chemia do wydruku.docx

Wartościowość – liczba wiązań za pomocą których łączą się atomy lub ładunki jonów.

St. utlenienia – wskazuje na liczbę ładunków dodatnich albo ujemnych jaką można przypisać atomowi danego pierwiastka, przy założeniu, ze tworzy on z atomem drugiego pierwiastka tylko wiązanie jonowe. Mol – podstawowa w układzie SI jednostka liczebności  materii. 1 mol = liczbie atomów w 12g izotopu węgla C12 = 6,023*10

Prawo zachowania masy – łączna masa wszystkich substancji przed reakcją równa jest łącznej masie wszystkich substancji po reakcji.

Prawo stałości składu – stosunek masowy pierwiastków w związku chemicznym jest wielkością stałą i charakterystyczną dla danego związku.

Prawo stosunków wielokrotnych – jeżeli dwa pierwiastki tworzą ze sobą kilka związków chemicznych, to ilości wagowe jednego pierwiastka przypadające na tę samą ilość drugiego pierwiastka pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo stałych stosunków objętościowych – objętości substancji gazowych biorących udział w reakcji chemicznej mają się do siebie jak proste liczby naturalne.

Prawo Avogadro – 1 mol każdego gazu (6,02*1023 ) zmierzony w warunkach normalnych (1013,25 hPa, 273K) zajmuje zawsze taką samą objętość czyli 22,4 dm3 .

Izotopy – atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów w jądrze.

Izobary – jądra atomowe o tej samej liczbie masowej różniące się liczbą atomową.

Zasada nieoznaczoności Heisenberga – nie jest możliwe określenie położenia i pędu elektronu w tym samym czasie. Powłoka elektronowa – zbiór stanów o tej samej głównej liczbie kwantowej.

Reguła Hundta- orbitale na tym samym poziomie są wypełniane najpierw elektronami o takim samym spinie, później nastepuje parowanie przez elektrony o innym spinie

Wiązanie metaliczne – występuje w metalach. W sieci krystalicznej znajdują się rdzenie (dodatnie jony) a między nimi jest gaz elektronowy.

Polarność wiązania - przemieszczenie ładunku orbitalu cząsteczkowego w kierunku jednego z atomów tworzących wiązanie. Atom ten odznacza się większą elektroujemnością aniżeli pozostałe atomy.

Orbitale molekularne – energie nakładających się orbitali muszą być porównywalne, im jest pełniejsze nakładanie orbitali tym silniejsze wiązanie, orbitale atomowe wchodzące w kombinację liniową wykazują taką samą symetrię.

Hybrydyzacja – ujednolicenie różnych orbitali pod względem energetycznym oraz ukierunkowanie ich w przestrzeni w celu uzyskania jak największej symetrii.

Tlenki – związki pierwiastka z tlenem. Otrzymywanie: bezpośrednia reakcja pierwiastka z tlenem, utlenianie tlenków, redukcja tlenków, spalanie związków organicznych, rozkład termiczny soli lub wodorotlenków. Tlenki zasadowe – bezwodniki zasadowe, tlenki metali głównie litowców i berylowców. Tlenki kwasowe – tlenki niemetali, zwane bezwodnikami kwasowymi, reagują z wodą tworząc kwasy.

Wodorki – związki pierwiastków z wodorem. Otrzymywanie: synteza pierwiastków z wodorem. Reagują z wodą dając wodorotlenki i wodór. Wodorki metali takich jak  fluorowce i siarkowce reagują z wodą tworząc kwasy beztlenowe. Amoniak z wodą tworzy wodorotlenek amonowy. Inne wodorki niemetali z wodą nie reagują.

Wodorotlenki - Wg. teorii Arrheniusa, wodorotlenki są to związki, które w roztworze wodnym ulegają dysocjacji elektrolitycznej z utworzeniem jonów wodorotlenkowych OH-. Wodorotlenki metali I i II grupy głównej układu okresowego otrzymuje się dwoma metodami: w reakcji tlenku metalu z wodą i w reakcji metalu z wodą. Wodorotlenki zasadowe są to głównie wodorotlenki metali I i II grupy układu okresowego (z wyjątkiem Be(OH)2) oraz większość wodorotlenków metali pozostałych grup na niższych stopniach utlenienia np. Cr(OH)2, Mn(OH)2, Ni(OH)2, Fe(OH)2. Wodorotlenki zasadowe reagują z kwasami dając sole.

