Atom-najmniejsza niepodzielna część pierwiastka, ma

1 budowa materii, powłoki elektronowe, układ okresowy, prawa chemiczne
Atom-najmniejsza niepodzielna część pierwiastka, ma jego właściwości, wszystkie atomy1pierw. Są jednakowem
pierwiastki łączą się poprzez łączenie atomów. Atomy są podzielne, elementy składowe-elektron,proton,neutron. Atom jest
elektrycznie obojętną jednostką, zbudowaną z dodatnio naładow. Jądra, otoczonego zespołem ujemnie naład. Elektronów.
Pierw. Chem – zbiór atomów tego samego rodzaju, o tej samej liczbie atomowej
Reakcja chemiczna- zmiana liczby/rodzaju wiązań chem, tworzenie nowych subst (prostych lub złożonych)
-Odwracalne(ogólne) aA+bB <-> cC+ dD dysocjacja cząsteczek wody H2O <->H+ - OHWiązania chemiczne-swoiste więzi pomiędzy atomami (jonami) pierw
Izotopy-atomy, posiadające ściśle określoną liczbę protonów i neutronów. Izotopy danego pierw różnią się masą atomową
Ze względu na różnicę mas atom izotopy mają różne niektóre właściwości fizyczne, przy czym różnice te są tym większe im
wiekszy jest rozrzut ich mas względem siebie. W formie czystej mają one inną gęstość, temp wrzenia, topnienia, sublimacji.
Izobary- jądra atomowe o równej liczbie masowej, różniące się liczbą atomową Z. Izobarami są atomy różnych pierw.
Mające jednak tę samą liczbę nukleonów.
Izotony-nuklidy pierw. Mające tę samą liczbę neutronów w jądrze atomowym
Model korpusk-bohra->elektr krąży wokół jądra(naładowany punkt materialny) przyciągany do jądra siłami elektrost.
Elektr. Mogą poruszać sięwokół jądra tylko po określonych orbitach, może przebywac tylko w pewnych określonych stanach
o określonej energii, w tym stanie elektron nie traci energii. Elektr, krążący po orbicie Bohra nie opuszcza określonej
przestrzeni kulistej.
Model falowy de-broglie’a-elektron jako krążąca po orbicie cząstka elementarna i jako fala elektromagnetyczna. Dualizm
korpuskularno-falowy-ruch cząstki poruszającej się z dużą prędk. Można przedst. W postaci rozchodzącej się fali
Zasada nieoznaczoności heisenberga-nie można określić jednoczesnie położenia i prędkości elektronu w atomie
Struktura elektronowa(zas pauliego) –liczby kwantowe (n l m s)/ liczby elektronow na powłokach (k-2 s2, L-8 s2p6, M18 s2p6d10)
Powłoka walencyjna-może zawierać nie więcej niż 8elektr, pierw zawierające 1lub2 elektr łatwo je tracą dodając kationy,
pierw zawierające 6 lub7 elektr łatwo dopełniają ich liczbe do 8 (aniony)
Cząsteczka-połączenie 2lub większej liczby atomów tego samego lub różnych pierw. Najmniejsza ilość subst prostej lub
związku zdolna do samoistnego istnienia, zachowująca wszystkie jego właściwości chemiczne
Związek chemiczny a mieszanina – 1)Subst złożona z 2lub większej liczby atomów różnych pierw chem, powiązanych ze
sobą w charakterystyczny sposób. Stosunek masowy pierw w związku chem jest określony i stały, ma właściwości odmienne
od właśc.. subst z których powstał, składników związku nie można rozdzielić metodami fizycznymi. 2) mieszaninautworzona z pierw, związków, lub pierw i związków, może być rozdzielana na składniki metodami fizycznymi. Stosunek
mas może być dowolny, składniki zachowują swoje właściwości chemiczne, charakteryzuje się zmiennością składu.
