 Roztwór  -  jednorodny, jednofazowy układ dwu- lub więcej składnikowy, w którym substancja rozpuszczona występuje w dyspersji (rozdrobnieniu) molekularnym

 Mol - jest to liczebność materii występująca, gdy liczba cząstek (elementów) układu jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g węgla ¹²C (równa liczbie Avogadro - 6,02·10²³ elementów). 

Ponieważ ortodoksyjne traktowanie tej definicji w praktyce chemicznej napotyka czasem na spore trudności (nieznana, czasem zmienna ilość elementów ze względu np. na wiązania wodorowe) w codziennej działalności często za mol uważamy
 
- taką ilość substancji, wyrażoną w gramach, która jest równa liczbowo masie cząsteczkowej tej  substancji (związku, pierwiastka).  

 Objętość molowa gazów - objętość jednego mola gazu (ilości cząsteczek równej liczbie Avogadro). W warunkach normalnych wynosi około 22,4 dm³

 Masa atomowa - średnia masa atomowa danego pierwiastka; uwzględnia występujące naturalnie izotopy (ich masy i procentowy udział w pierwiastku). Suma mas atomowych wszystkich atomów tworzących cząsteczkę stanowi jej masę cząsteczkową. Jednostką masy atomowej (cząsteczkowej) jest 1 dalton, czyli masa 1/12 atomu izotopu węgla ¹²C. 

Ponieważ w naturalnym rozpowszechnieniu węgiel jako pierwiastek zawiera około 98,9% węgla izotopu ¹²C i około 1,1% izotopu ¹³C, masa atomowa naturalnego węgla wynosi 12,01.
Najczęściej masy atomowe dla podstawowych obliczeń chemicznych zaokrąglamy do 1 miejsca po przecinku.

 Stężenie  -  ilość substancji rozpuszczonej w określonej ilości (najczęściej objętości) roztworu.

Stężenie procentowe - wyraża procentową zawartość substancji rozpuszczonej w stosunku do roztworu. W sposób uproszczony określa się ją jako ilość gramów substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu.

Ze względów praktycznych stosuje się czasem określenie stężenia procentowego wagowo/objętościowego, jako stosunku masy substancji rozpuszczonej do objętości roztworu (ilość gramów substancji w 100 ml roztworu) lub stężenia objętościowo/objętościowego, czyli ilości mililitrów substancji rozpuszczonej w 100 ml roztworu. Dzięki dopuszczeniu do tej drobnej niekonsekwencji unikamy konieczności znajomości i zastosowania w obliczeniach gęstości roztworu bądź gęstości substancji rozpuszczanej, jeśli jest cieczą - a ponadto przygotowując roztwory o tak zdefiniowanych stężeniach możemy ciecze odmierzać (objętościowo) a nie odważać. Jest to z praktycznego punku widzenia bardzo duże ułatwienie w pracy.

PAMIĘTAJ !! 

Pod pojęciem stężenie procentowe zawsze rozumiemy stosunek masy substancji rozpuszczonej do masy roztworu, lub ogólniej - co pozwala nam stosować to pojęcie nie tylko do roztworów, lecz także do mieszanin, stopów, zawartości zanieczyszczeń itp. -  stosunek masy jednego składnika do masy całego rozpatrywanego układu. Jeżeli stosujemy stężenie procentowe w ujęciu innym niż klasyczne musimy podać odpowiednie wyjaśnienie np. stężenie procentowe objętościowo-objętościowe roztworu wynosi ...  W przypadku stężeń objętościowo-objętościowych czasami stosuje się skrót v/v 

Stężenie molowe - określa ilość moli substancji rozpuszczonej w 1 l roztworu. 
Obliczamy je dzieląc masę substancji rozpuszczonej, zawartej w 1 l roztworu, przez jej masę cząsteczkową 
Najczęściej spotykany sposób wyrażenia stężenia. Ponieważ w każdym molu jest taka sama ilość cząsteczek (liczba Avogadro), substancje reagują ze sobą w takich proporcjach (jeśli ich ilości wyrazimy w molach) w jakich występują cząsteczki reagujących związków w zapisie stechiometrycznym reakcji, np.:

2 NaHCO₃  ——>  Na₂CO₃  +  H₂O  +  CO₂

Z zapisu reakcji wynika, że z każdych dwóch cząsteczek kwaśnego węglanu sodu powstaje (pod wpływem ogrzewania) cząsteczka węglanu sodu, cząsteczka wody i cząsteczka ditlenku węgla. Oznacza to równocześnie, że z dwóch moli kwaśnego węglanu sodu (168 g) powstanie 1 mol węglanu sodu (106 g), jeden mol wody (18 g) i jeden mol ditlenku węgla (44 g; 22,4 l w warunkach normalnych).

