1. Definicje

Definicja mola:
1 mol to ilość substancji, która zawiera dokładnie liczbę Avogadra (6,02214076·1023) atomów, cząsteczek lub jonów. Dawniej przyjmowano, że ta liczba jest równa liczbie atomów zawartych w 12 gramach węgla ¹²C.

 1. Tlenki 
Wzór ogólny:

• 1 i 2 grupa układu okresowego (wyj:Be!)
• tlenki metali przejściowych na najniższym stopniu utlenienia (np.: CrO)
• dodając wody otrzymujemy wodorotlenek 
• dodając kwas otrzymujemy sól
• dodając tlenek kwasowy otrzymujemy sól
• dodając wodorotlenek reakcja nie zachodzi

• tlenki niemetali
• tlenki metali przejściowych na najwyższym stopniu utlenienia
• dodając wody otrzymujemy kwas (wyjątek z SiO₂ gdzie reakcja nie zachodzi)
• dodając tlenek zasadowy otrzymujemy sól
• dodając wodór otrzymujemy sól 

4. Tlenki o charakterze obojętnym

Do tlenków obojętnych należą:

• CO
• SiO
• NO
• N₂O

5. Tlenki o charakterze amfoterycznym 

• reagują z kwasami (mocnymi) dając sól
• reagują z zasadami (NaOH, KOH) i otrzymujemy związki kompleksowe
• tlenki te nie reagują z wodą

Do tlenków amfoterycznych należą:
BeO, Cr₂O₃, Fe₂O₃, CuO, ZnO, Al₂O₃, SnO, SnO₂, PbO, PbO₂, MnO2

6. Związki kompleksowe - związki barwne

gdzie K to liczba koordynacyjna

7. Podsumowanie tlenków

8. Wodorotlenki

Możemy je podzielić na:

1. wodorotlenki zasadowe
2. wodorotlenki amfoteryczne:

• Be(OH)₂, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃

9. Kwasy

Możemy wyróżnić:

• kwasy tlenowe
  
  
  
• kwasy beztlenowe

  

  
  

Do mocnych kwasów zaliczamy: H₂SO₄, HNO₃, HCl, HBr, HI, HClO₄

Kwasy utleniające (takie, które reagują z metalami poniżej wodoru): HNO_{3 (st)}, HNO_{3 (rozcieńczony)}, H₂SO_{4 (st)}

Z średnio rozcieńczonym kwasem azotowym(V):
$3Cu+8HN{O}_3->3Cu(N{O}_3{)}_2+2NO+4H_{2}O$
Ze stężonym kwasem:
$Cu+4HN{O}_3->Cu(N{O}_3{)}_2+2N{O}_2+2H_{2}O$

10. Sole - wzór ogólny

11. Hydraty

12. Szereg elektrochemiczny metali 

• "nad wodorem" - reagują z wszystkimi kwasami
• "pod wodorem" - reagują tylko z HNO_3 (st), HNO_{3 (rozcieńczony)}, H₂SO_{4 (st)}

To co jest "wyżej" wypiera to co niżej, np. Fe²⁺ wyprze Ni. Te reakcje pozwalają odróżnić HNO_3 (st) od HNO3 (rozcieńczony).

13. Jak porównać moc kwasów

W pierwszym przypadku zauważymy brak zmian, natomiast w drugiej probówce zajdzie reakcja chemiczna. 

Zawsze mocniejszy kwas wyprze słabszy z jego soli

14. Moc kwasów

1. Definicja
Jest to powstawanie kilku orbitali atomowych o jednakowym stanie energetycznym z odpowiedniej liczby orbitali będących w różnych stanach energetycznych

2. Teoria modelu VSEPR
Czyli model odpychania się par elektronowych powłoki walencyjnej.
W cząsteczce wiążące pary elektronowe oraz wolne pary elektronowe utworzone przez elektrony walencyjne znajdują się możliwie najdalej od siebie, aby ich wzajemne odpychanie było jak najmniejsze.

3. Przewidywanie geometrii cząsteczek 
Wykorzystujemy do tego poniższy wzór:

gdzie:
𝒍_𝒐𝒛 – liczba orbitali zhybrydyzowanych

𝒏 – liczba par wiążących typu σ

𝒍_𝒘𝒑 – liczba wolnych par elektronowych

natomiast:

l_wp = ½ (a – x ∙ b)

gdzie:
x – liczba atomów B w cząsteczce związku,
a – liczba elektronów walencyjnych atomu centralnego A,
b – liczba brakujących elektronów atomowi B do spełnienia reguły dubletu lub oktetu.

