Z.1.1

Trwałość jądra zależy od:

• stosunku neutronów do protonów ¹₀n / ¹₁p ~1 najbardziej trwałe

• parzystość lub nieparzystości protonów, neutronów czyli tzw. układ nukleonowy jądra: parzysto-parzyste (najbardziej trwałe), parzysto-nieparzyste (mniej trwałe), nieparzysto-nieparzyste (najmniej trwałe)

• energia wiązania nukleonów (wartość energii wydzielonej podczas syntezy jądra z nukleonem. Energia ta wynika z defektu masy m = m(¹₁p +¹₀n)_obl­ - m(¹₁p +¹₀n)_zm­

Z.1.2.

Fe(CN)₂+4KCN = K₄[Fe(CN)₆]

Z.1.3.

Standardowa elektroda wodorowa składa się z płytki platynowej pokrytej warstwą czerni platynowej, opłukiwanej wodorem gazowym pod ciśnieniem 1013,25 hPa. Płytka ta znużona jest w roztworze mocnego kwasu o stężeniu aktywnych kationów wodorowych (H⁺) 1 mol/dm³. Przyjmuje się umownie, że potencjał standardowej elektrody wodorowej jest równy 0, ponieważ tę elektrodę przyjęto za porównawczą do wyznaczania potencjału innych elektrod. Na elektrodzie zachodzą reakcje utleniania i redukcji. Elektroda ta służy do obliczania SEM układu. Np. dla ogniwa złożonego z elektrod wodorowej i cynkowej mamy zapis:

Zn | Zn²⁺ || H⁺, H₂|Pt Zn = Zn²⁺ + Ze (utlenianie)

2 H⁺ + Ze = H₂ (redukcja) Zn + 2H⁺ = Zn²⁺ + H₂

Z.1.4.

Hydrolizie ulegają tylko te sole których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły sole słabych kwasów i mocnych zasad, słabych zasad i mocnych kwasów oraz słabych kwasów i słabych zasad. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują

octan sodu (CH₃COONa) CH₃COONa → CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^-

Stężenie jonów OH^- powoduje, że roztwór ma odczyn zasadowy. Sole utworzone z mocnych zasad i słabych zasad hydrolizują wytwarzając odczyn zasadowy

Z.2.1.

Hybrydyzacja orbitali atomowych - otrzymywanie nowych orbitali przez matematyczne przekształcenie orbitali atomowych tego samego atomu o rużnych wartościach pobocznej liczby kwantowej. Takiemu przekształceniu poddaje się tylko orbitale z powłok walencyjnych. Wyróżniamy hybrydyzację typu sp - polega ona na utworzeniu dwóch orbitali atomowych o jednakowym kształcie, leżących wzdłuż jednej osi i skierowanych w przeciwnym kierunku, jako kombinacji liniowej dwóch orbitali atomowych typu s i typu p; typu sp² - prowadzi do utworzenia trzech orbitali atomowych o jednakowym kształcie skierowanych ku wierzchołkom trójkąta równobocznego (jest to kombinacja trzech orbitali atomowych s i dwóch p); typu sp³ - prowadzi utworzenia czterech orbitali atomowych (utworzenia kombinacji liniowej czterech orbitali atomowych - orbitalu s o trzech orbitali p)

Struktura związku amoniaku NH­₃ (kąt między N-N wynosi 106⁰45') jest to kąt bliski przewidywaniem dla hybrydyzacji sp³ (hybrydyzacja tetragonalna [czworościan foremny])

Hybrydyzacja sp z którą mamy do czynienie m. in. w przypadku BeCL₂ (hybrydyzacj ?????gonalna [linia prosta])

sp² tryponalna hybrydyzacja (trójkąt równoboczny)

Z.2.2.

Wodorosole - (sole kwaśne) nazywamy sole wywodzące się z kwasów dwu i więcej protonowych np. H₂So₄, H₂CO₃, H₃PO₄, w których nie wszystkie kwasowe atomy wodoru zostały zastąpione metalem.

NaHSO₄ - wdorosiarczan sodu

NaH₂PO₄ - dwuwodorosiarczanfosforan sodu

NaHCO₃ - wodowowęglan sodu

Na₂HSO₄ - wodrofosforan sodu

Hydroksosole - (sole zasadowe) to sole wywodzące się z zasada dwu lub więcej wodorotlenowych, w których nie wszystkie grupy OH zostały zastąpione resztami kwasowymi, np. CaOHCl - chlorek hydroksowapnia, AlOH Cl₂ chlorek hydroksoglinu,

Cząsteczki soli podwójnych zawierają kationy dwóch różnych pierwiastków np. siarczan (VI) glinu potasu AlK(SO₄)₂

Z.2.3.

Napięcie powierzchniowe cieczy - wielkość fizyczna charakteryzująca właściwość cieczy, dzięki której powierzchnia zachowuje się jak elastyczna błona, powodowane to jest siłami międzycząsteczkowymi. Im większa temperatura tym mniejsze napięcie powierzchniowe. Napięcie jest współczynnikiem proporcjonalności między włożoną pracą i uzyskanym efektem powiększenia powierzchni. Im większe oddziaływania cząsteczkowe cieczy tym większa tendencja do ograniczenia warstwy powierzchniowej, przybierania kształtu kuli i tym większe napięcie powierzchniowe. Środki piorące zmniejszają napięcie powierzchniowe.

Z.2.4.

H₃PO₄ + H₂O → H₃O⁺ + H₂PO₄ - I etap Ka₁ pKa₁

H₂PO^-₄ + H₂O → H₃O⁺ + HPO₄^2- - II etap Ka₂ pKa₂

HPO₄^2- + H₂O → H₃O⁺ + PO₄^3- - III etap Ka₃ pKa₃

Ka - stała dysocjacji kwasu Ka₁ > Ka₂ > Ka₃

PKa = - log Ka pKa₁ < pKa₂ < pKa₃

Stała dysocjacji

Ka = [A⁺] [B^-]/[AB], gdzie [A⁺], [B^-] - stężenie jonów [AB] stężenie niezdysocjowanych cząstek [mol/dm³] stała dysocjacji jest miarą mocy kwasu (lub zasady). Dla wody stała wynosi K_H2O = [H⁺] [OH^-]/[H₂O] bo woda dysocjuje H₂O ↔ H⁺ + OH^-

Z.3.1.

