9. Izotopy to jakby różne wersje jednego pierwiastka: to znaczy wzór ten sam i w ogóle, ale różna liczba neutronów w atomie (np 14C i 12C to izotopy węgla: pierwszy ma 8 neutronów, a drugi 6)
10. Najłatwiej zapamiętać, że numer grupy (pionowo) mówi nam o liczbie elektronów walencyjnych. Natomiast numer okresu (poziomo) mówi o liczbie powłok pierwiastka. Np glin (Al) jest w trzecim okresie, czyli ma trzy powłoki; jest też w trzeciej grupie głównej, więc ma trzy elektrony walencyjne
11. Wiązania kowalencyjne są np w cząsteczce wodoru, w każdym razie we wszystkich tych, co mają postać dwuatomowych cząsteczek. Z kolei wiązania jonowe są między aktywnymi metalami i aktywnymi niemetalami (np sól kuchenna, czyli chlorek sodu)
12. Wartościowość pierwiastków:
generalnie sprawa wygląda tak, że zazwyczaj jeden pierwiastek może mieć kilka wartościowości. Ale nie jest to powód do strachu- jest kilka reguł ;)
pierwiastki I grupy głównej mają zawsze wart. 1; te z II gr. głównej mają 2; te z III gr. gł mają wart. 3. Dalej już się komplikuje, ale generalnie dalej, np V gr. główna (15), mogą mieć maksymalnie wartościowość 5;
to pamiętając, przy wyznaczaniu wzoru, musimy po prostu spisać wartościowości "na krzyż", a potem jeżeli się da, to skrócić:
np. tlenki węgla(IV), cynku i żelaza(III)
(zauważ, że jak są takie związki, to wartościowości tych pierwiastków z nawiasem jest podana, tak jak wyżej napisałem)
CxOy
wiemy, że tlen ma zawsze 2, a węgiel ma tu 4; spisujemy na krzyż/na ukos
C2O4
i skracamy
CO2
tak samo później będzie ZnO i Fe2O3 (bo nie zawsze da się skrócić)
13. Masa cząsteczkowa jest o tyle miła, że spisuje się ją z układu okresowego :)
trzeba tylko pamiętać, że te wartości (np dla tlenu 15,9994) zaokrąglamy do całości; wyjątkiem będzie chlor, gdzie przyjęło się brać masę 35,5 u
znając wzór substancji, np KCl (chlorek potasu), dodajemy masy tych pierwiastków do siebie. Tak też 39+35,5=74,5 u
Jeżeli zdaży się tak, że któregoś pierwiastka będzie więcej (np H2S czyli siarkowodór), to masę danego pierwiastka mnożymy przez liczbę jego atomów w cząsteczce (czyli 2*1 +32=34 u)
14. Reakcje
a) syntezy- czyli najprościej, z kilku małych robisz jeden większy, np
C + O2 -> CO2
b) analizy- czyli z dużego robisz kilka małych, np
CaCO3 -> CaO + CO2
c) wymiany, czyli że dany pierwiastek zmienia związek, w którym był wcześniej, np
CuSO4 + 2 NaOH -> Cu(OH)2 + Na2SO4
nie jestem pewien, czy póki co te wzory Ci coś mówią, ale nie o to chodzi- jak widzisz, sód był w jednym związku, a po przereagowaniu już jest w drugim
15. Prawo stałości składu- po obu stronach równania, pierwiastki muszą być takie same- żaden nie może nam uciec; np NIE WOLNO pisać tak:
Ca + SO3 -> CaSO4 + H2O
(bo skąd miał się wziąć wodór, prawda ;)
Prawo zachowania masy- masa po obu stronach równania musi być taka sama
np
CaCO3 -> CaO + CO2
masa kredy (tego po lewej)=100 u
masa tlenku wapnia=56 u
masa tlenku węgla(IV)=44 u
zatem 56+44=100 i jest fajnie
16. Zawartość procentowa, albo inaczej procent masowy, określa jaki procent danej substancji stanowi dany pierwiastek. A liczymy to tak:
wyznaczamy masę całego związku, np. NH3 (amoniak)
masa wodoru= 1 u
masa azotu= 14 u
14 + 1*3 = 17 u
Te 17 u to nasz cały związek, czyli też nasze 100%.
Chcąc obliczyć, jaki procent amoniaku stanowi np wodór, obliczamy najpierw ile jest w ogóle wodoru w tym związku (już wiemy że 3 u), po czym dzielimy masę wodoru przez masę amoniaku (czyli całego związku) i mnożymy razy 100% (w końcu to procent masowy).
Wychodzi nam coś takiego:
3/17*100%= 0,1765*100%=17,65%
tyle stanowi wodór.
Jak nam się aż tak nudzi, to od stu procent odejmujemy to, co otrzymaliśmy i wychodzi nam procent, jaki stanowi azot (100%-17,65%=82,35%)
Stosunek masowy jest o tyle miły, że dużo nie liczymy. Bo tu trzeba porównać masy poszczególnych pierwiastków w związku do siebie
np.
stosunek masowy pierwiastków w kwasie siarkiwym(VI)- H2SO4
masa wodoru:masa siarki:masa tlenu
2:32:64
da się, więc skracamy
1:16:32
Mam nadzieję że pomogłem, jakby co to daj znać
;)
