1.WIĄZANIA CHEMICZNE

Wiązanie chemiczne  to każde trwałe połączenie dwóch atomów. Wiązania chemiczne powstają na skutek uwspólnienia dwóch lub większej liczby elektronów pochodzących bądź z jednego, bądź z obu łączących się atomów lub przeskoku jednego lub większej liczby elektronów z jednego atomu na drugi i utworzenia w wyniku tego tzw. pary jonowej.

Typy wiązań:

1.WIĄZANIE JONOWE

Wiązanie jonowe powstaje między dwoma atomami, których wzajemna różnica elektroujemności jest bardzo duża (Δeu≥1,7). Elektrony zamiast się uwspólnić "przeskakują" na stałe do jednego z atomów. W wyniku tego jeden z atomów ma nadmiar ładunku ujemnego i staje się ujemnie naładowanym jonem (anionem) a drugi ma nadmiar ładunku dodatniego i staje się kationem. Oba atomy tworzą parę jonową (+)(-), która trzyma się razem na zasadzie przyciągania ładunków elektrostatycznych i może w sprzyjających warunkach ulegać dysocjacji elektrolitycznej.

2.WIĄZANE KOWALENCYJNE

WIĄZANIE KOWALENCYJNE (atomowe) - polega na utworzeniu wspólnej pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch wspólnych par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech wspólnych par elektronów (wiązanie potrójne), przez dwa atomy, z których każdy dostarcza do wytworzenia wspólnego dubletu (lub dubletów) taką samą liczbę niesparowanych elektronów.
Wiązania kowalencyjne występują pomiędzy pierwiastkami, w których różnica elektroujemności jest równa 0. 

3.WIĄZANIE KOORDYNACYJNE

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE (semipolarne) - stanowi szczególny przypadek wiązanie typu kowalencyjnego. Polega na utworzeniu wspólnej pary elektronowej z elektronów dostarczonych przez jeden atom (tzw. donor). drugi atom (tzw. akceptor) uzupełnia własną powłokę walencyjną elektronami donora. 
Warunkiem powstania wiazania koordynacyjnego jest zderzenie drobiny posiadającej wolną parę elektronową z drobiną dysponującą luką elektronową lub wolnym orbitalem w powłoce walencyjnej.

4.KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE

KOWALENCYJNE SPOLARYZOWANE - polega na uwspólnieniu pary elektronów, ale wspólna para nie należy w jednakowym stopniu do obu atomów, lecz jest przesunięta w kierunku atomu bardziej elektroujemnego.
Zjawisko przesunięcia uwspólnionej pary elektronów w kierunku jednego z atomów, nosi nazwę polaryzacji wiązania. Ma to miejsce w przypadku, kiedy atomy pierwiastków różnią się elektroujemnością, ale różnica nie przekracza 1,7 w skali Paulinga.
Polarność wiązania rośnie w miarę jak zwiększa się różnica miedzy elektroujemnościami pierwiastków. Jeśli przekroczy wartość 1, 7 wiązanie przyjmuje charakter jonowy.
Wiązanie spolaryzowane jest najbardziej pospolite dla związków nieorganicznych i organicznych w skład których wchodzą atomy niemetali różniących się dość znacznie wartością elektroujemności.

5.WIĄZANIE METALICZNE

WIĄZANIE METALICZNE - powstanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu atomów tego samego metalu lub atomów różnych metali w zbiór kationów i swobodnie poruszających się między nimi elektronów.
Wiązanie metaliczne może istnieć w stanie stałym lub ciekłym.
W stanie stałym węzły sieci krystalicznej metalu lub stopu są obsadzone przez kationy wykonujące wyłącznie ruchy oscylacyjne wokół węzła, natomiast zdelokalizowane elektrony poruszają się swobodnie w obrębie całego kryształu, podobnie jak drobiny substancji w stanie gazowym. Z tego względu mówi się o gazie elektronowym (chmurze elektronowej) wiązania metalicznego.
Kationy stanowiące rdzenie atomowe utrzymują się w swoich położeniach dzięki przyciądaniu elektrostatycznemu elektronów.

2.KWASY I ZASADY-DEFINICJE

Kwasy – związki chemiczne wykazujące charakter kwasowy, co w zależności od definicji może oznaczać zdolność do

• zakwaszania środowiska (definicja Arrheniusa)

• dostarczania kationów wodorowych (definicja Brønsteda-Lowry’ego)

• przyjmowania pary elektronowej (definicja Lewisa).

W najprostszym podejściu kwasy są to związki chemiczne zawierające łatwo dysocjujące atomy wodoru. W roztworach wodnych dysocjują one na kation wodorowy i anion reszty kwasowej. Związki chemiczne o właściwościach przeciwnych do kwasowych to zasady.

• Kwas Brønsteda-Lowry’ego

Według teorii kwasów i zasad Brønsteda-Lowry’ego, kwas to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest donorem, czyli inaczej dostarczycielem jonu wodorowego H⁺.

• Kwas Lewisa

kwas to związek chemiczny, który jest akceptorem (przyjmującym) w warunkach danej reakcji parę elektronową (więc zasada jest donorem pary elektronowej).

• Kwas Archeniusa

Każdy związek, który w roztworze wodnym zwiększa stężenie jonów hydroniowych H3OH+

Zasady – jedna z podstawowych obok kwasów i soli grup związków chemicznych. Wodne roztwory silnych zasad nieorganicznych są nazywane ługami (np. ług sodowy). Istnieją trzy różne definicje tej grupy związków:

• Zasada Bronsteda

Zasada według definicji Brønsteda-Lowry'ego to każdy związek chemiczny, który w warunkach danej reakcji jest akceptorem (czyli inaczej przyjmującym) kationu wodorowego (H⁺) czyli protonu.

• Zasada Arrheniusa

Według klasycznej, jonowej teorii Arrheniusa, zasada to związek chemiczny, który po wprowadzeniu do roztworu wodnego, na skutek dysocjacji z wydzieleniem anionów wodorotlenowych, zwiększa stężenie jonów OH^- i zmniejsza stężenie jonów oksoniowych H₃O⁺

• Zasada Lewisa

Zasada to związek, który jest donorem (dostarczycielem) w warunkach danej reakcji pary elektronowej (więc kwas jest akceptorem pary elektronowej).

3.DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA,PH

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

NaHCO₃ → Na⁺ + HCO−3

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo

silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem. Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i zasady. Ujemny logarytm stałej dysocjacji jest miarą ich mocy chemicznej.

W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym.

Dysocjacja: termiczna,fotochemiczna,elektrolityczna,

PH

Skala pH – ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta naaktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

pH<7 – odczyn kwasny

pH=7 – odczyn obojenty

Ph>7 – odczyn zasadowy

4.HYDROLIZA SOLI

Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe.

Jony powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z teorią Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

Warto pamiętać, iż w przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady hydroliza nie zachodzi. Nie zachodzi także w przypadku soli, które są nierozpuszczalne w wodzie.

1. Sól mocnego kwasu i słabej zasady

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowego, (NH₄Cl), kation NH₄⁺ wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu, odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH₃ (czyli NH₃·H₂O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H₃O⁺:

2.Sól słabego kwasu i mocnej zasady

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH₃COONa), anion octanowy CH₃COO^- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH₃COOH i anionu wodorotlenowego: