21. Napisz reakcję wodnego węglanu amonu z kwasem octowym. Podane są Ka i Kb. Wyjaśnij jakie prawo pozwala to stwiedzić.

2CH₃COOH + (NH₄)₂CO₃ 2CH₃COONH₄ + H₂O + CO₂

Słaba sól i słaby kwas

22. Wiązania występujące w kryształach. Praktyczne zastosowanie.

Wiązania występujące w kryształach mogą być bardzo różne:

• Siły van der Waalsa (kryształy cząsteczkowe np. CO₂)

• Inne wiązania międzycząsteczkowe (nie chemiczne), siły wiążące atomy i cząsteczki np. jon-jon lub dipol-dipol,

• Wiązania wodorowe np. w lodzie,

• Silne oddziaływania elektrostatyczne występujące w kryształach jonowych np. NaCl,

• Wiązania typowo kowalencyjne np. w diamacie,

23. Opisać budowę cząsteczki wody i jej charakterystyczne właściwości.

Budowa cząsteczki wody: Wodór(H⁺) +tlen(O^2-)+ Wodór(H⁺)

Cząstkowe ładunki dodatnie po stronie tlenu i ujemne po stronie wodoru sprawiają że cząsteczka wody zachowuje się jak dipol elektryczny-jest polarna (ma budowę polarną). Wiązania kowalencyjne H-O są spolaryzowane i maja w jednej trzeciej charakter wiązania jonowego. W przyrodzie woda występuje w 3 stanach skupienia: ciekłym, gazowym i stałym. W utrzymaniu wody w postaci cieczy i lodu podstawową rolę odgrywają wiązania wodorowe powstające między ujemnym biegunem jednej cząsteczki a jednym z wodorów dodatniego bieguna drugiej cząsteczki. Jedna cząsteczka łączy się co najwyżej z czterema innymi cząsteczkami wody.
Typową formę lodu cechuje struktura luźnej sieci krystalicznej o gęstości 0,922 g/cm ( w temp.0ºC). Zniszczenie tej sieci po ogrzaniu lodu do temperatury powyżej 0ºC (0ºC to temp. topnienia wody) prowadzi do rozerwania zaledwie 15% wiązań wodorowych, przy wzroście gęstości układu do 0,9995 g/cm³ ( w temp. 4ºC ) i zmniejszeniu objętości. Ciekła woda zachowuje częściowo strukturę krystaliczną lodu. Cząsteczki nieustannie łączą się ze sobą dzięki przyciąganiu dipoli (asocjacja) w pseudokryształy, które równie szybko (10^-10 - 10^-11s) powstają i ulegają rozpadowi. Napięcie powierzchniowe jest wynikiem kohezji - wzajemnego przyciągania się cząsteczek wody. Cząsteczki wody przylegają również do innych naładowanych cząsteczek, występujących na powierzchni różnych substancji. Są to siły adhezji.

24. Podać przykład tlenku zasadowego i kwasoweg. co powstanie z ich połączenia?

P₂O₅ + 3K₂O 2k₃PO₄

Kwasowy + zasadowy sól

25. Co to są funkcje stanu układu i co je łączy.

Jest to funkcja zależąca tylko od stanu układu, czyli od aktualnych wartości stanu jego parametrów oraz od stanu początkowego i końcowego układu. Nie zależy od historii tzn. od tego co się z nią wcześniej działo.

Funkcje stanu są najczęściej funkcjami konceptualnymi tzn. takimi których nie możemy bezpośrednio zmierzyć.

Całka oznaczona różniczki zupełnej funkcji stanu przedstawia różnice wartości funkji w stanach odpowiadającym granicom całkowania. Z zasady że wartości funkcji stanu nie zależą od historii układu wynika, że cał oznaczona tej funkcji obliczona dla dowolnego zbioru przemian, które tworzą powtarzalny cykl równa się 0.