Radioaktywny izotop węgla C¹⁴ stosuje się do określania wieku obiektów archeologicznych. C(¹²₆C, ¹³₆C) - węgiel C¹⁴ wytwarzany jest w atmosferze pod wpływem bombardowania jąder azotu neutronami z promieniowania kosmicznego.

¹⁴₇N + ¹₀n → ¹⁴₆C + ?H - wytworzenie węgla t = 5568 lat.

¹⁴₆C + O₂ → ¹⁴CO₂

¹⁴₆C → ¹⁴₇N +  + γ - rozpad promieniotwórczy ¹⁴₆C

Okres połowicznego rozpadu C¹⁴ wynosi 5600 lat. Promieniotwórczy C¹⁴ bierze udział w cyklicznym obiegu węgla w przyrodzie i jest pochłaniany jako CO₂ przez rośliny, z roślin dostaje się do organizmów zwierzęcych. W wyniku gnicia szczątków zwierzęcych a też procesów ????? powraca znów jako CO₂ do atmosfery.

Z.3.2.

Tlenki - dwuskładnikowe połączenie różnych pierwiastków z tlenem. Tlenki dzielimy na:

• tlenki metali np. K₂O, Na₂O, CaO

• tlenki niemetali np. SO₂, SO­₃, CO, NO₂

tlenek metalu + woda → wodorotlenek metalu

Na₂O + H₂O → 2NaOH; MgO + H₂O → Mg(OH)₂; K₂O + H₂O → 2KOH

Tlenek metalu + woda → kwas tlenowy

SO₃ + H₂O → H₂SO₄; P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄; Na₅ + H₂O → 2HNO₃

Z.3.3.

Energia aktywacji - minimalna energia niezbędna do zajścia reakcji chemicznej E_a = RT² [d ln(k)]/dt gdzie R - stała gazowa, T - temperatura bezwzględna [K], k - stałą szybkości reakcji, t - czas. Reakcja o energii aktywacji bardzo dużej są zbyt wolne.

Z.3.4.

Osmoza - zjawisko polegające na samorzutnym przechodzenia cząsteczek rozpuszczalnika poprzez błonę półprzepuszczalną z roztworu bardziej rozcieńczonego do roztworu bardziej stężonego. Przez błonę półprzepuszczalną przenikają cząsteczki rozpuszczalnika, a nie mogą przenikać duże cząsteczki substancji rozpuszczonej. Dążąc do wyrównania stężeń rozpuszczalnika przechodzi do roztworu, czemu przeciwstawia się ciśnienie osmotyczne. Toteż w warunkach równowagi roztworów ten jest pod większym ciśnieniem hydrostatycznym niż rozpuszczalnik. Można tu wyprowadzić prawo Van't Hoffa  = cRT, gzie c - stężenie rozpuszczalnika,  - ciśnienie, T - temperatura, R - stała gazowa. Wywierając po stronie roztworu ciśnienie większe od  można wymusić osmozę odwrotną tzn. osmozę podczesz której rozpuszczalnik przepływa przez membranę w kierunku od roztworu o większym stężeniu do roztworu o mniejszym stężeniu. Jest ona stosowana do odsalania wody morskiej, a także w przemyśle spożywczym i farmaceutycznym. W organizmach żywych umożliwia pobieranie ????? przez rośliny i ?????? życiowe komórek, których błona przepuszcza wodę, tlen, azot, ???????? a nie przepuszcza białek.

Z.4.1.

W homojądrowych cząsteczkach 2-atomowych

H₂ H:H N₂ :N:.N:

Z.4.2.

Reakcja chemiczna - jest to proces w którym z cząsteczek jonów lub atomów (substratów) powstają cząsteczki, jony lub atomy zwane produktami. (Substraty → produkty) Właściwości produktów różnią się zasadniczo od właściwości substratów. Reakcja chemiczna polega naprzreagowaniu atomów, rozerwaniu wiązań s substratach i utworzeniu nowych w produktach. Reakcja chemiczne mogą przebiegać w układach: homogenicznych (substraty i produktu występują w tych samych fazach) hetrogenicznych (różne fazy). Można je klasyfikować w różnych kryteriach: - schemat reakcji (synteza, rozkład, wymiana), - charakter jednostek biorących udział w reakcji (cząsteczkowe, jonowe), - przenoszenia elektronów między reagentami (reakcje: utleniania, redukcji, dysproporcjonowania).

Przykładem reakcji syntezy może być: 3H₂ + N₂ ↔ 2NH₃ - reakcja homogeniczna odwracalna.

Z.4.3.

Rozróżniamy dwa typy przewodników elektrycznych:

I - przewodzi prąd za pośrednictwem elektronów (metale i ich stopy oraz grafit)

II - przewodzi prąd za pomocą jonów (elektrolity lub stopione elektrolity). Połączenie przewodnika I z II nosi nazwę elektrody (półogniwa). Przykładem elektrody jest blaszka cynku zanurzona do roztworu soli cynku lub blaszka miedzi w roztworze soli miedzi. Pod wpływem Pod wpływem dipolowych cząsteczek ????? metal przechodzi w stan jonowy, oddając do roztworu swoje kationy. W ten sposób płytka metalu ładuje się ujemnie. Na granicy zetknięcia się fazy stałej (metalu) i ciekłej (roztworu) powstaje warstwa elektromotoryczna i potencjał elektrodowy. Połączenie dwóch elektrod za pomocą przewodnika II rodzaju nazywamy ogniwem elektrochemicznym = ?????????? Na biegunach otwartego ogniwa galwanicznego występuje pewna różnica potencjałów, zwana SEM ogniwa. Wartość SEM można obliczyć z równania Nemsta E = E₀ + (RT/RF)*ln ([Cu²⁺]/[Zn²⁺]) (dla ogniwa Doniello gdzie są elektrody cynkowe zanurzone w siarczku cynku ZnS₄), E₀ - standardowa SEM ogniwa, [Cu²⁺],[Zn²⁺] - aktywność jonów w roztworze, R - stałą gazowa, T - temperatura, F - stałą Faradaya.

Z.4.4.

Z.5.1.