4. Zastosowanie VSEPR

1. Definicja 
To oddziaływanie między atomami lub grupami atomów, powodujące ich trwale połączenie w substancję bardziej złożoną, np. cząsteczkę związku chemicznego

2. Elektroujemność pierwiastków chemicznych

4. Wiązanie jonowe
Teoria Kossela: Konfiguracja elektronowa gazów szlachetnych (oktet ns2np6 na powłoce walencyjnej) jest szczególnie trwała.
Atomy tworzące związki jonowe oddają lub przyjmują elektrony, tworząc jony mające konfiguracje gazów szlachetnych. Jony te oddziałują ze sobą siłami elektrostatycznymi.
Związki jonowe nie tworzą cząsteczek, tylko kryształy!

5. Wiązanie kowalecyjne
Teoria Lewisa: Atomy, wykazujące podobną tendencję do przyjmowania i oddawania elektronów, tworzą wiązania w wyniku uwspólnienia elektronów.
Wiązanie stanowi para elektronów, a uwspólnione elektrony są zaliczane do powłok walencyjnych obu połączonych atomów, które dążą do osiągnięcia oktetu s 2p 6 (atomy H – dubletu 1s2 )

6. Wiązanie metaliczne

• Występuje w metalach i ich stopach
• W kryształach metalicznych nośnikami ładunku są elektrony, dlatego metale przewodzą prąd elektryczny w stanie skupienia
• Zdelokalizowane elektrony w postaci tzw. gazu elektronowego (także: chmury elektronowej, morza elektronowego) poruszają się swobodnie wokół kationów, czego efektem jest przewodnictwo cieplne i elektryczne metali
• Wiązanie to cechuje charakter metali (połysk, kowalność, wysoką wytrzymałość mechaniczną czy wysokie temperatury topnienia)

7. Wiązanie koordynacyjne (akceptorowo-donorowe)
Wiązanie koordynacyjne nie powstaje na skutek uwspólnienia elektronów. Wiązanie takie jest tworzone pomiędzy atomem pierwiastka posiadającego wolną parę elektronową (donorem) a atomem o tzw. "luce elektronowej" nazywanym akceptorem elektronów. Wiązanie takie można więc określić jako donorowo-akceptorowe. Oznaczamy go za pomocą strzałki.

8. Wiązania sigma i pi
Wiązanie sigma to zawsze wiązanie pojedyncze, natomiast wiązania pi występują w wiązaniach podwójnych i potrójnych. W skład wiązania podwójnego wchodzi jedno wiązanie sigma i jedno pi, natomiast w wiązaniu potrójnym występuje jedno wiązanie sigma i dwa pi. Dlatego w poniższym przykładzie występuje:

9. Schemat nakładania orbitali 

• orbitali s 
  
  
  
  
  
• orbitali p
  

  

  

  
  

  
  

  
  

  
  
  

Prawo okresowości pierwiastków chemicznych zostało sformułowane przez Dymitra Mendelejewa w roku 1869. Stwierdził on, że: "właściwości pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas atomowych"

Promieniotwórczość to zjawisko, które Nas ciągle otacza. Wykorzystywana jest w urządzeniach takich jak bramki na lotnisku czy w trakcie prześwietlenia. Poniższa grafika prezentuje jakie standardy promieniowania występują w Polsce.

 Jak mogliście zauważyć na układzie okresowym pierwiastków możemy zauważyć liczby. Dzisiaj poznamy ich znaczenie. 

1. Liczba atomowa i masowa

2. Izotopy 

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka chemicznego, różniące się liczbą neutronów w jądrze. Musimy również odróżniać pojęcie nuklidu od pierwiastka:

Nuklid - to zbiór identycznych atomów np.: glinu, wapnia

Pierwiastek - to zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej

3. Izotopy atomu wodoru

Promieniotwórczość - to przemiana określonego jądra atomowego pierwiastka chemicznego w inne, której towarzyszy emisja promieniowania. 

Wyróżniamy dwa rodzaje promieniowania:

• Promieniotwórczość naturalna
• Promieniotwórczość sztuczna

Okres połowicznego rozkładu jodu

 Konfiguracja elektronowa atomów przedstawia Nam rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach atomu bądź jonu. Dzięki takiej wiedzy będziemy mogli przewidywać jakie właściwości będzie miał dany pierwiastek chemiczny np.: zdolność do tworzenia wiązań chemicznych bądź o aktywności chemicznej.

1. Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Według opisu kwantowo-mechanicznego nie można sobie wyobrażać elektronu jako punktu materialnego, ponieważ nie jest możliwe jednoczesne, dokładne wyznaczenie pędu i położenia elektronu w atomie (zasada Heisenberga). Można jedynie stwierdzić prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym czasie, w dowolnie wybranym obszarze wokół jądra atomowego w tkz.: chmurze elektronowej. Chmura ta jest bardziej gęsta w tym miejscu, gdzie prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest większe. 

