35. omówić pojęcie e mocy

kwasów i zasad;

Moc kwasu- ilościowa miara

jego chemicznej siły działania. Miarą tej mocy jest zazwyczaj minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu w danych warunkach, oznaczany skrótem pKa-

pKa=-log₁₀[Ka]

Gdzie Ka to stała dysocjacja kwasu.Czym pKa jest mniejsze tym moc kwasu jest większa.

Np. dla kwasu solnego w wodzie:

HCL+H₂O->H₃0⁺+Cl^-

A zatem pKa kwasu solnego w wodzie wynosi-7Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. 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 spadkiem elektroujemności centralnego

atomu w reszcie kwasowej.

W przypadku kwasów organicznych zależności te są bardziej złożone. Moc zasad- ilościowa miara jej chemicznej siły działania. Miarą tej mocy jest zazwyczaj

minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji zasad w danych warunkach oznaczany skrótem pKb- pKb=-log₁₀[Kb]

Gdzie Kb stała dysocjacji zasad. Im pKb jest mniejsza tym moc zasady jest większa

Np. dla NaOH

NaOH->Na⁺OH^-

Kb=[Na⁺][OH^-]/[NaOH]>10¹⁴ , pKb< -14

Kb mocnych zasad (NaOH, KOH itp.) w wodzie jest na tyle duża ze nie da się

ich zmierzyć żadnymi znanymi metodami,

dlatego trudno jest porównać ich moc i przyjmuje się ze wszystkie silne zasady

posiadają mniej więcej jednakową moc. Dopiero w przypadku słabszych zasad jest sens porównywać ich moc, relacja miedzy ich

mocą i struktura chemiczną jest złożona.

36.Podać sposoby wyrażania stężeń - obliczenia;

Stężenie % to udział związków chemicznych w

mieszaninach i roztworach wyrażanych w procentach. Stężenie %roztworu Cp jest

określone liczbą jednostek

masowych (mg, g, kg, Mg) substancji rozpuszczonej zawartych w 100 jednostkach

masowych(mg, g, kg,Mg) roztworu.

Np. Oblicz stężenie %roztworu otrzymanego

ze zmieszania 20 soli NaCl i140g wody.

Rozwiązanie; Masa roztworu jest sumom masy substancji rozpuszczanej i masy rozpuszczalnika:

20g+140g=160g wiec: w 160g roztworu znajduje się20g NaCl, a w 100g roztworu

znajduje się x g cukru

X=20*100/160=12,5g

W 100g roztworu znajduje się 12,5g NaCl a wiec roztwór jest 12,5%.

Stężenie molowe -roztwór związków chemicznych to liczba moli danego związku

jaką zawiera 1 dm3 danego roztworu. Stężenie molowe jest równe stosunkowi

liczb moli n substancji rozpuszczanej do objętości roztworu. Jednostką stężenia

molowego w układzie SL jest mol/dm3. określenie roztworu jako n- molowy oznacza ze jego stężenie molowe wynosi n mol/dm3. stężenie molowe zależy od tem. gdyż obiętosc roztworu zmienia się wraz z tem.

Wzór:

Cm= stężenie molowe [mol/dm³]

n= liczba moli związku chemicznego [mol]

Vr = objetość roztworu [dcm³]

ms = masa substancji rozpuszczanej [g]

M = masa molowa substancji rozpuszczanej [mol/dcm³]

38. omówić 1 i 2 zasadę

termodynamiki dla układu

chemicznego;

1-zasada termodynamiki-to

zasada zachowania energii czyli ze energia nie może pojawic się znikąd; U=Q=W

Istnieją różne sformułowania

tej zasady, zależy od sytuacji:

1)Sformułowanie najbardziej ogólne: Energia wewnętrzna układu zamkniętego nie zmienia się, niezależnie od przemian zachodzących w tym układzie.2)sformułowanie dla procesów-mechanicznych: Zmiana energii wewnętrznej jest równa sumie pracy

wykonanej przez układ bądź nad układem i ciepła dostarczanego lub oddanego przez układ.

Zasada zachowania energii-w układzie zamkniętym suma składników wszystkich rodzajów energii całości

(suma energii wszystkich jego czesci) układ jest stała nie zmienia się w czasie.

2-zasada termodynamiki-stwierdza ze w układzie termodynamicznie izolowanym, istnieje funkcja stanu zwana entropią S,

której zmiana
S w procesie adiabatycznym

spełnia nierówności

przy czym równość zachodzi

wtedy i tylko w tedy gdy proces jest odwracalny. Można to wyrazić tez tak:

w układzie termodynamicznie izolowanym w dowolnym procesie entropia nigdy nie maleje. Gdy p,= const kierunek samorzutnej

przemiany jest kierunkiem zmniejszającej się entalpii swobodnej

Gdy p,T=const entlapia swobodna

Gdy V,T=const energia swobodna

39.Przedstawic prawa termochemii-

Hessa i Kirchoffa

Prawo Hessa- zwane tez prawem stałej sumy ciepła, sformułowane w 1840r.

Przez Germana Henri Hessa mówi ze; Ciepło reakcji chemicznej przebiegającej w

stałej objętości lub pod stałym ciśnieniem nie zależy od tego jaką drogą przebiega

reakcja, a jedynie od stanu początkowego i końcowego. Oznacza to ze ciepło reakcji

nie zależy od tego czy produkty otrzymano

z substratów bezpośrednio czy poprzez dowolne etapy pośrednie. Jeżeli w trakcie

reakcji nie występuje praca użyteczna wówczas ciepło przemiany będzie zależało

jedynie od stanupoczątkowego i końcowego. Prawo Hessa jest konsekwencją prawa

zachowania energii w reakcjach chemicznych.

Prawo Hessa pozwala w pośredni sposób wyznaczyć wielkości termodynamiczne,

których nie da się zmierzyć doświadczalnie np. ciepła tworzenia węglowodorów,

na podstawie łatwych do zmierzenia ciepeł spalania.

Prawo Kirchhoffa- określa zależność standardowej

entalpii reakcji od tem. przy stałym ciśnieniu:

ΔH^o_r(T₂) =ΔH^r_o(T₁) +∫_T1^T2 Δ_rC^ro_pm(T)dT

ΔH^o_r(Ti) - standardowa entalpia reakcji w tem T_I

ΔrC^o_p,m(T) -zależność zmiany w trakcie reakcji standardowych molowych pojemności cieplnych od tem. Zostało ono sformułowane przez G. Kirchhoffa, wynika z samej definicji molowych

pojemności cieplnych pod stałym ciśnieniem:

Uproszczona postać prawa G. Kirchhoffa

Przy założeniu ze pojemności cieplne reagentów

i ciepła molowe reagentów nie zależą od tem.

prawo to można uprościć do postaci:

ΔH^o_r(T₂)= ΔH^o_r(T₁)+(T₂-T₁)* ΔrC^o_p,m(T₁)

Założenie upraszczające sprawdza się, gdy różnica obu tem. jest niewielka oraz gdy w

danym zakresie tem. nie występuje dla żadnego z reagentów przemiana fazowa.

40.Podac sposoby wyrażania ciepła procesu chemicznego przy p=const.

Ciepło- jest to cześć energii wewnętrznej układu, której źródłem jest energia kinetyczna ruchu cząsteczekprzekazywanie energii chaotycznie poruszających się cząsteczek konieczna różnica tem.

P=const Qp=Cp x ၄T

V=const Qv=Cv x ၄T

Cp,Cv - ciepła molowe

Dla reakcji 2H_2(g)+O_2(g)=2H₂O(I)

Ciepło procesów izobarycznych jest równa zmianie entalpii.

