PYTANIA NA EGZAMIN Z CHEMII – ZERÓWKA:

1.Klasy drobin i ich kształty przestrzenne wg modelu VSEPR.Klasa cząsteczki Kształt przestrzennyAB2E Linia złamanaAB3E Piramida trygonalnaAB2E2 Linia złamanaAB4E TetraedronAB3E2 „T” cząsteczkaAB2E3 liniowyAB5E Piramida tetragonalnaAB4E2 kwadrat

2.Izotermy gazu rzeczywistego .

3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda.W przypadku elektrolitu słabego stężenie jego części niezdysocjowanej [AB] jest nieco mniejsze od c0, gdyż c0 = [AB]+[A+] = [AB] +[B-]. Podstawiając stężenia poszczególnych drobin do równania

Kc = ¿¿

otrzymamy zależność :

Kc = (c0∝2)/(1-∝)

Równanie to nosi nazwę prawa rozcieńczeń Ostwalda.

4.Co to jest szybkość reakcji? Od jakich parametrów zależy?Szybkość reakcji chemicznej jest określana jako zmiana stężenia substratu (lub produktu) w

jednostce czasu.

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

5.Zależność stałej równowagi reakcji od temperatury.Wpływ temperatury na stan równowagi zależy od tego, czy reakcja jest egzotermiczna czy endotermiczna. Ogólnie rzecz mówiąc, reakcja endotermiczna zachodzi wraz z pochłanianiem ciepła z otoczenia. Logiczne więc jest, że im więcej ciepła w otoczeniu, tym wydajniejsza reakcja, a stała równowagi jest większa. Drugi typ reakcji to reakcja egzotermiczna – zachodzi ona wydzielając ciepło do otoczenia – im wyższa temperatura, tym reakcja ta jest mniej wydajna.

Stała równowagi związana jest ze standardową entalpią swobodną zależnością:

∆ G0 reakcji=−RTlnK c

Lecz także:

∆ G0 reakcji=∆ H 0−T ∆ S0

Po porównaniu tych dwóch równań, po ich przekształceniu oraz zróżniczkowaniu otrzymujemy:

dln K c

dT= H 0

R T 2

Z równania można wysnuć wniosek, że dla reakcji endotermicznej, przy wzrastającej temperaturze wzrasta wartość stałej równowagi reakcji. Dla reakcji egzotermicznej przy wzrastającej temperaturze wydajność, i wartość stałej równowagi reakcji maleje.

6.Izoterma adsorpcji Langmuira.Izoterma adsorpcji to zależność między ilością substancji zaadsorbowanej przez jednostkę powierzchni adsorbentu, a jej stężeniem w roztworze w danej temperaturze.

Równanie izotermy:

θ=Kads pA

1+K ads p A

7.Równanie Nernsta na potencjał równowagowy elektrody.

Równanie Nernsta na potencjał równowagowy elektrody

E=E0+ RTnF

ln[ox ][red ]

Gdzie: E0 – potencjał standardowy elektrody

[ox] i [red] oznaczają stężenia form utlenionej i zredukowanej

Przykład dla ogniwa Pt/MnO4-, Mn2+, H+

E=E0+ 0,0595

log¿¿¿

I TERMIN EGZAMINU:*PIERWSZY SEMESTR:1.Izotermy gazu doskonałego.

Do gazu doskonałego odnosi się prawo izotermy (prawo Boyle’a – Marriota), i dotyczy ono przemian izotermicznych (T=const). Izotermia gazu doskonałego podaje zależność między objętością a ciśnieniem danej masy gazu w stałej temperaturze i wyraża się równaniem:

Vp=const.