Są to oddziaływania między cząsteczkami chemicznymi. Oddziaływania miedzycząsteczkowe obojętnych cząsteczek są często nazywane również oddziaływaniami Van der Waalsa. Charakter zależy od odległości miedzycząsteczkowej, od rodzaju cząsteczek i ich stanu kwantomechaniki. Wyróżniamy:

• oddziaływanie elektrostatyczne - oddziaływanie rozkładu ładunków elektronowych występujących w izolowanych cząsteczkach. Może to być przyciąganie jak i odpychanie

• oddziaływanie indukcyjne - związane z odkształceniem cząsteczki pod wpływem innej cząsteczki. Jest to zawsze przyciąganie

• oddziaływanie dyspersyjne - związane z korelacją ruchów elektronów w obu cząsteczkach. Jest to zawsze przyciąganie

Rola - cząsteczka rozpoznaje ?????? wśród ?????? ?????? innych cząsteczek a następnie tworzy z nimi kompleks Van der Waalsa. Szczególną rolę odgrywają oddziaływania elektrostatyczne, co silnie zależy od ?????? cząsteczek. Ważne są też oddziaływania hydrofobowe - (w środowisku wodnym) polegają one na tendencji niepolarnych cząsteczek do zbliżania się do siebie w wolnym roztworze.

Z.5.2.

[CaCl₂(NH₃)₄]⁺ jon dichlorotetraamokobaltan (III)

Z.5.3.

Kataliza - zjawisko przyspieszania reakcji chemicznych przez katalizatory. Wyróżniamy katalizatory w układach homogenicznych i heterogenicznych. W pierwszym przypadku katalizator stanowi jeden ze składników tej fazy, w której odbywa się katalizowana reakcja, w drugim tworzy oddzielną fazę, najczęściej fazę stałą.

Kinetyka reakcji biochemicznych

Reakcje biochemiczne - biorą w nich udział enzymy. Ich katalityczne działanie polega na obniżeniu energii aktywacji reakcji biochemicznej.

Enzym → część białkowa (opoenzym)

↓

Część niebiałkowa (koenzym)

Opoenzym + koenzym = holoenzym czyli aktywny enzym - biokatalizator

k_m = [V_max/V - 1]c_s; k_m - stała Michelisa (stała nasycenia), V_max - max. szybkość graniczna, V - szybkość reakcji chemicznej, c_s - stężenie substratów.

Stała Michelisa - takie stężenie substratów w którym prędkość rozkładu osiąga połowę prędkość max. Wpływ na reakcję ma temperatura T>42⁰ powoduje ścięcie się białka i zdezaktyzowanie enzymów. Biokatalizatory charakteryzują się selektywnością - działają wybiórczo w stosunku do określonego substratu organicznego.

Z.5.4.

Roztworze złożone ze słabego kwasu oraz jego soli z mocną zasadą lub ze słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem nazywamy roztworem buforowym. Bufory odznaczają się:

• stałością wartości pH określonej stosunkiem ilości kwasu lub zasady do soli

• znaczną niezależnością pH od rozcieńczenia roztworu

• nieznaczną zmianą pH, nawet po dodaniu znacznej ilości kwasu lub zasady

Rola - procesy przemiany materii w żywych organizmach przebiegają w ściśle określonych wąskich granicach pH, utrzymywanych właśnie dzięki obecności roztworów buforowych. Stosuje się je również jako wzorce pH.

Pojemność buforową określa się liczbę moli jonów wodorowych lub wodorotlenowych potrzebnych do zmiany pH 1 dm³ roztworu o jednostkę  = dc/d(pH) ≈ c/pH

Najmniejsza pojemność ma roztwór czystego kwasu octowego. Pojemność buforowa mocnych kwasów i zasad jest bardzo mała tylko w zakresie pH od 2,4 do 11,6.

Z.6.1.

Pierwiastek chemiczny - rodzaj materii złożonej ze zbioru lub zbiorów atomów o jednakowej liczbie protonów w jądrze.

Izotopy - odmiany tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów - mają takie same właściwości chemiczne, różnią się jednak nieznacznie właściwościami fizycznymi.

Liczba atomowa (Z) to liczba protonów w jądrze.

Elektrony walencyjne to te elektrony, które podczas reakcji chemicznej biorą udział w przekształcaniu atomu w inne drobiny. Zajmują najbardziej zewnętrzne powłoki elektronowe. Obsadzają orbitale

s i p - powłoki ostatniej - zawsze

d - przedostatniej - rzadziej

f - trzeciej od końca - w bardzo złożonych

Elektrony walencyjne:

• decydują o własnościach chemicznych oraz przeważającej liczbie własności fizycznych pierwiastków

• uczestniczą w tworzeniu wiązań

• decydują o strukturze i własnościach związków chemicznych (jonów, cząstek)

Własności pierwiastków chemicznych:

1. Fizyczne

• zespołowe

1. stan skupienia

2. gęstość i temperatura topnienia

• atomowe - odnoszą się do pojedynczych atomów

1. energia jonizacji (energia niezbędna do oderwania elektronu z powłok zewnętrznych i przeniesienia go poza strefę oddziaływania jądra atomu)

2. powinowactwo elektronowe (energia uwolniona w procesie przyłączania elektronu do izolowanego atomu).

Zarówno energia jonizacji jak i powinowactwo elektronowe zależą od rozmiaru atomu, budowy powłoki zewnętrznej i wielkości ładunku jądra atomu.

• elektroujemność - skłonność do przyciągania elektronu wg. Paulinga

W grupach elektroujemność maleje, w okresie rośnie.

2. Chemiczne

• elektrowartościowość

• zdolność do wiązania z H₂ i O₂

• charakter metaliczny i niemetaliczny

• charakter pierwiastka (zasadowy, kwasowy, amfoteryczny)

Z.6.2.

Teoria kwasów i zasad Arrheniusa: kwasem jest substancja zdolna do oddysocjowania jonu wodoru (protonu H⁺), z zasadą substancja, która w roztworze dysocjuje z wytworzeniem jonu wodorotlenowego (OH^-)

Teoria Brönsteda i Lowry'ego: kwas dysocjuje w roztworze z wytworzeniem jonu wodoru H⁺ i sprzężonej z tym kwasem zasady.

Kwas ↔ sprzężona zasada + H⁺

Teoria Lewisa: kwasem jest atom, jon lub cząsteczka która ma nie całkowicie zapełnioną powłokę elektronową i która może być akceptorem elektronów, np. pary elektronowej, natomiast zasadą jest atom jon lub cząsteczka, która może być donorem elektronów; elektrony te mogą z kwasem wytworzyć wiązania kowalencyjne

H₃PO₄ - kwas ortofosforowy, H₂SO₄ - kwas siarkowy, HNO₃ - kwas azotowy (V), HClO₄ - kwas chlorowy

Z.6.3.

Kinetyka chemiczna - dział chemii fizycznej zajmujący się badaniem szybkości reakcji chemicznych, miarą szybkości reakcji jest zmiana stężenia reagujących substancji w jednostce czasu.

Szybkość reakcji zależy od: - rodzaju reakcji i stanu skupienia substancji reagujących, - ciśnienia lub stężenia substratów, - temperatury, - katalizatorów.

W przypadku gdy substrat (A) przekształca się bezpośrednio w produkt, szybkość reakcji (V) można wyrazić wzorem V = K×C_A. Jeśli w reakcji biorą udział dwa składniki (A) i (B) to V = K×C_A×C_B gdzie: K - stała szybkości reakcji (nie zależy od stężenia składników reagujących, ale od rodzaju reakcji, temperatury i katalizatorów), C_A i C_B - stężenie reagentów. Jeżeli szybkość reakcji jest określona ogólnie V = K×[A]^a×[B]^b to sumę wykładników potęg a+b = n określa się nazwą rzędowości badanej reakcji.

Równanie kinetyczne kt= ln c₀/c = 2,3 log c₀/c, gdzie c₀ - początkowe stężenie substancji, c - stężenie po czasie t, dla reakcji pierwszego rzedu V = kc, II rzędu V = kc² lub kc_A c_B, III rzędu V = kc³ lub kc_A² c_B, lub kc_A c_B c_C

Z.6.4.

Korozja - proces stopniowego przekształcania się metali i ich stopów w odpowiednie związek chemiczne pod wpływem działania środowiska. Można wyróżnić korozje chemiczną i elektrochemiczną. Chemiczna - polega na bezpośrednim działaniu czynnika korodującego na metal lub stop metalu np. działanie suchych gazów , jak tlen Cl₂, SO₂, H₂S. elektrochemiczna - przebiega w obecności roztworów elektrolitów. Przykładem korozji może być rdzewienie żelaza. Rdza to uwodniony tlenek żelaza (2Fe₂O₃ • 3 H₂O). Przebieg tłumaczymy: na powierzchni żelaza osiada rosa lub woda, która zawiera zawsze rozpuszczony CO₂, tlenki azotu, siarkowodór i inne związki. Na powierzchni żelaza tworzy się dużo miejscowych mikroogniw. Żelazo w tych warunkach wysyła do roztworu jony (Fe²⁺) w wyniku czego tworzy się elektroda ujemna. W Sąsiednim punkcie metal ma potencja wyższy i pełni rolę elektrody dodatniej. Przez metal więc płynie strumień elektronów. Ponadto w mikroogniwie na dodatniej elektrodzie tworzą się aniony (OH^-) na skutek redukcji tlenu

Aniony OH^- łączą się Fe²⁺ i powstaje Fe(OH)₂. Wodotlenek ten utlenia się z tlenem i ostatecznie wytarza się brunatna rdza. 4Fe(OH)₂ +O₂ = 2Fe₂O₃ • 3H₂O + H₂O­

Z.7.1.

Prawo okresowości - właściwości chemiczne pierwiastków ułożonych według wzrastających mas atomowych zmieniając się w sposób okresowy. Poziome szeregi w układzie okresowym to - okresy, kolumny - to grupy. Grupy dzieli się na główne i poboczne. - główne (1A - 8A), - poboczne (IB - VIIIB), IA i IIA - blok s, IIIA - VIIIA - blok p, IB - VIIIB blok d, aktynowce i lantanowce blok f. Helowce - gazy szlachetne, nie wchodzące w reakcje chemiczne, występują jako cząsteczki jednoatomowe, numer grupy mówi o max. wartościowości pierwiastka.

Z.7.2.

Reakcja chemiczna - proces w którym z cząsteczek jonów (substratów) powstaje cząsteczki zwana produktami. (substraty → produkty)

Utlenianie i redukcja - to reakcja w kutej zachodzą zmiany stopni utlenienia pierwiastków lub jonów. Utlenianie polega na „oddawaniu” elektronów przez atomy lub grupy atomów, redukcja zaś na przyjmowaniu elektronów przez atomy lub grupy atomów. Proces utleniania przebiega zawsze równocześnie z redukcją. Do utleniaczy należą pierwiastki najbardziej elektroujemne np. Fe₂, Cl₂, Br₂, O₂; Reduktorami - pierwiastki mniej elektroujemne tzn. metale I grupy, a także H₂, C, SnCl₂, FECl₂, NaSO₃, NaNO₂

NH_3­ + CL₂ → Na + HCl

NH_3­^-3 + CL₂⁰ → Na⁰ + HCl^-1

NH_3­^-3 - 3e^- = N⁰ | 2

Cl_2­⁰ - 2e^- = Cl^-1 | 3

2NH_3­ + 3CL₂ = Na + 6HCl

Z.7.3.

Szereg napięciowy metali - ułożenie metali z kolejności wzrastających wartości potencjałów standardowych elektrod (względem standardowej elektrody wodorowej) składających się z danego metalu znużonego w roztworze jego jonów. Im bardziej dodatnia jest wartość potencjału standardowego metalu, tym jest on bardziej szlachetny tzn. mniej podatny na utleniania. Szeregi napięciowy metali pokrywa się z szeregiem aktywności metali. Ujemny potencjał standardowy metali oznacza, że atomy tego metalu mają większą tendencję do oddawania elektronów niż atomy wodoru, czyli w ogniwie elektrochemicznym metal ten stanowi elektrodę ujemną. Natomiast dodatni potencjał oznacza odwrotnie, czyli stanowi elektrodę dodatnią. Znając położenie dwu metali w szeregu napięciowym, można przewidzieć, który z nich jest bardziej aktywny chemicznie. SEM ogniwa jest tym większe, im dale od siebie położone są te metale w szeregu elektrochemicznym.

