1.Podstawowe pojecia chemiczne:

Mieszanina jednorodna - mieszanina, której składników nie można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: powietrze, roztwór soli w wodzie, mosiądz, brąz, dwutlenek węgla, roztwór cukru z wodą.
Mieszanina niejednorodna – mieszanina, której składniki można zobaczyć gołym okiem lub za pomocą prostych przyrządów optycznych. Np.: piasek z wodą, opiłki żelaza z siarką, żwir z wodą, piasek z makiem.
Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin jednorodnych:
Odparowanie – cieczy od ciała stałego
Krystalizacja – polega na wydzielaniu się z roztworu substancji w postaci kryształków wskutek np.: odparowania wody
Destylacja – rozdzielenie składników mieszaniny ciekłej jednorodnej, wykorzystując przy tym różnice temperatur wrzenia różnych cieczy.
Sposoby rozdzielania niektórych mieszanin niejednorodnych:
Dekantacja – oddzielenie ciała stałego od cieczy przez zlanie klarownej cieczy znad osadu
Sączenie(filtracja) – przelewanie mieszaniny cieczy z ciałem stałym przez sączek z bibuły
Sedymentacja – opadanie na dno naczynia cząsteczek ciała stałego w cieczy
Pierwiastek chemiczny – substancja prosta, której nie można rozłożyć na prostsze.
Związek chemiczny – substancja złożona z co najmniej dwóch różnych pierwiastków połączonych ze sobą trwale.
Substancja chemiczna – rodzaj materii o określonym stałym składzie chemicznym.
Właściwości substancji. Dzielą się na:
Właściwości fizyczne – stan skupienia, gęstość, barwa, połysk, temp. Wrzenia i topnienia, przewodnictwo elektryczne i cieplne.
Właściwości chemiczne – zapach, smak, palność, trujące działania na organizmach żywych.
Zjawisko fizyczne – przemiana, w której wyniku nie powstaje żadna nowa substancja. Np.: topnienie parafiny, parowanie wody, rozdrabnianie kryształków cukru, wyciąganie drutu z miedzi, przepływ prądu przez przewodnik
Reakcja/ przemiana chemiczna – przemiana, w której wyniku powstaje nowa substancja o innych właściwościach. Np.: spalanie magnezu w powietrzu, powstanie tlenu z tlenku rtęci, czernienie miedzi ogrzewanej na powietrzu, spalanie parafiny.

2.Podstawowe prawa chemiczne:

Prawo zachowania masy-masa substancji=masie produktów, jeśli reakcja była przeprowadzana w układzie zamkniętym<Fe+S->FeS—56g+32g=88g>

Prawo stałych stosunków wagowych- pierwiastki łączą się ze sobą w związki w stałych i ścisłe określonych stosunkach wagowych<FeS—56:32--7:4>

Prawo wielokrotnych warunków wagowych- jezweli pierwiastki tworza ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny to na stałą czesc wagowych 1 pierwiastków przypada wielokrotność drugiego<N2O—28:16-7:4 NO—14:16-7:8>

Prawo stałych stosunków objętościowych<gazy>: w przypadku gazowych substancij objętość gazow i produktów gazowych zostaje w stosunku niewielkich zmian całkowitych> H2+Cl->2hcl<1:1:2>

Avogadro wn- V=22,4 dm3, T273K p=1013hPa, mol wynosi 6,02*10²³

Reguła Hunda- najpierw w klatkowej się uzupelnia pojedynczo strzałki, później w pary, <najpierw strzałki do góry>

3. Budowa atomu: jądro atomu i sfera poza jądrową:

Liczba atomowa<l.porzadkowa> -Z- określa l. protonow w jadrze danego pierwiastka

Liczba masowa-A-l. neuklonów w jądrze(protony i neutrony)

W jądrze atomowym jest skupiona prawie cała masa atomowa. Jadro jest elektrycznie dodatnie(+ i 0). Atom jest elektrycznie obojętny(+i 0 i-)

L protonów w jądrze = L. elektronów w swerze pozajądrowej

p=e=17 n=18 neutronów=12

Defekt masy- różnica między masą protonów i neutronów, a masą danego jadra atomowego. Brakująca masa odpowiada energii wiązania uwikłanej w takcie wiązania się neutro. w jądro.