41.Wyjaśnic pojęcie potencjału termodynamicznego;

Są to wielkości fizyczne związane z układem termodynamicznym mające wymiar energii. Nazywane są potencjałami ponieważ są odpowiednikami energii potencjalnej w mechanice. Cztery najczęściej używane potencjały termodynamiczne określone są dla złożonych stałych nie zmieniających się par parametrów przemiany termodynamicznej(S,V) lub(T,V)lub (S,P)lub (T,P)

Gdzie T- tem., S= entropia, P= ciśnienie, V= objętość, Ni-liczba cząsteczek typu i.

W układach w których liczba cząsteczek poszczególnych typów nie zmienia się parametr ten jest ignorowany.

Entalpia-oznaczana jako H lub X jest określeniem lub opisem potencjału termodynamicznego układu, który może być używany do obliczeń użytecznej pracy możliwej do otrzymania z zamkniętego układu termodynamicznego przy sałym ciśnieniu.

43.Omówić reakcje utleniania i redukcji-bilansowanie.

Utlenianie-to reakcja chemiczna w której jakiś atom lub ich grupa przechodzi z niższego na wyższy stopień utleniania. Nazwa ta ma charakter bardzo umowny, gdyż w praktyce każdej reakcji utleniania musi towarzyszyć jakaś reakcja redukcji. Łącznie takie procesy nazywa się reakcjami redoks. W praktyce daną reakcje nazywa się utlenianiem, gdy struktura głównego substratu i głównego produktu różnią się tylko tym ze jedna niewielka grupa lub pojedynczy atom zwiększył w jej wyniku swój stopień utleniania kosztem redukcji prostego związku zwanego w tym przypadku sierodkiem utleniającym np.:

CH₃CH₂OH+O₂->CH₃COOH+H₂O

Redukcja-to proces w trakcie którego atom lub ich grupa przechodzi z wyższego na niższy stopień utleniania. Każdej redukcji musi towarzyszyć utlenianie. Taki proces nazywa się reakcjami redoks. W praktyce daną reakcję nazywamy reakcją redukcji , gdy struktura głównego substratu i produktu różnią się tylko tym ze jedna niewielka grupa lub pojedynczy atom zmniejszył w jej wyniku swój stopień utleniania, kosztem utleniania , zwykle nieorganicznego, prostego związku zwanego w tym przypadku środkiem redukcyjnym. Np. w reakcji

Stopnie utleniania:0 +1 +6 -2 +1+6-2 +4-2

2Ag+H₂SO₄-> Ag₂ SO₄+SO₂+H₂O

Redukcja z +6 stopnia utleniania na +4 podlega siarka, a w reakcji HCHO(aldehyd mrówkowy) +ALH₃(wodorek glinu, środek redukujący)-AL.(OCH₃)₃(metanolan glinu) właściwa reakcja utleniania i redukcji.

AL(OCH₃)₃(metanolan glinu)+3H₂O-3CH₃OH(alkohol metylowy) +AL.(OH)₃ redukcja zobojętniania kwasu zasadą redukcji podlega węgiel ( C) który przechodzi z 0 do -2 stopnia utleniania,jednocześnie utlenianiu podlega wodór(H) z -1do +1 stopnia utleniania .Silnymi środkami redukcyjnymi są wodorki metali alkalicznych, wodoroslany, wodoroborany, wodorosiarczki i ich kombinacje.

44.Wyjasnic pojęcie potencjału standardowego elektrody

Jest to potencjał elektrody po między katodą i anodą lub względem elektrolitu(potencjał jednostkowy). Podstawą każdego ogniwa galwanicznego jest zawsze reakcja redoks, którą można rozbić na połówkowe reakcje utleniania(utraty elektronów przez anodę) i reakcje redukcji( przyjmowanie elektronów na katodzie). Przepływ prądu w ogniwie jest spowodowany różnicą potencjałów na katodzie i anodzie. Potencjał jednej elektrody jest nazywany jej potencjałem elektrochemicznym. Absolutny potencjał elektrochemiczny jest niemożliwy do zmierzenia gdyz aby zbadać prąd generowany potencjalnie przez jedną elektrodę trzeba ją zestawić z inną elektrodą w ogniwo. Z tego względu powstało pojęcie sztandarowego potencjału elektrochemicznego. Potencjał ten mierzy się względem standardowej elektrody wodorowej, dla której umownie przyjęto ze jej standardowy potencjał wynosi 0. Potencjał elektrochemiczny ten zmienia się z tem. i ciśnieniem dlatego pomiar potencjału standardowego przeprowadza się w warunkach standardowych.