17. Stan ciekły; napięcie powierzchniowe, parowanie

Napięcie powierzchniowe – zjawisko występujące na styku powierzchni cieczy z ciałem stałym, lub inną cieczą, dzięki któremu powierzchnia ta zachowuje się jak sprężysta błona. Dzięki napięciu powierzchniowemu małe owady mogą biegać po powierzchni wody nie zanurzając się, małe przedmioty o gęstości większej od gęstości wody (szpilka, żyletka) mogą pływać po jej powierzchni. Napięcie powierzchniowe powoduje, że ciecze  przyjmują kształt kropli, a także, że poziom cieczy w wąskiej rurce szklanej albo w wąskiej szczelinie między szybkami podnosi się powyżej poziomu wody w naczyniu, do którego zanurzamy rurkę lub szybki.

Napięcie powierzchniowe cieczy powstaje w wyniku wzajemnego oddziaływania cząsteczek we wnętrzu i na powierzchni cieczy. Cząsteczki położone w warstwie powierzchniowej znajdują się w zupełnie innych warunkach jak cząsteczki znajdujące się we wnętrzu cieczy.

Parowanie jest procesem zmiany stanu skupienia, przechodzenia z fazy ciekłej danej substancji w fazę gazową (parę). Zachodzi z reguły na powierzchni cieczy. Może odbywać się w całym zakresie ciśnień i temperatur, w których mogą współistnieć z sobą obie fazy. Szybkość procesu parowania zależy od temperatury oraz ciśnienia parcjalnego pary nad cieczą. Gdy ciśnienie pary jest równe ciśnieniu pary nasyconej w danej temperaturze, to parowanie nie zachodzi. Stan też określa się jako równowagę między parowaniem a skraplaniem. Obniżenie ciśnienia oraz napływ gazu o mniejszym stężeniu pary, zwiększa szybkość parowania. Parowanie zachodzi wtedy, gdy cząsteczka ma dostatecznie wysoką energię kinetyczną, by wykonać pracę przeciwko siłom przyciągania między cząsteczkami cieczy. Procesem odwrotnym do parowania jest skraplanie pary.

18.Stan gazowy; równanie stanu gazu doskonałego

Równanie stanu gazu doskonałego (równanie Clapeyrona) to równanie stanu opisujące związek pomiędzy temperaturą, ciśnieniem i objętością gazu doskonałego, a w sposób przybliżony opisujący gazy rzeczywiste. Sformułowane zostało w 1834 roku przez Benoîta Clapeyrona.

Prawo to można wyraża się wzorem:

pV= nRT

gdzie:

p – ciśnienie, V – objętość, n – liczba moli gazu T – temperatura ,T =t [°C] + 273K R – uniwersalna stała gazowa: R=8,314 J/(mol·K).

19. Równanie Van der Waalsa dla gazu rzeczywistego; przebieg izoterm gazu rzeczywistego

Równanie van der Waalsa – równanie stanu gazu wiążące parametry stanu gazu (ciśnienie p, objętość V i temperaturę T).

Wyprowadzone przez Van der Waalsa w roku 1873 jako rozszerzenie równania stanu gazu idealnego (równanie Clapeyrona), Van der Waals wprowadził poprawkę uwzględniającą objętość cząsteczek gazu (b) oraz oddziaływanie wzajemne cząsteczek gazu (a/V²).

Najczęściej podawane jest dla objętości molowej gazu (dla 1 mola gazu, V = Vm):

Gdzie:

a - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca oddziaływanie między cząsteczkami gazu

b - stała charakterystyczna dla danego gazu, uwzględniająca skończone rozmiary cząsteczek, ma wymiar objętości, przez co uznawana jest za objętość mola cząsteczek gazu,

p - ciśnienie, Vm = V/n - objętość molowa, V - objętość n - liczność (ilość gazu) w molach T - Temperatura bezwzględna, R - uniwersalna stała gazowa

Przebieg izoterm gazu rzeczywistego

Ustaloną masę gazu umieszczamy w naczyniu, którego objętość można zmieniać przy

T = const. Zależność ciśnienia gazu od jego objętości dla T = const. to izoterma. Kształt zależy od temperatury. Dla T < Tk proces sprężania izotermicznego można podzielić na części:

AB - sprężanie pary nienasyconej,

BC - skraplanie pary nasyconej przy p = const. (w naczyniu znajduje się ciecz i para nasycona),

C - w naczyniu znajduje się wyłącznie ciecz,

CD - sprężanie cieczy. Dla T = Tk odcinek BC współistnienia cieczy i pary nasyconej redukuje się do punktu K zwanego punktem krytycznym.

Tk to temperatura krytyczna a współrzędne punktu K (pk, Vk) to ciśnienie krytyczne i objętość krytyczna (zob. → diagram fazowy). Warunkiem na to, by gaz rzeczywisty mógł być skroplony, jest obniżenie jego temperatury poniżej Tk. Dla T > Tk nie występuje skraplanie gazu, a izotermy zbliżają się kształtem do izoterm gazu doskonałego.

20. Stan koloidalny; podział koloidów, budowa miceli

Koloidy (zole) są to układy o dużym stopniu rozdrobnienia.Są stanem pośrednim pomiędzy roztworami rzeczywistymi, które są układami fizycznie jednorodnymi o rozdrobnieniu cząsteczkowym a zawiesinami i mieszaninami niejednorodnymi.

Podział koloidów ze względu na stan skupienia:

Ośrodek rozpraszający

Substancja rozproszona

Rodzaj koloidu PrzykładyNazwa szczegółowa

koloidu

gaz

gaz

ciecz

ciało stałe

Aerozole

(gazozole)

-

mgła,chmury

dym,kurz

nie istnieje

Aerozole ciekłe (mgły)

Aerozole stałe (dymy)

ciecz

Gaz

Ciecz

Ciało stałe

Zole

roztwory koloidalne

Piana

Mleko, białko

Zole tlenków metali, wodorotlenków

Piany

Lizole, emulsje

Zawiesiny koloidalne

Ciało stałe

Gaz

Ciecz

Ciała stałe

Dirozole

Pumeks

Kwarc mleczny

Szkło rubinowe, perły fosforowe

Piany stałe

Piany stałe (emulsje stałe)

Zole stałe

Budowa miceli

1.Wykres fazowy wody

Krzywa OA przedstawia prężność pary wodnej nad wodą ciekłą, krzywa OB. Nad lodem. Jeżeli w danej temperaturze w układzie panują warunki określone punktem położonym na krzywej OA, to w układzie znajdują się dwie fazy: faza gazowa i faza ciekła. Zwiększenie równowagowego ciśnienia powyżej prężności pary nasyconej osiąga się wtedy, gdy w układzie zniknie całkowicie faza gazowa. Punkty położone powyżej krzywej OA odpowiadają układowi zawierającemu tylko fazę ciekłą. Leżą one na polu cieczy. Punkty położone poniżej krzywej OA podają warunki, dla których układ zawiera tylko fazę gazową, leżą one na polu pary. Krzywa OA, stanowiąca granicę pomiędzy polem cieczy i polem pary, określa warunki współistnienia cieczy i pary. W podobny sposób krzywa OB. Określa warunki współistnienia lodu i pary. Powyżej krzywej OB. Rozciąga się pole lodu, poniżej pole pary. Pole lodu i pole cieczy oddziela linia OC. Punkty położone na tej linii odpowiadają również współistnieniu dwóch faz, a mianowicie lodu i cieczy. Krzywa OA, OB, OC przecinają się w punkcie O, któremu odpowiada temperatura 273,1575 K (0,0075°C) oraz ciśnieniu 0,6105 kPa (4,579 mm Hg). W punkcie tym spełnione są równocześnie warunki współistnienia cieczy z parą, lodu z parą oraz cieczy z lodem. Jest to punkt potrójny, punkt współistnienia w stanie równowagi wszystkich trzech faz: lodu, cieczy i pary. Jakakolwiek zmiana warunków, temperatury lub ciśnienia albo równocześnie temperatury i ciśnienia, musi spowodować zniknięcie co najmniej jednej fazy. Przy przejściu np. od punktu O do jakiegokolwiek punktu na krzywej OA zniknie faza stała, przy przejściu od punktu O na pole lodu zniknie itd.