Kwasy - Według teorii Arheniusa, kwasy są to substancje, które w roztworze wodnym dysocjując odszczepiają jon wodorowy. Otrzymywanie: tlenek kwasowy + woda. Słaby kwas tlenowy można otrzymać działając na jego sól mocnym kwasem. Kwasy beztlenowe otrzymuje się przez rozpuszczenie w wodzie odpowiedniego wodorku.

Sole – wodorosole (sole kwaśne), hydroksysole (sole zasadowe). Otrzymywanie soli: 1. Zasada+kwas=sól+woda. 2. Metal+kwas=sól+wodór 3. Tlenek metalu+kwas=sól+woda 4. Zasada+tlenek kwasowy= sól+woda 5. Tlenek kwasowy+tlenek zasadowy=sól 6. Metal+niemetal=sól

Reakcja egzotermiczna C+O2=CO2

Reakcja endotermiczna CaCo3->CaO+CO2

Prawo Hessa-podstawowe prawo termochemii głoszące, że zmiana energii wewnętrznej (w warunkach izochorycznych) lub entalpii (w warunkach izobarycznych) reakcji chemicznej zależy jedynie od stanu początkowego układu (substratów) i stanu końcowego układu (produktów), nie zależy natomiast od etapów pośrednich, przez które rozważana reakcja przebiega.Ciepło reakcji chemicznej równe jest sumie ciepła tworzenia produktów pomniejszonej o sumę ciepła tworzenia substratów (wziętych w tych samych warunkach oraz przy uwzględnieniu liczby moli reagentów

Związki kompleksowe -atom lub jon metalu z wolnym orbitalem d zdolnym do przyjęcia pary elektronów otoczony ligandami

Kataliza homogeniczna SO2+1/2O2=NO2>SO3

Kataliza heterogeniczna uwadnianie

I prawo Faraday'a: masa substancji wydzielonej na elektrodzie podczas elektrolizy jest

proporcjonalna do natężenia prądu i czasu trwania elektrolizy. m=It

II prawo Faraday'a: masy różnych substancji wydzielone przez jednakową ilość elektryczności są proporcjonalne do równoważników chemicznych tych substancji. m=kIt/F M=It/nF

k-rownowaznik elektrochemiczny, n-liczba wymienionych elektronów

Pierwiaski bloku s: Litowce – 1 gr. Układu okresowego, w przyrodzie występują jako skały i minerały, miękkie metale lekkie, bardzo aktywne chemicznie, występują na 1 st utlenienia. Berylowce – 2 gr układu okresowego, składniki skał i minerałów, niskie temp topnienia, aktywne chemicznie, wszystkie występują na 2 st utlenienia. Charakterystyka bloku: atomy tych pierwiastków wykazują podobieństwo struktury elektronowej powłoki walencyjnej, litowce i berylowce w reakcjach tworzą jony dodatnie, wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta charakter chemiczny i aktywność chemiczna, a maleje elektroujemność, są metalami lekkimi.

Pierwiastki bloku p: borowce – pierwiastki 13 gr, w warunkach normalnych ciała stałe, wraz ze wzrostem liczby atomowej gęstość rośnie, a temp topnienia maleje, tworzą wiązania kowalencyjne, są mniej reaktywne, występują na 3 st utlenienia. Węglowce – 14 gr, bardzo mało reaktywne, 7 st utlenienia. Azotowce – 15 gr. Tlenowce – 16 gr. Fluorowce – 17 gr. Helowce – gazy szlachetne, bierne chemicznie. Charakterystyka bloku: w gr 13 przeważają metale, borowce tworzą jony dodatnie, tlenowce i fluorowce jony ujemne.

Pierwiastki bloku d – chromowce, manganowce, żelazowce, miedziowce. Charakterystyka bloku: wszystkie pierwiastki są metalami, dobre przewodniki ciepła i elektryczności, małą aktywność chemiczna, z wyjątkiem metali szlachetnych reagują z tlenem.

Pierwiastki bloku f – lantanowce, aktynowce. Wszystkie są metalami, w reakcjach występują na 3 st utlenienia, aktynowce promieniotwórcze.

