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) -

K_H2O = [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 = K_H2O/K_kw jeżeli sól słabego kw.

K = K_H2O/K_zas jeżeli sól słabej zas.

K = K_H2O/K_zas*K_kw 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.