1. Struktura elektronowa atomu - dotyczy liczby i rozmieszczenia elektronów wokół centralnego jądra.

2. Pogiqd De Broglie - każda materia mogła by wykazywać właściwości falowe. Dla materii o masie m i promieniu r odpowiada długość fali psi. psi=h/(mr), gdzie: h - stała Flanca (6.626176*10\34 Jg). Funkcji psi nie przypisuje się określonego sensu fizycznego, funkcja falowa jest funkcją stanu, określa stan układu. Nie mmówi jaki kształt ma orbital, kwadrat modułu funkcji falowej pomnożony przez element objętości dv określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronów o objętości dv.

3. Model Bohra - stan stacjonarny charakteryzuje stała energia i ruch po kołowej orbicie. W modelu kwantowaniu podlega 5 parametrów ruchu, elektron nie wypromieniowuje ani nie pochłania energii. Nie zmienia również 4 pozostałych parametrów ruchu podlegających kwantowaniu.

4. Orbital atomowy - najmniejszy obszar przestrzeni wokół jądra wewnątrz którego prawdopodobieństwo znalezienia elektronu ma założoną wartość.

5. Liczby kwantowe

Główna liczba kwantowa n kwantuje energie elektronu w atomie przyjmuje wartości kolejnych liczb naturalnych od 1 do +ae, wyodrębnia w zbiorze stanów kwantowych podzbiory zwane powłokami, wartościom odpowiednim przyporządkowane są powłoki K.L.M.N,O,P,Q, określa liczbę stanów kwantowych w powłoce jako równą 2n², określa liczbę poziomów orbitalnych w powłoce jako (n²), aecyduje o rozmiarach obszaru orbitalnego

Orbitalna liczba kwantowa L - kwantuje orbitalny moment pędu elektronu, charakteryzuje ruch elektronu wokói jądra, wartości od O do n-1, zależy od n, różnicuje stany danej powłoki na podzbiory zwane podpowłokami, określa liczbę podpowłok wpowtoce s,p.d.f,g,h,i, określa liczbę stanów kwantowych w podpowtoce jako równa 4I+2, określa liczbę poziomów orbitalnych w pcapowłłce jako równa 2I-I-2, decyau;e o kształcie obszaru orbitalnego.

Magnetyczna liczba kwantowa M - kwantuje przestrzenny moment pędu elektronu, wartości od -1, 0, 1, różnicuje stany sanej pcdpowłoki na podzbiory zwane poziomami orbitalnymi, określa liczne poziomów orbitalnych w danej podpowłoce równej 21+1, decyduje o orientacji przestrzennej obszaru orbitalnego

Spinowa liczba kwantowa S - kwantuje wewnętrzny moment pędu elektronu przyjmuje wartość 10 i 12 wszystkie stany kwantowe mają jednakowe wartości spinu, nie wpływa na zróżnicowanie stanów kwantowych.

Konfiguracja elektronowa: s-2,p-6,d-10,f-14,K-2.L-8.M-18,N-32,O-50

6. Powłoka elektronowa - zbiór stanów kwantowych c wspólnej wartości głównej liczby kwantowej (2n\2).

7. Podpowłoka elektronowa - zbiór stanów kwantowych, które wszystkie maja wspólna wartość n i l, nigdy n nie równa się I, (4I+2)

8. Poziom orbitalny - to zbiór stanów kwantowych o wspólnych wartościach n, l, m. Każdemu poziomowi orbitalnemu odpowiada jeden orbital o określonych rozmiarach, kształcie i orientacji przestrzennei w stosunku do pozostałych orpitali tej samej podpowłoki

9. Zakaz Pauliego - dwa elektrony o takim samym spinie nie mogą znajnować się na tym samym orbitalu.

10. Reguła Hunda - w danej podpowłoce powinno być możliwie najwięcej niesparowanych elektronów. Niesparowane elektrony zajmujące poziomy orbitalne danej podpowłoki mają identyczna orientację spinu. Pary elektronów tworzą się dopiero po zajęciu wszystkich poziomów danej podpowłoki przez niesparowane elektrony.

11. Prawo Moseley'a - właściwości pierwiastków są periodyczną funkcją ich liczb atomowych Z, zależą więc od liczby i sposobów rozmieszczenia elektronów na podpowłokach. Istnieje system zależności pomiędzy długościami fal, emitowanych promieńi rtg a materiałem anody.

Pierwiastek chemiczny - substancja prosta składająca się z atomów o tej samej liczbie Z. która jest prawdopodobnie równa ładunkowi jądra i która określa uszeregowanie pierwiastków wg ich własności chemicznych.

Masa cząsteczkowa - suma mas atomów pierwiastków tworzących dany związek, opiera się na wzorcu węglowym względna masa atomowa=masa cząsteczki g 1,66-10²³g.

Mol - określa ilość substancji zawie.-jjącyj tyle atomów, jonów, cząsteczek ile atomów znajduje się w I2g izotopu ⁱ²C. Jeaen mol gazu zawiera 6,02*10²³ atomów.

12. Dalton - 1 u - jednostka węglowa, jest to atomowa tean. masy, jest to 1/12 masy atomu izotopu węgla C¹², 1g=6.02-10²³u. 1u=1,66-10²³g.

13. Masa atomowa -wyraża liczbę, która podaje ile jednostekmasy atomowej składa się na atom pierwiastka.

Względna masa atomowa: = (masa atomów w g) / (1,66-1 0'²⁴g)

14. Gramoatom - liczba gramów pierwiastka = jego masie atomowej.

15. Defekt masy - masa jądra jest zwykle nieco mniejsza od sum mas cząstek elementarnych wchodzących w skład jądra. Różnicę [ZM_H + (A-Z)M_N - M (A,Z)]=deltaM nazwano defektem masy lub niedoborem masy. Defekt masy jest jednym z powodów dlaczego masa atomu pierwiastka nie jest równa liczbie masowej. Masy protonu i neutronu, są nieznacznie większe od 1, defekt masy przypadający na jeden nukleon (deltaM/A) i przeliczony na jednostki energii E=mc² nazywa się energią wiązania i jest cechą danego jądra stanowi miarę jego trwałości, im wyższa wartość energii wiązania tym jadro jest trwalsze.

16. Zasada nieoznaczoności Heisenberga nie można jednocześnie oKreślić pędu i położenia elektronu, bowiem popełnia się przy tym zbyt duży błąd. deltaX-deltaP>(lub rowne)h, deltaX- błąd pomiaru położenia, deltaP -błąd pomiaru pędu, h - s.Plancka.

17. Zasada Schrodingera: P = |psi|²dV, P - prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w przestrzeni dV.

18. Orbitale zdegenerowane: orbitale o takiej samej głównej liczbie kwantowej i pobocznej ale o różnej magnetycznej liczbie kwantowej.

19. Zasada (n+1): elektrony najpierw zapełniają orbitai o niższej sumie (n+1) jeżeli dwa oróitale mają taką sama sumę n+1 orbital c niższej n.

20. Jon, atom. który posiada niedobór elektronów w stosunku do liczby protonów to kation, odwrotnie to anion.

21. W stan wzbudzonym atomu stan atomu w którym na skutek dostarczenia energii z zewnątrz jeden lub więcej elektronów znajduje się na orbitalach o energii wyższej od stanu podstawowego.

22. Układ okresowy pierwiastków. Prawo okresowości: wraz ze wzrastająca masą atomowa zmieniają się właściwość: chemiczne i fizyczne pierwiastków oraz wtasnosci te powtarzają się. Układ okresowy dzieli się na grupy (szeregi pionowe) i okresy - poziome. Nr okresu odpowiada nr powłoki elektronowej ktora w danym okresie zaczyna się wypełniać. U. o. dzielimy na 4 bloki elektronowe: miejsce w którym znajduje się dany pierwiastek wskazuje na to na którym orbilatu znajduja się jego elektrony walencyjne. Pierwiastki dzielimy na metale, niemetale i pierwiastki o charakterzew obecn. kwa-jak zasada, w obec. zas-jak kwas) np. Cr, Zn, Cu, Al. Właściwościami fizycznymi, które zmieniają się w zaiezności od położenia pierwiastka w układzie są przede wszystkim promień atomu (odległość od jądra do ostatniej powłoki zajmowanej przez elektrony w okresie maleje, w grupie rośnie, długość 10\-14 do 10\-15m). energia jonizacji (jest to min. energia potrzebna do wybicia elektronu i atomu czyli jego przejścia w jon, w grupie maleje, w okresie rośnie; oraz elektroujemność (zdolność pierw. do przyciągania elektronów w grupie maleje w okresie ->). Aktywność chemiczna w grupach dla pierwiastków metalicznych rośnie ze wzrostem Z, dla pierwiastków niemetalicznych maleje ze wzrostem Z. Granica metal - niemetal nie jest stała i przesuwa się w prawo ze wzrostem numeru okresu.

23. Powinowactwo elektronowe - to energia, która zostaje wydzielona przez wyodrębniony obojętny atom zgodnie z równaniem: Xg+e'->-Xg` największe powinowactwo elektronowe mają atomy halogenków (F, Cl, Br, J), bo Z jest stosunkowo małe przy stosunkowo dużym elektrycznym ładunku jądra, tylko jedno wolne miejsce przed uzyskaniem konfiguracji gazu szlachetnego.

24. Reguła oktetu: w procesie tworzenia wiązań chemicznych, atom oddaje, pobiera lub uwspólnia taką liczbę elektronów aby uzyskać oktet elektronowy w zewnętrznej powłoce. Gdy reguła ta jest spełniona to wówczas atomy uzyskują strukturę izoelektronową z atomem helowca położonego najbliżej atcmu danego pierwiastka np. Mg-2e uzyskuje strukturę neonu.