4. Izotopy-atomy tego samego pierwiastka, różniące się l. masową<neutronów>

5. Liczby kwantowe

Główna liczba kwantowa (n)
- przyjmuje wartości kolejnych liczb naturalnych 1, 2, 3, ... (wg Bhora K, L, M, ...);
- od niej zależy energia danego elektronu;
- decyduje o rozmiarach orbitali - im większa wartość n, tym większy jest orbital;
- maksymalna ilośc elektronów w powłoce wynosi 2m²
n 1 = K 2 = L 3 = M 4 = N 5 = O 6 = P 7 = Q

Poboczna liczba kwantowa (l)
- przyjmuje wartości liczb całkowitych od 0 do n-1 włącznie;
- precyzuje dokładniej stan energetyczny danej powłoki;
- liczba stanów kwantowych wyraża się wzorem 4l + 2
l 0 = s 1 = p 2 = d 3 = f 4 = g 5 = h 6 = i

Magnetyczna liczba kwantowa (m)
- przyjmuje wartości liczb całkowitych takich, że -1 jest mniejsze bądz równe n, które jest mniejsze badz równe +1;
- określa rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek;
- decyduje o wzajemnych ułożeniu orbitali w przestrzeni
Dla l=0 m=0<jeden orbital s> l=1 m=-1 0 -1<3 orbitale>

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (ms)
- charakteryzuje rut spinu na wyróżniony kierunek w przestrzeni;
- może przyjmowac tylko dwie wartości +1/2 lub -1/2

6. Zakaz Pauliniego: nie mogą się pojawić elektrony z taką samą liczbą kwantową.

7. Konfiguracja elektronowa ₆₀Nd] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f⁴

1: 1s
2: 2s 2p
3: 3s 3p
4: 4s 3d 4p
5: 5s 4d 5p
6: 6s 4f 5d 6p
7: 7s 5f 6d 7p

Pb K², L⁸, M¹⁸, N³², O¹⁸, P⁴ max l el na K n=1 2x1² na L n=2 2x2² na M n=3 2x3²

Elektrony walencyjne- elektrony znajdujące się na ostatniej, najbardziej zewnętrznej powłoce atomów, która nazywana jest powłoką walencyjną. Liczba oraz poziomy energetyczne elektronów walencyjnych decydują w dużym stopniu o właściwościach atomów a tym samym i pierwiastków chemicznych. El walencyjne= nr grupy

4s2 –blok s 2e walencyjne=2 grupa ns2-st utlenienia +3

Promocja:

chrom24 [Ar]4s¹3d⁵ miedź29 [Ar]4s¹3d¹⁰ molibden42 [Kr] 5s¹4d⁵ srebro47 [Kr]5s¹4d¹⁰

7.Wiązania:

Jonowe- wystepuje miedzy metalami 1 i 2 grupy a 16 i 17, miedzy kationem a anionem reszty kwasowej; ciala stale, krystaliczn mjas wys. Temperatury wrzenia i topnienia bo w sieci krystalicznej wystepnuja sily elektrostatycznego przyciągania tzw sily War der Valsa; elektrolity

Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Na⁺ 1s2 2s2 1p6

Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl^- 1s2 2s2 2p6 3s2 2p6

Wiazanie kowalencyjne

a)spolaryzowane-powstaje na skutek nakładania się na siebie orbitali atomowych w wyniki czegopowstaja molekuly wiązania; maja niskie temp wrzenia i topnienia, nie sa elektrolitami

sigma- powstają na skutek czołowego nakładania się na siebie orbitali- wzdłuż osi symetrii <orbitale zlokalizowane>

pi- gdy orbitale p nakładają się na siebie bocznie<elektrony zdelokalizowane>

W przypadku wiazan wielokrotnych tylko jedni z nich jest wiązaniem sigma reszta to pi.

b)niespolaryzowane- powstaje miedzy 2 jednakowymi atomami lub atomami o zbliżonej elektroujemnosci H2, O2, CH4

wiążąca para jest presunieta w stronę atomu bardziej elektroujemnego.