Z.7.4.

Kwas pirofosforowy (inaczej kwas ortofosforowy)

H₄P₂O₇ + H₂O → H₄O⁺ + H₃P₂O₇^-1 I ka₁ pka₁

H₃P₂O₇^-1 + H₂O → H₄O⁺ + H₃P₂O₇^-2 II ka₂ pka₂

H₂P₂O₇^-2 + H₂O → H₄O⁺ + H₃P₂O₇^-3 III ka₃ pka₃

HP₂O₇^-3 + H₂O → H₄O⁺ + H₃P₂O₇^-4 VI ka₄ pka₄

ka - stała dysocjacji ka₁>ka₂>ka₃>ka₄

pka = - log ka pka₁< pka₂< pka₃< pka₄

Z.8.3.

Elektroliza - proces w którym wskutek przepływu prądu elektrycznego poprzez elektrody na powierzchni elektrody zachodzi reakcja utleniania i redukcji. Układ zbudowany z dwóch przewodników metalicznych zanurzonych w elektrolicie nazywamy elektrolizerem. Po przyłożeniu do elektrod napięcia z zewnętrznego źródła prądu w roztworze elektrolitu nastąpi ukierunkowany ruch jonów kationów do elektrody ujemnej (katody) i anionów do elektrody dodatniej (anody). Kationy łączą się z elektronami katody i ulegają redukcji, natomiast aniony oddają elektrony anodzie i ulegają się. Różnica między elektrolizą a innymi reakcjami chemicznymi utleniania i redukcji polega na pośrednictwie materiału elektrody w wymianie elektronów. Kierunek przepływu prądu jest umowny, zgodnie z ruchem kationów. W obwodzie zewnętrznym od katody do anody.

H₃O⁺ + e → ½H₂ H₂O (katoda), H₂O → ½O₂ + 2H⁺ + 2e (anoda)

Z.8.4.

Rozpatrujemy układ jednoskładnikowy ;lód - woda, ciekła - para wodna. Liczba składników n = 1 liczba faz f = 3 i liczba stopni swobody jest równa 0: s = 1-3+2 = 0. W układzie jednoskładnikowym złożonym z dwóch faz: cieczy i i jej pary: s = n-f+2 = 1-2+2 = 1

Diagram: krzywa AO jest krzywą sublimacji lodu tzn. krzywa równowagi między lodem a parą wodną. Krzywa OB przedstawia równowagę między wodą i parą wodną, czyli jest krzywą prężności pary nasyconej w temperaturze powyżej temperatury krzepnięcia wody, natomiast OC przedstawia równowagę lód - woda ciekłą. Lód ogrzany pod normalnym ciśnieniem (p = 10⁵ Pa) przechodzi w temperaturze 0⁰ w wodę (punkt C) a przy dalszym ogrzewaniu woda przechodzi w temperaturze 100⁰C w parę(punkt B).

Z.9.1.

Wiązani jonowe powstaje w czasie reakcji między atomami pierwiastków skrajnie różniących się elektroujemnością. Atom pierwiastka mniej elektroujemnego oddaje, a atom pierwiastka bardziej elektroujemnego przyłącza elektrony. Związki zawierające wiązania jonowe składają się zatem z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszonych na przemian w krysztale. Chlorek sodu NaCl jest typowym przykładem związku jonowego. Związki jonowe (do których należy większość soli) po rozpuszczeniu w rozpuszczalniku przewodzą prąd elektryczny.

Z.9.2.

Kataliza - zjawisko polegające na zmianie szybkości reakcji chemicznej pod wpływem substancji zwanej katalizatorem. Kataliza homogeniczna - proces katalizy zachodzący w jednej fazie (gazu lub cieczy). Zastosowanie: najważniejsze są procesy petrochemiczne. Katalizator - substancja która może zainicjować reakcję, zmienić jej szybkość, prowadzić ją w określonym kierunku. Inhibitor - katalizator opóźniający reakcję.

Z.9.3.

Gaz idealny (doskonały) - nie istniejący w przyrodzie twór modelowy, który spełnia bez odchyleń równanie stanu Clapeyrona. Gaz doskonały skłąda się z wielkiej liczby cząsteczek, poruszających się bezładnie ???????????????

Z.9.4.

Z.10.1.

Wiązanie kowalencyjne atomowe - wiązanie utworzone prze pary elektronów pochodzących od dwu różnych atomów, opisanych wierzącym orbitalem molekularnym. Wiązanie to występuje w cząsteczkach dwu atomowych homojądrowych np. H₂, O₂,

N₂, F₂ lub między różnymi pierwiastkami o zbliżonych wartościach elektroujemności. Powstają wtedy heterojądrowe cząsteczki dwu i wieloatomowe. Na przykład w związkach wodoru z pierwiastkami grupy V-VII, np. H₂O, H₂S, NH₃, HCl. W wiązaniach tych każdy pierwiastek daje elektrony do wspólnego użytku.

Z.10.2.

Wodorotlenki - związki chemiczne głównie nieorganiczne, powstają w wyniku reakcji wody z tlenkami metali. Wodorotlenki metali bardziej elektrododatnich są zasadami. Wodorotlenki litowców i berylowców tworzą jonowe sieci krystaliczne zawierające aniony OH^-. Wodorotlenki litowców i boru dobrze rozpuszczają się w wodzie. Ca(OH)₂ i strontu są słabo rozpuszczalne, a innych metali nierozpuszczalne. Podczas rozpuszczania wodorotlenków następuje dysocjacja na jony, a obecność hydratowanych OH^- powoduje charakter zasadowy roztworów (są śliskie w dotyku i słone w smaku, działają żrąco na naskórek barwią lakmus na niebiesko, reagują z kwasami - zobojętnienie)

Z.10.3.