25. Reguła dubletu: liczba wiązań kowalencyjnych, które może utworzyć atom jest równa liczbie niesparowanych elektronów walencyjnych. Wiązanie powstaje wówczas gdy dwa elektrony pochodzące od różnych atomów utworzą dublet, czyii parę o przeciwnych spinach.

26. Wiązania chemiczne:

1. Hetoropolarne (jonowe;) - ma miejsce miedzy jonami pierwiastKow przeciwnie naładowanych i istotą wiązania są siły elektrostatycznego oadziaływania występujące miedzy przeciwnie naładowanymi jonami. Wiązanie to jest mało trwałe, jest zrywane pod wpływem energii cieplnej, względnie pod wpływem cząsteczek wody. Wszystkie związki postadające wiązanie jonowe zwane są elektrolitami. Wiązanie jonowe zachodzi głównie między atomami gr. I i II atomami pierw. Gr. VI i VII jest to wywołane łatwą jonizacją atomów tych grup. Pomiędzy nimi różnica elektroujemności wynosi powyriej 1,7. Pierwiastki grupy l i II łatwo oddają elektrony przechodząc w dodatnie jony. Przejście takie zwane jest jonizacją atomów. Najwyższą odporność na jonizację wykazują gazy szlachetne: He,Ne,Ar - jonizacja pierw. szlachetnych zmniejsza się wraz z liczbą atomową bo zwiększa się liczba powłok. Przykłady: NaCI: Na„²¹(K²,L',M^ł) l CI₁₇³⁵(K²,L⁸,M⁷) {M¹ z Na przechodzi do M⁷ z Cl. dlatego Na przybiera strukturę Neonu Ne^fłCL*), Cl przybiera strukturę Argonu Ari₈⁴°(K²L⁸M⁸)}. Działają teraz siły przyciągania elektrostatycznego, K₂O, CsF

Własności związków jonowych: w stanie stałym tworzą sieć krystalograficzna zbudowaną z kationów i anionów, kryształ jest elektrycznie obojętny. Wzór chemiczny związku jonowego wyraża jedynie stosunki stechiometryczne. Związki jonowe mają wysokie temp. topnienia i wrzenia. Związki jonowe rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych np. H₂O i NHj, stałe zw. jonowe nie przewodzą prądu, roztwory zw. jonowych są przewodnikami. Reakcje między zw. jonowymi są reakcjami pomiędzy jonami wchodzącymi w ich skład.

2 Atomowe, kowalencyjne - tworzy się między atomami tego samego pierwiastka lub pomiędzy atomami pierwiastków, które różnią się elektroujemnościa nie więcej niż 0,4. Powstaje najczęściej przez sparowanie dwóch elektronów po jednym z każdego atomu, czyli warunkiem powstania w. kowalencyjnego jest obecność przynajmniej 1 elektronu niesparowanego. Jeżeli uwsoólnienie jednej pary elektronów nie wystarcza do uzyskania oktetu to może zaistnieć uwspólnienie dwóch lub trzech par. Przykłady: H°*H -» H - H: .-" oznacza wspólny orbital. l N=N|, „="- oznaczają trzy wspólne orbitale, O=O. Wiązanie kowalencyjne homojądrowe, występuje w niemetalach: H₂, F₂, Ci;, Br₂, I₂, O₂, S₈, N₂, P<.

3. Kowalencyjne spolaryzowane - wiązanie atomowe występujące miedzy atomami różnych pierwiastków, których różnica elektroujemności zawiera się pomiędzy 0.4 i 1.7. Atom bardziej elektroujernny przyciąga wspólne elektrony bliżej siebie, deformuje cnmure elektronowa i uzyskuje pewien ładunek ujemny a, na atomie mniej ujemnym pojawia się ładunek cząstkowy dodatni np. HCl ( z kropkami). Wiązania kowalencyjne mają charakter kierunkowy tzn. atomy tworzące ciasteczkę są wytworzone przestrzennie względem siebie w ściśle określony sposób charakterysryczny dla danego związku. Jeżeli moment dipolowy jest równy zero to cząsteczka ma budowę liniową np CO2; natomiast jeżeli moment dipolowy jest różny od zera cząsteczka ma budowę kątową np. H2O. Wiązanie

kowalencyjne występie np HCI, CH4, H₂O i inne. Liczba wiązań kowalencyjnych jaką tworzy atom winna być równa max. licznie pojedynczo obsadzonych orbitali jakie mcze utworzyć dany atom (stan wzbudzony).

Właściwości związków o w. kowalencyjnym: w stanie stałym tworzą cząsteczkową sieć krystaliczną, nie przenoszą prądu, mają niskie temp. topnienia i wrzenia, wzór chemiczny związku jest to wzór podstawowego elementu strukturalnego.

Orbital molekularny może opisywać dwa elektrony różniące się tylko orientacja spinu. Te elektrony z pośród walencyjnych, które tworzą wspólne pary opisije się orbitalem molekularnym pi lub sigma. Pozostałe elektrony walencyjne stanowiące tzw. wolne pary są opisywane orbitalem molekularnym n. W przypadku wiązań podwójnych lub potrójnych jedna z par wspólnych tworzy wiązanie sigma a pozostałe pary wspólne pi.

4. Wiązania koordynacyjne (zespolone lub semipolarne): Wiązanie to tworzy się na skutek łączenia się atomów przez orbital elektronowy wywodzący się tylko pd jednego z atomów. Dawca pary elektronów to donor, dawca luki elektronowej to akceptor. Np.. NH₃+HCI, [H₃O]*, SO_2l CO

Donorami są: N. O, S, F, Cl", Br", akceptorami są: jony wodoru, atomy mające lukę oktetowa (atomy 3 grupy).

5. Wiazanie metaliczne (heterometaliczne. homometaiiczne) występuje w metalach, elektrony walencyjne atomów metalu deilokalizują się i poruszając się miedzy dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowią tzw. gaz elektronowy. Uporządkowany ruch gazu elektronowego związany jest z przepływem prądu elektrycznego. Pierwiastki metaliczne mają niski potencjał jonizacyjny dlatego nie mają tendencji do tworzenia między sobą wiązań kowalencyjnych.

6. Wiazania wodorowe, istota wiązania: ogniwem łączącym dwie cząsteczki jest jon wodorowy (lub łączący jony o tym samym znaku). W. wodorowe jest w. elektrostatycznym typu pośredniego. Dowody na istnienie wiązania wodorowego to wysokie temp. topnienia i wrzenia takich związków jak: NH₃, H₂O, HF. Polega na utworzeniu mostków wodorowych między cząsteczkami zawierającymi atomy wodoru i związane z nimi atomy pierwiastka silnie elektroujemnego mającego wolne pary elektronowe. Są to wiązania dość silne i prowadzą do asocjacji, czyli łączenia się cząsteczek w większe zespoły.

7. Wiazanie Van der Waalsa (dyspersyjne), polegające na oddziaływaniu na siebie:

a) oddziaływanie w skutek orientacji dipoli trwałych,

b) wzajemne oddziaływanie dipoli indukowanych (zbliżenie cząsteczki polarnej i niepolarnej powoduje rozwarstwienie ładunku +,- i utworzenie dipola indukowanego

c) siły dyspersyjne (w skutek wzajemnych ruchów elektronów w obrębie cząsteczek powstaje krótkotrwała deformacja chmury elektronowej - przesunięcie środków ładunków ujemnych w stosunku do dodatnich powoduje utworzenie chwilowych dipoli

27. Siły miedzycząsteczkowe są siłami, które decydują o stanie skupienia materii, najmniejszą wartość wykazują w stanie gazowym, znacznie większa w fazie ciekłej a najsilniejszą w stałej. Van der Waals podał 3 składowe: a) oddziaływania między dipolami naturalnymi, b) składowa oddziaływania między dipolami indukowanymi, c) składowa oddziaływania dyspersyjnego. Dipole naturalne np. H₂O, Istotą cząsteczki dipolowej jest przesunięcie orbitalu wiążącego w stronę jądra atomu o większej liczbie protonów w jądrze. Wartość dipola określamy przy pomocy 2 czynników: a) moment dipolowy (iloczyn ładunku t odległości między ładunkami mi=g*l), b) stała dielektryczna (zwana jest przenikalnością materii i określana jest wzorem E=C/C₀)

28. Dipole indukowane - są to cząsteczki związków zaliczanych do apolarnych lecz umieszczone w polu elektrostatycznym, przybierają cechy związków polarnycn. Np. gazowy metan C₂H₆ -etan, C0₂₎ które w stanie wolnym są związkami apolamymi, umieszczone w polu elektrostatycznym przyjmują cecny związków polarnych.

29. Entalpia Funkcja stanu jest to wielkość fizyczna zależna od makroskopowych parametrów stanu p,V.n,T- Energia wewnętrzna jest funkcją stanu na mocy 1 zasady termodynamiki. Podstawowa cechą f. stanu jest niezależność jej zmian od drogi przemiany, zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego układu. Dowód na niezależność efektu cieplnego od drogi przemiany w warunkach izobarycznycn prowadzi co nowej fnkcji stanu entatpii. H=U+pV, H - enialpia, U- e wewnętrzna, pV - praca zewnętrzna. Energia wymieniona na sposób ciepła w warunkach izobarycznych nie zależy od drogi przemiany w przypadku reakcji chemicznej nazwana jest zmianą entalpii lub entalpia reakcji. Wzrost entalpii deltaH jest równy ciepłu pobranemu przez układ pod stałym ciśnieniem, dla reakcji egzotermicznej deltaH<0, dla endotermicznej deltaH>0. Znajomość entalpii reakcji czyli efektu cieplnego w warunKacn izotermiczno- izobarycznych pozwala na stosunkowo łatwe obliczeme całkowitego efektu energetycznego - zmiany energii wewnętrznej deltaU - przez dodanie ujemnej lub dodatniej energii wymienionej równocześnie na sposób pracy objętościowej.

