Pierwiastek chemiczny - zbiór atomów o identycznej liczbie atomowej, identycznych właściwościach chemicznych.
Liczba atomowa - [Z] jest równa liczbie protonów jądrze atomowym i jest równa liczbie porządkowej pierwiastka w układzie okresowym, jest także równa liczbie elektronów w atomie obojętnym.
Liczba masowa - [A] jest to suma protonów i neutronów w jądrze atomowym. [A=Z+N]
Izotopy - atomy tego samego pierwiastka, posiadające taką samą liczbę protonów różnią się liczbą neutronów [N] w jądrze, np. wodór 1 proton, 0 neutronów), Deuter (1 proton, 1 neutron), Tryd (1 proton, 2 neutrony). Izotopy tlenu (8 protonów, 8 neutronów) lub (8 protonów, 7 neutronów).
Atomowa jednostka masy - [u] 1u = 1/12 masy atomu węgla 12C.
1u = 1,66 * 1027 kg
Masa atomowa - masa atomu wyrażona w unitach [Atomowych jednostkach masy]
Masa cząsteczkowa - masa cząsteczki wyrażona w [u], jest to suma mas atomowych atomów wchodzących w skład cząsteczki.
Mol - jest jednostką liczności materii w układzie SI. Zbiór N elementów materii. N = 6,02 * 1023 cząsteczek materii.
Masa molowa - jest to masa 1 mola substancji wyrażona w gramach, a liczbowo równa się masie atomowej.
Wartościowość pierwiastka - W = masa atomowa / równoważnik.
Prawo zachwania masy - łączna masa wszystkich substratów reakcji chemicznej równa jest łącznej masie wszystkich produktów powstałych w wyniku tej reakcji.
Prawo stałości składu (stałych stosunków wagowych) - pierwiastki łączą się w określony związek w ściśle określonym stosunku wagowym.
Stopień utlenienia pierwiastka - jest to umowny ładunek, którym byłby obdarzony 1 atom danego pierwiastka w cząsteczce lub jonie, gdyby elektrony tworzące wiązanie zostały przydzielone atomowi bardziej elektroujemnemu.
Elektroujemność - zdolność atomu do przyciągania elektronów.
Reakcje utleniania - proces związany z utratą elektronów, redukcja - przyłączaniem. Utleniacz ulega procesowi redukcji (przyjmuje elektron).
Falowo korpuskularny charakter elektronów - elektron ma charakter dualistyczny, jest jednocześnie falą i cząsteczką. Stan elektronu w atomie określają Liczby Kwantowe: {n - gł.l.kw. (1,2,3…),l - poboczna l.kw. (0,1,2,…,n), m - magnetyczna l.kw. (-l,…,+l), s - spinowa l.kw. (1/2), ms - magnetyczna spinowa l.kw. (1/2, -1/2), liczby kwantowe przymują ściśle określone wartości.
Orbital atomowy - określa funkcja falowa Ψ. Która zależy od liczb n, l, m (kwantowych).
|Ψ|2 = gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu.
Powłokę elektronową stanowią elektrony opisane tą samą liczbą kwantową n (powłoka el. - poziom energetyczny).
Podpowłokę elektronową tworzą elektrony opisane tą samą poboczną liczbą kwantową l.
Liczby n, l, m związane są z ruchem wokół jądra, a s i ms związane są z ruchem wewnętrznym elektronu.
Zakaz Pauliego - nie mogą istnieć w atomie dwa elektrony w identycznym stanie, nie może być dwóch elektronów mających identyczne wszystkie liczby kwantowe.
Maksymalne zapełnienie elektronami podpowłok - [s] - 2 el, [p] - 6el, [d] - 10el, [f] - 14el.
Powłok - [K] - 2, [L] - 8, [M] - 18, [N] - 32.
Zgodnie ze wzorem 2n2
Konfiguracja elektronowa - jest to przyporządkowanie każdemu elektronowi 4 liczb kwantowych zgodnie z zakazem Pauliego.
Reguła Hunda - podpowłoka zapełnia się najpierw elektronami niesparpwanymi, dopiero potem mogą tworzyć się pary. Elektrony niesmarowane mają taką samą orientację spinu.
Energia elektronu zależy od [n] i [l] podpowłoki zapełniane są w kolejności wzrastającej energii.
Elektrony walencyjne - elektrony ostatnie w zapisie kolejności energetycznej orbitali oraz inne elektrony powłoki najbardziej zewnętrznej.