Korozja - proces stopniowego przekształcania się metali i ich stopów w odpowiednie związek chemiczne pod wpływem działania środowiska. Można wyróżnić korozje chemiczną i elektrochemiczną. Chemiczna - polega na bezpośrednim działaniu czynnika korodującego na metal lub stop metalu np. działanie suchych gazów , jak tlen Cl₂, SO₂, H₂S. elektrochemiczna - przebiega w obecności roztworów elektrolitów. Przykładem korozji może być rdzewienie żelaza. Rdza to uwodniony tlenek żelaza (2Fe₂O₃ • 3 H₂O). Przebieg tłumaczymy: na powierzchni żelaza osiada rosa lub woda, która zawiera zawsze rozpuszczony CO₂, tlenki azotu, siarkowodór i inne związki. Na powierzchni żelaza tworzy się dużo miejscowych mikroogniw. Żelazo w tych warunkach wysyła do roztworu jony (Fe²⁺) w wyniku czego tworzy się elektroda ujemna. W Sąsiednim punkcie metal ma potencja wyższy i pełni rolę elektrody dodatniej. Przez metal więc płynie strumień elektronów. Ponadto w mikroogniwie na dodatniej elektrodzie tworzą się aniony (OH^-) na skutek redukcji tlenu

Aniony OH^- łączą się Fe²⁺ i powstaje Fe(OH)₂. Wodotlenek ten utlenia się z tlenem i ostatecznie wytarza się brunatna rdza. 4Fe(OH)₂ +O₂ = 2Fe₂O₃ • 3H₂O + H₂O­

Z.10.4.

Prawo Roulta - prężność par rozpuszczalnika maleje w skutek obecności substancji rozpuszczonej i są proporcjonalne do ułamka molowego rozpuszczalnika. p_rozp = x_rozp p⁰_rozp, gdzie p⁰_rozp - prężność par czystego rozpuszczalnika x_rozp ułamek molowy rozpuszczalnika. Ważną konsekwencją obniżenia prężności pary powstającej w równowadze z roztworem jest zmiana jego temperatury wrzenia i krzepnięcia w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem.

Z.11.1.

Promieniotwórczość - własność niektórych pierwiastków naturalnych i wszystkich otrzymanych sztucznie, polegająca na ciągłej samorzutnej emisji promieniowania. Gdy pojedynczy atom rozpada się to: jedna lub więcej cząsteczek zostaje emitowana z jądra, przyczyniając się do całkowitego promieniowania próbki, jądro ulega zmianie (zmienia stan energetyczny). Liczba rozpadów R w jednostce czasu jest proporcjonalna do liczby atomów N:R = N gdzie  - stała rozpadu. Wśród pierwiastków lekkich i średnich promieniotwórczość naturalna jest rzadko spotykana (⁴⁰K, ⁴⁷Rb, ¹³⁸Ia, ¹⁴⁷Sa, ¹⁷⁶Lu, ¹⁷⁷Re), ale jest regułą w pierwiastkach o liczbie A>200

• przemiana  ²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th + 

• przemiana  (wiąże się z reakcją wewnątrzjadową) ¹₁n → ¹₁p + ^- + u - reakcja wewnątrzjądrowa (zachodzi przemiana neutron w proton) ²³⁴₉₀Th → ²³⁴₉₁Pa + 

• przemiana γ (wychwyt elektronów) - jądro przechodzi ze stanu wzbudzonego do podstawowego ¹₁p + e → ¹₀n + γ

Przemiany , , γ charakteryzują się: - zdolnością do jonizacji gazu i materii organicznej, - jest wykorzystywana w lecznictwie, - na zdolności przenikania przez ośrodki metaliczna γ>>.

Z.11.2.

Chlorek heksaakwahromu (III) - [Cr(H_2­O)₆]Cl₃

Z.11.3.

Elektroliza - proces w którym wskutek przepływu prądu elektrycznego poprzez elektrody na powierzchni elektrody zachodzi reakcja utleniania i redukcji. Układ zbudowany z dwóch przewodników metalicznych zanurzonych w elektrolicie nazywamy elektrolizerem. Po przyłożeniu do elektrod napięcia z zewnętrznego źródła prądu w roztworze elektrolitu nastąpi ukierunkowany ruch jonów kationów do elektrody ujemnej (katody) i anionów do elektrody dodatniej (anody). Kationy łączą się z elektronami katody i ulegają redukcji, natomiast aniony oddają elektrony anodzie i ulegają się. Różnica między elektrolizą a innymi reakcjami chemicznymi utleniania i redukcji polega na pośrednictwie materiału elektrody w wymianie elektronów. Kierunek przepływu prądu jest umowny, zgodnie z ruchem kationów. W obwodzie zewnętrznym od katody do anody.

H₃O⁺ + e → ½H₂ H₂O (katoda), H₂O → ½O₂ + 2H⁺ + 2e (anoda)

Elektroliza soli stopniowych - procesy zachodzące na elektrodach w wyniku przepływu prądu elektrycznego przez elektrody będące stopniowymi solami. Duże przewodnictwo stopniowych soli wskazuje, że nośnikami ładunków są jony i dlatego stopniowe elektrolity są nazywane cieczami jonowymi. Sole czyli np. NaCl charakteryzują się dużym przewodnictwem. Elektrodami są płyty węglowe.

Z.11.4.

Teoria Brönsteda i Lowry'ego: kwas dysocjuje w roztworze z wytworzeniem jonu wodoru H⁺ i sprzężonej z tym kwasem zasady: np. dysocjacja kwasu octowego CH₃cooh ↔ H⁺ + CH₃COO^-, w reakcji tej powstają jony wodoru oraz jony octowe

FeCl₃ + 6H₂O ↔ Fe(H₂O)₆³⁺ + 3Cl_aq^-

Stała dysocjacji Ka=[A⁺][B^-]/[AB], gdzie [A⁺] i [B^-] - jony zdysocjowane [AB] - niezdysocjowane

Z.12.1.

We wszechświecie najwięcej jest H­₂ 77%, He₂ 21%, O₂ 0,8%. Ziemia - Fe 35%, O₂ 29%, Si 14%, Mg 14%, S 2,9 %. Atmosfera - N₂ 75,5 %, O₂ 23,2%, Ar 1,3 %, poza tym śladowe ilości C, Ne, Kr, He, Xe, H₂, S. Biosfera - O₂ 53%, C 39%, H₂ 6,6%, N 6,5%, Ca 0,4%, K 0,2 %, Si 0,1%, P 0,1%.

Z.12.2.