Koordynacyjne- wiązanie donorowo-akceptorowe, powstaje na zasadzie wspólnej pary elektronowej, która pochodzi od jednego atomu <tzw donora> zas 2 atom lub jon ma lukę elektronową <akceptor> pary elektronowej h30, h2so4, so2

Wodorowe- wiązania, które powstają na zasadzie sił elektrostatycznego przyciągania pomiędzy atomami wodou jednocząsteczkowego i małoelektroujemnym aomem 2 czasteczki, może mieć charaker wiązania międzycząsteczkowego. Wynikiem tworzenia wiązań miedzy cząsteczkami jest zjawisko asocjacji- łączenia się poedyńczych cząsteczek w większe aglomeraty za pomocą wiązań wodorowyc F,O,N

8.Stan podstawowy i wzbudzony atomu

Stan wzbudzony atomu, który ulega łączeniu się z innym atomem wiązaniem kowalencyjnym, wynika z konieczności posiadania przez ten atom określonej ilości elektronów "niesparowanych"- bo te biorą udział w wiązaniu.
np. jeżeli chlor ma utworzyć 5 wiązań to powinien posiadać 5 niesparowanych elektronów walencyjnych.
Należy przyjrzeć się konfiguracji, która dla stanu podstawowego wygląda:
o dokładniejszym rozpisaniu elektronów walencyjnych w zapisie kratkowym lub:
widać, że jest tylko 1 "e" walencyjny- pojedynczy:.
W takim stanie chlor mógłby utworzyć tylko 1 wiązanie.
W atomie chloru następuje więc przejście elektronów walencyjnych- z każdej pary orbitalu p, na orbitale o wyższej energii podpowłoki d:

. O ile w stanie podstawowym atomu, elektrony zapełniają orbitale zgodnie z Regułą Hunda, o tyle w stanie wzbudzonym mogą występować np. dwa orbitale z niesparowanymi elektronami

10.Elektroujemność- zdolność pierwiastków do prztyciagania cudzych elektronow, 1,2 gr najmniejsze, gazy wcale, metale oddają, niemetale przyciągają,F najbardziej. Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor), dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania jonowego.

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna od układu atomów w danym związku, ich stopnia utlenienia, przyjętej w danym momencie hybrydyzacji i dość często zdarza się, że wiązania polaryzują się odwrotnie niżby to wynikało z formalnej elektroujemności związanych pierwiastków. Mimo to zaproponowano wiele sposobów, aby ilościowo zdefiniować ogólną elektroujemność pierwiastków.

11. wiązania chemiczne

WIĄZANIE CHEMICZNE - są to charakterystyczne oddziaływania występujące pomiędzy atomami, grupami atomów, jonami lub cząsteczkami.
Wiązania chemiczne powstają w wyniku oddziaływania, przyjmowania lubuwspólniania elektronów walencyjnych reagujących ze sobą atomów.
Wegług niej, pierwiastki dążą do osiągnięcia oktetu (lit i beryl - dubletu) elektronów na powłoce walencyjnej - dążą do uzyskania struktury gazu szlachetnego.
Atomy gazów szlachetnych, różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie zapełnionymi powłokami elektronowymi. Taka konfiguracja powoduje, że helowce są najbardziej biernymi chemicznie pierwiastkami.
Do pierwiastków elektroujemnych zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do przyłączania elektronów niż do jonizacji. Należą do nich niemetale (najbardziej elektroujemne są fluorowce).
Do pierwiastków elektrododatnich zalicza się te, których atomy wykazują wyższą tendencję do jonizacji (oddawania elektronów) niż do przyłączania elektronów. Należą do nich metale.
Wg sklali Paulinga:
elektroujemność pierwiastków należących do tej samej grupy maleje nieznacznie, ze wzrostem liczby atomowej.
elektroujemność pierwiastków należących do tego samego okresu rośnie ze wzrostem liczby atomowej.

11. Dysocjacja elektrolityczna to proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika, np.

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^-

Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i wodorotlenki

Dysocjacja kwasów

Związki te dysocjują na kationy wodorkowe H⁺ i aniony reszt kwasowych R^n- (n- liczba atomów wodoru):

H_nR ↔ nH⁺ + R^n-

Kationy wodorkowe zabarwiają papierek wskaźnikowy na czerwono.

Dysocjacja wodorotlenków

Związki te ulegają dysocjacji prowadzącej do powstania katonów metali Mⁿ⁺ i anionów wodorotlenkowych OH^-:

M(OH)_n ↔ Mⁿ⁺ + OH^-

Z kolei występowanie jonów hydroksylowych powoduje wybarwienie papierka wskaźnikowego na kolor niebieski.