Ułamek molowy - określa, jaką część sumarycznej ilości moli stanowiących dany układ (roztwór, mieszaninę) stanowi ilość moli określanej substancji.

Jeżeli sporządzimy mieszaninę gazową złożoną z 1 mola gazu A, 3 moli gazu B i 2 moli gazu C, to sumaryczna ilość moli gazów tworzących tę mieszaninę wyniesie 1 + 3 + 2 = 6 (N = 6). Ułamek molowy gazu A wynosi n_A = 1/6; dla gazu B n_B = 3/6 = 0,5;  zaś dla gazu C n_C = 2/6 = 1/3.
Warto zauważyć (i zapamiętać), że suma stężeń  wszystkich składników, wyrażonych ułamkami molowymi daje zawsze wartość 1.

 Stężenie molalne - praktycznie znajduje zastosowanie wyłącznie przy obliczeniach związanych z prawem Raoulta. Zdefiniowane, jako ilość moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika.

 Gęstość -  wartość stosunku masy substancji do jej objętości. Masa 1 cm³ substancji (1 ml cieczy).

Nie należy mylić gęstości z lepkością. To co w potocznej mowie nazywamy gęstością (np. gęsty miód) w chemii i fizyce nosi nazwę lepkości (miód określimy jako ciecz o dużej lepkości).

W praktyce można przyjąć, że woda i wodne roztwory o niedużym stężeniu (do 5%) w temperaturze pokojowej mają gęstość równą 1 g/cm³, zatem istnieje liczbowa zgodność między masą w gramach a objętością w mililitrach. Dla wodnych roztworów o większych stężeniach, oraz dla bardzo wielu rozpuszczalników organicznych gęstość różni się znacznie od 1 (np. etanol ~0,8 g/ml; tetrachlorek węgla ~1,6 g/ml) i w przypadku tych roztworów i rozpuszczalników musimy przeliczać objętości na masę i odwrotnie uwzględniając gęstość cieczy.

 Szybkość reakcji- stosunek zmiany stężenia produktów bądź substratów do czasu, w którym nastąpiła.

Rozpatrzmy równanie reakcji                      aA + bB ——>  X

Ponieważ szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do stężenia substratów (równanie 1, poniżej), a w czasie reakcji stężenie to jest zmienne (ubywa substratów) - a więc i szybkość reakcji zmienia się z każdą chwilą. Tak więc możemy mówić o średniej szybkości reakcji w pewnym przedziale czasowym t:    V=c/t.   Jeżeli chcemy wyznaczyć rzeczywistą chwilową szybkość reakcji musimy wykorzystać rachunek różniczkowy i wyrazić szybkość reakcji jako różniczkę (równanie 2):

a  i  b   to współczynniki stechiometryczne równania reakcji, której szybkość wyznaczamy.

Ze względu na zmienność szybkości reakcji w czasie, parametrem charakteryzującym przebieg reakcji jest tzw. stała szybkości reakcji k. Jej wartość jest równa szybkości reakcji w hipotetycznym momencie, kiedy wszystkie substraty występują w stężeniu 1 mol/dm³. Współczynnik k występuje w równaniu zależności chwilowej szybkości reakcji od stężenia substratów.

V = k[A]^a[B]^b

 Stała równowagi reakcji  (dotyczy reakcji odwracalnych w stanie równowagi) - stosunek iloczynu stężeń produktów do iloczynu stężeń substratów. 

dla reakcji odwracalnej opisanej równaniem:

stała równowagi reakcji dla reakcji biegnącej od lewej do prawej wynosi:

Dla reakcji odwrotnej (czytanej od prawej do lewej) wartością stałej reakcji będzie odwrotność stałej zapisanej powyżej.

 Stała dysocjacji (stała równowagi odwracalnej reakcji dysocjacji) - stosunek iloczynu stężeń jonów (produktów) do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych (substratów) w stanie równowagi roztworu słabego elektrolitu. 

zaś dla reakcji dysocjacji fosforanu wapnia

Stała dysocjacji  nie zależy od stężenia substratów, zależy natomiast od temperatury reakcji.