Prawo zachowania materii–w ukł.Zamkniętych tzn bez możliwości wymiany masy lub energii z otoczeniem, suma masy i
energii jest wielkością stałą (masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energie i na odwrót)/∑(m+E)=const
Prawo zachowania masy (materii) =>∑m=const / ∑(m=E/c2)= const
Prawo Zach masy-atomy łącząc się ze sobą zachowują niezmienioną masę. W ukł zamkniętym ogólna masa produktów
powstających w dowolnej reakcji chem jest równa masie substratów wziętych do reakcji
Liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów w jądrze (A)
Liczba atomowa-> liczba protonów=liczba elektr-ładunek elektryczny jądra atom. (Z) A/Z E
Prawo stałości składu (stałych stosunków masowych)-stosunek mas pierw wchodzących w skład związku jest zawsze stały i
charakteryst dla tego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku. Założenia-atomy poszczeg pierw mają
jednakowe masy, na daną liczbę atomów danego pierw przypada w określonej subst stała liczba atomów 2pierw
Prawo wielokrotnych stosunków wagowych-gdy2pierw tworzą ze sobą wiecej niż 1związek, to ilości wagowe 1pierw
przypadające na tę samą ilość wagową 2pierw można wyrazić przy pomocy stosunku liczb całkowitych (Dalton)
Prawo prostych stosunków objętościowych w reakcjach między gazami-obj reagujących ze sobą gazów i obj gazowych
produktów reakcji, odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temp, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb
całkowitych’
Prawo Avogadra-jednakowe objętości różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temp zawierają jednakową
liczbę cząsteczek-założenia-gazy są złożone z cząsteczek o określonej i stałej liczbie atomów.
Objętość molowa dowolnej subst to stosunek masy molowej tej subst do jej gęstości w danej temp Vmol=M/d
Liczby kwantowe-Właściwości poszczególnych elektronów-poziom energet, kształt orbitali, zachowanie w polu magnet,
kierunek obrotu elektronu względem osi określa zespół 4liczb kwantowych :główna liczba kwantowa(określa ogólny stan
energet elektronu w atomie), poboczna(precyzuje stan energetyczny elektronu na danym poziomie energetycznym),
magnetyczna(określa niewielkie zmiany energet między elektronami o tych samych wartościach liczb kwantowych n i l oraz
wzajemne ustawienie się orbitali w przestrzeni pod wpływem pola magnet), magnetyczna spinowa(charakteryzuje różnice w
stanach energet elektronu związane z kierunkiem obrotu elektronu dookoła osi)
Zakaz Pauliego-w atomie nie mogą znaleźć się 2elektrony o wszystkich identycznych liczbach kwantowych
Prawo okresowości pierw-własności chem i fiz pierw ułożonych w szereg wg wzrastającej liczby atomowej powtarzaja się
okresowo
Numer okresu, w którym znajduje się pierw okresla liczbę powłok elektronowych
Numer grupy- w przypadku pierw grup głównych, info o liczbie elektronów w zew powłoce atomu- decyduje o
wartościowości
Poszczególne pierwiastki zaliczamy do bloków energetycznych (s,p,d,f) w zależnośći od budowy ich powłok walencyjnych
Okresowość właściwości pierw wynika ze sposobu rozmieszczenia elektronów tzw. Konfiguracji elektronowej atomu
danego pierw, a zwłaszcza z zabudowy powłok zew- walencyjnych. Liczba elektronów walencyjnych decyduje o wielu
właściwościach chem pierw tej grupy
Energia jonizacji-najmniejsza energia potrzebna do oderwania jednego elektronu z atomu lub cząsteczki
Elektroujemność-wielkość wprowadzona przez Paulinga dla scharakteryzowania zdolności atomu wchodzącego w skład
cząsteczki do przyciągania ku sobie elektronów. Stanowi funkcję energii jonizacji(niezbędna do usunięcia elektronu) i
powinowactwa elektronowego (efekt energetyczny związany z przyłączeniem elektronów do atomu i utworzenia anionów)
Etlenu=3,5 Ewodoru=2,1 Δ=1,4 H-O wiązanie atomowe ~40%charakt. jonowy
Wiązania chemiczne- kowalencyjne(atomowe-całkowicie niespolaryzowane,wydzielone elektrony znajdują siędokladnie w
połowie odległości między nimi, a wiązania atomowe które łącząatomy różnych pierw sązawsze spolaryzowane, atomowe
spolaryzowane-atomy osiągająkonfigurację gazu szlachetnego zmieniająć liczbę elektronów na orbicie walencyjnej, wspólna
