Masa atomowa pierwiastka nazywamy srednia ważoną z mas izotopowych naturalnej mieszaniny izotopów

Masa cząsteczkowa-jest to masa cząsteczki związku lub pierwiastka chemicznego wyrażona w atomowych jednostkach masy

Liczba masowa-jest rowna sumie liczb protonów protonów neutronów zawartych w jądrze atomu

Liczba atomowa-jest rowna liczbie protonów protonów jadrze atomu, jest jednoczesnie liczba porzadkowa pierwiastka w układzie okresowym

Izotop-jest to zbiór atomów określonego pierwiastka zawierajacych jednakowa liczbe protonów jadrze

Liczba avogadra-określa liczbedrobin (atomow, czast, jaonow)zawartych w 1 molu; 1 mol zawiera6,02*10.23 at, czast, jonow

Wiązania kowalencyjne powstają na skutek przenikania się orbitali atomowych, sposób przenikania pozwala na określenie typu wiązania:SA pojedyncze i podwojne. W. pojedyncze powstaja w ten sposób ze orbitalne tworzące wiazanie nakładają się czolowo to znaczy przenikaja się na osi łączącej dwa atomy, SA to wiazania typy sigma, w najprostrym przypadku przenikaja sie2 orbitale typu s 2 orb typu p lub orb s z orb p, wiazania te występują: H2, HF, F2, C2H6, atomy polaczone wiazaniem pojedynczym maja możliwość obrotu wokół wiazania, cecha ta pozwala na różnorodne układanie się czast w przestrzeni

Wiazanie typu pi- orbitalne p maja dodatkowa możliwość przenikania się, 2 orb p pochadzace z 2 roznych atomow mogą ustawic się rownolegle do siebie (przenikanie boczne) tworzy się wtedy wiazanie pi , w. to nie jest samodzielne towarzyszy wiazaniu sigmaobecne jest ono w czast z wiazaniem podwojnym lub potrojnym: CO2, N2. Same wiazania pi SA słabe ale wchodza w sklad wiązan podwo ipotroj które SA bardzo mocne i trudno je rozerwac

Zgodnie z teorią orbitali frontalnych wiązania wielokrotne składają się zazwyczaj z jednego wiązania σ i jednego lub więcej wiązań π. Wiązania podwójne i potrójne występują dość powszechnie, zwłaszcza w chemii organicznej, między atomami węgla

Hybrydyzacja orbitali atomowych, tworzenie się nowych, jednakowych orbitali atomowych w wyniku zmieszania orbitali typu s, p i d atomu centralnego.

Orientacja przestrzenna orbitali zhybrydyzowanych (hybryd), różna od orientacji wyjściowych orbitali atomowych, pozwala zminimalizować elektryczne odpychanie elektronów i wynika z ukierunkowania orbitali zhybrydyzowanych na otaczające atom centralny inne atomy i ligandy (hybrydyzacja orbitali atomowych nie występuje w izolowanych atomach).

Liczba hybryd równa jest liczbie orbitali atomowych biorących udział w hybrydyzacji. Formalnie hybrydy są kombinacją liniową tych orbitali.

Pojęcie hybrydyzacja orbitali atomowych przyczynia się do wyjaśnienia struktury związków chemicznych, trwałości wiązań między pierwiastkami, które je tworzą oraz ich wartościowości. Np. diagonalna,sp C2H2; trygonalna,sp2,C2H4;

Tetragonalna,sp3,CH4; kwadratowa,dsp2,[Ni(CN)4]2-

Układ okresowy-jest to tabela która obejmuje wszystkie pierwiastki chemiczne, uporządkowane wg. Wzrastających liczb atomowych, zgodnie z ich strukt w ukl. Okres. Pierw SA ułożone wg wzrastającej liczby protonow która nazywamy liczba atomowa/porzadkowa. Atomy dwóch pierw które sąsiadują ze soba w okresie roznia się o jeden liczba protonow i o jeden liczba elektornow. W obrębie jednego okresu powłoka walencyjna jest zajmowana przez kolejne elektrony. Po zapełnieniu całej powłoki następuje przejście do nowego okresu i powstanie kolejnej powłoki elektronowej. Można więc powiedzieć, że atomy występujące w tych samych okresach mają taką samą liczbę powłok elektronowych, a występujące w tych samych grupach mają taką samą liczbę elektronów na powłokach walencyjnych.ura elektronowa. Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f (lantanowce i aktynowce). W większości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego grupy główne są rozdzielone za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest "wyciągnięty" pod połączone bloki s, p i d.

Układ okresowy a właściwości chemiczne Pierwsze dwie grupy główne (oprócz wodoru) grupują atomy o bardzo silnych własnościach metalicznych, zaś trzy przedostatnie (grupy V, VI i VII) grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie grupa VIII to gazy szlachetne. Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół (w kierunku coraz wyższej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co w obrębie grup od V do VIII przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych. Stąd "najbardziej metaliczny" jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I - frans, a "najbardziej niemetaliczny" jest atom na samej górze grupy VII - fluor. Wszystkie atomy grup pobocznych, a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.Wartosciowosc pierwiastkow rosnie w prawo od 4 gr pierw. Przyjmuja rozne wart. Ale maksymalna musi być rowna wartoscom grupy. Pierwiastki w grupach maja podobne właściwości i tworza podobne związki ale reakcje tych pierw.roznia się, maja rozna aktywność. prawo rosnie elektroujemność, energia jonizacji, w lewo wzrost promienia atomu, do gory wzrost aktywności niemetalicznej, w dol wz. Akt. Metalicznej

O właściwościach chemicznych pierwiastka decyduje liczba elektronow walencyjnych które biara udzial w wiazaniach chemicznych

Prawa gazowe

Prawo boyle'- ciśnienie stalej ilości gazu w stalej temperaturze jest odwrotnie proporcjonalne do

objętości; P= const/V…z zależności tej wynika ze gdy sprężymy próbkę gazu do polowy jej objętości początkowej ciśnienie gazu się podwoi

Prawo Charlesa i Gay-Lussaca - objętość stalej ilości gazu pod stalym ciśnieniem jest proporcjonalna do temp. Bezwzględnej. Ciśnienie stalej ilości gazu w stalej objestosci jest proporcjonalne do temp. Bezwzględnej V= const *T

Prawo Avogadra- objętość probki gazu w stalej temp.i pod stalym cisieniem jest proporcjonalna do liczby moli czast. Gazu Vm=V/n ( w jednakowych warunkach temperatury i ciśnienia dana liczba czasteczek dowolnego gazu zajmuje jednakowa objętość)