26. Co to jest reakcja złożona i podać 2 przykłady.

Reakcje złożone to procesy wieloetapowe, następujące w wyniku przebiegu ciągu reakcji prostych, w następstwie biegu takich reakcji stężenia reagentów i szybkości reakcji zwykle w sposób złożony zależą od czasu. Wyróżniamy reakcje odwracalne, szeregowe, równoległe i łańcuchowe.

• Reakcja szeregowa równoległa: rozpad chloranu (V) potasu

K₁ 4KCl + 6O₂

4KClO₄

K₂ 3KClO₄ + KCl

• Reakcja łańcuchowa fotosynteza HCL z chloru i wodoru zachodząca pod wpływem światła

Cl₂ + hν → Cl₂^*

Cl₂^* → Cl^⋅ + Cl^⋅ zapoczątkowanie łańcucha

Cl^⋅ + H₂ → HCl + H^⋅

H^⋅ + Cl₂ → HCl + Cl^⋅ rozwijanie łańcucha

Cl^⋅ + H₂ → HCl + H^⋅ itd.

Cl^⋅ + Cl^⋅ → Cl₂

zakończenie reakcji łańcuchowej

H^⋅ + Cl^⋅ → HCl

Cl₂^* - cząsteczka chloru w stanie wzbudzenia

Cl^⋅ , H^⋅ - rodniki chloru i wodoru

Reakcje łańcuchowe zachodzą aż do wyczerpania substratu, niekiedy przebieg jej jest gwałtowny lub wybuchowy.

27. Opisać zjawisko elektroforezy i wypisać zastosowania

Elektroforeza-jest to poruszanie się naładowanych cząstek koloidalnych pod wpływem pola elektrycznego względem nieruchomego ośrodka rozpraszającego. Elektroforeza ma duże zastosowanie w analizie. Między innymi stosowana jest do identyfikacji i rozdzielania białek, aminokwasów, fragmentów DNA oraz RNA. W skali technicznej za pomocą elektroforezy można nakładać powłoki ochronne na mokrą powierzchnię metalu, co stanowi o specyfice tej metody. Służy także do utwardzania gruntów, garbowania skór, usuwania cząstek koloidalnych z roztworów.

28. Na wybranym przykładzie wyjaśnić regułę przekory.

Reguła Le Chateliera i Browna

Jeżeli układ będący w stanie równowagi poddamy działaniu zewnętrznemu, tj. zmianie stężenia reagentów, zmianie ciśnienia lub zmianie temperatury, to w układzie tym przesuwa się równowaga chemiczna w kierunku kompensacji tych zmian.

Jeżeli do układu w stanie równowagi dodatkowo wprowadzimy pewną ilość reagentu (substratu lub produktu) to stan równowagi przesunie się w kierunku zmniejszenia jego wartości w układzie. Podobnie, jeżeli z układu usuniemy pewną ilość jednego składnika, to zajdą przemiany, które zmniejszą jego ubytek.

Podwyższenie temperatury w układzie przesunie stan równowagi na korzyść reakcji endotermicznej, której towarzyszy pochłanianie ciepła, natomiast obniżenie temperatury układu przesunie równowagę w kierunku reakcji egzotermicznej, której towarzyszy wydzielanie ciepła.
Należy jednak podkreślić, że podwyższenie temperatury zawsze wywiera korzystny wpływ na szybkość reakcji, a więc i na szybkość ustalania się równowagi, co nie jest sprzeczne z regułą przekory.

Przykład: Reakcja:

przebiegająca w 2400 °C, w której stała równowagi wynosi: Kc=410-3. Jak zmieni się

wydajność procesu - w którą stronę przesunie się równowaga jeżeli oba gazowe substraty

zamiast w stosunku stężeniowym 1 : 1 zamieszamy w stosunku 4 : 1 (czterokrotnie

zwiększymy stężenie N2)?