para elektronowa należy jednoczesnie do 2atomów, ale o różnym stopniu,zależnym od elektroujemności, koordynacyjnewiążąca para elektronowa pochodzi od 1zAtomów- donora, a 2atom, zwany akceptorem, uzupełnia tą parą swojąpowłokę
elektronową do konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego)-wiązanie powstałe w wyniku uwspólnienie pary elektronów
liczba par wynika z reguły oktetu. Wspólna para elektron należy jednocześnie do obu atomów, jonowe-wiązanie powstałe w
wyniku przeniesienia elektronów z jednego atomu do drugiego i wzajemnego przyciągania powstałych jonów. Różnoimienne
jony są ze sobą związane zwykłym oddziaływaniem elektrostatycznym, wiązania jonowe powst między atomami o b.dużej
różnicy elektroujemnośći, cząsteczki związków mających wiązania jonowe są zdolne do dysocjacji elektrolitycznej, stopy i
roztwory związków przewodzą prąd, metaliczne-dodatnie jony są otoczone „morzem”elektronów a elektrony walencyjne są
uwspólnione, najeżą do wszystkich jonów metalu.Metale mają strukturę krystaliczną, każdy atom metalu ma dosyć luźno z
rdzeniem atomowym związane elektrony walencyjne, elektr walencyjne przestają należeć do poszczególnych atomów i stają
sięelektronami swobodnymi, stanowiącymi wspólną własność wszystkich atomów, sieć krystaliczna złożona z kationów
metalu i gaz elektronowy oddziaływają na siebie stanowiąc istotę wiązania metalicznego.
Oddziaływania między cząsteczkami/atomami- wiązanie międzycząsteczkowe(van der Waalsa)-oddziaływanie między
obojętnymi cząsteczkami powodowane oddziaływaniem na siebie dipoli trwałych, indukowanych, lub elektronów w
ruchu(siły dyspersyjne-polegają na przyciąganiu się falujących dipoli)_, wodorowe-jedna cząsteczka jest dawcą a 2
akceptorem protonu,dotyczy silnie elektroujemnych pierwiastków B,N,O które dysponują wolną parą elektronową, ogniwem
łączącym 2cząst jest jon wodorowy, inne np. klatratowi
Struktura krystaliczna- jony Na+ i Cl- w wyniku działania siły elektrostal. wego.
Przyciągania i odpychania tworzą sieć przestrzenną kryształu NaCl. Związki jonowe, gł sole i niektóre tlenki w temp pokoj
wyłącznie ciała stałe krystaliczne. Występ jakiejs subst w stanie gazowym lub ciekłym wyklucza możliwość występowania w
niej wiązania Jono
Biegunowość cząsteczek(dipole) –cząst o czysto atomowym wiązaniu jak H2 O2 są niepolarne, mają symetryczny rozkład
ładunku ujemnego. Przyciągnięcie wiążącej pary elektronowej w związkach kowalencyjnych przez bardziej elektroujemny
atom pierw nadaje cząst charakter polarny czyli biegunowy. Wszystkie cząst z wiązaniami atom spolaryzowanymi są
dipolami.
Momenty dipolowe- biegunowość cząst określa się elektr momentem dipolowym-iloczynem bezwzględnego ładunku
jednego z biegunów dipola przez odległość między środkami ciężkości odmiennych ładunków, jednostką jest kulombometr
C*m. Wiązania atom spolar obserwujemy we wszystkich cząst heteroatomowych, lecz nie wszystkie są cząsteczkami
polarnymi.W przypadku wyst w cząst kilku identycznych atomów możemy zastąpić ich ładunki jednym ładunkiem
wypadkowym
Moc wiązania- energia wiązań związku chem to wielkość energii, którą trzeba dostarczyć, by mol gazowych cząsteczek
związku rozłożyć na pierwiastki w temp 0K średnia wart energii przypadająca na 1 wiązanie
Orbitale molekularne-opisują elektrony w cząst, które w danym momencie mogą tworzyć wiązania chemiczne, dzielą sięna
: orbitale wiążące- w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i
nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania, orbitale antywiążące-w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby
przebywały na swoich orbitalach atomowych, orbitale niewiążące-w których elektrony posiadają taką samą energię jak
gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych
Ze względu na sposób nakładania się orbitali atomowych tworzących orbitale molekularne rozróżnia się wiązania σ i п
Powst orbitalu cząst typu σ-orbital cząst utworzony jest przez nakładanie się orbitali atom wzdłuż prostej przechodzącej
przez jądra wiążących atomów, wzdłużne nakładanie się orbitali.
