.

46. AUTODYSOCJACJA ROZPUSZCZALNIKÓW NIEWODNYCH.

- ciekły NH₃

- bezwodny CH₃COOH

- bezwodny H₂SO₄

- H₂O=H⁺+OH^-

H₂O+ H₂O=H₃O⁺+ OH^-

H⁺+ H₂O= H₃O⁺

NH₃+NH₃=NH₂⁺+NH₄^-

H₂SO₄+H₂SO₄=HSO₄^-+H₃SO₄⁺

W ciekłych żużlach: elektrolit + rozpuszczalnik niewodny

Elektrolit, który w roztworach wodnych miał cechy kwasu może być kwasem, ale może też być zasadą, jeżeli rozpuszczamy go w innym rozpuszczalniku. Elektrolit wodny w roztworach wodnych, może się okazać elektrolitem słabym w rozpuszczalnikach niewodnych lub na odwrót. Zależy to od rodzaju rozpuszczalnika i rozpuszczanego elektrolitu.

48. PRAWA FARADAYA.

Dotyczą masy produktów wydzielonej podczas elektrolizy.

Na⁺+1e=Na

1 mol Na⁺ potrzebuje 1 Faradaya do zobojętnienia. 1 elektron ma ładunek
C

1 mol elektronu ma ładunek

1F=96500C

I PRAWO FARADAYA

Masa substancji wydzielonej na elektrodzie jest proporcjonalna do ładunku przepływającego przez elektrolit.

k- współczynnik proporcjonalności [równoważnik elektrochemiczny]

II PRAWO FARADAYA

Stosunek masy molowej do ilości elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej i równoważnika chemicznego k, jest stały dla każdej substancji wydzielonej na elektrodzie.

49. PRZEMIANY STANU SKUPIENIA - DIAGRAM FAZOWY WODY.

Każde przejście fazowe odbywa się w ściśle określonym Czesie przy dowolnej zmianie temperatury układu.

W układzie jednoskładnikowym złożonym z cząstek H₂O w temp bliskiej 0 cząsteczki o najniższej energii zostają w postaci fazy stałej[lodu], cząsteczki o energii większej tworzą fazę ciekła, a cząsteczki o największej energii przechodzą w stan pary.

W temp 0,0075 C i przy ciśnieniu 4,579[mmHg][punkt potrójny] woda jest układem jednoskładnikowym trójfazowym.

50. ODDZIAŁYWANIE MIĘDZYCZĄSTECZKOWE - SIŁY VAN DER WASALA.

W oddziaływaniu międzycząsteczkowym pomiędzy obojętnymi cząsteczkami biorą udział równocześnie wszystkie trzy rodzaje oddziaływań, zwanych ogólnie siłami van der Wasala :

a) oddziaływanie w skutek orientacji dipoli trwałych

b) oddziaływanie indukcyjne, które jest wzajemnym oddziaływaniem dipoli trwałych i indukowanych indukowanych cząsteczkach.

c) siły dyspersyjne.

Siły Van Der Wasala w przypadku niewielkich cząsteczek są stosunkowo słabe [kilkanaście razy słabsze od wiązania atomów cząsteczce] przy dużych cząsteczkach mogą dorównać a nawet przewyższać siły oddziaływania atomowego. Siły Van Der Walsa są siłami typu uniwersalnego, odnoszą się tak samo do wszystkich cząstek niezależnie od ich kształtu czy wielkości.

51. GAZ DOSKONAŁY - RÓWNANIA STANU, PRZEMIANY GAZOWE.

Gaz doskonały - jest to układ wyidealizowany to znaczy stan materii, której cząstki zachowują się tak jak kule doskonale sprężyste, bezwymiarowe, poruszające się prostoliniowo i chaotycznie oddziałując, przy tym na siebie różnymi siłami do chwili zderzenia. Ich objętość własną przyjmuje się równą zero.

Równanie stanu gazu doskonałego.

pV=nRT - równanie Clapeyrona

warunki normalne: T=273K , p=1013hPa , V=22,4dm³

Prawo Guy-Lussaca :

P=const.

Przy stałym ciśnieniu objętość gazu podczas ogrzewania zwiększa się z każdym stopniem o 1/273 część tej objętości, którą gaz zajmował w temp. p. 273K

- objętość objętość w danej temp. dla p=const.

Prawo Charlesa :

V=const.

Jeżeli objętość gazu pozostaje stała, to ciśnienie gazu podczas ogrzewania w naczyniu zamkniętym, zmienia się wprost proporcjonalnie do temperatury, dla V=const.

Prawo Avogadro :

Równe objętości różnych gazów tych samych warunkach ciśnienia i temperatury zawierają jednakową liczbę cząstek.

Objętość molowa wynosi V=22,4dm³ , liczba cząstek

Prawo Boyle'a - Mariotte'a :

T=const.