Dysocjacja soli

Substancje te ulegają dysocjacji na katony metali Mⁿ⁺ i aniony reszt kwasowych:

M_mR_n ↔ mMⁿ⁺ + nR^m-

Oczywiście dysocjacji ulegają tylko związki rozpuszczalne w wodzie.

12. Stopień dysocjacji-to stosunek liczby moli cząsteczek danego związku chemicznego, które uległy rozpadowi na jony do łącznej liczby cząsteczek tego związku, znajdującego się w roztworze, fazie gazowej lub stopie, w którym zaszło zjawisko dysocjacji elektrolitycznej.

Stopień dysocjacji zależy od:

struktury związku, dla którego ten stopień jest ustalany

rodzaju rozpuszczalnika

obecności w roztworze innych związków zdolnych do dysocjacji

stężenia roztworu (na ogół wzrasta w miarę rozcieńczania roztworu)

temperatury (na ogół nieco wzrasta wraz ze wzrostem temperatury)

α= nz*100%/nw

13. Stała dysocjacji-(obecnie często zwana po prostu stałą jonizacji) to stała równowagi reakcji dysocjacji czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, pod wpływem rozpuszczalnika, lub pod wpływem np. działania silnego pola elektrycznego.

Dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie:

stała dysocjacji ma postać

Dla zasady B, ulegającej reakcji :

stała dysocjacji ma postać

14. Moc kwasów i zadad:

Miarą mocy jest zazwyczaj minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu lub zasady w danych warunkach, oznaczany skrótem pK_a dla, kwasów pKb dla zasad. pK_a = - log[K_a]-gdzie K_a to stała dysocjacji kwasu.

Im pK jest mniejsze, tym moc jest większa.

Mocne zasady:

wodorotlenki litowców: LiOH, NaOH, KOH, RbOH oraz CsOH;

wodorotlenki berylowców (bez berylu i magnezu): Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ i Ba(OH)₂

Do mocnych kwasów zaliczamy m.in.:HCl HBr HI;H₂SO₄ HClO₄ HNO₃

15. Prawo rozcieńczeń Ostwalda to przybliżona zależność stopnia dysocjacji słabego elektrolitu od jego stężenia:

gdzie:

α – stopień dysocjacji,

C – stężenie elektrolitu,

K – stała dysocjacji.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda stosuje się do dysocjacji słabych kwasów i zasad a także do hydrolizy ich soli

Obliczanie stopnia dysocjacji:

Gdy K/C<1/400 lub gdy α>5% to

Gdy K/C>1/ 400 lub gdy α < 5% to

16. Moc jonowa, siła jonowa- wielkość charakteryzująca oddziaływania elektrostatyczne w roztworze elektrolitu mocnego, równa połowie sumy iloczynów: stężenie jonu razy ładunek jonu podniesiony do kwadratu, obliczonych dla wszystkich jonów obecnych w danym roztworze. Znajomość mocy jonowej roztworu pozwala na obliczenie współczynników aktywności występujących w nim jonów.

I = 0,5*Σ*zi²*ci

17.Protonowa teoria kwasów i zasad-

Według niej kwasem jest każdy donor protonów, a zasadą – każdy akceptor protonów. W ujęciu Lewisa zasadą jest każdy donor pary elektronowej, natomiast kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej, czyli każda substancja, która przyłącza parę elektronową tworząc przy tym trwałe wiązanie.
Wszystkie substancje, które są kwasami lub zasadami w ujęciu teorii HCl jest kwasem, bo oddaje proton. W teorii nie jest tyle HCl, ile sam jon wodorowy H+ jako akceptor pary elektronowej jest kwasem. Według teorii protonowej NH3 jest zasadą, ponieważ może przyłączyć proton.

18. Iloczyn jonowy wody –  iloczyn stężenia jonów wodorowych (H⁺, a dokładniej H₃O⁺) i wodorotlenowych (OH^-) w wodzie i roztworach wodnych. 