Równanie stanu gazu doskonałego obejmuje zależności opisujące reakcje gazudoskonalego na zmiany ciśnienia, objestosci, temperatury i liczby moli jego czasteczek. Gaz który w dowolnych warunkach stosuje się do tej zależności nazywa się gazem doskonalym, azot i tlen tak się zachowuja gdy ciśnienie jest niskie, stwierdzono ze równanie s.g.d jest spełniane tym dokoladniej im nizsze jest ciśnienie. Zależność ta powstala z polaczenia 3 wyzej wymienionych praw PV=nRT

Efekty energetyczne reakcji

Entalpia reakcji (delta H) nazywamy cieplo pochłaniane lub wydzielane przez reagujące substancje, zmierzone pod stalym cinieniem. W przypadku reakcji egzotermicznej gdy układ traci cieplo zmiana entalpii jest jest ujemna delta H Mniejsze od 0, w wypadku reakcji endotermicznej przebiegającej z pobraniem ciepla zmiana entalpii jest dodatnia czyli delta H wieksze od 0

Entalpia tworzenia- to zmiana ntalpi jaka towarzyszy syntezie jednego mola związku z pierwiastkow w warunkach standardowych: p=1013 hPa, t= 25 stopni C delta H= suma delta H tworzenia produktow - suma delta H tworzenia substancji.. entalpie tworzenia substancji prostych wynosi 0

Entalpia spalania cieplo wymienione z otoczeniem podczas spalania jednego mola substancji w warunkach standardowych delta H = suma delta H spalania substancji - suma delta H spalania produktow

Prawo Hessa- efekt cieplny reakcji niezależny od drogi jaka biegnie reakcja tylko od stanu koncowego i początkowego

Entropia- miara nieuporzadkowania układu, miara swobody czasteczek. Jeżeli w układzie jest nieupozadkowanie , swoboda czast. Jest wieksza entropia jest wieksza; delta S to entropia; delta S=Q/T; delta S= suma delta Spoduktow - suma delta S substratow

Entalpia swobodna…zachodzące w przyrodzie procesy daza do osiągnięcia przez układ minimum energii, entropia w przemianach samorzutnych rosnie. Każdej przemianie chemicznej układ stara się optymalnie zaspokoic dwie przeciwstawne tendencje czyli osiagniecie minimum eergii i maximum entropi, miara równowagi miedzy tymi tendencjami jest entalpia swobodna G, delta G; delta G= deltaH - TdeltaS; delta < 0 znaczy ze reakcja zajdzie samorzutnie; delta G > 0 reakcja jest wymuszona; delta G=0 uklad jest w stanie równowagi

Postulat Plancka o kwantowym charakterze promieniowania, promieniowanie elektromagnetyczne jest strumieniem kwantow o określonej energi zaleznej od częstości promieniowania, znaczy to ze przyrost i ubytek energii atomu przez promieniowanie nastepuje porcjami a zatem poziomy energetyczne atomu tez musza być kwantowe E=nhv, E energia, v częstość promieniowania, h stala plancka, n liczba calkowita

Zasada równoważności masy i energi, Einstein- mase można traktowac jako jeden z rodzajow energii E=mc2; c prędkość swiatla

Zasada nieoznaczoności Heisenberga- nie można jednoczesnie oznaczyc dokladnie położenia położenia pedu czastki., określenie energii elektronu w atomie ze stosowana na ogol dokładnością powoduje, ze nieoznaczoność położenia ma wymiar wielkości atomu, nie można wiec mowic o położeniu elektronu w atomie a tylko o prawdopodobieństwie jego przebywania w określonym miejscu; delta p 8 deltax = delta gdzie delta p to zmiana pedu czastki, delta x to zmiana położenia, h to stala plancka

De Broglie, hipoteza o falowym charakterze promieniowania korpuskularnego, czastki korpuskularne stanowiące elem budowy atomu tj elektron, proton, neutron, maja charakter falowy, Zachowanie elektronow w atomie zostalo opisane równaniami ruchu falowego, rozwiązania tych równań istnieja tylko dla pewnych określonych wartości, liczb kwantowych, liczby te występują w równaniach opisujących stan elektronu w atomie czyli jego energie , ped, moment spinowy

Zakaz pauliego- nie mogą istniec dwa elektrony scharakteryzowane przez te same 4 liczby kwantowe. Gdy dwa elektrony zajmuja ten sam orbita musza mieć przeciwne spiny ms=+1/2 lub ms=-1/2. Ponieważ spinowa liczba kwantowa może przybierac tylko jedna z dwóch wartości orbita może zawierac tylko dwa elektrony

Niels Bohr zaproponowal pierwszy model atomu wodoru który mogl wyjaśnić istnienie lini spektralnych

Równanie schrodingera, dazyl ona do opracowania modelu atomu wodoru w tym celu stworzyl równanie które umożliwiło obliczenie kształtu fali związanej z dowlona czateczka

Postulat Borna- prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym punkcie przestrzeni jest proporcjonalne do kwadratu funkcji falowej w tym punkcie

Wiazanie wodorowe polega na oddziaływaniu dipol-dipol oraz nakładaniu się chmur elektronowych atomu wodoru jednej czast i silnie elektroujemnego atomu innej czast, atom wodoru jednej czast oddzialywuje z para elektronowa silnie elektroujemnego atomu innej czasteczki, SA to wiazania słabe, w czast o znaczeniu biochemicznym b wazna role pelnia wiazania wodorowe typu: O-H-O, N-H-N, O-H-N, N-H-O

Alotropia - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych tego samego pierwiastka chemicznego. Właściwości odmian alotropowych węgla roznia się znacznie np., twardość podawana w saki Mohsa, diament 10, grafit 1…jest to spowodowane roznica w rodzaju wiązań łączących atomy w sieci krystalicznej; układ krystalograficzny: diament- regularny, grafit- heksagonalny (niekiedy trygonalny), fulerenty- - związki chemiczne składające z kilkudziesięciu, kilkuset a nawet ponad tysiąca atomów węgla, tworzące zamkniętą, regularną, pustą w środku kulę, elipsoidę lub rurkę. Własności chemiczne fulerenów są zbliżone pod wieloma względami do węglowodorów aromatycznych. Niektórzy uważają, że fulereny są odmianą alotropową węgla.9; nanorurki- włókna węglowe które składają się z koncentrycznych rurek o ścianach przypominających cylindryczne warstwy grafitu

Wolne rodniki, rodniki, cząsteczki lub jony zawierające co najmniej jeden niesparowany elektron. Wykazują właściwości paramagnetyczne oraz (na ogół) bardzo dużą aktywność chemiczną. Wolne rodniki mogą być obojętne elektrycznie (NO● - tlenek azotu(II), nitrozyl), posiadać ładunek ujemny (anionorodniki, np. anionorodnik ponadtlenkowy O2●-), lub dodatni (kationorodniki, np. kationorodnik benzenu C6H6●+).