W stałej temperaturze, ciśnienie wywierane przez daną masę gazu jest odwrotnie proporcjonalne do objętości gazu.

dla T=const.

pV=const.

52. MIESZANINY GAZÓW DOSKONAŁYCH - CIŚNIENIE PARCJALNE, PRAWO DALTONA.

Prawo ciśnień cząstkowych [parcjalnych] Daltona.

Ciśnienie mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych poszczególnych gazów.

P=p1+p2+p3+….+pN=[N1+N2+…]RT/V

53. KINETYCZNO - MOLEKULARNA TEORIA GAZÓW - WYKRES ROZKŁADU GAZÓW.

Zgodnie z prawem Avogadro w odpowiednio wysokich temp. i pod niezbyt dużym ciśnieniem wszystkie gazy zachowują się podobnie. Teoria kinetyczno - molekularna zakłada, że w miarę wzrostu temp., a tym samym energii kinetycznej cząstek, gaz zbliża się do stanu gazu doskonałego [idealnego]. Teoria ta zakłada, że gaz doskonały spełnia kilka zasadniczych warunków :

- składa się z doskonale sprężystych kulek, które są tak małe i tak daleko oddalone od siebie, że ich objętość własna jest praktycznie równa zeru.

- cząstki są niezależne od siebie tzn. że w gazie doskonałym nie ma sił wzajemnego oddziaływania.

- cząstki poruszają się ruchem prostoliniowym i jednostajnym zmieniając kierunek skutek przypadkowych zderzeń.

- w danym momencie różne cząstki mają różną prędkość.

W danym momencie w określonej temp. prędkość cząstek tego samego gazu jest różna, ale udział cząstek o prędkości znacznie różniącej się od prędkości średniej jest niewielki. Największą prędkość średnią mają cząsteczki - wodoru 1930m/s - helu 1370m/s, np. inne gazy: woda 640m/s, tlen 480m/s, argon 430m/s, ksenon 24om/s , wszystko to w temp. 298K. słabym.

54.GAZU RZECZYWISTE.

Cząsteczki nie są doskonale sprężystymi kulkami i nie poruszają się względem siebie niezależnie.

1)objętość własna cząsteczek w gazie rzeczywistym nie jest bliska zeru [Mol skroplonego helu wynosi δ=32cm³]

2)cząstki gazu rzeczywistego oddziałują między sobą i nie spełniają prawa Boyle'a-Mariotte'a gdyż iloczyn pV nie jest stały

55. SKRAPLANIE IZOTERMICZNE GAZÓW. TEMPERATURA KRYTYCZNA.

Temperatura krytyczna to taka temp poniżej nawet po zastosowaniu najwyższych ciśnień nie można skroplić gazu. W tej temp zrównują się własności pary nasyconej i cieczy.

Skraplanie izotermiczne gazów może nastąpić jedynie po przekroczeniu parametrów krytycznych tj. po zastosowaniu dostatecznie wysokiego ciśnienia wyższego od ciśnienia krytycznego i po oziębieniu gazu poniżej temp krytycznej o ile objętość gazu jest większa niż objętość krytyczna.

SKRAPLANIE -jest to przejście od fazy gazowej do fazy ciekłej.

56. STAN CIEKŁY. CIECZE IZOTROPOWE I CIEKŁE KRYSZTAŁY.

Stan ciekły można uznać za pośredni pomiędzy stanem stałym i gazowym. Cząsteczki cieczy podobnie jak cząsteczki gazów znajdują się nieustannie w bezładnym ruchu. Odległości międzycząsteczkowe w gazach przekraczają znacznie rozmiary ich cząsteczek, cząsteczek cieczy natomiast wielkości te są do siebie zbliżone.[ciecze mają większą lepkość niż gaz, ciecze mają stałą objętość i są trudno ściśliwe].

Ciekłe kryształy - wykazują anizotropowe własności optyczne [dwójłomnaść]. W ściśle określonych warunkach przechodzą w ciecz izotropową[topią się]. W niższej temp postać wielościanu o zaokrąglonych ścianach krawędziach: 2 takie kryształy zlewają się w jeden kryształ jak krople cieczy. Większość cieczy jest bezpostaciowa i izotropowa. Do wyjątków należą kryształy ciekłe.

IZOTROPIA - jednakowe własności we wszystkich kierunkach.

58. NAPIĘCIE POWIERZCHNIOWE CIECZY.

Wszystkie ciecze dążą do przyjęcia jak najmniejszemu. Siły napięcia powierzchniowego są wynikiem oddziaływania międzycząsteczkowego. Jeżeli δ>g [małe objętości] ciecz przyjmuje kształt kuli, δ<g [duże objętości] ciecz przyjmuje kształt naczynia. Zwiększenie powierzchni cieczy wymaga przejścia pewnej liczby cząstek z wnętrza cieczy do warstwy powierzchniowej. Zwiększenie powierzchni w stałej temp o 1m² wymaga włożenia pracy równej energii swobodnej powierzchni δ

Energię δ nazywamy napięciem powierzchniowym.

rys.

adhezja - przyleganie cieczy do ciała stałego.