3. Rodzaje orbitali atomowych

Wyróżniamy trzy rodzaje orbitali:

• orbital atomowy typu s
  
  
  
  Posiada on kształt kuli oraz przedstawia najniższy poziom energetyczny elektronu
• orbital atomowy typu p
  
  
  
  Występuje w postaci trzech form przestrzennych, które są równocenne energetycznie. Odpowiada on wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu s.
  
• orbital atomowy typu d
  
  
  
  Występuje w pięciu formach i odpowiada wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu p. 
• orbital atomowy typu f
  O nim należy wyłącznie pamiętać iż jest ich 7 oraz odpowiadają wyższemu polu energetycznemu niż orbital typu d

4. Liczby kwantowe

Stan energetyczny elektronu w atomie i jonie (Stan kwantowy) opisywany jest za pomocą czterech liczb kwantowych. Należy pamiętać o nich za co odpowiadają oraz jakie mogą przyjmować wartości. 

• n - główna liczba kwantowa, to liczba która określa energie elektronu w atomie. Przyjmuje wartości liczb naturalnych, czyli n=1,2,3... . Stany kwantowe o takiej samej wartości n  tworzą powłokę elektronową, które oznacza się kolejno literami K, L, M, N, O, P, Q
• l - poboczna liczba kwantowa, określa kształt orbitali atomowych i przyjmuje wartości liczb odpowiadających 0 ≤ l ≤ (n-1). Stany kwantowe, które posiadają zarówno taką samą liczbę główną n oraz poboczną liczbę kwantową l tworzą podpowłokę elektronową, które oznacza się za pomocą liter s, p, d, f. 
• m - magnetyczna liczba kwantowa, określa ona liczbę poziomów orbitalnych związanych z ułożeniem się orbitali atomowych w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego. Przyjmuje ona wartości równe -l ≤ m ≤ l. Stany kwantowe, które posiadają takie same wartości liczb n, l i m tworzą poziom orbitalny. 
• m_s - magnetyczna spinowa liczba kwantowa, określa orientację przestrzenną wektoru spinu elektronu tzn. kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi. W polu magnetycznym elektron może poruszać się tylko w dwóch kierunkach, więc liczba przyjmuje dwie wartości -1/2 i 1/2. 
  
  
  
  
  

5. Zakaz Pauliego oraz maksymalna liczba elektronów na powłoce elektronowej

Zakaz Pauliego

W atomie nie mogą występować elektrony, które nie różnią się przynajmniej jedną liczbą kwantową.

Lub
Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony, różniące się orientacją spinu (czyli wartością ms – magnetycznej spinowej liczby kwantowej).

Maksymalna liczba elektronów na powłoce elektronowej

Liczbę stanów kwantowych, równą maksymalnej liczbie elektronów, które mogą wypełnić daną powłokę elektronową, można obliczyć ze wzoru: 

Maksymalna liczba elektronów = 2n²

Atom to najmniejsza cząstka pierwiastka chemicznego zbudowana z materii, zachowująca jego specyficzne właściwości. Jest on zbudowany z elementarnych cząstek materii. Cząstki elementarne, wchodzące w skład atomów to: skupione są w jądrze atomowym i związane siłami jądrowymi nukleony, czyli dodatnie protony i obojętne elektrycznie neutrony oraz krążące wokół jądra atomowego ujemne elektrony.

1. Założenia Johna Daltona

W roku 1803 John Dalton ogłosił założenia tkz.: hipotezy atomistycznej, które objaśniały podstawowe i udowodnione doświadczalnie prawa chemiczne. Mówiły one że:

• materia składa się z atomów pierwiastków chemicznych różniących się masą, rozmiarami i właściwościami
• atomy danego pierwiastka chemicznego są jednakowe i mają kształt kuli,
• atomy są niepodzielne 
• atomy łączą się i tworzą cząsteczki

3. Budowa atomu.

4. Model kwarków (1964)

 Istnieją bardziej podstawowe cząstki elementarne, z których zbudowane są wszystkie hadrony (grupa silnie oddziałowujących cząstek elementarnych). Założono istnienie 6 kwarków: górnego u (up), dolnego d (down), powabnego c (charm), dziwnego s (strange), pięknego b (beauty, bottom), prawdziwego t (truth, top).  Są obdarzone ułamkowym ładunkiem elektrycznym: u, c, t ®2/3e, d, s, b®-1/3e. Wszystkie kwarki mają swoje antycząstki ® antykwarki, obdarzone tzw. antykolorem. Większość znanych hadronów jest zbudowana z trzech pierwszych kwarków. Np. neutron - jest układem udd.