Amfoteryzm -zdolność pierwiastka do zachowania się jak metal lub niemetal w zależności od środowiska: Pb Zn Sn Al Be As Sb Cr Mn     A(OH)m = HmAOm
Faza-część układu jednorodna w całej swojej objętości pod względem fizycznym i chemicznym

Siły van der Walssa –oddziaływanie miedzy cząsteczkami

-dipol – dipol

-trwały dipol- indukowany dipol

-indukowany dipol indukowany dipol

Stany skupienia:
-gaz faza w której energia atomów wynosi Ek=2/3k*T k-stała Boltzmanna T-temperatura bezwzględna

-składa się z atomów będącym w nieustannym przypadkowym ruchu

-cząsteczki można traktować jak punkty bezwymiarowe

-zderzenia miedzy cząsteczkami są doskonale sprężyste

-prawo Avogadro- stan gazu doskonałego

-prawo Boyla-Mariotta –iloczyn ciśnienia i objętości jest wartością stała

-prawo Gay lussaca-  przy stałym ciśnieniu objętość zmienia się proporcjonalnie do temperatury

-prawo Charlesa- przy stałej objętości ciśnienie gazu zmienia się proporcjonalnie do temperatury

-równanie claperiona

-prawo Daltona- ciśnienie całkowitej masy gazów jest sumą ciśnień składników

Gaz rzeczywisty

-cząsteczki gazu rzeczywistego posiadają własną objętość

-występują pomiędzy nimi odziaływania międzycząsteczkowe

-zderzenia cząstek nie są doskonale sprężyste

Plazma- stan typowy dla gazów zjonizowanych uważany za odrębny stan skupienia z powodu swoich właściwości. Występują w niej neutralnie cząsteczki, zjonizowane atomy oraz elektrony ale cala objętości jest elektrycznie obojętna. Przewodzi prąd a jej opor maleje wraz ze wzrostem temperatury

Ciecz

-cząsteczki przemieszczają się swobodnie w objętości

-występuje zjawisko napięcia powierzchniowego (praca potrzebna do zwiększenia powierzchni cieczy o jednostkę)

-przyjmuje kształt naczynia w którym się znajduje

-energia kinetyczna oddziaływań jest wyższa niż miedzy gazami

-lepkość-miara oporu wewnętrznego cieczy przeciw płynięciu i maleje wraz ze wzrostem temperatury

Ciała stałe

-atomy i cząsteczki ściśle upakowane w przestrzeni

-odległości miedzy cząsteczkami są stale i ściśle określone

-przy użyciu odpowiedniej siły siec krystaliczna może ulec trwalej deformacji

-cząsteczki drgają wokół położenia w sieci krystalicznej

Kryształ-ciało stałe w którym atomy cząsteczki bądź jony są ułożone w regularnym porządku we wszystkich 3 wymiarach

Rodzaje kryształów:

-jonowe- węzły sieci są obsadzone przez jony

-kowalentne-wezly są zajęte przez obojętne atomy

-molekularne-węzły sieci są obsadzone przez siły wan der walssa albo mostki wodorowe

-metaliczne- węzły są obsadzone dodatnio naładowanymi zrębami atomowymi pomiędzy którymi poruszają się wolne elektrony

Szybkość reakcji-zmiana stężenia w czasie, rośnie wraz ze wzrostem stęzenia

Rząd reakcji zazwyczaj jest nie większy niż 3 ponieważ zderzenie 3 cząsteczek jest bardzo mało prawdopodobne

Równanie kinetyczne -matematyczny zapis szybkości reakcji ze stężeniami reagentów

Czynniki wpływające na szybkość reakcji:

-temperatura, stężenie reagentów, mieszanie, ciśnienie, katalizator, promieniowanie elektromagnetyczne, rozwinięcie powierzchni

Prawo działania mas Guldberga Wageego: w stanie równowagi chemicznej stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów jest wielkością stała

Reguła Le Chateriela Brauna-jeśli zmienimy jakiś parametr w układzie będącym w równowadze  to układ będzie przeciwdziałał tym zmianom

Procent objętościowy- podaje ile objętości składnika znajduje się w 100obj roztworu

Dyspersja-mieszanie się dwóch substancji w wyniku dyfuzji zachodzi głównie w gazach

Stężenie molowe- podaje ilość moli substancji rozpuszczonej w 1dm3 roztworu

Stężenie normalne- podaje ilość gramorównoważników substancji rozpuszczonej w 1dm3 roztworu

Gramorównoważnik –ilość gramów substancji powiązana z oddaniem lub przyjęciem jednego mola

Stała dysocjacji – odnosi się do elektrolitów słabych. Iloczyn stężeń jonów powstałych w wyniku dysocjacji do stężenia niezdysocjowanych cząsteczek elektrolitu.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda – podaje zależność stałej dysocjacji do stopnia dysocjacji i stężenia. Stosuje się do elektrolitów słabych.

Teoria Bronsteda:

Kwasy – związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów (donory)

Zasady – związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów (akceptory)

Teoria Lewisa:

Kwas – każda substancja w której cząsteczkach występują atomy pozbawione pary elektronowej (akceptor pary elektronowej)

Zasada – każdy związek w którym atom ma wolną parę elektronową.