Potencjał jonizacyjny - minimalna energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu.
Powinowactwo elektronowe - energia uwalniana lub pobierana podczas przyłączania elektronu przez atom.
15.Wiązanie jonowe polega na elektrostatycznym przyciąganiu się jonów różnych znaków( wiązanie występuje, jeżeli różnica elektroujemności >1,7) występuje w kryształach jonowych.
Wiązanie kowalencyjne - wspólna para elektronowa utworzona z elektronów niesmarowanych występujących w dwóch atomach, róznica elektroujemn.<0,5.
Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane - wspólna para elektronowa przesunięta w kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego, 0,5<różnica elektrouj.<1,7.
Wiązanie koordynacyjne inaczej donorowo-akceptorowe (1 atom jest donorem, a drugi akceptorem pary elektronowej).
16. Orbitale molekularne (cząsteczkowe) powstają z nałożenia się orbitali atomowych.
Z nałożenia się dwóch orbitali atomowych powstają dwa orbitalne molekularne, jeden wiążący, a drugi antywiążący.
Orbitalne molekularne typu σ powstają w wyniku czołowego nałożenia się orbitali atomowych (wiązanie znajduje się na osi łączącej jądra atomowe.
Orbitalne molekularne typu π powstaje w wyniku bocznego nałożenia się orbitali atomowych (wiążąca para elektronowa znajduje się nad i pod osią łączącą jądra atomowe.
Hybrydyzacja jest to ujednolicenie orbitali atomowych. Orbitale hybrydyzowane są symetrycznie ułożone w przestrzeni i równocenne pod wzgl. energetycznym.
21. Wiązania metaliczne w metalach i stopach Sieć kryształu metalicznego jest zbudowana z dodatnich rdzeni atomowych (atomy pozbawione elektronów walencyjnych) walencyjnych i gazu elektronowego, czyli zdelokalizowanej chmury elektronów. Zdolność przewodzenia prądu związana jest z przemieszczaniem chmury elektronowej pod wpływem napięcia.
42. Reakcja odwracalna - produkty reagują ze sobą i odtwarzają się w substraty.
Stała równowagi - nie zależy od stężenia początkowego, od temp, ani od ciśnienia. Jest równa stosunkowi iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów w stanie równowagi chemicznej.
Stopień dysocjacji - jest to stosunek liczby cząstek zdysocjowanych do liczby cząstek wprowadzonych do roztworu. Zależy od stężenia roztworu, rodzaju elektrolitu i rozpuszczalnika.
Prawo rozcieńczeń Oswalda -
Dla słabych elektrolitów.
44. Autodysocjacja wody - 2H2O <=> H3O+ + OH-
Stała dysocjacji (iloczyn jonowy wody) -
KH2O = [H3O+][OH-] = 10-14
45. Teoria Arrheniusa - kwasy odszczepiają kation H+, a zasady OH-. Teoria Bró'nsteda - kwasy odszczepiają H+, a zasady przyjmują jony H+.
46. Hydroliza soli - jest to reakcja jonów zdysocjowanych soli z wodą.
Stała hydrolizy K = KH2O/Kkw jeżeli sól słabego kw.
K = KH2O/Kzas jeżeli sól słabej zas.
K = KH2O/Kzas*Kkw jeżeli sól słabego kwasu i słabej zasady.
47. Roztwory buforowe - dodanie mocnego kwasu lub zasady nie zmienia znacznie Ph roztworu. Bufory
- słaby kwas oraz sól tego słabego kwasu z mocną zasadą
- słaba zasada i sól tej słabej zasady z mocnym kwasem.
48. Iloczyn rozpuszczalności jest to iloczyn stężeń molowych (w odpowiedniej potędze wynikających z reakcji równowagi) jonów trudno rozpuszczalnej soli w roztworze nasyconym, w roztworze będącym w równowadze z fazą stałą. Jest wielkością stałą, charakterystyczną dla określonej temperatury.
49. Wodorotlenki amfoteryczne - w środowisku zasadowym wykazują właściwości kwasowe, a w środowisku kwaśnym właściwości zasadowe.
51. Elektroliza roztworów wodnych - całokształt procesów zachodzących pod wpływem prądu elektrycznego.
Reguła przekory - jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi działa bodziec zewnętrzny (temp, ciśnienie, zmiana stężenia reagentów) to równowaga przesuwa się w takim kierunku aby zmniejszyć skutki działania bodźca.