Reakcje chemiczne z udziałem wolnych rodników noszą nazwę reakcji wolnorodnikowych (np. reakcje polimeryzacji, chlorowanie, reakcje fotochemiczne). Są to reakcje łańcuchowe, które ulegają przerwaniu wskutek rekombinacji, dysproporcjonowania i rozpadu wolnych rodników. Do nielicznych rodników stosunkowo biernych chemicznie należy rodnik trifenylometylo

Wolne rodniki powstają wskutek rozerwania wiązania między atomami węgla lub innymi atomami. Rozerwanie wiązania może nastąpić pod wpływem ogrzewania, podczas naświetlania próbek nadfioletem lub promieniowaniem jonizującym, wyładowań elektrycznych, niektórych enzymów albo działania ultradźwiękami na niektóre związki chemiczne. Wolne rodniki można również otrzymać przez bezpośrednią syntezę.

W organizmach żywych wolne rodniki (związki tlenowe) spełniają rolę reaktywnych związków chemicznych.

Czynność optyczna związków wegla: zw wegla posiadaja asymetryczny atom wegla, jest polaczony z 4 roznymi podstawnikami. Gdy czast zawiera jeden asymetryczny wegiel ma dwa izomery optyczne/enancjomery stanowiące jego lustrzane odbicie. Istotna cecha związków optycznie czynnych jest chiralnosc. Enancjomery maja identyczne właściwości chemiczne i fizyczne z wyjątkiem skręcalności płaszczyzny swiatla spolaryzowanego, z rozna szybkością reaguja ze zw. Optycznie czynnymi

Widmo atomowe- jedna z podstawowych drug poznania struktury atomow dowolnego pierwiastka jest badanie wysylanego lub absorbowanego przez niego promieniowania, pierwiastki w postaci gazu lub pary wysyłają promieniowanie o charakterystycznym dla niego widmie. Idma te SA badane przy urzyciu spektrometrow lub spektroskopow, każdy pierwiastek wysyla widmo charakter tylko dla siebie tak jak linie papilarne człowieka

Lantanowce - grupa pierwiastków chemicznych wydzielona z 6. okresu układ okresowego.

Rozpoczyna się ona od ceru (liczba atomowa 58) i kończy na lutecie (liczba atomowa 71). Łącznie liczy ona 14 pierwiastków: cer, prazeodym, neodym, promet, samar, europ, gadolin, terb, dysproz, holm, erb, tul, iterb i lutet. Wszystkie lantanowce mają jednakową budowę zewnętrznej powłoki elektronowej, a rozbudowują podpowłokę 4f, są więc razem z aktynowcami częścią bloku f układu okresowego. Powoduje to, że mają one bardzo zbliżone właściwości fizyczne i chemiczne. Są to metale, które mogą osiągać maksymalny stopień utlenienia +4, choć najczęściej występują na +3 stopniu utlenienia. Możliwość występowania lantanowców na +2 i +4 stopniu utlenienia tłumaczy się różnicami stanu energetycznego elektronów na poziomie 4f w zależności od ich liczby. Elektrony najtrwalej są związane wówczas, gdy poziom 4f zapełniony jest do połowy (7 elektronów) lub całkowicie, dlatego najtrwalszą konfigurację poziomu 4f mają gadolin Gd i lutet Lu. Stopień utlenienia +4 przejawiają Ce, Pr, Tb, Dy a stopień utlenienia +2 Sm, Eu, Tm, Yb, tj. pierwiastki, których liczba elektronów na poziomie 4f jest bliska 0, 7 i 14.

Aktynowce, grupa pierwiastków w skład, której wchodzą: aktyn, tor, protaktyn, uran, neptun, pluton, ameryk, kiur, berkel, kaliforn, einstein, ferm, mendelew, nobel, lorens, kurczatow (inaczej rutherford lub unnilquadium). Wszystkie aktynowce są pierwiastkami promieniotwórczymi i metalami, w związkach występują na stopniach utlenienia: II, +III, +IV, +V, +VI, w roztworach wodnych najczęściej w postaci jonów Me+3, Me+4, MeO2+, MeO2+2 (transuranowce).?

Tlen singletowy to jedna z form występowania cząsteczki tlenu (O2). Tlen może występować w dwóch formach: singletowej i trypletowej. Forma singletowa, czyli forma bez niesparowanych elektronów, nie jest w przypadku tlenu O2 formą podstawową, lecz wzbudzoną, o wyższej energii, zaś stanem podstawowym jest forma trypletowa.

Forma singletowa O::O lub O=O oznacza tradycyjnie jako: 1O2 ? Tlen O2 w stanie wzbudzonym (singletowym) nie ma niesparowanych elektronów. Nadmiarową energię może zużyć w reakcji utleniania, na emisję ciepła, a czasem - na emisję kwantu światła, fotonu. Wywołuje to efekt świecenia np. podczas utleniania pochodnych kwasu szczawiowego za pomocą H2O2. W reakcji powstaje m.in. tlen singletowy, który przechodząc w stan trypletowy emituje światło, lub przekazuje swoją energię barwnikowi, który następnie emituje światło o innej barwie.

Sieć jonowa - regularna konfiguracja jonów w kryształach. Jony naładowane dodatnio i jony naładowane ujemnie są ze sobą powiązane siłami elektrostatycznymi. Podczas rozpuszczania kryształów sieć jonowa rozpada się. Podczas silnego ogrzewania sieć jonowa rozpada się bez dodatku rozpuszczalnika (topnienie

Energia aktywacji - ilość niezbędnej energii doprowadzonej do układu w celu zapoczątkowania reakcji chemicznej. Służy do rozerwania wiązań międzycząsteczkowych w substratach reakcji.

Elektroujemność - jest niezwykle ważną cechą pierwiastka, określa ona bowiem zdolność atomów do przyciągania elektronów. Elektroujemność w ramach grupy układu okresowego maleje ze wzrostem liczby atomowej, a w ramach okresu rośnie.

Promień jonowy' - to promień Van der Waalsa jonu, czyli odległość najbardziej oddalonych elektronów od jądra atomu w przypadku jonów utworzonych z jednego atomu, lub też od geometrycznego centrum jonów złożonych z większej liczby atomów.