Ogniwo galwaniczne- dwie elektrodyzanurzone w roztworach połączone mostkiem elektrolitycznym i przewodnikiem elektronów

Elektroliza- proces podczas którego prad z zewnętrznego źródła powoduje na elektrodach utlenianie i redukcję

Elektrody I rodzaju – metalowe i gazowe – pierwiastek w równowadze ze swoimi jonami.

Normalna elektroda wodorowa – przewodnik elektronów – platyna pokryta czernią platynową; zanurzony w HCl, nasycony gazowym wodorem.

Elektrody II rodzaju – metal pokryty swoją trudno rozpuszczalna solą w równowadze z roztworem soli innego metalu o takim samym anionie.

Nasycona elektroda kalomelowa – przewodnik elektronów połączony z metaliczną rtęcią pokryty kalomelem (chlorkiem rtęci (I)) w nasyconym roztworze KCl.

Korozja- osłaienie własciwosci metalu w wyniku reakcji z otoczeniem

Korozja wżerowa - rodzaj korozji lokalnej w wyniku której powstają dziury w materiale. jest bardziej niebezpieczna od korozji ogólnej, ponieważ trudniej ją przewidzieć i jej przeciw działać.Korozja międzykrystaliczna - korozja zachodzi wzdłuż granic ziaren metalu, osłabiając znacząco właściwości mechaniczne stopu. Korozja naprężeniowa - która zachodzi w przypadku współ działania czynników elektrochemicznych z naprężeniami mechanicznymi. korozja tego typu związana z dyslokacjami metalu, może objawić się jako pękanie międzykrystaliczne lub śródkrystaliczne

Korozja gazowa-korozja w gazach przy wysokich temp.Metale szlachetne(Pt, Ag, Au)nie korodują w wyższych temp. Miedź ulega korozji najszybciej w atmosferze tlenu. Tlenki W, Mo, Os, Ir nie tworzą warstewek bo utleniają się na powierzchni metalu.

Ochrona: stopy odporne na korozję, kompozyty, powłoki ochronne, inhibitory, ochrona anodowa i katodowa.

Ochrona katodowa:chroniny metal jest katodą-pokrywa się go metalem o niższym potencjale bądź podnosi się jego potencjał poprzez zewnętrzne źródło zasilania (galwaniczna bez prądu, elektrolityczna- z prądem)

Ochrona anodowa: galwaniczna-stosuje się metale szlachetne jako dodatki stopowe tworzące katody lokalne w procesie korozji, elektrolityczna-zapewnia się dopływ prądu stałego ze źródła zewnętrznego przez katodę pomocniczą, potencjał elektronowy chronionego metalu reguluje się za pomocą potencjostatu.

Powłoki ochronne metaliczne:M^n+ne->M^0

Powłoki metalowe izolujące-z metali bardziej szlachetnych od chronionego, są to powłoki katodowe

Powłoki ekranujące- pokrywane metalem mniej szlachetnym niż metal chroniony- anodowe

Powłoki nieorganiczne- emalie szkliste, tlenkowe, fosforanowe, chromianowe

Powłoki organiczne mają zastoowanie w różnego rodzaju tworzywach polimerowe, farby wykazaujące działanie inhibitujące, oleje i smary z dodatkiem inhibitorów korozji.

Ogniwo Daniella: Zn|ZnSO4|CuSO4|Cu

Znak | oznacza połączenie obu elektrod przewodnikiem jonowym. Może to być półprzepuszczalna przegroda, która nie pozwala na mieszanie się roztworów, a pozwala na przemieszczanie się jonów. Może to być również tzw. Mostek elektrolityczny, w praktyce jest to rurka wypełniona roztworem wodnym KCl i żelatyny, przez którą mogą przemieszczać się jony. Z chwilą połączenia obu metali przewodnikiem metalicznym o oporze R następuje przepływ prądu wywołany procesami elektrochemicznymi w ogniwie. Zachodzi reakcja utleniania(roztwarzania) cynku: Zn-2e=Zn+2(proces andowoy-utlenianie). Jony cynku oddalają się wgłąb roztworu a elektrony wędrują przez przewód do elektrody miedzianej(katoda), tam zostają zużyte w reakcji z jonami Cu2+ z roztworu: Cu2+ +2e=Cu(proces katodowy-redukcja). W roztworach poruszają się jony: kationy Zn2+ i Cu2+ w kierunku od A do K, a aniony SO4 2- w kierunku od K do A. Reakcja: Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu. Siłą elektromotoryczną SEM takiego ogniwa jest różnica potencjałów 2 półog...