Równowaga chemiczna - jest to stan układu fizycznego w których nie zachodzą samorzutnie żadne zmiany. Procesy w takim układzie zachodzą równoznaczne w obu kierunkach - jest to równowaga dynamiczna. Prawo działania mas określa, że w stanie równowagi dynamicznej stosunek stężeń substratów i produktów reakcji jest stały w danej temperaturze. Stan równowagi jest charakteryzowany przez parametry termodynamiczne. Równowaga chemiczna dla procesów przechodzących w obu kierunkach ????????? według wzoru: S-(U-w)/T=0 gdzie: s - entropia, U - energia wewnętrzna, w - praca, T - temperatura, dla procesów przebiegających w warunkach stałego ciśnienia i temperatury entropia swobodna spełnia G = 0.

Z.12.3.

Lepkość - istnienie sił spójności między cząsteczkami cieczy powoduje, że przy przesuwaniu się warstw cieczy względem cieczy występuje pewien opór zwany tarciem wewnętrznym lub lepkością cieczy. Wpływ mają siły oddziaływania międzycząsteczkowego. Lepkość cieczy gwałtownie maleje wraz ze wzrostem temperatury a rośnie ze wzrostem ciśnienia.

Z.12.4.

Mocne - HClO₄, H₂SO₄, HCLO₃, HNO₃

Słabe - H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, HNO₂

Bardzo słabe - H₄SiO₄, H₃BO₃, H₃AsO₃

H₃PO₄ - kwas pośredniej mocy

Z.13.1.

Dysocjacja kwasu ortoarsenowego (III)

H₃AsO₃ + H₂O → H₃O⁺ + H₂AsO₃^-

H₂AsO₃^- + H₂O → H₃O⁺ + H₂AsO₃^2-

HAsO₃^2- + H₂O → H₃O⁺ + H₂AsO₃^3-

Stała dysocjacji

Ka = [A⁺] [B^-]/[AB], gdzie [A⁺] i [B^-] - stężenie jonów [AB] stężenie niezdysocjowanych

Z.13.2.

W przypadku metali zawierających domieszki innych metali często tworzą się tzw. mikroogniwa, w których anoda jest korodujący metal, a mikrokatodą - domieszka. Np. jeżeli w cynku znajduje się domieszka miedzi, wtedy metal mniej szlachetny (o niższym potencjale standardowym) tj. cynk tworzy anodę tego ogniwa i w roztworze kwaśnym przechodzi do roztworu, natomiast jony wodorowe rozładowują się na miedzi (katoda). Rdza nie tworzy szczelnej powłoki na powierzchni żelaza pod czerwoną warstwą rdzy może być zielonkawa warstwa hydratu tlenki żelaza (II) diżelaza (III) Fe₃O­₄ H₂O, bo dopływ tlenu do metalu jest ograniczony. Ten nierównomierny dopływ O₂ powoduje powstanie ogniw stykowych lokalnych, ponieważ tam gdzie tlenu jest więcej, obszar naładowany jest bardziej ujemnie, niż tam gdzie dostęp tlenu jest utrudniany. Dlatego np. szybciej pokrywa się rdzą bury statku zanurzone najgłębiej w wodę.

Z.13.3.

Stopień utlenienia - liczba określająca formalny ładunek danego atomu w związku chemicznym pozostały po usunięciu z cząsteczki wszystkich innych atomów w postaci jonów; może przyjmować wartości dodatnie, ujemne lub ?????? Do obliczenia służą następujące metody:

suma stopni utlenienia wszystkich atomów w obojętnej cząsteczce równa jest zeru, a w jonie jego ładunkowi

atomy pierwiastków w stanie wolnym mają stopień utlenienia równy 0

fluor (F) w związkach chemicznych na zawsze stopień utlenienia -1

wodór (H₂) w większości 1, ale (-1) w wodorkach metali bardziej elektrododatnich

wodór (O₂) w tlenkach i ich pochodnych (-2), ale w nadtlenkach (-1)

Liczbę tą można też obliczyć korzystając ze wzorów elektronowych Lewisa, przyjmując, że atom pierwiastka bardziej elektroujemnego ściąga wiążącą parę elektrownią.

Z.13.4.

Do utworzenia wiązania atomowego (kowalencyjnego) nie zawsze są konieczne elektrony pochodzące od dwóch atomów. Wiążąca para elektronowa może pochodzić tylko od jednego atomu - donora, natomiast drugi atom zwany akceptorem, uzupełnia tą parą swoją powłokę. Wskutek tego atom donora uzyskuje ładunek dodatni, akceptor - ujemnym. W efekcie powstaje wiązanie donorowo-akceptorowe (lub koordynacyjne). Przyciąganie wiążącej pary elektronowej w wiązaniach kowalencyjnych przez bardziej elektroujemny atom nadaje charakter polarny. Cząsteczki z takim wiązaniem są dipolami. Biegunowość cząsteczki określa się elektrycznym momentem dipolowym M który definiujemy M =  qr; q i r są ładunkami, jednostką jest kulombometr (C•m), debaj (D) 1D = 3,333•10^-30 Cm. Momenty dipolowe bada się mierząc względną przenikalność elektryczną związku; w polu elektrycznym dipole ulegają orientacji, starając się ustalić równowagą do linii sił pola. Taka polaryzacja dipolowa zaznacza się najsilniej w cieczach, polaryzacja atomowa, sprzężona (jony). Substancje które mają zdolność polaryzowania się w polu elektrycznym są dielektrykami.

Z.15.1.

Orbital molekularny (σ - sigma) - charakteryzuje się brakiem płaszczyzny węzłowej na której leżałaby oś symetrii cząsteczki. Występuje różnica w wartościach energii między orbitalami wiążącymi a antywiążącymi. Orbital ( - pi) - na płaszczyznę węzłową, która oddziela obszary gęstości obszarów elektronów. Orbital σ powstaje w wyniku tworzenia liniowej kombinacji orbitali atomowych typu s, oraz takich orbitali p, d, f, … którym odpowiada magnetyczna liczba kwantowa m = 0. Orbital  powstaje najczęściej w wyniku utworzenia kombinacji liniowej orbitali atomowych typu pm, dm, fm (m = 1 lub m = -1) lub orbitalu o wartościach rzeczywistych px, py, dxz, dyz itd.

Z.15.2.