- Ze wzrostem stężeń substratów wydajność reakcji wzrośnie;

- Równowaga przesunie się z lewo na prawo w kierunku syntezy NO ;

- Stała Kc pozostaje oczywiście bez zmiany, ma tę samą wartość gdyż reakcja przebiega

w stałej temperaturze.

Wzrost stężenia substratów, w układzie powoduje przesunięcie równowagi z lewa na

prawo w kierunku syntezy produktu, tym samym zwiększa wydajność procesu.

      

29. Omów pierwiastki grupy 1 i 2, podaj ich właściwości, poprzyj równaniami reakcji.

W pierwszej grupie znajdują się pierwiastki zwane litowcami to: Lit, sód, potas, rubid, cez i frans. W grupie pierwszej znajduje się także wodór, lecz ze względu na odmienne właściwości fizykochemiczne, nie zalicza się go do litowców. litowce w reakcjach chemicznych tworzą jony dodatnie w wyniku oddawania swojego jednego elektronu walencyjnego . Są pierwiastkami o najmniejszej elektroujemności . Ze wzrostem liczby atomowej charakter metaliczny i aktywność chemiczna tych pierwiastków się zwiększa a ich elektroujemność maleje.

Konfiguracja na powłoce walencyjnej:
lit K²L¹

Sód K²L⁸M¹

Potas K² L⁸ M⁸ N¹ chodzi tu o to że na ostatniej powłoce znajduje się tyle samo elektronów walencyjnych tzn 1

Maja 1 elektron walencyjny ponieważ znajduja się w 1 grupie układu okresowego.

Należą do bloku pierwiastków S wiec maja w zewnętrznej powloce elektronowej tylko 1 podpowloke-orbital s.

Reakcje charakterystyczne litowców:

• Tlenki litowców mają charakter silnie zasadowy i w reakcji z
  wodą tworzą silne zasady:
  Na2O + H2O ----> 2NaOH
  K2O + H2O ----> 2KOH

4Li+O₂ --> 2Li₂O

• wodą, tworząc wodorotlenki i wodór, np.:
  2K+2H₂O --> 2KOH+H₂
  

• kwasami, tworząc sole i wodór, np.:
  2Rb+2HCl --> 2RbCl+H₂

• niemetalami, tworząc sole, np.:
  2Cs+Cl₂ --> 2CsCl
  

• alkoholami, tworząc alkoholany, np.:
  2Na+2C₂H₅OH --> 2C₂H₅ONa+H₂

Litowce są silnymi reduktorami i pierwiastkami o najniższej elektroujemności. Ich sole bardzo dobrze rozpuszczają się w wodzie, a wodorotlenki należą do najsilniejszych zasad.

Grupa II berylowce:

 Żaden z pierwiastków 2 grupy nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym, jedynie w związkach (spowodowane jest to ich dużą reaktywnością. Berylowce są srebrzystobiałymi metalami. Reaktywność berylowców, mimo, iż mniejsza niż litowców, jest znaczna i wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Beryl jest kruchy, ale reszta berylowców daje się kroić nożem, twardość maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Temperatury topnienia i wrzenia oraz gęstość są wyższe niż w przypadku litowców, ale mniejsze niż metali ciężkich. Wszystkie berylowce występują na +II stopniu utlenienia.

 Reakcje

• z tlenem: wszystkie berylowce utleniają się do tlenków MO, Bar tworzy nadtlenek BaO₂

• z wodą: M + 2H₂O -> M(OH)₂ +H₂

• z kwasami: M+HCl -> MCl₂+H₂

 Amfoteryczność berylu
Beryl, jest jedynym pierwiastkiem bloku s wykazującym charakter amfoterycznym, pozostałe wykazują charakter zasadowy.

• Be + 2HCl -> BeCl₂ + H₂

• Be + 2NaOH + 2H₂O -> Na₂[Be(OH)₄] + H₂

• Na₂[Be(OH)₄]_(s) ^DT> Na₂BeO_(s)+2H₂

---