Matura Chemistry cheat sheet

Liczba atomowa Z = liczba protonów = liczba elektronów w atomie obojętnym; liczba masowa A = Z + liczba neutronów. Izotopy mają ten sam Z, różne A.

Konfiguracja elektronowa: kolejność podpowłok 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p; reguła Hunda i zakaz Pauliego wyznaczają obsadzenie orbitali.

Elektroujemność rośnie w prawo w okresie i maleje w dół grupy; różnica elektroujemności >1,7 wskazuje wiązanie jonowe, <0,4 - kowalencyjne niepolarne.

Hybrydyzacja: 2 grupy elektronowe → sp (liniowa, 180°), 3 → sp² (trygonalna, 120°), 4 → sp³ (tetraedryczna, 109,5°).

Mocne kwasy i zasady dysocjują całkowicie; pH = −log[H₃O⁺], pOH = −log[OH⁻], pH + pOH = 14 w 25 °C.

Szereg napięciowy: metale o niższym potencjale wypierają metale o wyższym z roztworu soli; wodór jako punkt odniesienia E° = 0 V.

Rozpuszczalność soli: azotany i sole sodu, potasu, amonu są rozpuszczalne; chlorki Ag⁺, Pb²⁺, Hg₂²⁺ i siarczany Ba²⁺, Pb²⁺ są trudno rozpuszczalne.

Reakcje redoks bilansuje się metodą bilansu elektronowego: liczba oddanych elektronów = liczba przyjętych; utleniacz się redukuje, reduktor się utlenia.

Tlenki: zasadowe (metale I i II grupy), kwasowe (niemetale), amfoteryczne (Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃) reagują z kwasami i zasadami.

Mol: n = m/M = N/N_A = V/V_m; w warunkach normalnych V_m = 22,4 dm³/mol.

Prawo zachowania masy i stechiometria: współczynniki równania wyznaczają stosunki molowe reagentów; nadmiar i niedomiar identyfikuje reagent limitujący.

Stężenie molowe c = n/V [mol/dm³]; przeliczenie stężenie procentowe → molowe wymaga gęstości: c = (Cp·d·10)/M.

Prawo Hessa: entalpia reakcji nie zależy od drogi; ΔH_reakcji = ΣΔH_produktów − ΣΔH_substratów.

Entalpia wiązań: ΔH = Σ energii wiązań zerwanych − Σ energii wiązań utworzonych; reakcja egzotermiczna ma ΔH < 0.

Szybkość reakcji zależy od stężenia, temperatury, ciśnienia, rozdrobnienia i katalizatora; reguła van't Hoffa: wzrost T o 10 K zwiększa szybkość 2–4 razy.

Reguła przekory (Le Chatelier): układ w równowadze przeciwdziała zmianie; wzrost ciśnienia przesuwa równowagę w stronę mniejszej liczby moli gazów.

K = [produkty]^a/[substraty]^b dla reakcji aA + bB ⇌ produkty; katalizator nie zmienia stałej równowagi, tylko czas jej osiągnięcia.

Prawo Faradaya: m = (M·I·t)/(n·F), gdzie F = 96500 C/mol; ilość wydzielonej substancji jest proporcjonalna do ładunku.

Węglowodory nasycone: alkany CnH2n+2, reakcje substytucji rodnikowej z halogenami w obecności światła UV.

Alkeny CnH2n i alkiny CnH2n−2 ulegają addycji elektrofilowej (H₂, HX, H₂O, Br₂); odbarwienie wody bromowej jest próbą na wiązanie wielokrotne.

Reguła Markownikowa: w addycji HX do alkenu atom H przyłącza się do węgla o większej liczbie atomów wodoru.

Alkohole: utlenianie pierwszorzędowych → aldehydy → kwasy karboksylowe; drugorzędowe → ketony; trzeciorzędowe nie utleniają się łatwo.

Fenole mają odczyn kwaśny (reakcja z NaOH), dają barwne kompleksy z FeCl₃; alkohole nie reagują z NaOH.

Aldehydy redukują odczynnik Tollensa (srebrne lustro) i Fehlinga; ketony tych prób nie dają - próba rozróżniająca.

Kwasy karboksylowe z alkoholami tworzą estry w reakcji estryfikacji katalizowanej stężonym H₂SO₄; hydroliza estrów odwraca proces.

Aminy mają odczyn zasadowy (wolna para elektronowa na N); aminy aromatyczne diazotuje się i sprzęga z fenolami - synteza barwników azowych.

Polimery: addycyjne powstają z monomerów z wiązaniem wielokrotnym (PE, PP, PVC, PS), kondensacyjne z eliminacją małocząsteczkowego produktu (PET, nylon, bakelit).

Jakościowa identyfikacja kationów: płomień - Na żółty, K fioletowy, Ca ceglasty, Cu zielony; Ba²⁺ strąca się żółtym chromianem(VI).

Identyfikacja anionów: Cl⁻ + AgNO₃ → biały osad; SO₄²⁻ + BaCl₂ → biały osad; CO₃²⁻ wydziela CO₂ z kwasem; I⁻ daje żółty osad z Pb²⁺.

Miareczkowanie kwas–zasada: n(kwasu)·z(kwasu) = n(zasady)·z(zasady); w punkcie równoważności oblicz c = (c₁V₁·z₁)/(V₂·z₂).

Wskaźniki: fenoloftaleina (8,2–10,0) do miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem; oranż metylowy (3,1–4,4) do mocnego kwasu i słabej zasady.

Osad przemywa się wodą destylowaną i suszy; sączenie przez sączek karbowany przyspiesza, a dekantacja oddziela ciecz znad osadu.

Błąd względny = |wartość zmierzona − wartość rzeczywista|/wartość rzeczywista · 100%; niepewność pomiaru biurety ±0,05 cm³ na odczyt.

Wydajność reakcji = (masa otrzymana/masa teoretyczna)·100%; strata może wynikać z rozpuszczalności osadu, przenoszenia i reakcji ubocznych.

Próba płomieniowa i reakcje strąceniowe wykonuje się w probówce; bezpieczeństwo: okulary, fartuch, wyciąg przy lotnych odczynnikach, nie pipetować ustami.

Grupa hydroksylowa –OH (alkohole) i –OH przy pierścieniu (fenole); grupa karbonylowa –CHO (aldehydy) i –CO– (ketony).

Grupa karboksylowa –COOH; pochodne: estry –COOR, chlorki kwasowe –COCl, amidy –CONH₂, bezwodniki.

Grupa aminowa –NH₂ (aminy pierwszorzędowe), –NH– (drugorzędowe), –N– (trzeciorzędowe); aminy alifatyczne są silniejszymi zasadami niż aromatyczne.

Związki wielofunkcyjne: aminokwasy mają –NH₂ i –COOH, tworzą jon obojnaczy i wiązania peptydowe; cukry mają wiele grup –OH i grupę karbonylową.

Reakcja charakterystyczna grupy karboksylowej: wydzielanie CO₂ z wodorowęglanem sodu - próba odróżniająca kwas od fenolu.

Halogenopochodne ulegają substytucji nukleofilowej (OH⁻, CN⁻, NH₃) i eliminacji z zasadą, dając alken; chlorowce w pierścieniu są mało reaktywne.

Izomeria: szkieletowa, położenia, geometryczna (cis–trans przy wiązaniu C=C), optyczna (chiralny atom C z czterema różnymi podstawnikami).