Entalpia (H) - funkcja stanu: H = U + pV gdzie U -energia wewnętrzna, p - ciśnienie, V - objętość. Ponieważ większość procesów chemicznych przebiega w takich warunkach (ciśnienie atmosferyczne stałe), energia jest ważną funkcją termodynamiczną. Kiedy w reakcji uczestniczy gaz doskonały, zmiany energii reakcji H_r są: H_r = U + RTn, gdzie n - liczba moli gazu. Entalpii towarzyszą zmiany mogą to być ujemne zmiany (reakcja egzotermiczna), lub dodatnie (reakcje endotermiczne). Ważną właściwością jest addytywność M_r wynikająca z prawa Hessa - zmiany entalpii dla reakcji chemicznej zależą od liczby moli reagentów. Prawo Hessa - ciepło wydzielone lub pochłonięte wskutek reakcji chemicznej pod stałym ciśnieniem nie zależy od drogi reakcji ani od liczby entalpii.

Z.15.3.

Skraplanie gazu zależy od ciśnienia i temperatury. Temperatura graniczna powyżej której nawet najsilniejszym sprężaniem nie można skroplić gazu nazywamy temperaturą krytyczną. Np. dla CO₂ wynosi 31⁰C, ciśnienie jakie odpowiada tej temperaturze to ciśnienie krytyczne dla CO₂ wynosi 73 Atm. Poziome odcinki odpowiadają równowadze fazy gazowej z ciekłą (wykraplanie się gazu) Izotermy odpowiadające temperaturze wyższej od krytycznej nie mają odcinka poziomego, ponieważ powyżej temperatury krytycznej nie można doprowadzić do skroplenia gazu przy zwiększaniu ciśnienia.

Z.15.4.

Octan amonu - CH₃COONH₄

CH₃COO^- + NH₄⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH odczyn obojętny

(NH₃•H₂O)

Stała hydrolizy K = c CH₃COOH • c NH₃ / c CH₃COO^- • NH₄⁺

Z.16.1.

Naturalny pierwiastek jest mieszaniną trzech izotopów ³⁹K, ⁴⁰K i ⁴¹K. Izotop ⁴⁰K jest promieniotwórczy (emiter , t_roz = 1,27•10⁹ lat), co powoduje słabą promieniotwórczość pierwiastka. Związki potasu niezbędne są w procesach metabolicznych komórek roślin i zwierzą. Potas jest makro elementem. 88% ulega przemianie  wg reakcji ⁴⁰₁₉K→⁴⁰₂₀Ca+, 12% ulega przemianie γ wg reakcji ⁴⁰₁₉K → ⁴⁰₁₈Ar + γ

Z.16.2.

Elektroliza - proces w którym wskutek przepływu prądu elektrycznego poprzez elektrody na powierzchni elektrody zachodzi reakcja utleniania i redukcji. Układ zbudowany z dwóch przewodników metalicznych zanurzonych w elektrolicie nazywamy elektrolizerem. Po przyłożeniu do elektrod napięcia z zewnętrznego źródła prądu w roztworze elektrolitu nastąpi ukierunkowany ruch jonów kationów do elektrody ujemnej (katody) i anionów do elektrody dodatniej (anody). Kationy łączą się z elektronami katody i ulegają redukcji, natomiast aniony oddają elektrony anodzie i ulegają się. Różnica między elektrolizą a innymi reakcjami chemicznymi utleniania i redukcji polega na pośrednictwie materiału elektrody w wymianie elektronów. Kierunek przepływu prądu jest umowny, zgodnie z ruchem kationów. W obwodzie zewnętrznym od katody do anody.

H₃O⁺ + e → ½H₂ H₂O (katoda), H₂O → ½O₂ + 2H⁺ + 2e (anoda)

­­­­­­­­­­­­Z.16.3.

Przejście cząstek lub jonów ciała stałego do roztworu wymaga rozerwania wiązań między cząsteczkami oraz rozsunięcia ich od siebie. Źródłem energii niezbędnej do tego jest energia hydratacji, czyli uwodnienia cząsteczek rozpuszczanego ciała przez cząsteczki wody. Przyłączenie przez jony lub cząsteczki cząsteczek dowolnego rozpuszczalnika określa się nazwą ????????? np. rozpuszczanie NaCl w H₂­O. Dipolowe cząsteczki wody zbliżają się do ujemnym biegunem do jonów sodu i oddziela je od reszty soli. Halogenki srebra są trudno rozpuszczalne w wodzie. Ze wzrostem temperatury rośnie rozpuszczalność soli. Sole które rozpuszczają się z wydzieleniem ciepłą (siarczan cerowy, bezwodny siarczan sodu) zmniejszają swoją rozpuszczalność ze wzrostem temperatury.

Z.16.4.

PH - wykładnik stężenia uwodnionych jonów wodoru H⁺ (H₃O⁺) w roztworze. pH = - log[H⁺] (ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodoru gdzie [H⁺] - stężenie jonów wodoru w molu/ dm³), jest to miara kwasowości roztworów. Z wartości iloczynu jonowego wody (k_w = [H⁺] [OH^-] = 10^-14 w temperaturze 25⁰C) wynika, że w roztworze obojętnym [H⁺] = [OH^-] = √k_w =10^-7 i pH = 7. Wartość pH określa odczyn roztworu wodnego.

pH < 7 (oznacza, że [H⁺]>[OH^-] - odczyn kwaśny)

pH > 7 (oznacza, że [H⁺]<[OH^-] - odczyn zasadowy)

Z.17.1.

Występuje w kryształach metali np. kryształach litowców oraz metali szlachetnych. W wiązaniu uczestniczą wszystkie atomy kryształu a wszystkie elektrony walencyjne są opisane orbitalami rozciągającymi się na cała cząsteczkę. Wiązania to dotyczy metali charakteryzujących się niską energią. Pierwiastki te nie dążą do tworzenia wiązań kowalencyjnych. Charakteryzują się: - jony metalu tworzą gęsto upakowaną sieć krystaliczną, - uwolnione elektrony walencyjne są zdelokalizowane (mogą swobodnie poruszać się w sieci krystaliczne), - zdelokalizowane elektrony wykazują dużą ruchliwość pod wpływem prądu elektrycznego, - kryształy metaliczna są odporne na działanie sił zewnętrznych.

Z.21.4

diamosrebra (I) - Ag(NH₃)₂Cl

---