Wartość iloczynu jonowego wody jest pochodną stopnia dysocjacji wody, która dysocjuje na równoważne ilości jonu hydroniowego  H₃O⁺ i hydroksylowego OH^-.  
W temperaturze 25°C stężenie każdego z tych jonów wynosi 10^-7mol/dm³, zatem iloczyn jonowy wody w tych warunkach jest równy 10^-14.
Iloczyn jonowy wody można wyprowadzić z równania na stałą dysocjacji wody. Ponieważ woda dysocjuje na jony hydroniowe H₃O⁺ i wodorotlenowe, jej stała dysocjacji wynosi:
 

Ponieważ stopień dysocjacji wody jest niezmiernie mały (około 0,000 000 2%), można przyjąć, że stężenie wody występujące w tym wzorze w mianowniku jest stałe, a więc i stała K pomnożona przez stałe stężenie wody da nam wartość stałą - iloczyn jonowy wody.

19. Hydroliza czyli synteza soli z wodą w wyniku czego otrzymujemy kwas i zasadę.
sól + woda --> kwas + zasada ( odwrotnie do reakcji zobojętniania )
Hydrolizie ulegają sole pochodzące od słabych kwasów lub słabych zasad

Hydroliza ZnCl₂ - soli mocnego kwasu i słabej zasady.

Hydroliza KNO₂ - soli mocnej zasady i słabego kwasu.

20. Rozpuszczalność - ilość substancji tworzącej roztwór nasycony w określonej ilości (najczęściej w 100 g) rozpuszczalnika w określonej temperaturze i ciśnieniu. Rozpuszczalność określa się w tych samych jednostkach jak stężenie, podając dodatkowo warunki, dla jakich została ona ustalona (zwykle są to tzw. warunki normalne). Mówiąc inaczej, rozpuszczalność określa, jak dużo danego składnika można rozpuścić w danym rozpuszczalniku w sprecyzowanych warunkach.

Rozpuszczalność nie powinna być mylona z szybkością rozpuszczania. Rozpuszczalność jest pojęciem termodynamicznym (tzn. opisuje stan równowagi), a rozpuszczanie dotyczy kinetyki (tzn. opisuje szybkość procesu). Substancje o wysokiej rozpuszczalności niekoniecznie rozpuszczają się szybko.

W pewnych warunkach może dochodzić do przekroczenia rozpuszczalności danej substancji, prowadząc do powstawania metastabilnych roztworów przesyconych.

Rozpuszczalnik może być cieczą lub ciałem stałym, a substancja rozpuszczona gazem, cieczą, lub ciałem stałym.

21. Iloczyn rozpuszczalności - iloczyn odpowiednich potęg stężeń jonów (stężeniowy) lub aktywności jonów (termodynamiczny) znajdujących się w nasyconym roztworze elektrolitu. Ma charakter stałej równowagi dynamicznej i zależy od temperatury. W zależności od tego, czy reakcja rozpuszczania soli jest egzoenergetyczna, czy endoenergetyczna, rozpuszczalność albo maleje, albo rośnie ze wzrostem temperatury, zgodnie z regułą przekory Le Chateliera-Brauna. Iloczyn rozpuszczalności służy do ilościowego przewidywania wpływu składu roztworu na rozpuszczalność.

22. Sposoby wyrażania stężeń

Stężenie roztworu- naz. stosunek ilości substanicji rozpuszczonej do ilosci roztworu. Stęzenie roztworu mozna wyroznic w postaci:
a) stezenia procentowego-to ilosc gramow substancji zawarta w 100g roztworu np.
15% roztworu soli ozn. 15% roztworu soli ; 15 g soli - 100g roztworu
inny sposob wzor:

b) stezenia molowego-to ilosc moli danej substancji jest w 1000cm3 roztworu [b]d=m/v [g/cm3][b]
d-gestosc roztworu