Odzidiaływania miedzyczast. Sily van der wasala, lub wiazanie drugiego rzedu SA to słabe oddzilywania miedzy atomami lub czast nie majace charakteru wiazania chemicznego, maja wpływ na stan skupienia substancji i na zachodzące w niej przemiany fazowe-topnienie, wrzenie, oraz na adsorbcje fizyczna, wystepowaniu tych sil zawdzięczamy możliwość skraplania i krystalizacji gazow tj CO2, N2. Energia odzialywan miedzyczast wynosi od 4 do 40 kJ*m -1. Wyróżniamy 3 glowne oddziaływania tego typu: sily dyspersyjne-polegajace na wzajemnym przyciąganiu się tzw dipoli szybkozmiennych; sily indukcyjne- sily dzialajce miedzy dipolami trwałym i indukowanym; sily orientacji- polegające na przyciąganiu się różnoimiennych biegunow sąsiadujących ze soba czast mających trwaly moment dipolowy

Liczba Avogadra- okresla liczbe drobin: AT, czast jonow, zawartych w jednym molu; 1 mol zawiera 6,02 * 10do23 at, czast, jonow

Stopnie utlenienia węglowców: wegiel -4, (+2),+4; krzem -4, (+2), +4german _4, (+2) +4, cyna (-4), +2, +4, olów(-4) +2 (+4)

Co to SA wodorki

Związek chemiczny wodoru z dowolnym pierwiastkiem(otrzymano wodorki wszystkich pierwiastkow). Ich sklad przedstawia się wzorami: EHn np. Ch4 jeżeli E należy do grup od 1 do 15; H2E np. H2S jezlei E należy do grup 16 i 17. Wodorki metali maja najczęściej budowe jonowa i zawieraja w sieci krystalicznej jon wodorkowy H-. Wodorki niemetali SA kowalencyjne, miedzy wodorkami metali i niemetali nie ma ostrej granicy. Otrzymywanie wodorkow: większość można otrzymac przez bezposrednia synteze pierwiastka z wodorem, tylko z fluorem wodor reaguje samorzutnie dajac HF. Synteza innych wodorkow np. HCl wymaga swiatla inicjującego rakcje np. H2O lub katalizatora np. H2S, NH3. Najtrudniej przebiega reakcje z metalami, wymagaja wysokiego ciśnienia i ogrzania. Właściwości fizyczne wodorkow: wodorki metali SA cialami stalymi, białymi a wodorki niemetali przewaznie gazami. Większość wodorkow metali rozklada się podczas ogrzewania na (metal i wodor) jeszcze przed osiągnięciem temp topnienia. W stanie ciekłym można uzyskac wodorotlenek litu. Właściwości chemiczne SA bardzo zróżnicowane, najwazniejsza ich cecha jest zachowanie się w stosunku do wody. Wodorki metali reaguja z woda dajac wodorotlenek wodorotlenek wodor np. NaH + H2O…NaOH + H2. Wodorki fluorowcow i tlenowcow po rozpuszczeniu rozpuszczeniu wodzie ulegaja dysocjacji jonowej typowej dla kwasow np. HCl…H+ + Cl-. Inne roztwory tych wodorkow to kwasy beztlenowe np. HF, HCl, HBr, HJ, H2S, HCl, HBr i HJ to mocne elektrolity. Moc kw beztlenowych rosnie w obrebie okresu ze wzrostem elektorujemnosci: H2S<<HCl, maleje w obrebie grupy ze wzrostem elektro ujemnosci: HJ> HBr>HCl>>HF. Amoniak jest jedynym wodorkiem niemetalu który reaguje z woda , twozy związek o charakterze zasadowym: NH3 + H)…NH4OH. Pozostale wodorki niemetali z woda niereaguja np. CH4. W wodorkach wystepuje wiazanie wodorowe, w wiazaniu tym bezpośrednim ogniwem łączącym dwie czast jest jod wodorowy, wiazanie to jest słabsze niż zwykle wiazanie wodorowe ale mocniejsze niż oddziaływania nvan der wasala, wystepuje w polaczeniach: H-F, H-O, H-N,H-Cl jeżeli występują wolne pary e-

Charakterystyczne stopnie utlenienia dla wanadu: V [Ar] 4s2, 3d3…………….II, III, IV, V stop utl dla wanadu w zw

pH jest to ujemny log dziesiętny ze stez jonow wodorowych, okresla odczyn roztworu, dla roztworow wodnych wart pH miesci się w granicach o-14, pomiaru dokonuje się za pomoca wskaźników lub pehametru, o kwasny pH,7, o objetny pH=7, zasadwy pH.7

Mol jest to liczba czast rowna liczbie atomow zawartych w 12 g nuklidy wegla 12;6 C

Reduktory stosowane w chemii: SO32-, NO2-, S2-, Cl-, Br-, I-, Fe2+, Sn2+

Utleniacze: KMn04, NO3, H2SO4, H2CrO4, H2Cr2O7

Bor i borowce podobienstwa i roznice

Borowce: B, Al., Ga, In, Tl wszystkie SA pierwiastkami grupy 13. Bor i glin to pierwiastki które nie maja zapełnionych orbitali d, pozostale maja. Bor jest niemetalem i tworzy zw o charakterze kowalencyjnym pozostale poza srebrzystoszarego talem SA metalami srebrzystobialymi o stos niskich temp topnienia i wys temp wrzenia, występują wic w fazie cieklej w wyjątków dużym zakresie temperatury Bor tworzy prawie wyłącznie związki kowalencyjne, w prostych zwaiazkach innych borowcow udzial wiązania kowalencyjnego jest także duzy. W zw chem borowce występują przewaznie na stopniu utlenienia +3, ciezsze z nich również na +1. Konfiguracja elektronowa ns2np1. Naleza do pierwiastkow bloku p.

Nadtlenki- zw. Chemiczne organiczne i nieorg zawierajace grupe -0-0- o stopniu utlenienia -I. Znane SA nadtlenki litowcow np. Na2)2, berylowcow np. BaO2, cynku ZnO2, kadmu CdCO2, nadtlenek wodoruH2O2. Nadtlenki SA silnymi utleniaczami zmieszane z reduktorem wybuchaja. Ba)2 substancja bielaca, material pirotechniczny, Na2)2 regeneracja powietrza w okretach podwodnych, H2)2 do napedu torped, dezynfekcja

Róznice miedzy weglem i krzemem

Wegiel często występują podwojne wiazaniaC:C, C:O u Si wiazanie Si:Si oraz Si:O występują zadko. CO2 to gaz a dwutlenek krzemu to mineal-piasek. Zawiazki krzemu z pojedynczym wiazaniem mogą działać jako kwasy Lewisa zw wegla działają jak kw Lawisa gdy wegiel tworzy podwojne wiazanie, AT wegla jest mnieszy od AT krzemu, wegiel jest niemetalem, krzem jest polmetalem. W przeciwieństwie do C Si dysponuje nie tylko orbitalami s i p ale także d co umożliwo tworzenie zw koordynacyjnych. Wegiel wystepuje na stopniu uleniena _4 a krzem+4

Roznica miedzy stopniem utlenienia i wartościowością

Stopieni utlenienia pierwiastka jest to liczba elektronow jaka by on przyal lub oddal gdyby utworzone wiazanie mialo charakter czysto jonowy, pojecie to jest wielkością umowna uzywana dla wygody w pewnych sytuacjach np. podczas układania równań reakcji oksydacyjnoredukcyjnych. Stopien utleniea atomu w zw chem obliczamy przymujac ze stopien utlenienia tlenu wynosi -2 a wodoru +1. Wartościowość jest to liczba oddawanych lub przyjmowanych elektronow w procesie tworzenia wiazania chemicznego. Oddawanie elektronow jest jednoznaczne z wartościowością dodatnia atom zyskuje niezrównoważony ładunek dodatni staje się jonem dodatnim czyli kationem, analogicznie przyjmowanie elektronow w celu uzupełnienia oktetu powoduje nadmiarowy ładunek ujemny mowimy wtedy o wartościowości ujemnej i ujemnych jonach nazywanych anionami

Związek kompleksowy, związek koordynacyjny, związek zespolony, kompleks, związek chemiczny, posiadający jeden, albo większą liczbę atomów lub jonów centralnych, wokół których połączone wiązaniami koordynacyjnymi znajdują się jeden lub większa liczba jonów albo cząsteczek (ligandów).

Atom lub jon centralny jest akceptorem wolnych par elektronowych (posiada wolne orbitale) - jest to zazwyczaj atom, lub atomy (jony) pierwiastków przejściowych. Ligandy są donorami par elektronowych. O liczbie i rozmieszczeniu ligandów decyduje hybrydyzacja jonu centralnego. Związek kompleksowy wykazuje najczęściej izomerię przestrzenną i strukturalną. Może być kationem, anionem lub cząsteczką obojętną. Na ogół dobrze rozpuszcza się w wodzie. Przykłady związków kompleksowych: [CoCl2(NH3)4]+, [Ag(CN)2]-, Zastosowania EDTA kwas etylenodiaminotetraoctowy

* odczynnik kompleksujący w chemii analitycznej

* środek zmiękczający wodę

* środek konserwujący żywność (wiązanie kationów metali ciężkich - kofaktorów niepożądanych enzymów)

* składnik roztworów buforowych

* zapobieganie pozaustrojowemu krzepnięciu krwi (wiązanie jonów wapnia)

* stosowany jako odtrutka w zatruciach metalami ciężkimi

* stosowany w nawozach mikroelementowych

* inhibitor metaloproteaz

qCr(CO)6- Związki kompleksowe SA spotykane w przyrodzie, bardzo często wykorzystuje się jes w pracy analitycznej i w przemysle. Kompleksy tworza się często w wyniku rozpuszczani zw chemw roztworach w odnych oraz innych rozpuszczalnikach, tworzenie kompleksow uozliwia przejscie wielu związków do roztworow

Przekatna amfoterycznosciobeazuje zjawisko amfoteryczności, przebiega prze układ okresowy, prowadzi przez Be, Al., Ge, As, Te, At, zahacza zahacza Sn, Ca,Sb,Po Amfoteryczność polega na wystepowaniu wiazania które nie jest ani wpelni jonowe ani kowalencyjne

Roztwory buforowe SA to roztwory których ph się nie zmienia po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasow lub zasad, odgrywaja zasadnicza role w homeostazie. Wyróżniamy bufor zasadowy i kwasowy, bufor kwasowy sklada się ze słabego kwasu i sprzężonej z nim zasad jego ph,7, bufor zasadowysklada się ze słabej zasady i sprzężonego z niakwasu ph .7. Dzialanie buforu kwasowego: słabe kwasy przekazuja protony jonom OH- z dodanej mocnej zasady, zasada sprzezona ze słabym kwasem przyjmuje protony od jono H3O+ dostarczanych przez mocny kwasnp CH3COOH/CH3COO-; HNO2/NO2-; HCLO2/CLO2-. Dzialanie buforu zasadowego: slaba zasada przylacza protony od jonow H3)+ dostarczonych przez mocny kwas. Kwas sprzężony ze slaba zasada przekazuje protony jonam OH- pochodzącym od mocnej zasadaynp. NH4+/NH3; (CH3)3NH+/(CH3)3N; H2PO4-/HPO4..2-

Metale, dobrze przewodzące ciepło i elektryczność pieMają najczęściej niską elektroujemność, w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do oddawania elektronów i tworzenia jonów dodatnich (kationów), ponieważ atomy metali mają obok całkowicie wypełnionych wewnętrznych powłok elektronowych powłokę zawierającą niewielką liczbę elektronów, które chcą oddać. W substancjach prostych i związkach międzymetalicznych te słabiej związane elektrony powłoki zewnętrznej tworzą tzw. gaz elektronowy, powodujący dobre przewodnictwo cieplne i elektryczne oraz wiążący ze sobą atomy metalu w ten sposób, że wiązania te nie ulegają zerwaniu po przesunięciu się po sobie warstw atomów (stąd pochodzi kowalność metali). W temperaturze pokojowej wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci (ciecz), występują w stałym stanie skupienia (tworzą tzw. kryształy metaliczne). Krystalizują zazwyczaj w trzech typach sieci: regularnej płasko centrowanej, regularnej przestrzennie centrowanej i heksagonalnejrwiastki chemiczne,

Niemetale, niepoprawnie metaloidy, pierwiastki chemiczne będące słabymi przewodnikami elektryczności (izolatorami bądź półprzewodnikami) oraz zazwyczaj również ciepła (wyraźnym wyjątkiem jest tu diament).