30. Prawo Hessa - efekt cieplny reakcji nic zależy od drogi przemiany pod warunkiem ze wszystkie procesy są izobaryczne lub wszystkie izochoryczne a jedyną formą wymiany energii na sposób pracy jest praca objętościowa.

31. Prawo Lawoisiera i Laplacea -efekt cieplny reakcji przebiegającej w danym kierunku jest równy efektowi cieplnemu reakcji odwrotnej z przeciwnych znakiem.

32. Elementy chemii jądrowej

Promieniotwórczość (naturalna, sztuczna), to spontaniczna przemiana jeanego jądra w inne i towarzysząca temu emisja cząstki. Reguła przesunięć Soddyego i Fajansa - rozpad 3 powoduje zwiększenie liczby atomowej o jednostkę bez zmiany l. masowej, praktycznie następuje przekształcenie neutronu w pozyton, np. Co⁶⁰-»Ni⁶⁰+beta. Emisja alfa powoduje zmniejszenie liczby atomowej o 2 i liczby masowej o 4, np. U^2Mg2—>Th²³⁴/90+alfa.

Czas połowicznego rozpadu jądra jest to czas potrzebny do rozpadu połowy początkowej iiczby atomów lub cząsteczek, np. C12/6+H1/1-> N¹³7, jest to miara trwałości jądra. Trwałość jąder zależy od stosunku liczby protonów do neutronów, do zachowania trwałości konieczny jest nadmiar neutronów. Przy nadmiarze neutronów w jądrze zachodzi przemiana neutronów w proton + wydzielenie elektronu i cząstki antineutrino. Przy nadmiarze protonów nie zachodzi reakcja w jądrze.

Samorzutny rozpad jąder - tylko jądra o pewnym składzie jest niograniczenie trwałe, wszystkie inne ulegają samorzutnemu rozpadowi w wyniku emisji cząstek alfa i beta lub wychwytu elektronu.

Trzy rodzaje jąder nietrwałych: 1) ponad przedziałem trwałości n/p w jądrze jest za duży, 2) pod przedziałem trwałości n/p zbyt mały by jądro było trwałe, 3) poza przedziałem trwałości (zbyt dużo protonów w jądrze, musi zaistnieć odszczepienie dużych części jądra).

Rozszczepienie jądra - możliwe jest wywołanie rozpadu wielu najcięższych jąder na dwa fragmenty średniej wielkości, bodźcem tego rozpadu jest wychwyt neutronu przez ciężkie jądro, wytwarza to stan wzbudzony. Proces ten wytwarza więcaj neutronów niż ich potrzeba do jego wzbudzenia co umożliwia przebieg reakcji łańcuchowej, każde rozszczepienie powoduje więcej niż jedno dalsze rozczepienie, może przebiegać reakcja samo podtrzymująca, a nawet wybuchowa.

Energia jądrowa może wyzwalać się w procesach rozszczepienia ciężkich jąder atomowych lub w reakcjach syntezy jąder najlżejszych w jądra cięższe.

Izotopy - są atomami tego samego pierwiastka posiadające w jądrze tę samą liczbę protonów lecz mają inna liczbę neutronów ta różnica liczby neutronów jest przyczyną różnych wartości ciężarów atomowych do najprostszych odmian izotopów można zaliczyć izotopy wodoru: H^l,(prot).D²,(deuter,p=1,n=1). T³,(tryd). Izotopy są często odmianami nietrwałymi, ulegają przemianie na inne pierwiastki, zachodzi transformacjaizamiana) w atomy innego pierwiastka, wiąże się to ze zjawiskiąri.promienictwórczości (a,b,y): alfa: ma charakter strumienia jonów, czyli ma charakter protonów elektronowych. Należy do grupy promieniowania o małym zasięgu (jest mało przenikliwe), beta: strumień elektronów, jest bardziej przenikliwe, gamma; ma charakter fal elektromagnetycznych, możemy go porównać z RTG które jest bardzo przenikliwe, doskonale przechodzi przez strukturę ciał stałych, zaporę dla niego stanowi blok ołowiu.

33. Plazma - w costatecznie wysokich temperaturach (10^a st. C) następuje samorzutna jonizacja materii tworząc kwazrneutralną mieszaninę. Rozróżnia się plazmę niskotemceraturową tzn. niska temp. i mały stopień jonizacji i plazma wysoko temperaturowa, w jej temp. materia ulega całkowitej jonizacji. Plazma nisko temp. występuje we wnętrzu płomienia w iskrze lub łuku elektrycznym oraz w potężnych wyładowaniach atmosferycznych, zewnętrzną warstwę atmosfery ziemskiej stanowi plazma o niskiej gęstości tworząca jonosferę, występuje również w obszaracn międzygwiezdnych. Gorąca plazma występuje we wnętrzu miliardów gwiazd.

Właściwości plazmy: kwazineutrolność (występowanie dodatnich i ujemnych cząstek w takich proporcjach, ze wypadkcwy ładunek jest =0), promieniowanie plazmy (przy niskicn temp. piazma emituje promieniowanie o widmie dyskretnym, ze wzrcstem temp. wzrasta udział promieniowania w widmie ciągłym pochodzazącym z procesu rekombinacji jonów i elektronów oraz z procesów r.amowania swobodnych elektronów w polu elektrycznym jonowi, pochłanianie plazmy (od tej własności zależy istnienie życia na ziemi), temperatura plazmy (wprowadza się tutaj pojęcie temp. jonowej, przez temp. rozumie się średnia energie kinetyczna i nie charakteryzuje w petoi stanu cieplnego danego ośrodka, temp. jest proporcjonalna do średniej energii kinetycznej, temp. wyraża się czasami w jednostkach energetycznych - elektronowoltach).

Wytwarzanie plazmy - urządzenia akceleracyjne. metoda grzania, metoda kompresji adiabatycznej, metody laserowe.

32. Korozja metali - jest to ogół zjawisk prowadzących do niszczenia materiałów stałych (nie tylko metale) np. kamień, marmur, cement wywołanych czynnikami zewnętrznymi (powietrze, woaa).

Korozja metali - chemiczny proces utleniania się metali, przejście metalu za stanu wolnego w związki chemiczne. Korozja chemiczna - zachodfi miedzy metalem a suchym gazem lub cieczą nie przewodzącą prądu elektrycznego. Wolne metale . przechodzą w związki: a) warstwy pasywne 3O₂+4AI-> 2AI₂O₃, b) zendrowame żelaza (ogrzewanie w powietrzu): 1 etap: Fe+1/2 O₂-»(7C0⁰C)FeO. 2 etap: 2FeO+1/2O₂-+Fe₂O₃(hematyt) 3 etap: FeO +Fe₂O₃ -» Fe₃O< (magnetyt - charakteryzuje się duża odpornością na działanie czynników chemicznych, wytwarza się anody do elektrolizy chlorków metali).

Korozją elektrochemiczną - nazywamy proces niszczenia metali na skutek wytworzenia się mikro i maKroogniw na granicy metal -elektrolit. Ogniwa korozyjne różnią się od ogniw galwanicznych tym, że ich bieguny stykają się z jednym elektrolitem i są krótko zwarte, czyli obszary elektrodowe ściśle przylegają do siebie. Na elektrodzie ujemnej proces rozpuszczania metali, uwolnione elektrony płynace do dodatniej. Zniszczeniu korozyjnemu ulega metal anody. Np. Fe-»Fe²*+2e', 2H₂O+O₂+4e'-»4OH', Fe²*+2OH'->Fe(OH)₂. 4re(OH)₂+O₂->2Fe₂OyH₂O-t-2HiO, lub Fe-*Fe*²+2e", e+H'->H, -1H+O₂-*2H₂O, 4Fe^:*+O₂+(4+2x)H₂O 2(Fe₂O_vxH₂O)+8H*, protony H* są zatorem procesu, empirycznie stwierdzono, że na przyśpieszenie korozji Fe ma obecność kwasu w wodzie, naprężenie metalu, styczność z metalar mniej aktywnymi i obecność samej rdzy. 35. Ochrona metali przed korozją:

1.Dyfuzyjne ulepszanie powierzchni metali - najnowsza metoc ochronna metali przypomina w pewnym stopniu elektrolityczr powlekanie metali, ale zamiast wody używa się jak rozpuszczalnika stopionych fluorków metali alkaicznych i mefe ziem alkaliczny.

2.Stosowanie powłok niemetalicznych, których zadaniem je: izolowanie powierzchni metalu od dostępu tlenu i wilgoci.

3.Stosowanie odpowiednich stopów metali z dodatkiem meta bardziej szlachetnych np. chrom, nikiel, złoto, srebro.

4.Elektrochemiczna ochrona katodowa i protektorowa. Katodow polega na połączeniu do elementów konstrukcji narażonych n korozję ujemnego bieguna źródła prądu stałego o niewiekir napięciu (1-2V). Protektorowa polega na połączeniu meta; chronionego np. zeiaza z blokiem metalu bardziej szlachetnego.

5.Stosowanie inhibitorów, czyli substancji silnie absorbujących się n powierzchni metalu i blokujących w ten sposób dostęp jonó\ wodorowych.

6.Powlekanie smarami, lakierami lub pokrywanie innym metalem (Zr Cn)

ELEKTROCHEMIA

36. Elektroliza to przemiany chemiczne wywołane przepływem prądu elektrycznego przez granice faz dwóch substancji, ogniwa to reakcje chemiczne przebiegające w odpowiednich układach, powodują przepływ prądu elektrycznego. Elektrolizą nazywamy proces wymuszania reakcji chemicznych przar płynąc/ przez elektrolit pra_d elektryczny w wyniku przyłozonecc napięcia między zanurzonymi w nim elektrodami; na anoozit zacnodzi utlenianie, na katodzie natomiast redukcja jonów elektrolitu cząsteczek zwiazkcw chemicznych lub materiału elektrod. Proce^r elektrolizy zaczyna przebiegać dopiero po przekroczeniu pewr.e ściśle określonej rczmcy potencjałów przyłożonej do elextrcc Najmniejsza wartcsć liczbowa tej różnicy potrzebna do rozpoczęćia elektrolizy danego elektrolitu nosi nazwę potencjału rozkładowego. Dodatkowe napięcie, ponad wartość odpowiadającą wartość siły elektromotorycznej ogniwa, nosi nazwę nadnapięcia. Elektrolit jest to substancja przewodząca prąd elektryczny za pośrednictwem swobodnych jonów; może być w stanie stałym lub stopionym (np. sole) abo w roztworze (nr? ulegające dyscojac; elektrolitycznej: kwasy, zasady i sole).

Przykład elektrolizy: a) stopionego chlorku sodu: NaC!-»Na""»-C:' na katodzie wydzieli się Na w postaci stopionej oraz otrzymamy 2Cr—C!₂-<-2e. Produkty Na i Cl₂. b) roztworu NaCI. na K¹'*! 2H₂O2e-»K₂+2OH~. na A¹"¹] 2C!"-»C!₂+2e. c) Oczyszczanie miedzi: K^H - blctc czystej miedzi, na której -wydziela się czysta miecz A⁽*'-miedż zanieczyszczona, elektrolit-CuSO*. ^''-redukcja miedz; Cu²*+2e->Cu, A'*'-prcces utleniania miedzi: Cu-^Cu'*-*-2e. Na spcczre gromadzi się sziam elektrodowy zawierając/ w tym przypadku złote srebrom, d) HC!: na K] 2H*+2e^H₂, *a-AI 2C!'- 2e->CI₂, e) Na₂SO« na KJ 29+2H_:O-»H_:-r2OH' na Aj 2H_:O->O₂+4H'+4e, Reakcja sumaryczna: H₂O->-H₂0->H₂+O₂+H₂O

37. Zastosowanie elektrolizy: otrzymywanie elektrolitycznie czystych metan. galwanoplastyka (pokrywanie metali cienkimi warstwami innych metali: posrecrzanie, niklowanie, złocenie), rafinacja technicznych metali do bardzo czystych,

38. Prawa Faradaya (elektrolizy). Procesy elektrolizy podlegają prawom ustalonym przez Faradaya: I. Masa substancji (m) wydzielona na elektrodzie jest wprosi proporcjonalna do ładunku elektrycznego (q) przepuszczonego przez roztwór elektrolitu: m = k • q przedstawiając ładunek elektryczny jako iloczyn natężenia prądu (I) przez czas jego przepływu (t) otrzymuje się: m = k • l • t współczynnik proporcjonalność: k nosi nazwę równoważnika elektrochemicznego. Liczbowo jest on równy masie substancji wydzielonej podczas przepływu jednego kulomba elektryczności, czyli prądem o natężeniu jednego ampera w czasie jednej sekundy. M.Masy róznycn substancji wydzielone na elektrodach przez jednakowe ładunki elektryczne są wprost proporcjonalne do icr równoważników chemicznych (R) mi/mi = Ri/R*. Z praw eiektrolizy wynika, że do wydzielenia jednegc gramorównowaz.-.ika dowolnej substancji potrzeba takiego samecc ładunku. Łaaunek ten nosi nazwę stałej Faradaya i wynosi: F = 96500 kulombów

39. Elektroda wodorowa zbudowana jest z blaszki platynowej, która zanurzona jest w normalnym kwasie solnym lub rzadziej siarkowym. Blaszka ta omywana jest gazowym wodorem. Gazowy wodór ulega adsorpcji na platynie: | <-H_~»2H"+2e. Zwolnione elektrony lokują się w blaszca platynowej, natomiast jony wodorowe przechodzą do warstw. Potencjał normalny e.w. uwarunkowany jest stężeniem kwasów i z tego powodu stosuje się zwykle 2-normalny roztwór kwasu. Potencjał normalny e.w. jest umownie równy 0.

40. Elektroda Kalomelowa: Hg.Hg₂CI₂|Cr stan równowagi: Hg₂Clz+2e'<»2Hg+2Cr

41. Szereg napięciowy metali - jest to ułożenie metali według ich wartości potencjałów normalnych. W szeregu napięciowym pierwiastki, których potencjał normalny jest bardziej ujemny od elektrody wodorowej tworzą grupę to znaczy metali nieszlachetnych i maja przy wartości potencjału znak „-", natomiast pierwiastki metaliczne oraz niemetaliczne, których potencja) normalny jest mniej ujemny od elektrody wodorowej mają przy wartości potencjału znak „+" i są to metale szlachetne. Z szeregu napięciowego metali wynikają następujące wnioski:

1.Metale nieszlachetne posiadają zdolność redukcji jonów metali szlachetnych i tym samym wypierania tych metali ze związków, przykład: Cu^ł2SO« + Zn° -> Zn^SO, + Cu°, Zn° - 2e -> Zn*², Cu*² + 2e -* Cu°

2.Metale nieszlachetne mogą wypierać ze związków metale mniej szlachetne, natomiast metale szlachetne me są w stanie wyprzeć ze związków metali nieszlachetnych, przykład: ZnS0₄ + Cu -> nie zachodzi.

3. Metale nieszlachetne wypierają z kwasów wolny wodór. Reakcje te zachodzą^ zarówno z kwasami beztlenowymi jaK tez tlenowymi, przykiad: 2HCi + Zn -» ZnCI₂ + H₂T. Fe - H₂SO< -+ FeSO< + H₂'

42. SEM - oblicza się odejmując potencjał półogmwa E, w którym zachodzi utlenianie od potencjału E póiogmwa w którym zachodzi redukcja, np. -Zn|ZnSO_4aq! ICuSCUaalCu-¹-E= E°CuiCu²*-E°ZniZn²'=0,34V-(-0,74V}= '.IV

43. Ogniwo galwaniczne to UKiad, który energie reakcji chemicznej może przekazywać bezpośrednio do otoczenia na soosób pracy praau elektrycznego. Stan równowagi w pótogmwie Me"_s-ne' = Me\o+(połączenie elektrod elektrod przewodnikiem zakłóca tę równowagę i zostają uruchomione procesy elektrodowe

Elektroda - połogniwo, faza metaliczna granicząca z roztworem,

44. Ogniwo Daniela zbudowane jest z elektrody Cu i elektrody Zn. AE Cu/Cu²'-»-t-0,34V, AE Zn/Zn²* -> -0.75V; AE Zn/Cu -> 0,34-f 0.76)=1,1V. Elektrolity 1/10 molowe: CuSO*. Zr,SCv Reakcje podczas pracy: Na A'*¹! Zn°-»Zn**+2e, Na K^f-)i Ci/*-2e->Cu⁰. -ZnjZnSO4,_a||CuSo4_Bq|Cu+

45. Połogniwo gazowe - zbudowane jest z metalu zanurzonego w roztworze nasyconym odpowiednim gazem i zawierającym jony powstałe w wyniku redukcji lub utleniania cząsteczki gazu. Ogniwo zbudowane jest z dwóch półogmw gazowycr.. wodorowego i chlorowego. Pt.H₂|H*,Cr|CI₂,Pt, w półogmwie wodorowym - anoda przebiega reakcja: H₂-2e"->2H*, w półognwie chlorowym katoda: CI₂+2e -*2CI' pod warunkiem, że blaszki olarynowe są połączone zewnętrznym przewodnikiem.

46. Ogniwo Westona jest ogniwem kadmowo-rtęciowym (Hg zanurzona jest w Hg₂CI₂- agalgomat rtęci, kadm w CdS0₄). O.W. jest ogniwem wzorcowym jego AE=1,018V, jest to bardzo stała wartość potencjału z tego powodu ogniwo to stosowane jest jako ogniwo wzorcowe do wyznaczania różnicy potencjału innych ogniw.

