ĆWICZENIE NR 1

Zestaw 1

1. Jakie jest pH kwasu chlorooctowego CH₂ClCOOH o stężeniu 0,1 mol/dm³? pK_a = 2.9.

2. Napisać równania reakcji zachodzących podczas miareczkowania soli Na₂SO₃ za pomocą HCl.

3. Narysować na tym samym wykresie krzywą miareczkowania mocnego i krzywą miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Przyjąć, że stężenia kwasów i zasady są sobie równe.

Zestaw 2

1. Jakie pH roztworu NH₄OH o stężeniu 1 mol/dm³. Stała dysocjacji pK_b wynosi 4.8.

2. Omówić budowę i zastosowanie elektrody szklanej.

3. Narysować krzywą miareczkowania kwasu ortofosforowego za pomocą NaOH. Stałe dysocjacji wynoszą: pK_a1 = 2,2; pK_a2 = 7,2; pK_a3 = 12,4.

ĆWICZENIE NR 2

Zestaw 1

1. Opisać sposób wyznaczania pojemności cieplnej kalorymetru.

2. Podać definicję ciepła rozcieńczenia.

3. Scharakteryzować izolowany układ termodynamiczny.

Zestaw 2

1. Opisać metodę wyznaczania ciepła zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą.

2. Jakie efekty cieplne występują podczas dodawania stężonego roztworu słabego kwasu do rozcieńczonego roztworu mocnej zasady?

3. Omówić prawo Hessa i jego zastosowanie.

ĆWICZENIE NR 3

Zestaw 1

1. Opisać różnice pomiędzy adsorpcją fizyczną, a chemiczną.

2. Omówić izotermę adsorpcji Freundlicha.

3. Omówić praktyczne wykorzystanie zjawiska adsorpcji.

Zestaw 2

1. Scharakteryzować proces adsorpcji chemicznej.

2. Omówić izotermę adsorpcji Freundlicha.

3. Jakie czynniki wpływają na szybkość adsorpcji.

Zestaw 3

1. Różnice pomiędzy adsorpcją, a absorpcją.

2. Adsorpcja fizyczna oddziaływanie pomiędzy adsorbatem, a adsorbentem.

3. Od czego zależy i wyjaśnić ilość zaabsorbowanej substancji.

Zestaw 4

1. Omówić właściwości węgla aktywnego.

2. Jaka izoterma przedstawia chemie sorpcji? Odpowiedź uzasadnić.

3. Jak wpływa temperatura w adsorpcji fizycznej i chemicznej?

ĆWICZENIE NR 4

ĆWICZENIE NR 5

1. Podać definicję i przykłady mocnych elektrolitów.

2. Ile moli sodu wydzieliło się podczas elektrolizy stopionego NaCl, jeżeli przez elektrodę przepłynął ładunek 9650 kulombów?

NaCl ↔ Na⁺ + Cl⁺

Na⁺ + 1e^- → Na

1 M Na → 96500C

X M Na → 9650C

X = 0,1M

3. Jaka jest przyczyna wystąpienia różnicy pomiędzy stężeniem a aktywnością elektrolitów?

ĆWICZENIE NR 6

ĆWICZENIE NR 7

Zestaw 1

1. Omówić prawo podziału Nernsta.

2. Czy podczas ekstrakcji wyższą wydajność procesu można uzyskać stosując jedną większą porcję rozpuszczalnika czy więcej mniejszych o tej samej łącznej objętości? Odpowiedź uzasadnić na przykładzie.

3. Omówić przykłady praktycznego zastosowania zjawiska podziału substancji pomiędzy dwie fazy?

Zestaw 2

1. Omówić prawo podziału Nernsta.

2. Jaki jest wpływ asocjacji na podział substancji pomiędzy dwa rozpuszczalniki?

3. Podać przykłady zastosowania ekstrakcji w chemii analitycznej.

ĆWICZENIE NR 8

Zestaw 1

1. Omówić reakcje chemiczną przeprowadzaną w ćwiczeniu.

2. Wyjaśnić pojęcie stałej szybkości reakcji.

3. Omówić zasadę działania katalizatorów.

Zestaw 2

1. Jakie czynniki wpływają na szybkość reakcji?

2. Różnice pomiędzy katalizą homogeniczną, a heterogeniczną.

3. Wyjaśnić pojęcie czasu połowicznej przemiany.

Zestaw 3

1. Omówić reakcje chemiczną przeprowadzaną w ćwiczeniu.

2. Omówić rzędowość reakcji chemicznych.

3. Wyjaśnić pojęcie energii aktywacji.

ĆWICZENIE NR 9

Zestaw 1

1. Podać schemat ogniwa wykorzystywanego w ćwiczeniu i równanie opisujące jego SEM.

2. Opisać na przykładzie elektrodę II rodzaju i podać równanie Nernsta dla tej elektrody.

3. Określić, która z elektrod …??? Coś z Cu i Cd (rysunek)

ĆWICZENIE NR 10

Zestaw 1

1. Omówić regułę faz Gibbsa.

2. Narysować trójkąt stężeń Gibbsa i zaznaczyć na nim punkt o składzie: A: 35%, B: 25%, C: 40%.

3. Omówić prawo Daltona.

Zestaw 2

1. Podaj przykłady dowolnego układu dwufazowego zawierającego trzy składniki. Ile stopni swobody posiada taki układ.

2. Na podstawie podanego trójkąta stężeń Gibbsa określić, które ciecze wykazują wzajemną ograniczoną mieszalność (rysunek).

3. Określić ile składników i ile faz występuje w punkcie potrójnym wody.

---