Na podstawie diagramu fazowego wody można także wyznaczyć temperatury topnienia i wrzenia wody przy zadanym z góry ciśnieniu.

Omawiając przemiany fazowe wody, należy zwrócić uwagę także na linię białą, stanowiącą przedłużenie linii OA poniżej temperatury odpowiadającej punktowi O. Linia ta przedstawia prężność pary nasyconej wody przechłodzonej tj. wody oziębionej poniżej temp. 273,15 K (0°C). Wodę taką daje się uzyskać podczas bardzo ostrożnego ochładzania. Jest to faza w warunkach nietrwała. Wystarczy silny wstrząs lub wrzucenie małego okrucha lodu, by spowodować przemianę jej w lód, fazę trwałą w tej temperaturze. Prężność pary przechłodzonej jest zawsze wyższa niż prężność pary nad lodem o tej samej temp. Jest to przykład ilustrujący ogólną regułę, że nietrwałe odmiany substancji odznaczają się wyższą prężnością pary niż odmiany trwałe.

Krzywa przedstawiająca warunki równowagi cieczy i pary kończy się w punkcie A, któremu odpowiada temperatura 647,2 K i ciśnienie 22,140 MPa. Jest to punkt krytyczny. W warunkach tego typu znikają jakiekolwiek różnice pomiędzy parą a cieczą i powyżej temperatury krytycznej woda zachowuje się jak gaz, którego nie udaje się skroplić nawet przy zastosowaniu najwyższych ciśnień.

W czasie ogrzewania wody lub innej cieczy w zamkniętym naczyniu gęstość cieczy stopniowo maleje, równocześnie gęstość pary wykazującej wyższe ciśnienie rośnie. W temperaturze krytycznej następuje zrównanie obydwu gęstości, czemu towarzyszy zanik granicy pomiędzy cieczą a parą.

2. Typy wiązań:

Wiązanie jonowe (np. NaCl – atom Dosu dąży do pozbycia się swego jedynego elektronu walencyjnego, atom chloru zaś stara się zdobyć jeden elektron - zderzenie atomów – okazja do uzyskania trwałej konfiguracji)

Atomy obdarzone ładunkiem elektrycznym nazywane są jonami – stąd nazwa wiązanie jonowe.

Do wytworzenia wiązania jonowego może dojść tylko wtedy, gdy zbliżające się do siebie atomy różnią się od siebie znacznie elektroujemnością.

Wiązanie kowalencyjne (atomowe, homeopolarne, nispolaryzowane) przykładem są wszystkie cząsteczki homojądrowe np. O2, Cl2 itd. Atom może uzyskać oktet walencyjny drogą uwspólnienia elektronów z drugim atomem, a w powstającej w ten sposób cząsteczce oba atomy są partnerami równorzędnymi.

Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (cząsteczki heterojądrowe) niewielka różnica elektroujemności. Wspólna para elektronów łączy dwa różne atomy (różna elektroujemność), atom bardziej elektroujemny przyciąga wspólne elektrony bliżej siebie, deformuje chmurę elektronową. Przykładem jest związek HCl.

Wiązanie koordynacyjne (semipolarne) wspólna para elektronowa może pochodzić tylko od pierwszego atomu – donora, drugi – akceptor uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora.

3. Potencjał równowagowy elektrody zależy od stężenia form red/ox

Równanie Ernsta

Erównania=E°± R⋅Tz⋅F

log[ ox ]

[ red ]

E° - potencjał standardowy

R – stała gazowa

T – temperatura bezwzględna

z – liczba ładunkowa reakcji (współczynnik stechiometryczny)

F – stała Faradaya

[ox] – stężenie molowe formy utlenionej

[red] – stężenia molowe formy zredukowanej

4. Szybkość reakcji (v) w układzie jednofazowym jest zmianą stężenia molowego substratu lub produktu w jednostce czasu

v=−dC s

dt=+

dC p

dt gdzie s – substrat, p – produkt

Szybkość reakcji jest cechą charakterystyczną danego zespołu reagentów, a ponadto zależy od szeregu czynników ( stężenie reagentów, temperatura, obecność katalizatora, ciśnienie, promieniowanie elektromagnetyczne, rodzaj rozpuszczalnika, stopień rozdrobnienia i efektywność mieszania)

Stężenie reagentów – relacja szybkość – stężenie jest indywidualną cechą danej reakcji i musi być ustalona eksperymentalnie. Rezultaty pomiarów przedstawia się w postaci równania kinetycznego np.