wiązanie typu п- powstałe w wyniku nakładania się bocznego orbitali atomowych(innych niż s)
Hybrydyzacja-uśrednienie energii, wymieszanie się orbitali atomowych w centralnych atomach niektórych cząst
kowalencyjnych. Hybr orbitali-obiczenie rozkładu przestrzennego elektronów w cząsteczkach. Orbitale hybrydyzowane
charakteryzują się identyczną energią elektronów i tym samym kształtem swych konturów, a różnią się jedynie
ukierunkowaniem w przestrzeni.
Orbital п w odróżnieniu od σ składa się z2częsci, 2 chmur ładunku. Największą gęstość ładunku znajduje się poza prostą
przechodzącą przez jądra łączących się atomów.
Układ okresowy- I i II gr- atomy o b. silnych właściwościach metalicznych. V, VI i VII-niemetalicznych, VIII-gazy
szlachetne.
Stężenia roztworów wyraża się w :procentach-wagowych(podaje się liczbę jednostek masowych subst zawartych w
100jednstkach masowych roztworu) lub objętościowych(liczba jednostek obj subst rozpuszczonej, zawartej w
100jednostkach objętości roztworu), molach w 1dm3 roztworu, molach w 1kg rozpuszczalnika, ułamkach molowych
składników tworzących roztwór, gramorównoważnikach w 1dm3 roztworu.
Skala pH-i kwasy i zasady wpływają na stężenie jonów wodorowych, kwasy zwiększają stężenie gdy zasady je obniżają,
kwasowość i zasadowość substancji może być mierzona przez stężenie obecnych w roztworze jonów wodorowych pH= -log
[H+] 0-6kwasowe 7obojętne 8-14zasadowe. 0-kwas solny 2,5 coca-cola- 6,5 mleko 7 czysta woda 8 woda morska 14
roztwór NaOH
Tlenki- Na2O, MgO, Al2O3, SiO2,P4O10, SO3, - uwzględniając tylko tlenki o najwyższych osiągalnych stopniach
utlenienia pierwiastka łączącego się z tlenem, uzyskujemy następujący szerego tlenków w którym stopień utlenienie zgadza
się z numerem porządkowym grupy ukł okresowego. Tlenki sodu i magnezu są związkami jonowymi. Tlenek glinu- jeszcze
przeważa jonowy charakter związku, wiązanie Si-O silnie spolaryzowane wiązaniem kowalencyjnym, polaryzacja wiązań
dalszych jest coraz słabsza. 3początkowe –wysokie temp topnienia, reszta ma obniżoną temp topnienia
Dysocjacja chlorowodoru w wodzie- w cząst chlorowo atom wodoru związany jest z chlorem silnie spolaryzowanym
wiązaniem atomowym, wprowadzenie chlorowodoru do wody prowadzi do orientacji polarnych cząsteczek widy wokół
cząstek HCL. Następuje rozerwanie wiązania woród-chlor i utworzenie uwodnionych jonów H+ i Cl-, powst wodny roztwór
kwasu solnego
Stopień utlenienia *wartościowość- `1 pierw w stanie wolnym =0 2` jony jednoatomowe Na+, Cl- =ładunkowi jonów 3`
tlen ma stopień utlenienia –za wyjątkiem O2, nadtlenkow (H2O2) podtlenków (N2O) =-2 4` wodór ma stopień utlenienia =1
5`suma stopni utlenienia pierw w związkach=0 6` suma stopni utlenienia pierw w jonach=wartościowość pm
Stała dysocjacji –kwas i zasada, przykładowo dla kwasu HA ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie : HmA +
mH2O=mH3O+ + Am- stała dysocjacji ma postać Ka = [H+]*[Am-] / [HA] dla zasady MOH ulegającej reakcji
M(OH)n+H2O=Mn+ + nOH- stała dysocjacji ma postać Kb = [Mn+]&[OH-] / [MOH’]
Im pKa jest mniejsze tym moc kwasu jest wieksza w przypadku kwasów nieorganicznych zawierających tlen, moc
kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektorujemnosci centralnego atomu w reszcie kwasowej, w przypadku kwasów
beztlenowych moc kwasu wzrasta wraz z rozmiarem powstającego w czasie dysocjacji anionu. Moc kwasu określa m.in.