c) Stężenie molalne

ppm=1cząsteczka/ 10 ⁶ 1 ppm=1mg/1kg 1ppb=0,001 ppm

ppb=1 cząsteczka/10 ⁹ 1 ppb=1mg/1tona 1ppm=10³ ppb

23. Amfoterycznosć – zdolność związku chemicznego do reakcji z kwasami i zarazem zasadami. Inaczej, jest to zdolność związków chemicznych do bycia w jednych reakcjach kwasami a w innych zasadami. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami. Nie rozpuszczają się w wodzie (nie reagują z nią), natomiast reagują z mocnymi kwasami (H₂SO4, HCl) oraz z mocnymi zasadami (NaOH, KOH). Do pierwiastków amfoterycznych należą m.in. glin, cynk, cyna i mangan. Tlenki oraz wodorotlenki tych pierwiastków roztwarzają się w roztworach mocnych kwasów i mocnych zasad (alkaliów) z utworzeniem odpowiednich soli. W reakcji z kwasem powstaje sól, w której kationem jest amfoteryczny metal, natomiast podczas reakcji z zasadą metal ten występuje w anionie tworzącej się soli. Związki wykazujące amfoteryczność nazywa się czasami amfolitami. Amfolity reprezentowane przez wodorotlenki pierwiastków amfoterycznych (np. As(OH)₃, Sn(OH)₂, Al(OH)₃, Zn(OH)₂) są zdolne do odszczepiania w określonych warunkach jonów wodorotlenkowych (dysocjacja zasadowa) lub wodorowych (dysocjacja kwasowa).

24. Wskaźniki stosowane

a)w alkacymetrii

dwubarwne, np. oranż metylowy, gdzie obie jego formy mają określoną, ale różną barwę; wprowadzając do roztworu wskaźnik dwubarwny obserwuje się zabarwienie właściwe dla kwasu lub sprzężonej zasady albo też zabarwienie przejściowe, świadczące o obecności obu postaci obok siebie; zmianę zabarwienia takiego wskaźnika można wychwycić wzrokowo gdy około 10% przejdzie w postać inaczej zabarwioną, co jednak wymaga sporego doświadczenia lub stosowania kolorymetrii; zaletą wskaźników dwubarwnych jest to, że pH, przy którym następuje zmiana ich barwy nie zależy od ich stężenia w środowisku reakcji

jednobarwne, np. fenoloftaleina, gdzie tylko jedna forma ma barwę, a druga jest całkowicie bezbarwna; we wskaźnikach jednobarwnych barwa pojawia się nagle przy ściśle określonym pH, które można obliczyć, jednakże stężenie wskaźników jednobarwnych ma zasadniczy wpływ na to, w jakim przedziale pH nastąpi zmiana zabarwienia, trzeba je zatem dokładnie odmierzać.

Wskaźniki, indykatory, substancja pozwalająca na stwierdzenie danej cechy, związki chemiczne zmieniające barwę w pobliżu punktu równoważnikowego miareczkowania. Mogą być stosowane samodzielnie lub z obojętnym barwnikiem, wzmagającym intensywność ich koloru (wskaźniki mieszane). Na zabarwienie wskaźników wpływ ma także temperatura oraz obecność w roztworze soli obojętnych, rozpuszczalników organicznych lub cząstek koloidalnych.

W zależności od rodzaju miareczkowania, rozróżnia się wskaźniki:
alkacymetryczne (wskaźniki pH) – słabe kwasy lub zasady organiczne, tworzące z wodą sprzężoną parę kwas-zasada, przy czym postać kwasowa ma inne zabarwienie aniżeli postać zasadowa. Przykłady: oranż metylowy, czerwień metylowa, błękit tymolowy, fenoloftaleina, uniwersalny papierek wskaźnikowy.
kompleksometryczne - substancje organiczne, tworzące barwne kompleksy z oznaczanym metalem. Przykłady: czerń eriochromowa T, mureksyd, fiolet pirokatechinowy.
redoks – substancje organiczne, tworzące sprzężone układy redoks, przy czym postać utleniona wskaźników ma inną barwę aniżeli postać zredukowana. Przykłady: difenyloamina, błękit metylenowy, ferroina (fenantrolina).
wskaźniki adsorpcyjne – substancje organiczne o charakterze kwasowym (np. fluoresceina) lub zasadowym (m.in. rodaminy). Ulegają adsorpcji bądź desorpcji na powierzchni osadu, co manifestuje się zmianą barwy. Stosowane podczas strącania osadów w analizie strąceniowej.

25. Moc elektrolitu zależy od rodzaju rozpuszczalnika, dzielimy je na 3 grupy:

Amfiprotyczne- cząsteczki zdolne są do przyjmowania i oddawaia protonów np. H2O

Profitogenne- cząsteczki wykazują większą zdolność do oddawania protonów niż przyjmowania, np. lodowaty CH3COOH

Aprotyczne- cząsteczki nie posiadaja zdolności do oddawania i przyjmowania protonu(benzen, toluen)