Równanie chemiczne(stechiometryczne): 2NO + 2H2 N2 + 2H2O

Równanie kinetyczne (eksperymentalne): v = k [NO]2·[H2]

k- stała szybkości reakcji (współczynnik wyznaczony doświadczalnie, wielkość charakterystyczna dla danej reakcji w określonej temperaturze)

[NO] – stężenie (najczęściej molowe) danego reagentu

Wykładniki potęgowe w równaniu kinetycznym nie mają nic wspólnego ze współczynnikami stechiometrycznymi w równaniu chemicznym

- równanie kinetyczne – ma najczęściej postać funkcji potęgowej

- wykładniki potęgowe mogą być liczbami całkowitymi (±) lub ułamkami

- szybkość nie musi zależeć od stężenia produktów

- szybkość reakcji może zależeć od stężenia substratów nie występujących w równaniu stechiometrycznym lecz obecnych w mieszaninie reakcyjnej

Równanie kinetyczne – ustalona doświadczalnie, oddzielnie dla każdej reakcji, zależność między szybkością a parametrami decydującymi o szybkości.

Katalizator – jest to substancja, której obecność w mieszaninie reakcyjnej zwiększa szybkość reakcji. W typowych przypadkach katalizator nie zużywa się, w nie zmienionej ilości pozostaje po zakończeniu reakcji dlatego nie występuje w równaniu stechiometrycznym (bilansowym), może on przyspieszyć reakcję lub ją opóźnić. W przypadku gdy katalizator opóźnia reakcję nazywa się go inhibitorem dawniej nazywanym katalizatorem ujemnym.

Zjawisko przyspieszenia reakcji chemicznej przez katalizator to kataliza.

Katalizator w stanie stałym zwiększający szybkość reakcji między substratami gazowymi bądź ciekłymi często nazywany jest kontaktem.

Działanie katalizatora polega na tworzeniu z substratami nietrwałych połączeń przejściowych, które następnie ulegają rozkładowi na katalizator i produkty reakcji.

1. Cząstki elementarne:

- proton (mp=1 , 672⋅10−24g) ładunek protonu: qp= +1

- neutron (1 ,675⋅10−24g) ładunek neutronu: qn= 0

- elektron (9 ,109⋅10−28g) ładunek elektronu qe= -1

109740 cm-1

Proton i neutron są składnikami jądra, razem zwanymi nukleonem.

2. Jednostka masy atomowej; liczba Avogadro:

Jednostką masy atomowej jest 1 u (unit) wynosi on: 1 ,66⋅10−24 g

Liczba Avogadra jest to ilość drobin w 1 molu substancji. Wynosi ona 6 ,022⋅1023 (drobin).

3. Model planetarny atomu Bohra:Postulaty:1) Elektron może przebywać tylko w stanach stacjonarnych (E1, E2…).2) Elektron w stanie stacjonarnym porusza się po orbicie i nie promieniuje energii.3) Przejście ze stanu E2 na E1 wiąże się z emisją kwantu γ4) Dozwolone są stany, w których orbitalny moment pędu jest wielokrotnością

mvr=n

h2 π

5) Siła odśrodkowa e jest równa sile przyciągania przez jądro

mv2

r= ze2

r2 gdzie z – ładunek jądra atomowego

Z powyższych równań wynika:

r=2 π2 mz2 e4

h3 coraz:

~γ =2π2 mz2 e4

h3 c ( 1n1

2− 1

n22 )