Równanie Nersta- podstawowa zależność elektrochemiczna wyrażająca potencjał elektrody(E) względem jej potencjału standardowego(E⁰)

Ogólna postać równania:

Lub dla tem. 298K i rozcięczonych roztworów, przy założeniu, że współczynnik aktywności jonów jest równy1:

.R- stała gazowa równa8.314 JxK^-1 mol^-1

.T- tem. wyrażana w kalwinach.z-liczba elektronów wymienianych w reakcji połówkowej.a-aktywność molowa indywiduów chemicznych biorących udział w reakcji elektrodowej.F- stała Faradaya równa 96485 Cxmol^-1[red]-stężenie molowe formyzredukowanej[ox]-stężenie molowe formy utlenianej

45. Wyjaśnic przydatność szeregu napięciowego do określenia właściwości produktu.Szereg napięciowy metali (inaczej szereg elektro chemiczny, szereg aktywności metali) to zestawienie pierwiastków chemicznych o własnościach metalicznych, według ich potencjału standardowego E^{o .}

Punktem odniesieni dla tego zestawienia jest elektroda wodorowa, której potencjał standardowy przyjmuje się umownie za 0. Praktyczne znaczenie szeregu napięciowego metali wynika z faktu, ze metal bardziej aktywny wypiera (poza niektórymi wyjątkami) metal mniej aktywny z roztworu jego soli, zaś dobrą miarą aktywności chemicznej metali jest ich potencjał standardowy. Szereg ważniejszych metali uporządkowany w kierunku wzrostu potencjału i zarazem spadku aktywności do tworzenia kationów: Li K Na Ca Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Au

Wnioski wynikające z szeregu napięciowego metali . Każdy metal o niższym potencjale normalnym wypiera z roztworu soli metal o wyższym potencjale. Reguła ta nie dotyczy litowców i berylowców, które nie wypierają innych metali z wodnych roztworów, gdyż pierwszeństwo ma reakcja z wodą prowadząca do otrzymania wodorotlenków. Jedynie magnez i beryl, które reagują z woda na gorąco mogą wypierac w temperaturze pokojowej inne metale z roztworu. Glin nie wydziela z roztworów zawierających jony Fe⁺² , Zn⁺² ,Pb⁺² i Cu⁺² metali, ponieważ ulega pasywacji - pokrywa się warstewką ochronną swojego tlenku. Metale o ujemnych potencjałach normalnych mogą wypierać wodór. Metale te są metalami aktywnymi, nazywane czasami nie szlachetnymi. Reakcja przebiega tym mniej energicznie im bliższy zera jest potencjał normalny metali. Metale o dodatnich potencjałach normalnych nie wypierają wodoru z kwasów. Metale te nazywane są metlami szlachetnymi. Metale szlachetne reagują z kwasami tlenowymi z wykorzystaniem ich właściwości utleniających. Im bardziej ujemny potencjał normalny metalu, tym większa jest jego zdolność ulegania reakcji utlenienia. Im bardziej dodatni potencjał metalu , tym większa jest jego zdolność do redukcji. Metale o ujemnym potencjale : -są aktywne chemicznie - są silnymi reduktorami - łatwo się utleniają - łatwo oddają elektrony. Metale o dodatnim potencjale : - są bierne chemicznie - są utleniaczami - łatwo się redukują - trudno je utlenić.Znając położenie pierwiastka w szeregu napięciowym można przewidzieć, który z nich jest bardziej aktywny chemicznie a tym samym przewidywać kierunek reakcji samorzutnych tzn. które : - mogą wypierać wodór z rozcięczonych roztworów kwasów - są odporne na działanie rozcięczonych roztworów kwasów - mogą wypierać srebro z rozcięczonego Ag N O₃

46. Wyjaśnić przydatność szeregu potencjału redoks do określania właściwości pierwiastków .

Położenie pierwiastka wskazuje na zdolność utleniania atomów lub redukowania atomów innych pierwiastków w szeregu napięciowym.