47. Ogniwo Letranche a (anodówka, suche). Podczas pracy zachodzą reakcje: Na A^(ł) Zn°-2e->Zn²*, na K⁽"'i 2MnO₂+Zn*²+2e ->ZnMn₂Ó4. Zn|Zn*²,NH4CI, H₂O|Mn0₂

48. Ogniwo Volty: Zn|H₂SO4|Cu, reakcje: na anodzie: Zn-2e" ->Zn²*, na katodzie: 2H*+2e"->H₂.

49. Ogniwo paliwowe (wodorowo-tlenowe;, -H₂,Ni|przewodnik jonowy|Ni,O₂+ reakcja sumaryczna: 2H₂+C₂-^2H₂O, podczas pracy zachodzą reakcje: na K¹"¹] 2H₂+4OH->4H₂CK2e', na A^H| O₂+2H₂O4e~->-4OH~

50. Akumulator ołowiowy. Jest ogniwem odwracalnym, są to urządzenia, które zamieniają^ energię chemiczna na elektryczna i odwrotnie. A.o. posiada elektrody cnowiowe. Do akumulatora wprowadza się elektrolit w postaci 20% Kwasu siarkowego. Jedna cela naładowanego akumulatora: AE=2.2V Procesy zachodzące w czasie pracy: Na K⁽"'l zachodzi: PbO₂+hiSO«>3H*-*-2e' ->PbSO4+2H₂O, Na A⁽*'| zachodzi: Pb - HSCV -* ^(:>bSCv2e>H*,

Reakcja sumaryczna: Pb+PbO₂+2HSO/+2H*o2PbS04+2H₂C (—»praca, <—ładowanie)

51. Akumulator Edisona (żelazowo-niklowy) elektrolityczn Elektrolitem jest roztwór wodorotlenku potasu. Zachodzą proces-utleniania z Fe*² do Fe** i redukcji z Ni*⁴ do Ni*² (można go ładować). • Reakcja sumaryczna: Fe_s+Ni₂Ou*H20->Fe(OH)₃+2Ni(OH)2_S

STANY SKUPIENIA

52. Gaz doskonały składa się z cząsteczek będących v ustawicznym ruchu znacznie od siebie oddalonych, objętość wtesn; jest równa zero, zderzenia cząsteczek są idealnie sprężyste Cząsteczki nie działają na siebie wzajemnie. Ruch cząsteczek jes bezładny, prostoliniowy i jednostajny, zależy od temperatury.

53. Ciśnienie gazu a energia kinetyczna: V- obj. zbiornika gazu o masie m, p - ciśnienie wywierane przez każdą z n cząstek p=2/3-(nA/)-Ejcnet.i/wjn<« jest to podstawowe prawo teori kinetyczne gazów. Dla 1 mola p=2/3-E_kuvsr/V

54. Energia kinetyczna a temp. dla 1 cząsteczki: E/kin.śr.=3/2-(R/N_A)-T=3/2kT, k - s. Boltzmana (stała gazowa dla jedne cząsteczki)

Zgodnie z założeniami teorii molekularno-kinetycznej czasteczk poruszają się ruchem postępowym. W ruchu rym każda cząsteczka ma 3 st. swobody, na każdy st. przypada średnio jednakowa energia E_Kln.sr ⁼ '!''2kT. Równanie te pozwala teoretycznie obliczyć cieołc molowe gazu doskonałego, z równania wynika, ze energia kinetyczna zależy jedynie od temperatury, me zależy od masy

Prawa gazowe

55. Równanie Clapeyrona: PV=nRT,

56. Prawo Boglea: (PV)_T=const. W stałej temp. objętość danej mas') gazu jest odwrotnie proporcjonalna do ciśnienia.

57. Prawo Gay-Lussaca: Vo/Tr=Vi/Ti. Przy stałym ciśnieniu obj gazu jest wprost proporcjonalna dc temp. bezwzględnej.

58. Prawo Daitona: p=pi+p_:i-p₃+....=(ni+n₂+...+nN)R-TA/ Całkowite C:ś:.,inie mieszaniny aazów _:';St równe sumie ciśnień cząstkowych poszczególnych składników wchodzących wjei skiad. Żarem ciśnienie wywierane przez dany gaz jest wprost proporcjonalne do liczo> cząsteczek a ciśnienie wywierane przez gaz w mieszaninie jest wprost oroporcjonalne do liczny moli tego gazu.

59. Stała gazowa jest to liczbowo praca jaka wykona 1 mol gazi. doskonałego zwiększając swa objętość przy ogrzaniu o 1 stooien poć stałym ciśnieniem.

60. Prawo Avogadra: W równych objętościach różnych gazów znajduje się taka sama liczba drobin pod warunkiem, ze ciśnienie temp. gazów są identyczne. 1 mol gazu zajmuje w warunkacr, normalnych 22,4 dm³.

61. Gazy rzeczywiste: w dostatecznie wysokich temp. i poć

dostatecznie niskim ciśnieniem większość gazów zachowuje się jak

gaz doskonały' obniżając temp. zbliżamy się do temp. skraplania

gazu. wówczas ujawniają się oastępstwa od praw gazu doskonałego.

które są wynikiem: 1) dla wysokich ciśnień - rola sił Van Der Waaisa,

2) objętości własnej cząsteczek

Dla 1 mola g. rzeczywistego (p+a/V²)(V-b)=RT,

Dla n moli: (p+(n²-a)A/²)(V-nb)=nRT, gdzie b - obj. własna

cząsteczek, V-b - obj. naczynia, musi być pomniejszona o b, aA/' - to

pewne ciśnienie wew. wynikające z stnienia sil

międzyczasteczkowych.

62. Izotermy Van Der Waalsa

Powyżej T_kfyi substancja może istnieć tylko jako gaz tzn. wówczas ruch cząsteczek jest tak energiczny, że bez względu na wielkość ciśnienia cząsteczki w stanie gazu zajmują całą przestrzeń naczynia. Pkryt - minimalne ciśnienie konieczne do wywołania skroplenia w T,^ \/

63. Równanie Van Der Waalsa a stan krytyczny: sprężanie gazu w różnych temperaturach można przedstawić za pomocą r. V.D.W.. Rozwiniecie i przekształcenie względem V otrzymuje się:

(1) V³-(b+(RT/p))-V²+(a/p)-V-(ab/p)=0, rozwiązaniem są trzy wartości V, które w temp. kryt. są sobie równe:

(2) V,=V₂=V₃=V_krYt -+V³-3V_k-V²+3V_k²-V-V_k³=0

z porównania (1) i (2) V_kryt=3b, p_uyt.=a/27b^z, T_kiy,=(8/27)-a/(Rb), R=(8/3)-(p_k^,.-V_k~₁.)/Ti_UY, stałe a i b są bardzo trudne do wyznaczenia dlatego a=3V_luyt.ⁱ-p^., b=V^./3.

64. Dyfuzja samorzutne przenikanie cząsteczek gazów (a do b) lub cieczy co prowadzi do utworzenia jednorodnej mieszaniny gazów lub cieczy. Wynikiem dyfuzji jest przenoszenie pewnej ilości gazu lub cieczy w kierunku spadku stężenia.

65. l prawo Ficka: ilość gazu lub cieczy dm dyfundującego w czasie dt z jednej warstwy do drugiej odległej od pierwszej o dx jest wprost proporcjonalna do wielkości powierzchni S przez która zachodzi przenoszenie: dm=-DS-(dc/dx)-dt. gdzie dc/dx - stężenia. D

- współczynnik dyfuzji, oznacza liczbowo ilość gazu (cieczy) przechodzącego w czasie 1s przez przekrój 1cm², gdy różnica stężeń w odległości 1cm równa jest jedności, zależy on od: rodzaju gazu lub cieczy, rodzaju środowiska, temp.

II prawo Ficka: dc/dt=D⋅(d²c/dx²) jest to zależność zmian stężenia od czasu dla dowolnego kształtu powierzchni przez która przebiega dyfuzja i dowolnego rozkładu stężeń początkowych. D=1/3μśr.⋅χi gdzie: χ - średnia droga, u_sr. - średnia prędkość - wprost proporcjonalna do T. Ponieważ χ odwrotnie proporcjonalne do p, D maleje ze wzrostem p a rośnie ze wzrostem T dla gazów.

66.Reakcje chemiczne: 1) reakcja analizy: ABA+B, np. CaC0₃(temp.)CaO+CO₂, KCl(H₂O) K⁺+CI^--) r. syntezy: A+BAB,np.NaOH+CO₂NaHC0₃,N₂+3H₂2NH₃, C+O₂C0₂, 3) reakcja wymiany: a) pojedynczej: A+BCAB+C. np. Na+H₂O ->NaOH+1/2H₂ b) podwójnej: AB+CDAD+BC, np. H₂SO₄+2NaOHNa₂SO₄+2H₂O, BaCl₂+H₂SO₄BaSO₄+2HCl wszystkie wymienione reakcje mogą przebiegać bez zmiany stopnia utlenienia lub ze zmiana stopnia utlenienia np.: Zn+2HCl->ZnCl₂+H₂, substancja, której atomy utleniają się (podwyższają stopień utlenienia)

- reduktor, a substancja, której atomy redukują się (obniżają stopien utlenienia) - utleniacz.

67. Szybkość reakcji ilościowo określa się jako zmianę molowego stężenia substratu (Cs) lub produktu (Cp) w jednostce czasu:

V=-(dCs/dt)=+(dCp/dt).

Czynniki wpływające na szybkość reakcji: 1) częstość tzw. zderzen efektywnych tzn. zderzeń prowadzących do zajścia reakcji, gdy cząsteczki reagujące obdarzone są dostatecznie dużą energią -energia aktywacji, Na zderzania efektywne wpływamy: a) stężeniem: Ze wzrostem stężenia rośnie całkowita iiczba zderzeń, więc i zderzeń efektywnych (skraca się droga swobodna, częstsze zderzenia), b) temperatura; Wzrost temp. powoduje wzrost prędkości cząsteczek a zatem wzrost energii kinetycznej, Reguła Van Hoffa zwiekszenie temp. o 10K wywołuje dwu lub trzy krotny wzrost szybkość reakcji Równanie Arheniusa k=A_e-(Exxxxx/RT) Im większa energia aktywacji tym wolniej przebiega reakcja w danej temp., c) rozdrobnienie substancji. Przy większym rozdrobnieniu substratów zwiększa się powierzchnia zetknięcia molekuł, d) katalizator - substancja wprowadzona do reagującego układu, zwiększa szybkość reakcji, nie bierze udziału w reakcji (inhibitor obniża szybkość reakcji). Katalizator obniża energię aktywacji.