W stanie stałym kruche i bez połysku metalicznego. Mają najczęściej wysoką elektroujemność - w reakcjach chemicznych (z wyjątkiem gazów szlachetnych: helu i neonu, które nie wchodzą w żadne reakcje) wykazują tendencję do przyłączania elektronów pochodzących od atomów metali albo do uwspólniania elektronów, w przypadku tworzenia wiązań z innymi niemetalami. Niemetale stanowią mniejszość wśród pierwiastków, są zazwyczaj kwasotwórcze, a w roztworach wodnych występują najczęściej (oprócz kationu wodorowego, jonu amonowego, kationu nitrozyliowego itp.) w postaci anionów (prostych lub złożonych). Za typowe niemetale są uważane: wszystkie pierwiastki występujące w temperaturze pokojowej w stanie gazowym: helowce (hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon) oraz wodór, azot, tlen, fluor i chlor, ciekły (w normalnych warunkach) brom, z ciał stałych zaś: bor, węgiel (wszystkie jego odmiany alotropowe: grafit, diament, fullereny), siarka i jod, a zazwyczaj również krzem, fosfor i selen.

Metale leza po lewej a niemetale po prawej stronie układu okresowego, SA rozdzielone przez lezace wzdłuż przekatnej polmetale, matalicznosc rosnie w dol, niemetalicznisc w gore, najbardziej niemetaliczny jest fluor a najbardziej metaliczny jest frans

Stopnie utlenienia fluorowcow:

F -1; Cl -1, +1, (+2), (+3), (+4), +5, +6, +7; Br -1, +1,+4, +5, (+6), (+7); I -1, +1, (+3), +5, +7; Astat At +1, +3, +5, +7

Sole słabo rozpuszczalne w wodzie: CaSO4, CaCo3, CaF2, LiF, BaSO4, BaF2

Kształty czasteczek: SnCl2 trygonalny, SiO2 liniowy, PO4..-# tetraedryczny, SiO4..-4 tetraedryczny, NO3..-trygonalny

Co jest mocniejszym kwasem

W przypadku prostych kwasów nieorganicznych, zarówno w tych zawierających tlen w swojej strukturze (np: H2SO4, jak i beztlenowych (np: HCl), moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej.

Azot i Fosfor

Azot i fosfor naleza do grupy 15 czyli azotowcow, SA typowymi niemetalami, azot jest gazem a fosfor cialem stalym, azot może tworzyc wiazania najwyżej najwyżej 4 atomami jednoczesnie a fosfor może być związany z 6 at jednoczesnie, nie reaguja z wodą, reakcje; N2g + 3H2g….2NH3g; P4s + 6H2g….4P3g; N2g + xO2g…2NOxg; P4s + 3lub5O2g…P4O6s lub P4O10s. Azot ze względu na swoje potrojne wiazanie jest prawie tak bierny chemicznie jak gazy szlachetne, należy do pierw tworzących związki na wielu stopniach utlenienia od -3 w NH3 do +V w kw azotowym i azotanach. Fosfor jest reaktywny szczególnie fosfor bialy

Synteza amoniaku

N2 + 3H2,<> 2NK3 + 22,0 kcal (0C)

Jest to reakcja egzotermiczna, wg reguly przekory rownowaga chemiczna tej syntezy jest zalezna od ciśnienia i temperatury. Zależność pierwsza wynika z tego ze reakcja przebiega z kontrakcją wynoszącą 50%, a jej egzotermiczny charakter sprawia ze rownowaga jest przesunieta na korzysc powstawania amoniaku w niższych temperaturach. Wydajność syntezy amoniaku jest tym lepsza im nizsza jest temp przebiegu reakcji, oraz wydajność jest tym wieksza im wyższe ciśnienie

Smog fotochemiczny, zwany też utleniającym, tworzy się w czasie silnego nasłonecznienia w wyniku fotochemicznych przemian występujących w dużym stężeniu tlenków azotu, węglowodorów, zwłaszcza nienasyconych (alkeny) i innych składników spalin (głównie samochodowych). Ze związków tych powstają bardzo reaktywne rodniki, które z kolei ulegając przemianom chemicznym tworzą toksyczne związki, głównie nadtlenki, np. azotan nadtlenku acetylu. Składnikami tego typu smogu są także: ozon, tlenek węgla (czad), tlenki azotu, aldehydy, węglowodory aromatyczne.

Stopnie utlenienia

Fe (+1), +2, +3, +4, (+5), +6

Cu +1, +2, (+3); Al. (+1), +3; S -2, +2, +4, +6; P -3, +1, +3, +5; N -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5

Krzemiany i glinokrzemiany Współczesna systematyka krzemianów i glinokrzemianów opiera się na ich

właściwościach krystalochemicznych, tj. na budowie sieci krystalicznej. Podstawowymi elementami strukturalnymi tej sieci są ściśle obok siebie ułożone 4 aniony tlenu oraz zawarty między nimi kation krzemu. Modelem przestrzennym tak ułożonego anionu [SiO4]4 - jesttetraedr, czyli czworościan foremny. Wewnątrz tetraedru w miejscu krzemu może występować także glin. Różnice

ładunków wywołane podstawieniem Si4 + przez Al3 + kompensowane są przez podstawianie dodatkowych kationów. Krzemiany, w których część anionów [SiO4]4 - zastąpiona jest anionami [AlO4]5 - , określane są jako glinokrzemiany.

Kształty czasteczek: Liniowe (sp) N2O, CO2, SO2; trójkąta równobocznego (sp2) SO3, NH3, NO3, BCl3; tetraed (sp3) SiO4, CCl4, CH4

Stopnie utlenienia węgla

-4 CH2 metan, -2 CH3OH aldehyd metanowy, 0 HCHO ald. Mrowkowy, +2 HCOOH kw.mrowkowy, +4 CO2, -1 C2H2 etyn, -3 C2H6 etan

sieci jonowe tworzone SA ylko przez związki o budowie jonowej, zwłaszcza tlenki i chlorowcopochodne pierwiastkow grup I i II, utworzone SA SA jonow różnoimiennych które przyciagja się silami elektrostatycznymi, duza roznica elektroujemności, daza do osiagnieca najwyższej energi (dublet lub oktet), tworza sieci regularne czyli krysztaly, np. NaCl

polaryzacja wiązania, wzrost, polarność wiązania- miara stopnia przemieszczenia rozkładu ładunku w kierunku jednego z atomow tworzących wiązanie, Przesunięcie następuje w kierunku atomu bardziej elektroujemnego. Skrajnym przypadkiem jest w. jonowe gdzie jeden z atomow całkowicie traci elektron na rzecz drugiego, drugim skrajnym przypadkiem jest brak polaryzacji, pomiedzy tymi skrajnościami leza kowalencyjne wiazania spolaryzowane, mogą one roznic się miedzy soba stopniem przesuniecia ale zawsze można wyroznic biegun dodatni i ujemny.Polarnosc wiązań lezy u podstawy polarności czast. Miara polarności czast jest moment dipolowy- miara pzesuniecia ładunku czast dipolowej, jest to iloczyn ładunku elementarnego elementarnego elementarnego odległości miezy biegunami dipola,z wielkości momentu dipolowego można wyciągnąć wnioski o budowie czast, np. dla H2O teoretycznie była by możliwa budowa liniowa H-O-H lub budowa trójkąta

Hybrydyzacja węgla- Węgiel może hybrydyzować sp, sp2 i sp3. W związkach organicznych nie obserwuje się niezhybrydyzowanych atomów węgla.