4. Jak opisujemy stan elektronu w atomie; liczby kwantowe:Elektron może przebywać na tzw. powłokach, które dzielą się na podpowłoki. W ramach każdej podpowłoki można wyróżnić orbitale.Główna liczba kwantowa n – informuje na której powłoce przebywa elektron (n=1,2,3…)Poboczna liczba kwantowa l – informuje na której podpowłoce znajduje się elektron

l 0 1 2 3 4

typ podpowłoki s p d f g

Magnetyczna liczba kwantowa – informuje na którym orbitalu znajduje się elektron.Uwaga: jeśli ml (-l,…,0,…,l) np. dla l=2, ml=(-2,-1,0,1,2) czyli podpowłoka typu d ma 5 orbitali: d2, d1, d0, d -1, d -2

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms=−1

2,

12 (na dowolnym orbitalu, mogą znajdować się

maksymalnie 2 elektrony). Maksymalna ilośc elektronów na kolejnych podpowłokach wynosi: 2, 6, 10, 14 itp.

Przykładowe metody w hutnictwie stali to:

- metoda wielkopiecowa wykorzystywana do uzyskiwania surówki o bardzo wysokiej zawartości węgla, jest to bardzo stara metoda. Rudy żelaza wsypuje się do ogromnego pieca wraz z koksem oraz specjalną mieszanką topników które mają związać odpady zawarte w rudzie żelaza i w końcu utworzyć z nich żużel. Znad stopionego czystego metalu zlewa się żużel, a czysty stopiony metal przelewa się do osobnego zbiornikaPrzykładowa reakcja w tym procesie to redukcja tlenku żelaza:2 FeO + C -> 2 Fe + CO2Oraz reakcja odsiarczania:FeS + CaO + C -> Fe + CaS + CO-proces konwertorowo-tlenowy polegający na wypalaniu nadmiaru węgla z surówki uzyskanej w wielkim piecu, dzięki procesowi konwertorowania uzyskuje się stal. Podczas procesu konwertorowania do kadzi z surówką wdmuchuje się czysty tlen który szybko wiąże się z węglem zawartym w surówce. W starszych procesach konwertorowych używano powietrza zamiast czystego tlenu. Tlen wiąże się z większością niechcianych zanieczyszczeń i ulatnia się w postaci gazu, lub przechodzi do żużla na powierzchni metaluPrzykładowa reakcja to utlenianie węgla:C + O2 -> CO2-przetop w piecu łukowym - w piecu łukowym nie stosuje się żadnych materiałów opałowych, metal jest rozgrzewany za pomocą prądu elektrycznego o wielkiej mocy doprowadzanego przez grafitowe elektrody do powierzchni metalu. Zaletą tej metody jest bardzo wysoka kontrola składu stopu, jako, że stosuje się w niej tylko wyliczony wkład metalowy i topnikowy

W sieciach krystalicznych występują wiązania:- jonowe(atom mniej elektroujemny oddaje elektrony atomowi bardziej elektroujemnemu, przez co powstają dwa jony o przeciwnych znakach przyciągające się wzajemnie)- kowalencyjne(atomy uwspólniają elektrony w celu uzyskania bardziej atrakcyjnej konfiguracji elektronowej, granica między wiązaniem kowalencyjnym a jonowym jest płynna i zależnie od przyjętego kryterium uznaje się, że wiązanie kowalencyjne występuje przy atomach o elektroujemności poniżej 1,7 w skali Paulinga lub gdy odległość pomiędzy atomami jest większa niż suma promieni van der Waalsa)- molekularne(molekuły łączą się ze sobą siłami van der Waalsa powstającymi na wskutek wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder atomowych - następuje polaryzacja ładunków i powstają chwilowe dipole łączące atomy ze sobą, im większe cząsteczki, tym silniejsze wiązanie)- metaliczne(występuje pomiędzy atomami metali, pomiędzy atomami poruszają się swobodne elektrony zwane także gazem elektronowym, jądra dzięki przyciąganiu elektrostatycznemu elektronów utrzymują się w miejscu)