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.