zdolność do wypierania reszty kwasowej z soli, kwas o większej mocy w reakcji z daną solą wypiera resztę kwasową
pochodzącą ze słabszego kwasu. Kwas o mniejszej mocy nie będzie z solą mocniejszego kwasy reagował.
Im pKb jest mniejsze tym moc zasady jest większa-jest sens porównywać tylko w przypadku słabszych zasad. KB
mocnych zasad jest na tyle duże w wodzie ze nie da się ich zmierzyć żadnymi znanymi metodami
Elektrolity- subst które rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszcz. Rozpadają się na jony dodatnie i ujemne, czyli
ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Kwasy HCL= H+ + Cl- zas NaOH= Na+ + OH- najczęściej spotykanym
rozpuszczalnikiem jest woda, inne : ciecze niewodne –ciekły amoniak bezwodny kwas siarkowy lub octowy. Elektrolity
które ulegają całkowitej lub niemal całkowitej dysocjacji nazywamy mocnymi, a te które w małej części uległy dysocjacji –
elektrolity słabe
Dysocjacja elektrolityczna-zdolność subst do dysocjacji zależy od jej polarności oraz polarności rozpuszczalnika, im silniej
jest spolaryzowana cząsteczka tym łatwiej ulega rozpadowi na jony w rozpuszczalniku polarnym, chlorowodór w wodzie
rozpada się na jony praktycznie całkowicie.. Stopień dysocjacji-stosunek liczby cząst subst które rozpadły się na jony do
całkowitej rozpuszcz. Liczby cząst.
Prawo rozcieńczeń Ostwalda-przybliżona zależność pomiędzy stopniem dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia
Właściwości roztworów elektrolitów-Obecność jonów, cząstek naładowanych elektrycznie sprawa ze elektrolity przewodzą
prąd, wykazują obniżenie prężności pary, podwyższenie temp wrzenia oraz obniżenie temp krzepnięcia.Każdy rodzaj jonów
obecnych w roztworze wykazuje swoje charakterystyczne reakcje, niezależnie od tego jakie jony przeciwnego znaku znajdują
sięw roztworze.
Iloczyn rozpuszczalności soli-iloczyn stężenia jonów powstałych w wyniku dysocjacji słabo rozpuszczonej soli. Wartość
iloczynu rozpuszczalności jest w danej temp i przy danym ciśnieniu wartością stałą, charakterystyczną dla danego układu
trudno rozpuszczalna subst jonowa/rozpuszczalnik.
Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnego elektrolitu zależy od: rodzaju subst rozpuszczanej, rozpuszczalnika, temp,
siśnienia, efektu solnego, wpływu wspólnego jonu, kwasowości roztworu
Teorie kwasów i zasad : 1 Arrheniusa kwasem jest subst której cząsteczki odłączają protony a zasadą subst której
cząsteczki odłączają jony wodorotlenowe. Wady-rozpuszcalnik nie odgrywa żadnej roli, wszystkie sole powinny tworzyć
roztwory, które nie są ani kwasowe ani zasadowe 2 Bronsteda-Lowry’ego – kwas jest zdolny odłączyć(oddać) proton, zasada
jest zdolna przyłączyć (pobrać) proton, istnieje zawsze para kwas-zasada. Reakcja kwas-zasada polega na przeniesieniu
protonu z cząst kwasu do cząst zasady 3 Lewisa –kwas to związek który jes akceptorem w warunkach danej reakcji parę
elektronową, zasada jest donorem pary elektronowej. Większość reakcji jako kwasowo-zasadowe. W tej teorii nie istnieje
skala mocy kwasów i zasad-moc ta zależy od konkretnej reakcji i jest określona wartością stałej równowagi 4
Rozpuszczalnikowa- nawet niewielka dysocjacja rozpuszczalnika może wpłynąć na zachowanie sięrozpuszczonych w nim
subst, kwasem jest subst która po rozpuszczeniu wytwarza kation charakterystyczny dla rozpuszczalnika, zasady-wytwarzają
charakterystyczny anion 5 Usanowicza –kwasem jest każda subst zdolna do odszczepiania zasady i utworzenia soli, zasadą
jest każdy donor anionów lub elektronów, akceptor kationów oraz każda subst zdolna do zobojętnienia kwasu i utworzenia
soli.
Auto-dysocjacja rozpuszczalników polarnych-mają zdolność do samo-jonizacji, cząsteczki tych rozpuszczalników mogą
reagować ze sobą tworząc odpowiednie kationy i aniony. Stałe dysocjacji wymienionych reakcji przyjmują bardzo małe
wartości co oznacza, że równowaga tych reakcji jest silnie przesunięta w lewo, w kierunku cząsteczek niezdysocjowanych,
stężenie niezdys. Cząstek rozpuszczalnika stałe
Kierunek reakcji proteolitycznych-kwasy reagują w pierwszej kolejności z najmocniejszą zasadą, a zasady z
najmocniejszym kwasem. Jeżeli słabszy z 2 kwasów i słabsza z 2 zasad są substratami, to reakcja przebiega jedynie w małym
stopniu. Gdy do roztworu wodnego słabego elektrolitu wprowadzi się trzecią subst, która jest mocniejszym akceptorem
protonów niż woda, to jej obecność będzie decydowała o produktach reakcji
Hydroliza soli-nazywamy reakcję jonów z cząsteczkami wody w wyniku której następuje rozkład cząst wody z uwolnieniem
jonu wodorowego lub hydroxylowego, następuje zakwaszenie lub alkalizacja roztworu wodnego. Sole mocnych kwasów i
zasad nie ulegają hydrolizie. Gdy 1z elementów składowych soli należy do elektrolitów słabych to taka sól będzie ulegać
hydrolizie, a tym samym będzie zmieniać pH roztworu. Reakcja hydrolizy kaionów jest wynikiem silnego oddziaływania
wolnych par elektronowych cząsteczki wody z dodatnio naładowanym kationem
Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad-stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zas jest ilorazem iloczynu
jonowego wody i stałej dysocjacji słabego kwasu, który powst w wyniku hydrolizy
Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad- odczyn roztworu zależy od wielkości odpowiednich stałych dysocjacji kwasu
i zasady
Bufory-roztworami buforowymi nazywamy roztwory: zachowujące stałą wartość pH i nieczułe na niewielkie dodatki
kwasów i zasad. Roztworami buf są roztwory zawierające jednocześnie słabe kwasy oraz ich sole z silnymi zasadami, słabe
zasady i ich sole z silnymi kwasami
Gazy- nie maja określonego kształtu i objętości, przyjmują kształt naczynia, możemy poprzez ściśnięcie zmniejszyć jego
objętość, właściwości fiz słabo zależą od rodzaju gazu
Prawo boyle’a jeżeli ustalimy temp T1=T2, to iloczyn ciśnienia i objętości gazu doskonałego będzi zachowywać stałą
wartość
Prawo Hay-lussaca – przemiana izobaryczna- jeśli ustalimy ciśnienie p1=p2 to obj gazu dosk będzie się zmieniać
wprostproporcjonalnie do jego temp bezwzględnej
Prawo Charlesa- przemiana izochoryczna – przy stałej obj V1=V2 ciśnienie gazu jest wprost proporc do temp bezwzględnej
Kinetyczna teoria gazów- składa się z doskonale sprężystych kulek, które są tak małe i tak daleko od siebie ze ich objętość
wlasna jest praktycznie rowna zeru, czastki SA niezależne od siebie tzn ze w gazie doskonalym nie ma sil wzajemnego
przyciągania, poruszaja się ruchem prostoliniowym i jednostajnym zmieniając kierunek jedynie wskutek przypadkowych
zderzen
Przy małych ciśnieniach obserwujemy niewielkie odstepsttwa od gazu doskonałego
Skraplanie gazów, izotermy Van der waalsa. Poniżej pewnej temp Tk > przy pewnych ciśnieniach nastepuje skokowa
zmiana objętości, powyżej tej temp gaz nie może ulec skropleniu niezależnie od tego jak wysokie jest cisnienie
Ciecze- czasteczki mogą przesuwac się względem siębie, ale nie mogą oddalać się poza zasięg wzajemnych oddziaływań,
objętość zalezy tylko w bardzo malym stopniu od cisnienia, zachowuja praktycznie stałą objętość, nie wykazują stałości
kształtu’
Stan stały- sprężystość, kształt geometr, regularna budowa wew. Podział-kryształy, ciekłe krysztaly, szkła. Zdolność do
zachowywania w zwykłych warunkach stałej objętości, struktura całkowicie uporządkowana.
Szkło-ciało bezpostaciowe, krzepnie w ciało sztywne, zachowujące podobnie jak ciecz stopień uporządkowania pośredni
pomiędzy gazem a ciałem krystalicznym, nie wykazuje zależności swych właściwości od kierunku- ciało izotropowe,
Przemiana fazowa- zmiana stanu skupienia materii lub struktury, kierunek przemian fazowych zalezy od temp ciśnienia obj,
stężenia składników
Substancje izomorficzne- subst o tym samym typie wzoru chem, tworzące ten sam typ sieci przestrzennej i wykazujące
takie same lub zbliżone rozmiary komórki elementarnej
Odmiany alotropowe-odmiany pierw różniące się budową cząsteczki lub strukturą sieci
Odmiany polimorficzne- odmiany zw. Chem. Różniące się budową sieci krystalicznej
Przemiany fazowe : Sublimacja-przejście z fazy krystalicznej do gazowej Resublimacja odwrotnie, Topnienie – z fazy
krystalicznej do ciekłej, krzepnięcie z ciekłej do krystalicznej, parowanie – od ciekłej do gazowej, skraplanie gazowa-ciekła
Regula faz Gibbsa : s=n-f+2 s-liczba stopni swobody, f-liczba faz, n-liczba niezależnych składników układu
Podział koloidów-W zależności od jednorodności wymiarów fazy rozproszonej- monodyspersyjne- koloidy w których cząstki
fazy rozproszonej mają jednakową wielkość, polidyspersyjne- cząstki fazy rozproszonej mają różne wymiary
W zależności od sposobu dyspergowania- asonacyjne- układy w których subst rozproszona samorzutnie przechodzi w stan
koloidalny , dyspersyjne- układy w których subst rozproszoną otrzymuje się przez wymuszone rozdrobnienie
W zależności od powinowactwa do rozpuszczalnika- liofilowe, mające duże powinowactwo do rozpuszczalnika, dzięki
czemu cząstki koloidalne otaczają się cząstkami rozpuszczalnika, liofobowe- posiadające małe powinowactwo do
rozpuszczalnika i na swojej powierzchni gromadzące ładunek elektryczny
Metody otrzymywania układów koloidalnych- dyspersyjne-rozdrobnienie mechaniczne, elektryczne, polimeryzacja,
zmniejszenie rozpuszczalności, redukcja, utlenianie, wymiana
Metody oczyszczania- dializa, filtracja, wymiana jonowa
Trwałość roztworów koloidalnych warunkują – ładunek na pow cząstki koloidalnej, solwatacja
Koagulację można wywołać – dodatek elektrolitu, zmiana temp, czynniki mechaniczne, dodatek nieelektrolitu, przepływ
prądu, działanie światła
Emulsja- układ koloidalny w którym ośrodek rozpraszający i subst rozproszona jest cieczą