68. Kataliza: a) homogeniczna (jednofazowa), reagenty są w takim

stanie skupienia jak katalizator, np. katalityczne utlenianie SO₂ do H₂SO₄,

H₂O+S0₂+1/2O₂H₂SO₄, 2SO₂+NO₂+NO+O₂+H₂O2HSO₄NO (N0₂, NO - katalizatory), b) heterogeniczna (wielofazowa), różne stany skupienia reagentów i katalizatora, zagęszczenie substratów na powierzchni katalizatora. Lokalny wzrost stężenia powoduje wzrost reakcji np. 2SO₂+2V₂O₅->SO₃+2V₂O₄ (2V₂O₅ - katalizator), 2V₂0₄+O₂2V₂O₅, c) autokataliza, powstający produkt działa katalizująco na pozostałe substraty np. autokatalizatorem są jony H⁺ w reakcji utleniania siarczanów IV jonami trioksychloru: ClO₃^--+3H₂SO₃3SO₄-²+Cl^--+3H⁺ : Cl⁺⁵ + 6e^--

Cl^-1 utleniacz

S⁺⁴-2e-S⁺⁶ | 2 |⋅3 reduktor

69. Prawo działania mas Gudberga i Waagego w stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stałą charakterystyczną dla danej reakcji chemicznej i temp. Wydajność reakcji gdy k jest równe 1 to 50% produktów i 50% substratow. W stanie równowagi V₁-V₂ tzn. w jednostce czasu tyle samo produktów zmienia się w substraty ile substratów zmienia się w produkty: k=k₁/k₂; k,•[A][B]=k₂[C][D] Dla reakcji ze współczynnikami stechiometrycznymi nA+mBpC+qD; Skład układu w stanie równowagi zależy od: 1) stężenia substratów reagujących, 2) temperatury bądź ciśnienia w przypadku gazów

70. Reguła de Chateliera - Brauna (przekory) - określa kierunek przesunięcia równowagi. Jeżeli stan równowagi chemicznej zostanie zakłócony w układzie rozpocznie się taka przemiana, która

będzie przeciwdziałać tym zakłóceniom prowadząc do ponownego osiągnięcia tej równowagi.

Wnioski z reguły przekory: 1) wprowadzenie substratu do układu w stanie równowagi -> równowaga przesunie się w prawo 2) wprowadzenie produktu do układu w stanie równowagi równowaga przesunie się w lewo, 3) usuniecie produktu przesuwa równowagę w prawo, 4) ogrzanie układu. Dla reakcji egzotermicznej w lewo, dla endotermicznej w prawo. 5) chłodzenie układu. W reakcji egzotermicznej przesuwa w prawo, dla endotermicznej przesuwa w lewo, 6) wzrost ciśnienia, równowaga przesunie się w prawo gdyV_prod<V_substratu np. 3H₂+N₂2NH₃. równowaga przesunie się w lewo gdy V_substratu<V_produktu 7) obniżenie ciśnienia, gdy V_Substratu>V_produktu przesuwa równowagę w lewo, gdy V_SUbstratu<V_produktu przesuwa równowagę w prawo.

71. Parowanie - przechodzenie cieczy z fazy ciekłej do gazowe (cząsteczki o dużej prędkości). Prężność pary nasyconej wzrasta ze wzrostem temperatury ale tylko do pewnej granicy, tzn dla każde cieczy istnieje pewna temperatura stanowiąca naturalną granice istnienia fazy ciekłej - temperatura krytyczna. W temp. kryt zrównuje się własności pary nasyconej i cieczy. Wrzenie te parowanie w całej objętości. Sublimacja - to bezpośrednie przejście fazy stałej w fazę gazową.

Faza to obszar próbki odznaczającej się tym samym zbiorem właściwości, cechą charakterystyczna fazy jest to, że właściwości jej zmieniają się gdy przekroczy się granicę fazy ti. gdy przechodzi się z jednej fazy do drugiej. Np. mieszanina gazów, jednorodny roztwór ciała ciekłego lub stałego, zawiesina oleju w wodzie.

72. Reguła faz Gibbsona podaje związek między liczbą faz f. liczbą składników n oraz liczba stopni swobody s układu s=n-f+2. Układ złożony z lodu, wody i pary wodnej jest układem jednoskładnikowym. Układy dwuskładnikowe (hydraty, roztwory kwasów, zasad, soli, stopy metali, mieszaniny dwóch cieczy) charakteryzują się: niską temp. kriohydratu. i dużym endotermicznym efektem rozpuszczania i dlatego używane są jako mieszaniny oziębiajace.

73. Strącanie najbardziej użyteczne zastosowanie l rozp.-przewidywanie czy po zmieszaniu dwóch roztworów osad wytraći się czy nie. gdy po zmieszaniu dwóch roztworów zawierających jony związku trudno rozpuszoczalnego iloczyn jonowy przekracza l rozp. to osad wytraci się.

74. Roztwry dzielimy na: rzeczywiste (stopień: rozproszenia na poziomie rozproszenia molekularnego),koloidalne (wymiary cząstek zawarte w granicach od 1 do 100nm ale niekiedy 500 nm). Roztwór rzeczywisty jednorodna mieszanina, występuje jako jedna faza właściwość: są pod rożnymi względami odmienne od właściwośći poszczególnych składników.

Typy roztworów: gazowe - ponieważ wszystkie gazy mieszają się w dowolnych stosunkach, każda mieszanina gazów jest jednorodna. jest wiec roztworem, np. powietrze. Pod względem kinetycznym roztwór gazowy podobny jest do czystego gazu z tym ze zawiera cząsteczki rożnego rodzaju. Ciekłe - powstają przez rozpuszczenie gazu ,cieczy lub ciała stałego w cieczy, np. kinetycznie roztwór cukru w którym cząsteczki cukru rozmieszczone są bezładnie w całe; objętości roztworu. Stałe są to ciała stałe, w których jeden składnik jest rozproszony bezładnie w skali atomowej lub cząsteczkowej w innym składniku, np. srebrna moneta to roztwór Cu i Ag, mosiądz Cu i Zn.

75. Sokratacja - to przyłączenie przez jony lub cząsteczki cząsteczek dowolnego rozpuszczalnika.

76. Hydratacja - to uwodnienie cząsteczek (jonów) rozpuszczonego ciała przez cząsteczki wody. Woda ze względu na swój dipolowy charakter należy do cieczy polarnych, szczególnie dobrze rozpuszczają się w wodzie związki jonowe. Zdolność rozpuszczania związków jonowych przez wodę wynika z możliwości grupowania się cząsteczek wody wokół kationów lub wokół anionów. Ten proces dla wody jako rozpuszczalnika nosi nazwę hydratacji.

77.Rozpuszczalność - ilość gramów substancji lub moli substancji na dm³, zależy od charakteru substancji oraz charakteru rozpuszczalnika, ze wzrostem temp. rozpuszczalność ciał stałych i cieczy wzrasta a ze wzrostem temp. rozpuszczalność gazów maleje.

A) rozpuszczalność gazów w cieczach wzrasta, gdy wzrasta ciśnienie cząstkowe gazu nad roztworem, np. stężenie CO₂ rozpuszczonego w napojach zależy od ciśnienia cząstkowego C0₂ -po otwarciu butelki ciśnienie spada, rozpuszczalność C0₂ maleje i pęcherzyki CO₂ wydostają się z napoju.

78. Prawo Henryego w stałej temp. ułamek molowy gazu (x) rozpuszczonego w rozpuszczalniku jest wprost proporcjonalny do ciśnienia cząstkowego gazu (p). K_h=p/x.

B) rozpuszczalność cieczy w cieczach: 1) nieograniczona rozpuszczalność a) cieczy polarnych w cieczach polarnych, np. (H₂O - C₂H₅OH, CH₃ - OH - H₂O) b) ciecze niepolarne, np. (C₆H_6l CC!₄), 2) ograniczona rozpuszczalność (H₂O, C₆H₆), biegunowe cząsteczki H₂O silnie przyciągają się tworząc asocjaty i wypychają na zewnątrz cząsteczki C₆H₆. niepolarne cząsteczki C₆H₅ związane siłami cząsteczkowymi tworzą oddzielną warstwę, 3) ciecze

nie mieszające się: (H₂O. Hg), dwuskładnikowe układy ciekłe (ograniczona mieszalność cieczy) rozdzielajace się na dwie fazy. Układy takie rozważa się pod pewnym ciśnieniem dostatecznie wysokim by nie mogła wystąpić równowaga między parą i faza ciekłą oraz w przedziale dostatecznie wysokich temperatur by nie pojawiła się żadna faza stała. Dla przemian izobarycznych zmienne to: temperatura i skład, który wyraża się zwykle jako % wagowy lub ułamek wagowy jednego ze składników. C) rozpuszczalność ciał starych w cieczach np. rozpad sieci jonowej chlorku sodu w wodzie. Dipole H₂O powodują NaCl. Ze wzrostem temp. zwiększa się rozpuszczalność soli dla których zmiana entalpii rozpuszczania ma wartość dodatnią, sole, które rozpuszczają się z wydzielaniem ciepła zmniejszają swoją rozpuszczalność ze wzrostem temp. (Na₂SO₄ • 10H₂O->(temp.) Na₂SO₄10H₂O)

79. Prawo RAUI.TA: Ap/p_c = po-p/po = x, gdzie: Ap - zmiana prężności roztworu, p₀ -prężność pary czystego rozpuszczalnika, p -prężność pary roztworu, x - ułamek molowy substancji rozpuszczonej. (Obniżenie ciśnienia pary rozpuszczalnika = ułamkowi molowemu substancji rozpuszczonej). W czystym rozpuszczalniku cząsteczki mogą w każdym punkcie powierzchni przejść do fazy gazowej i na odwrót. W roztworze część powierzchni jest zablokowana nielotnymi cząstkami substancji rozpuszczonej dlatego efektywna powierzchnia przypadająca na jedną cząsteczkę jest mniejsza, a cząsteczki powracające nie mają do dyspozycji całej powierzcnni dlatego pc>p. Prawo Raulta jest słuszne dla roztworów rozcieńczonych. Potwierdzeniem prawa Raulta jest samorzutne przechodzenie rozpuszczalnika.