W_adh - praca potrzebna do oderwania cieczy od ciała stałego

ciecz zwilża ciało stałe jeżeli 0<θ<90

menisk wklęsły jeżeli ciało jest zwilżone, menisk wklęsły jeżeli ciało nie jest zwilżone.

59. LEPKOŚĆ CIECZY.

Lepkość ,czyli tarcie wew. cieczy nazywamy opór jaki stawiają cząsteczki podczas ich wzajemnego przesuwania się. Ciecze o małej lepkości określamy jako ciecze ruchliwe(woda, alkohole).Ciecze o znacznej lepkości określamy jako trudno płynne(smoła).Jednostką lepkości jest paskalosekunda. Na wielkości lepkości wpływa temp.

60. CHARAKTERYSTYKA STANU STAŁEGO. CIAŁA KRYSTALICZNE I BEZPOSTACIOWE.

Stan stały charakteryzuje się znacznym uporządkowaniem swoich gęsto upakowanych elementów budowy np. atomów, jonów, grup atomów lub cząsteczek, rozmieszczonych w sieciach krystalicznych w jednakowy sposób.

Typowy dla stałych stan krystaliczny cechuje się:

- określoną symetrią

- anizotropowe własności

- ruchem drgającym elementów budowy wokół położeń równowagi o amplitudzie zwiększającej się wraz ze wzrostem temp

Ciało stałe można najogólniej podzielić na 2 grupy :

-substancje krystaliczne

-substancje bezpostaciowe

Substancje krystaliczne - są anizotropowe tzn. w różnych kierunkach posiadają różne własności fizyczne, tj. łupliwość, rozszerzalność cieplną, WSP załamania światła, przewodność elektryczną. Ciała krystaliczne należące do układu regularnego zachowują się izotropowo pod wzgl. niektórych własności fizycznych. Ciała krystaliczne mają ściśle określone temperatury topnienia, po osiągnięciu, której następuje zniszczenie sieci krystalicznej i przejście w stan ciekły, przy czym następuje gwałtowny spadek lepkości.

Ciała bezpostaciowe - są izotropowe tzn. że ich własności mechaniczne, optyczne, elektryczne itp. Są identyczne we wszystkich kierunkach ciała, podobnie jak w gazach i cieczach. Bezpostaciowe ciała stałe tj. przechłodzone ciecze występują w metastabilnym stanie szklistym, lub plastycznym. Ciała bezpostaciowe charakteryzują się bardzo dużą lepkością i stanowią stan pośredni pomiędzy stanem stałym a ciekłym.

61.Kryształy jonowe, kowalencyjne, molekularne i metaliczne.

Kryształy jonowe-ważnym czynnikiem określającym własności fizyczne substancji krystalicznych jest rodzaj wiązań między cząsteczkami w węzłach sieci. Z tego punktu widzenia można mówić o czterech zasadniczych grupach sieci krystalicznych:

-jonowej(elektrowalencyjnej)

-atomowej(kowalencyjnej)

-molekularnej(cząsteczkowej)

-metalicznej

W kryształach jonowych węzły sieci są osadzone jonami dodatnimi i ujemnymi. Wysoka energia sieci krystalicznej tłumaczy dużą twardość i wysoką temp. topnienia tego rodzaju związków. Do tej klasy związków należy większość prostych soli nieorganicznych. W zależności od liczby anionów przypadających na jeden kation w danym związku przyjęto podział krystalicznych związków jonowych na 4 grupy:

AX(NaCl,TiO₂,nIaS,CsCl)

AX₂(FeS₂,TiO₂,SiO₂,

AX₃(CrCl₃,SeF₃)

-A₂X₃(Al₂O₃,Mn₂O₃)

Kryształy kowalencyjne - diament, grafit. Mają z reguły niższe temp. topnienia niż kryształy jonowe, są złymi przewodnikami prądu, nie rozpuszczają się w wodzie. Cechy te ulegają zmianie, jeżeli wystąpi wiązanie podwójne. Zdelokalizowane elektrony πmogą przewodzić prąd elektryczny jak ma to miejsce w graficie

Kryształy molekularne-należy do nich większość związków organicznych oraz zestalone substancje proste i związki nieorganiczne jak Cl₂,HCl,CO₂.Tworzą one tzw. sieci cząsteczkowe. Pomiędzy cząsteczkami tworzącymi sieć krystaliczną działają jedynie słabe siły van der Walssa toteż substancje tego rodzaju mają niskie temp. topnienia, małą twardość, nie przewodzą prądu elektr. Sieć cząsteczkową tworzą między innymi zestalone gazy szlachetne.

Kryształy metaliczne-są to kryształy, w których atomy związane są pomiędzy sobą za pomocą chmur elektronowych.

---