Rodzaj hybrydyzacji jest zależny od tego ile wiązań π musi wytworzyć atom przy wiązaniu się w związki. Jeśli nie tworzy wiązań π - hybrydyzacja sp3, gdy tworzy jedno wiązanie π - hybrydyzuje sp2, gdy są dwa wiązania π - obserwujemy hybrydyzację sp. W hybrydyzacji sp3 biorą udział trzy orbitale p i jeden orbital s. Można by tu powiedzieć o czymś w stylu zasady zachowania ilości orbitali, czyli tyle ile bierzemy orbitali tyle otrzymujemy pojedynczych hybryd sp. W tym przypadku powstają cztery hybrydy sp. dlatego hybrydyzację sp3 nazywamy tetraedryczną. Hybrydyzacja sp2 Tym razem w hybrydyzacji biorą udział dwa orbitale p i jeden orbital s. Skoro hybrydyzują w sumie trzy orbitale to powstają także trzy hybrydy sp. Ustawiają się one w przestrzeni na płaszczyźnie w narożach trójkąta równobocznego, dlatego hybrydyzację sp2 nazywamy trygonaln; Hybrydyzacja sp,

Pojedyncza hybryda sp tworzy się poprzez nałożenie jednego orbitalu s i jednego orbitalu p

Zabudowa powłok elektronowych- wszystkie elektrony w niewzbudzonym atomie lokalizuja się na możliwie najniższych poziomach energetycznych czyli na poziomach o możliwie najmniejszej energii, zgodnie z regula Hunda w obrebie jednejpowloki SA obsadzne kolejno podpowloki s, p, d, f . Reguła Hunda- w każdej podpowloce kolejne elektrony obsadzaja pojedynczo poszczególne orbitalne, a w nastepnej kolejności na orbitalach tych SA umieszczane drugie elektrony o przeciwnychliczbach spinowych…na przykładzie wegla 6C, atom ten ma 6 elektronow rozmieszczonych na poszczególnych powłokach podpowlokach w następujący sposób:1s2, 2s2, 2p2, cyfry oznaczaja powloke, litery podpowloke, indeksy liczbe elektronow na danej powłoce, elektrony kolejno obsadzaja podpowloki i powloki

Najważniejsze stopnie utlenienia węglowców

węglowców -4, (+2), +4; Si -4, (+2), +4; Ge -4, (+2), +4; Sn (-4), +2, +4; Pb (-4), +2, (+4)

Obieg azotu w przyrodzie Azot jest pods. Składnikiem bialka, zawartym w organizmach roślinnych roślinnych zwierzęcych. Organizmy te jednak nie potrafia asymilowac azotu atmosferycznego, zdolmnosc taka posiadaja tylko niektóre bakterie azotowe. Rośliny czerpia azot zawarty w glebie w postaci azotanow pochodzących z procesow gnilnych ciał białkowych, proces ten przebiega poprzez amoniak, bezpośredni produkt rozpadu białka, który jest wtronie utleniany na azotany przez bakterie nitryfikacyjne. Rośliny przetwarzaja azotany na sus białkowe, bialko roślinne jest pokarmem dla org wyższych, w procesie życiowym org wyższych bialko zostaje spalone a azot wydzielony np. mocznik, kw moczowy, wraca do gleby. Część azotu przyswajalnego wraca do atmosfery w następstwie dzialania bakteri denitryfikacyjnych, które pobierając tlen z azotanow powoduja ich rozpad.

Obieg węgla w przyrodzie - węgiel znajdujący się w atmosferze lub w wodzie w postaci dwutlenku węgla (CO2) jest asymilowany przez rośliny samożywne (przez rośliny zielone procesie fotosyntezy, przez bakterie samożywne w procesie chemosyntezy) i włączany następnie w cząsteczki glukozy. Część glukozy zostaje z kolei zużyta do budowy komórek i tkanek, a część zużyta jako materiał energetyczny. Zwierzęta zjadając rośliny lub zwierzęta wykorzystują zawarty w związkach organicznych węgiel do budowy swojego ciała, a także w celach energetycznych.

Podczas procesów energetycznych węgiel zawarty w związkach chemicznych jest utleniany i w postaci dwutlenku węgla w procesie oddychania jest wydalany do atmosfery lub wody.

Obieg siarki w przyrodzie można zaliczyć do cykli biochemicznych przebiegających w znacznie mniejszym zakresie niż np. obieg tlenu, wody czy azotu. Pierwotnym źródłem siarki znajdującej się w glebie są wietrzejące skały macierzyste zawierające piryty (FeS2) lub chalkopiryty (CuFeS2), a wtórnym - rozkładająca się roślinna materia organiczna, gdyż materia zwierzęca zawiera bardzo mało siarki.

Siarkę z gleby pobierają korzenie roślin, które włączają ją w skład niektórych aminokwasów. Siarka wraca do gleby po obumarciu roślin. Powrót jest wynikiem działania licznych mikroorganizmów, z których jedne redukują siarkę organiczną do H2S lub do siarki mineralnej, a inne utleniają te produkty rozkładu do siarczanów. Siarczany te są ponownie pobierane przez korzenie roślin, co zapewnia ciągłość obiegu siarki. Oprócz siarki pochodzenia organicznego rośliny mogą wprowadzić do obiegu znaczne ilości siarki dostającej się do atmosfery i wody deszczowej w obszarach uprzemysłowionych.