80. Kliometria jest zagadnieniem zajmującym się obniżaniem temperatury krzepnięcia. Zjawisko klioskopii: dodawanie do chłodnic samochodów środków obniżających krzepnięcie, dod. chlorków na jezdnię śliską, do cementu dodaje się chlorek Mg lub Ca, które obniżają temp. zaschnięcia nawet do —40°.

81. Ebuliometria jest zagadnieniem zajmującym się podwyższaniem temp. wrzenia roztworu w stosunku do temp. wrzenia rozpuszczalnika. Związane jest to z obniżeniem prężności par rozpuszczalnika nad roztworem w stosunku do prężności par nad czystym rozpuszczalnikiem: xxxxx. E- stała ebulioskopowa. Podwyższenie temp. wrzenia roztworu w stosunku do temp. wrzenia rozpuszczalnika jest wprost proporcjonalne do ilości substancji rozpuszczonej. At=£-(m-1000/M-G). G- ilość gramów rozpuszczalnika. M -gramocząsteczka danej substancji.

82. Metody zmiękczania wody:

a) Stosowanie wymieniaczy jonowych (organicznych i nieorganicznych). Wymieniacze jonowe są to substancje stałe, praktycznie nie rozpuszczalne, zawierające w swoim szkielecie wiele porów i kanałów, charakteryzujące się zdolnością wymiany jonów z roztworu na jony związane z masą wymieniacza.

gaszone usuwa twardość przemijająca: Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = ↓2CaCO₃ + 2H₂0. Twardość przemijająca można też usunąć przez gotowanie wody: Ca(HCO₃)₂ ->(temp) ↓2CaCO₃ + CO₂ + H₂0

c) Destylacja. Polega na podgrzaniu wody do wżenia i skraplaniu ulatniającej pary.

d) Twardość trwała usuwamy przy pomocy sody: CaCI₂+Na₂CO₃->CaCO₃+Na^- +Cr⁺.83 Napięcie powierzchniowe Wartość nap.pow. jest zależna od rodzaju cieczy i temp. wrzenia, ciecze o niższych temp. wrzenia maja niższą wartość nap. pow. Nap.pow. własność warunkująca spójność cieczy i powstanie powierzchni między fazowej ciecz-para. Molekularna istota nap.pow.: niezrównoważone siły przyciągania wywierane na cząsteczki powierzchniowe cieczy wciągają je w głąb cieczy tłumaczy to samorzutne tworzenie przez niewielką ilość swobodnej cieczy mniej lub bardziej sferycznej cieczy. Warstwy powierzchniowe cieczy mają odmienne własności od właściwości fazy objętościowej. Miarą nap. pow. jest więc praca jaka należy wykonać dla utworzenia jednego centymetra kwadratowego nowej pow. rozdziału faz. Nap. pow. wyraża się w ergach na centymetr kwadratowy lub w dynach na centymetr. y=dw/dx [J/m'. N/m²

Metody wyznaczania napięcia powierzchniowego: Metoda wznoszenia się cieczy w kapilarze, Metoda stalagmometryczna, Metoda ciśnienia potrzebnego do przepchnięcia bańki powietrza przez kapilarę zanurzona tuz pod meniskiem cieczy, metoda płytkowa Wilhelmiego, metoda oderwania pierścienia

84. Osmoza - jest procesem przenikania przez błonę półorzepuszczalną cząsteczek rozpuszczalnika. Cząsteczki rozpuszczalnika przechodzą z roztworu o mniejszym stężeniu do roztworu o większym stężeniu (układ dąży do wyrównania stężeń).

Ciśnienie osmotyczne(Π) - wywierane przez cząsteczki substancji rozpuszczonej na błonę półprzepuszczalną. [-} = c ⋅ R ⋅ T. gdzie: c stężenie roztworu. k - właściwość koligatywna roztworu, zależy o liczby cząsteczek, a nie zależy od ich właściwości fizycznych. Pomiar ciśnienia osmotycznego służy do wyznaczenia mas cząsteczkowych substancji rozpuszczonych.

Prawo van't Hoffa - ciśnienie osmotyczne roztworu jest równe ciśnieniu jaki wywierałaby substancja rozpuszczona gdyby w fazie gazowej zajmowała objętość równą objętości roztworu.

metoda oddzielenia cząstek koloidalnych od mniejszych jonów i cząsteczek roztworów rzeczywistych. Liczba moli, która przejdzie w jednostce czasu przez 1cm³ błony zwana jest współczynnikiem dializy:

λ = -(V/st) ⋅ ln(c₁/c₀) gdzie: V - obj. roztworu, t - czas trwania dializy, s-powierzchnia błony półprzepuszczalnej.

86. Elektrodializa stosuje się do demineralizacji wód kopalnianych. Jony soli zanieczyszczających przechodzą przez membrany do przestrzeni przyelektrodowych zawierających przepływająca wodę. Prostopadle przyłożone pole elektryczne nie pozwala na powrót jonów do komory środkowej. W praktyce zestawia się po kilkadziesiąt membran w jeden zespół odsalający.

87. Dysocjacja jonowa niektóre związki chemiczne podczas rozpuszczania w wodzie ulegają rozpadowi na kationy i aniony. Elektrolity to związki chemiczne ulegające rozpadowi na jony pod wpływem wody, ich roztwory wodne, przewodzą prąd, np. kwasy tlenowe, wodorotlenki kwasowe, kwasy beztlenowe, sole. Nie elektrolity to związki organiczne obojętne tlenki, obojętne wodorki. 88. Mechanizm procesu dysocjacji:

1) HCI, A-B Cząsteczki H₂O otaczają cząsteczki A-B i powodują rozerwanie wiązania. Wspólna para elektronów staje się w momencie rozerwania własna parą atomów chloru a atom wodoru staje się H⁺, jest to bardzo prawdopodobne, że każdy jon jest stale otoczony kilkoma cząsteczkami wody: HCl+H₂O->H₃0 ^- +Cl, proces rozpuszczania HCl w wodzie nie jest zwykłym rozpuszczaniem fizycznym, nie jest też reakcją chemiczną w ujęciu klasycznym bo produktów dysocjacji nie można odseparować. HCl _aq, jest równomolową mieszaniną jonów H₃O" i jonów Cl^--

2) Podczas rozpuszczania w wodzie związków jonowych -kryształ ulega rozpadowi na poszczególne jony z których jest Zbudowany - nie ma rozerwania cząsteczek w związkach kowalencyjnych spolaryzowanych.

Dowód na rozpad na jony - pomiary podwyższenia temp. wrzenia roztworu jednego mola NaCl - podwyższenie temp. wrzenia proporcjonalne do rozpuszczenia 2 moli substancji. efekt ten związany jest z powstaniem dwóch drobin: 1 mola jonów Na⁺ i jednego mola jonów Cl^--. Dla soli AB₂ (BaCl_2l Ca(N0₃)₂) trzy razy wyższe niż dla substancji nie ulegających dysocjacji.

89. Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynów stężeń jonów do steżenia cząsteczek niezdysocjowanych, stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu, nie zależy od stężenia elektrolitu lecz wyłącznie od temperatury, ze wzrostem temp wartość jej wzrasta. Wyznacza się ją tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla mocnych nie definiuje się jej ponieważ stężenie cząsteczek niezdysocjowanych jest bliskie zeru (K). Im większa wartość stałej dysocjacji, tym mocniejszy elektrolit.

90. Stopień dysocjacji stosunek liczby cząsteczek rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu (a), Zależy od: rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, proporcjonalnie od temperatury, od stężenia roztworu (wzrasta z rozcieńczeniem roztworu), od obecności innych jonów.

91. Prawo rozcienczeń Otswalda - podaje związek między α K. Dla słabych elektrolitów K=(a²-C)/(1-a), C - stężenie molowe elektrolitu.

92. Teoria Bronsteda Jest to teoria protonowa, kwas to substancja zdolna do oddawania protonów (donor protonów), zasada to substancja zdolna do pobierania protonów (akceptor protonów; HCl+H₂0->H₃C ⁺ +Cr ^--(kwas 1 + zasada 2-> kwas 2 + zasada 1) wg Bronsteda rolę kwasu może spełnić nie tylko cząstka obojętna ale również jon ujemny i dodatni. Woda jest rozpuszczalnikiem amfoterycznym (zasada i kwas) a) jeżeli substancja rozpuszczona ma właściwości donorowe silniejsze niż H₂0 to wówczas woda jest zasadą (kwas1+zasada2<=>zasada1+kwas2) H₂S+H₂O--»HS^--+H₃O⁺ NH₄^--+H₂O=>NH₃+H₃C^-- b) jeżeli substancja rozpuszczona ma właściwości akceptorowe silniejsze niż H₂0 to wówczas woda jest kwasem (zasada 1+kwas2 «kwas1+zasada2) np. CN^-+H₂O-=>HCN+OH^--, NH₃+H₂0<=>NH₄⁺+OH^--. Wg Bronsteda wodorotlenki metali (NaOH, KaOH) nie są zasadami, zasadą jest zawarty w ich cząsteczkach jon OH ^-, który wykazuje silne powinowactwo do protonów.