 Stopień dysocjacji   -  stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych do całkowitej ilości cząsteczek rozpuszczonych w danym roztworze (dla roztworu słabego elektrolitu). 
Wartość podajemy w procentach (np. 13% cząsteczek uległo dysocjacji) lub w ułamku dziesiętnym np.  = 0,13
Stopień dysocjacji zależy zarówno od temperatury, jak i od stężenia elektrolitu. Wzrost temperatury zwiększa stopień dysocjacji, wzrost stężenia  cofa proces dysocjacji.

 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/l, 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.

• Rozpuszczalność - ilość gramów danej substancji, która w danej temperaturze może rozpuścić się w 100 g rozpuszczalnika, dając roztwór nasycony

 Iloczyn rozpuszczalności -iloczyn stężenia jonów (kationów i anionów) powstałych z dysocjacji słabo rozpuszczalnej soli. Wartość iloczynu rozpuszczalności jest w danej temperaturze wartością stałą. (patrz tabela)

dla soli dysocjującej wg równania:                  A_xK_y = xA + yK

iloczyn rozpuszczalności obliczamy:                     I_r = [C_A]^x[C_K]^y

 Siła jonowa roztworu- parametr roztworu elektrolitu określający "sumaryczne" stężenie jonowe danego roztworu. Obliczany wg wzoru:

 pH  - parametr roztworu elektrolitu pochodny od stężenia jonów hydroniowych (H₃O⁺) w roztworze. Jego ścisła definicja ulega ciągłym ewolucjom, w praktyce określamy pH jako logarytm dziesiętny z odwrotności wartości stężenia molowego jonów wodorowych (hydroniowych). 
Obliczamy pH wg wzoru:

pH = - lg[H⁺]

 Hydroliza  - typ reakcji polegającej na rozpadzie złożonej cząsteczki związku organicznego (np. estru) lub nieorganicznego (np. węglan sodu) na prostsze składniki pod wpływem reakcji z cząsteczką wody.

Dla estru - octanu metylu, reakcja przebiega z odtworzeniem pierwotnych składowych: kwasu octowego i metanolu:

dla nieorganicznego węglanu sodu Na₂CO₃ przebiega reakcja:

Na₂CO₃ + 2H₂O  ——> 2Na⁺ + 2OH^- + H₂CO₃ 

przypadku elektrolitów reakcja hydrolizy zachodzi wówczas, gdy mamy do czynienia z elektrolitem słabym. Elektrolity mocne nie ulęgają hydrolizie. W przypadku soli oznacza to, że gdy chociaż jeden z elementów wyjściowych soli (kwas lub zasada) należy do elektrolitów słabych to taka sól będzie ulegać hydrolizie, a tym samym będzie zmieniać pH roztworu.

 Roztworem buforowym (buforem) nazywamy złożony roztwór, który praktycznie nie zmienia wartości swojego pH po dodaniu do niego niewielkiej ilości silnego kwasu lub zasady (a także po rozcieńczeniu).
Dany bufor określamy dwoma parametrami - wartością pH i pojemnością buforową. Tę ostatnią określamy jako ilość moli jonów wodorowych lub hydroksylowych, którą trzeba dodać do 1 l roztworu buforowego, aby zmienić jego pH o jednostkę.

 Kwas - zasada

1. wg Arrheniusa - kwas jest zdolny odłączyć jon wodorowy (proton), zasada odłącza w czasie dysocjacji jon wodorotlenowy  

2. wg Brønsteda - kwas jest zdolny odłączyć proton, zasada jest zdolna przyłączyć proton; istnieje zawsze para kwas - zasada:

HCl	+	H2O	-—>	Cl^-	+	H3O^+
kwas		zasada		zasada		kwas
HS^-	+	H3O^+	-—>	H2S	+	H2O
zasada		kwas		kwas		zasada
HS^-	+	H2O	-—>	S^2-	+	H3O^+
kwas		zasada		zasada		kwas

jak widać niekiedy ten sam anion (np. HS^-;  H₂PO₄^-; HSO₃^-)  może raz pełnić rolę zasady a w innej sytuacji - kwasu

• Moment dipolowy - moment dipolowy obojętnej elektrycznie cząsteczki określa wzór m = q.r ,  gdzie q - wielkość ładunku na jednym z biegunów elektrycznych cząsteczki a r odległość między biegunami elektrycznymi cząsteczki ("środkami ciężkości" ładunku dodatniego i ujemnego)

• Warunki normalne - umownie przyjęte warunki: 1 atm. ciśnienia i  0°C (273K)

• Warunki standardowe - umownie przyjęte warunki: 1 atm. ciśnienia i 25°C (298K)

---