Przyczyny tworzenia wiazań wielokrotnych- od tego czy powstanie wiazanie pojedyncze, podwojne lub potrojne zalezy liczba niesmarowanych elektronow w danym atomie. Atomktory ma jeden niesparowany elektron na powłoce walencyjnej może utworzyc wiazanie z drugim atomem który ma jeden niesmarowany elektron, tak się dzieje w czast H2, Cl2. Atom który ma 2 niesparowane elektrony może utworzyc wiazanie z drugim takim atomem poprzez uwspulnienie 2 par elektronow, np. S2. Przykldaem czast w której jest wiazanie potrojne jest N2, każdy atom azotu ma 3 niesparowane elektrony na powłoce walencyjnej, wazanie potrojne tworzy się przez uwsponienie 3 par elektronow. Wrunkiem tworzenia tych wiązań jest jednakowa elektroujemność elektroujemność wiec mogą one powatawac miedzy tymi samymi atomami jak i miedzy innym np. NCl3, CS2

Reaktywność N2- reaktywne czast to takie które maja niesmarowany elektron, w czast N2 wystepuje wiazanie potrojne a wiec każdy atom posiada trzy niesmarowane elektrony walencyjne które w wyniku wiazania zostaly uwspolnione, wynika z tego ze N2 nie posiada niesmarowanego elektrony a co za tym idzie jest czast bardzo bierna chemicznie. Nie znaczy to jednak ze wogole niema zdolności do reagowania z litem reaguje już w niskich temp,a z glinem krzemem i wapniem dopiero w wyskich temp.

Zw izoelektronowe Jeśli atom, jon, rodnik lub cząsteczka mają tę samą ilość elektronów walencyjnych co inna cząstka to określa się je mianem izoelektronowych. Przykłady:

Sód jest izoelektronowy w stosunku z neonem jeśli straci jeden elektron. Na+ ma tę samą konfigurację elektronową [He]2s22p6 co atom neonu. Chlor jest izoelektronowy do argonu jeśli uzyska dodatkowy elektron. Oba Cl- i Ar0 mają konfigurację [Ne]3s23p6. Gal+3 nie jest izoelektronowy w stosunku do niklu, nawet jeśli oba mają 28 elektrony. Konfiguracja elektronowa Ga+3 to [Ar]3d10 podczas gdy Ni0 opisuje [Ar]4s23d8 — elektrony walencyjne znajdują się na innych orbitalach. Acetylen C2H2 jest izoelektronowy do iminoboranu BNH2.

Oba atomy węgla mają konfigurację [He]2s22p2, a wodoru 1s1 — razem cząsteczka posiada 10 elektronów walencyjnych. Bor ma konfigurację [He]2s22p1, a azot [He]2s22p3 co w sumie z dodatkowymi 2 elektronami z atomów wodoru daje również 10 elektronów walencyjnych. Azot cząteczkowy N2 jest izoelektronowy do tlenku węglau CO i fluoroborylenu BF.

Amfoteryczność to zdolność pierwiastków i związków chemicznych do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolnosc do bycia w jednych reakcjach kwasami a w innych zasadami. Aby potwierdzić zmienny charakterek potrzeba go sprawdzić z mocnym kwasem: 2 Al + 6 HCl > 2 AlCl3 + 3 H2

i mocną zasadą 1). 2 Al + 2 KOH + 6 H2O > 2 K[Al(OH)4] + 3 H2

2.) 2 Al + 6 KOH + 6 H2O > 2 K3[Al(OH)4] + 3 H2. Pirwiastki amfoteryczne moga tworzyc tlenki amfoteryczny Na przykład tlenek glinu (Al2O3) reaguje z kwasami:

Al2O3 + 6HCl --> 2AlCl3 + 3H2O jak i zasadami: Al2O3 + 6NaOH --> 2Na3AlO3 + 3H2O, ZnO + 2HCl >

ZnCl2 + H2); ZnO + 2NaOH . Na2ZnO2 + H2O, Inne tlenki: CuO, Cr2O3, BeO, MnO, Fe2O3, PBO, PBO2, SnO, SnO2. W układzie okresowym przeprowadzamy przekątną czyli linię od wodoru H do radonu Rn.

Przekątna ta dzieli pierwiastki grup głównych na trzy kategorie:

- nad przekątna znajdują się niemetale;

- pod przekątną leżą metale;

- na przekątnej znajdują się pierwiastki amfoteryczne, np.:

beryl Be, glin Al, selen Se, arsen As. Wszystkie pierwiastki grup pobocznych są metalami, ale w�ród nich znajdują się pierwiastki wykazujące charakter amfoteryczny, np. cynk Zn.

Stopnie utlenienia azotu i przykłady

-3 NH3, -1 NH2OH, +1 N2O, +2 NO, +3 N2O3, +4 NO2, +5 HNO3, -2 N2H4

Stopnie utlenienia siarki i przyklady

+4 SO2, +6 H2SO4, -2 H2S, +2 SO

Fluor i fluorowce- Fluorowce z wyjatkiem pierwszego pierwiastka tej grupy, fluoru, wykazuja znaczne wzajemne podobieństwo właściwości fizycznych fizycznych chemicznych. Fluor jest trwałym gazem, chlor gazem łatwym do spalenia, brom ciecza a jod cialem stalym. Fluor jest najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem, tworzy wyłącznie związki na stopniu utlenienia -1 o dominującym charkt jonowym, na wyższych stopniach utl fluorowce ciezsze od fluoru tworza związki o wiazaniach kowalencyjnych. Fluorowce SA bardzo aktywne chemicznie, tworza zw z prawie wszystkimi pierw, fluor nawet z gazami szlachetnymi, tworza polączeia z wodorem, Hf jest ciecza, HCl, HBr,Hi SA gazami. Chlor , brom i jod tworza liczne polaczenia z tlenem (tlenki kw tlenowe i ich sole); kw utworzone przez fluorowce SA bardzo mocne poza HF

F2 + H2 >2HF; 4HF + SiO2 > SiF4 = 2H2O; H2 + Cl2 > 2HCl; Cu + Cl2 > CuCl2; 2Fe + 3Cl2 > 2FeCl3; 2HCl2 + H2) > 2HCl2; 2Br + H2 > 2HBr; I2 + H2 > 2HI

Tlenek węgla Nie jest zbyt reaktywny glownie dlatego ze to czast o największej entalpii wiązania, CO stanowi jednak zasade Lewisa a wolna para elektronowa atomu węgla tworzy wiazania kowalencyjne z atomami i jonami bloku d… dopiero pod wplywem katalizatorow oraz odpowiedniej temp i cisnienia zachodza wazne reakcje: CH4g + H2Og . COg + 3H2Og; HCOOHc<150c, H2SO4> COg + H2Oc;

Nis + 4COg<50C, 1atm> Ni(CO)4c; Fe2O3s + 3COg<800C> 2Fec + 3CO2

Stała równowagi to współczynnik opisujący stan równowagi odwracalnych reakcji chemicznych. Stała ta jest równa ilorazowi reakcji w stanie doskonałej równowagi, t.j. w sytuacji gdy szybkość reakcji w stronę od substratów do produktów i od produktów do substratów jest dokładnie taka sama. Stala równowagi jest zalezna jedynie od temperatury, inne parametry układu nie maja wpływu na wartość stalej rownowagi

---