93. Teoria Franklina Jest to rozpuszczalnikowa teoria kwasów i zasad zał. pod wpływem różnych rozpuszczalników (woda, bezwodne: amoniak i SO₂) ma miejsce proces autojonizacji w wyniku której powstają aniony i kationy np. 2H₂O-»H₃O^--+OH⁺, 2NH₃-»NH₄⁺+NH₂^--, 2SO₂SO²⁺+SO₃²-. Wszystkie substancje, które zwiększają stężenie jonów charakterystycznego dla danego rozpuszczalnika kationu (H₃O⁺ w wodzie, NH₄⁺ w skroplonym NH₃) sa kwasami. Te które zwiekszają stężenie anionu (OH^--, NH₂^--. SO₃^2-) są zasadami.

94. Teoria Lewisa Kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej. Zasadą donor pary elektronowej, np. (kwas+zasada) H⁺+Cl^--HCl, H⁺+H₂O-»-H₃0⁺,

95. Dysocjacja wody. H₂O+H₂O<=>H₃O⁺+OH^--. K_wody,=[H₃O⁺]⋅[OH"]/[H₂O]. Jeden dm³ wody to 55,5 mola)czyli K_wody⋅55.5 ≈10^-14 ≈I_wody, gdzie: I_wody - iloczyn jonowy wody(iloczyn stężeń jonów hydroniowych i hydroksylowych)

96. PH roztworu PH=-log[H₃O⁺]. Dla roztworu obojętnego: [H₃O⁺]=[OH^--]=pierwiastek(l_wody)=10^-7mol/dm³. Dla roztworu kwaśnego: [H₃O⁺]>[OH^--] czyli [H₃O⁺]>10^-7 mol/dm³. Dla roztworu zasadowego: [H₃O⁺]<[OH^--] czyli [OH^--]>10^-7 mol/dm³. Wskaźniki - słabe kwasy. zasady organiczne których jony wykazują odmienne zabarwienie niż zdysocjowane cząsteczki, zmiana barwy wskaźnika zależy od Ph roztworu, w wodzie wskaźniki ulegają częściowej dysocjacji i wytwarza się stan równowagi pomiędzy jonami a niezdysocjowanymi cząsteczkami np. fenoloftaleina, której niezdysocjowane cząstki są bezbarwne a aniony R^-- maja barwę malinową (HRH⁺+R^--. Bezbarwnymalinowy). Z równania na stała dysocjacji wskaźnika wynika, że jeżeli fenoloftaieina znajdzie się w środowisku kwaśnym a więc o dużym stężeniu jonów wodorowych to wzrost licznika musi spowodować wzrost mianownika i w roztworze będą przeważać cząsteczki niezdysocjowane fenoloftaleiny które są bezbarwne. Z kolei w środowisku zasadowym fenoloftaleina HR jako słaby kwas reaguje z jonami OH^-- wg równania: HR+OH^--H₂O+R^-- i występuje w roztworze w postaci jonów R^-- o zabarwieniu malinowym. Oranż metylowy (czerwony, żółty) Sposoby określania pH: Pomiar siły elektromotorycznej ogniwa zbudowanego z elektrody

kaomelowej i elektrody wodorowej zwanej często elektroda szklaną.

SEM - zależna jest od stopnia kwasowości 2.Za pomocą pH-metru (podaje wartość pH z dokładnością co do jednostki)

Stosowanie indykatorów (wskaźników), są to związki organiczne, które w określonym przedziale pH dysocjując zmieniają zabarwienie. Do popularnych indykatorów należą: lakmus, oranż metylowy, fenoloftaleina.

97. Roztwory buforowe są to roztwory, których celem jest trzymanie stałej wartości pH. Chronią przed gwałtownym wzrostem pH lub obniżeniem pH Dzielą się na: a) roztwory buforowe o charakterze kwasowym - stanowią mieszaninę roztworów składających się z soli słabego kwasu z silną zasadą i słabego kwasu, przykładem tego roztworu jest mieszanina roztworu kwasu octowego i octanu sodu (CH₃COOH i CH₃COONa). Dodatek silnego kwasu do roztworu buforowego nie powoduje obniżenia wartości pH. b) Roztwory buforowe o charakterze zasadowym - składają się z soli słabej zasady z silnym kwasem oraz słabej zasady (NH₄Cl i NH₄OH) chroni przed gwałtownym zalkalizowaniem roztworu. Roztwory słabych kwasów i zasad mają właściwości buforowe ponieważ cząsteczki niezdysocjowane i produkty dysocjacji znajdują się w stanie równowagi, przy rozcieńczaniu słabego kwasu i zasady ich stopień dysocjacji ulega zwiększeniu hamując w znacznym stopniu spadek stężenia [H₃O⁺] i [OH^--].

98. Hydroliza soli

Reakcji rozpuszczania niektórych soli w wodzie towarzyszy reakcja jonów soli z jonami wody. której wynikiem jest słabo zasadowy lub słabo kwaśny roztwór, tego rodzaju oddziaływanie pomiędzy solą i woda to hydroliza. Hydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, słabych zasad i mocnych kwasów, słaba zasada i słaby kwas. Sól mocnej zasady i mocnego kwasu nie ulegają hydrolizie bo nie ma współdziałania jonów soli i wody. l etap: dysocjacja wody i soli, II etap: współdziałanie jonów powstałych z dysocjacji soli i dysocjacji wody, III etap to powstanie słabego kwasu i silnej zasady lub silnego kwasu i słabej zasady.

Wg teorii Ławry'ego i Bronsteda stała hydrolizy jest tylko inna nazwą stałej dysocjacji zasady A^-- sprzężonej z kwasem HA lub stałej ysocjacji kwasu B⁺ sprzężonego z zasadą BOH.

99. Amfoteryczność - amfoter to substancja, która w środowisku kwaśnym zachowuje się jak zasada a w środowisku zasadowym jak kwas. O właściwościach amfoterycznych pierwiastka można mówić wtedy gdy stopień utlenienia w kationie jest równy jego stopniowi utlenienia w anionie. Np.: Zn, Cr, Fe(OH)₃

100. Koloidy każdą substancję w odpowiednich warunkach bez względu na stan skupienia można przeprowadzić w stan koloidalny którego stan rozdrobnienia jest większy niż w zawiesinie lub mniejszy niż w roztworze rzeczywistym. Średnica cząstek koloidalnych od 1-100nm (500). Roztwór koloidalny nie ulega dializie, ma zdolność rozproszenia światła, ulega sedymentacji.

Emulsja to ciecz rozproszona w cieczy nie mieszającej się razem. Na trwałość emulsji wpływ ma emulgator. Np. olej+woda Piana - układ w którym fazą rozpraszającą jest ciecz a rozproszoną gaz. Np.: mydlana, białka jaja kurzego, pumeks. Koagulacja - proces koagulacji przejście zolu w żel, któremu towarzyszą określone zmiany strukturalne, nieregularna sieć z licznymi porami i pustymi przestrzeniami. Cząstka koloidu to micella: a może być hydrofilowa (zdolna do wiązania na swej powierzchni cząsteczek wody, mocno związana warstewka wody chroni cząstkę przed kolagulacją z inną cząstką, b) hydrobofobowa - czyi niezdolna do łączenia się z cząsteczkami wody, cząstka koloidu koloidu otoczona warstwą zaabsorbowanych z roztworu jonów przez co cząstki obdarzone są ładunkiem, co zwiększa trwałość koloidu, gdyż cząstki o jednakowym ładunku odpychają się. Otrzymywanie koloidów - przez kondensację mniejszych cząstek lub rozdrobnienie cząstek większych.

Zol - faza rozproszona i rozpraszająca w różnych stanach skupienia Jeżeli środkiem rozpraszającym jest woda to hydrozol, jeżeli gaz -aerozol.

Peptyzacja - przeprowadzenie żelu w zol wywołane np. przez dodanie czynników stabilizujących rozdrobnienie koloidalne . wstrząśnięcie.

101. Adsorpcja jest zjawiskiem występującym na granicy rozdziału

faz, najczęściej zachodzi na fazie stałej i na pow. ciała stałego gromadzi się duża ilość cząsteczek zaadsorbowanych Duża powierzchnia adsorbentów wywołana jest dużą porowatością. Wyróżnia się następująca rodzaje porowatosci adsorbentów: submikropory, mikropory, mezopory. makropory.

102. Punkt izoelektryczny to punkt w którym następuje zobojętnienie ładunku podczas mieszania dwóch zoli o odmiennych ładunkach powierzchniowych (np. ujemnego zolu As₂0₃+Fe(OH)₃. 103 Właściwości ciał stałych: 1) praktycznie nie ściśliwe. 2) niski współczynnik rozszerzalności cieplnej, 3) wolna dyfuzja. 4) ciała stałe tworzą kryształy o określonych postaciach geometrycznych, (kryształ to postać geometryczna ograniczona płaszczyznami zwanymi ścianami, przecinającymi się pod pewnym kątem, wykazuje łupliwość wzdłuż pewnych uprzywilejowanych kierunków. Polimorfizm - to występowanie substancji chemicznej w różnych postaciach krystalicznych. Np.: NaCl. 5) ciała stałe bezpostaciowe -brak uporządkowania stanu krystalicznego, ale pozostałe właściwości takie same, ciała bezpostaciowe są izotropowe tzn. ich właściwości mechaniczne, optyczne, elektryczne są identyczne we wszystkich kierunkach ciała.

104. Sieć przestrzenna: układ punktów ułożenia cząsteczek lub atomów w krysztale, najmniejsza jej cześć to komórka elementarna.

---