W szeregu potencjałów elektro chemicznych : Li najsilniejszy reduktor (sam najłatwiej utlenia się i przechodzi w jony) F najsilniejszy utleniacz (atomy lub jony najłatwiej przyjmują elektrony czyli redukują się ) 48. Przedstawić działanie ogniwa stężeniowego:O.S. oprócz ogniw galwanicznych w których energia elektryczna powstaje na skutek reakcji chemicznych na elektrodach , istnieją jeszcze ogniwa stężeniowe w których siła elektromotoryczna powstaje na skutek różnicy stężeń (aktywności ) roztworów przy elektrodach. Przykładem ogniwa stężeniowego może być ogniwo zbudowane z 2 elektrod srebrowych znużonych w roztworach azotanu srebra o różnych stężeniach c₁ i c₂ (c₁<c₂) można przedstawić schematem: (-)Ag I Ag NO₃(c₁)IIAgNO₃(c₂)IAg(+)W czasie pracy ogniwa na anodzie zachodzi utlenianie metalicznego srebra w myśl reakcji. Anoda : (-)Ag<=>Ag⁺+e Katoda: (+)Ag⁺+e<=>Ag Siła elektro motoryczna opisanego ogniwa stężeniowego będzie wyrażona równaniem :

E=0,059Lg

50 Podać prawa i omówić przebieg elekto lizy wodnego roztworu kwasu, zasady lub soli.Elektoliza wodnych roztworów kwasów zasad i soli :

Wydzielanie kationów gdy potencjał redukcji będzie wyższy od potencjału wydzielania wodoru (z uwzględnieniem wartości nadnapięć i pH roztworów - poniżej glinu wydziela się wodór.) Wydzielanie anionów gdy potencjał utleniania będzie niższy od potencjału wydzielania tlenu- dla większości kwasów: H₂SO₄, HNO₃, H₂CO₃ , H₃PO₄ , z wyjątkiem HCL(+1,36V) potencjał utleniania ich anionów jest wyższy od potencjału wydzielania tlenu.51. Scharaktryzować tlenową w roztworach o różnych pH.elektrodę wodorową i Standardowa elektroda wodorowa. We wszystkich ogniwach mierzona pomiędzy elektrodami SEM pochodzi z 2 źródeł : potencjału anody i potencjału katody. Jeżeli jeden z nich będzie znany , to drugi można obliczyć na podstawie zwykłego odejmowania. Standardowa elektroda wodorowa składa się z płytki platynowej pokrytej warstewka czerni platynowej, która posiada właściwość absorbowania gazowego roztworu. Nasycona gazowym wodorem płytka platynowa nie bierze bezpośredniego udziału w reakcji elektrodowej, ale zachowuje się tak, jak by była elektrodą wykonaną z samego wodoru. Płytka ta zanurzona jest w roztworze mocnego kwasu o jednostkowej aktywności jonów wodorowych. Cząsteczki wodoru z płytki platynowej podobnie jak metale przechodzą z postaci jonów do roztworu a jednocześnie jony wodorowe z roztworu ulęgają na płytce platynowej rozładowaniu H₂<=>2H⁺+2e Potencjał elektrodowy takiej właśnie elektrody wodorowej przyjęto za równy 0. Siła elektro motoryczna (SEM) ogniwa złożonego z normalnej elektrody wodorowej i dowolnej innej elektrody daje zatem bezpośrednio potencjał zastosowanej elektrody.