Mol - ilość substancji, w skład której wchodzi tyle atomów , cząsteczek, jonów, wolnych rodników, cząstek elementarnych ( np. elektronów), ile atomów znajduje się w 0,012 kg węgla izotopu ¹²C. Liczba atomów, cząsteczek, jonów lub innych cząstek materialnych zawarta w jednym molu dowolnej substancji jest równa liczbie Avogadra (N_A), która wynosi N_A=6,023 x 10²³ .
Masa molowa- masa jednego mola wyrażona w kg lub g na mol. Liczbowo równa jest masie atomowej lub cząsteczkowej, ale tylko, gdy jej wartość podana jest w gramach. Istnieje zależność między masą molową (M), a bezwzględną masą atomu, cząsteczki, lub innej cząstki materialnej (m), która wyraża się następująco : M = N_A x m

Prawo Avogadra określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek.
A to oznacza, że w warunkach normalnych 22,4 dm³ tlenu, dwutlenku węgla, helu i wielu innych gazów będzie zawierało 6,02 * 10²³ cząsteczek lub atomów.

Prawo stałych stosunków wagowych

Prawo stałości składu:
Stosunek masowy pierwistków w każdym związku chemicznym jest zawsze stały, charakterystyczny dla danego związku i nie zależy od sposobu powstawania tego związku. Prawo stałości spotyka się też w innym sformułowaniu jako tzw. prawo stosunków stałych. W procesie tworzenia się związków chemicznych pierwiastki łączą się między sobą zawsze w ściśle określonych stosunkach masowych.

Prawo wielokrotnych stosunków wagowych

Jeżeli dwa pierwiastki są zdolne tworzyć ze sobą więcej niż jeden związek chemiczny, to na stałą ilość jednego pierwiastka przypada różna ilość drugiego pierwiastka. Ilości te pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych

Prawo prostych stosunków objętościowych w reakcjach między gazami

Objętości reagujących ze sobą gazów i objętości gazowych produktów reakcji, odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych.

Prawo zachowania masy

W układzie zamkniętym ogólna masa produktów powstających w dowolnej reakcji chemicznej jest równa masie substratów wziętych do reakcji. Obecnie, wiedząc, że masa może przechodzić częściowo lub całkowicie w energię i na odwrót, prawo to jest rozumiane w nieco inny sposób. W układzie zamkniętym suma masy i energii jest wielkością stałą

Prawo zachowania masy

Pomiędzy masą a energią, stanowiącymi dwie formy materii, istnieje zależność określona przez Einsteina wzorem

E = mc²

Gdzie: E - energia, m - masa , c - prędkość światła.

Z zależności tej wynika, że w miejsce rozpatrywanych niegdyś odrębnie dwóch praw, a to:

• Prawa zachowania energii określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje.

• Prawa zachowania masy wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej

Objętość molowa substacji


Objętość molowa dowolnej substancji, w określonej temperaturze ( objętość, jaka zajmuje 1 mol substancji ) to stosunek masy molowej ( M ) tej substancji do jej gęstości ( d ) w danej temperaturze

V_mol=M/d


W warunkach normalnych (T=0^oC (273 K) p=1013 hPa) objętość molowa gazu wynosi 22,4 dm³.

Wartościowość pierwiastka określa liczbę atomów wodoru przypadających w cząstczce na jeden atom danego pierwiastka. Przyjęto, że wodór w związkach jest zawsze jednowartościowy, tlen - dwuwarościowy. Wartościowość - liczba niemianowana - może przyjmować wartości całkowite od 1 do 8.

Wartościowość oznacza się cyfrą rzymską w nawiasie po symbolu pierwiastka np. Cl(I), Fe(III), C(IV)

Zapamiętaj, że pojęcie wartościowości odnosi się tylko do pierwiastka w związkach chemicznych. Pierwiastki w stanie wolnym wykazują wartościowość zerową

Pojęcie stopienia utlenienia zastępuje stare i mało precyzyjne pojęcie wartościowości. Stopień utlenienia - jest definiowany jako liczba elektronów, które dany atom przekazał lub przyjął od innego atomu w ramach tworzenia z nim wiązań chemicznych.
Stopień utlenienia oblicza się jako bilans wszystkich przekazanych i przyjętych elektronów przez dany atom, w ramach danej cząsteczki. Jeśli dany atom przekazuje o jeden elektron więcej niż otrzymuje, to uzyskuje stopień utleniania I, jeśli natomiast przyjmuje o jeden elektron więcej niż sam przekazał uzyskuje stopień utlenienia -I. Stopień utlenienia pierwiastków w stanie wolnym równa się zero. Więcej o sposobie obliczania stopni utlenienia w rozdziale IX.

Hydrolizą nazywa sie ogólnie reakcję związku chemicznego z wodą, a szczególnym rodzajem reakcji hydrolizy jest odwracalny proces hydrolizy soli. Proces taki występuje w czasie rozpuszczania soli w wodzie. Produktami reakcji hydrolizy są; kwas i zasada.. W przypadku reakcji hydrolizy soli pochodzącej od kwasu jednowodorowego (HA) i jednowodorotlenowej zasady (MeOH), reakcję hydrolizy można zapisać schematycznie. Me⁺ + A^- + H₂O <=> MeOH + HA

Reakcją odwrotną do reakcji hydrolizy jest reakcja zobojętnienia.

Nie wszystkie sole ulegają reakcji hydrolizy. Solami które nie ulegają reakcji hydrolizy są sole mocnych kwasów i mocnych zasad (NaCl, KNO₃, K₂SO₄,...). Hydrolizują natomiast:

• sole słabych jednoprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad (CH₃COOK, NaCN) - odczyn zasadowy.
  Przebieg procesu hydrolizy dla CH₃COOK przedstawia równanie.

CH₃COO ^- + K⁺ + H₂O <=> CH₃COOH + K⁺ + OH^-

Z równania widzimy, że jon potasowy nie uczestniczy w równowadze kwasowo-zasadowej, dlatego powyższe równanie możemy zapisać w postaci

CH₃COO ^- + H₂O <=> CH₃COOH + OH^-

Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy anionowej (zasadowej)

• sole mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad (NH₄NO₃) - odczyn kwasowy

NH₄⁺ + H₂O <=> NH₃ + H₃O⁺

Jon NO₃^- nie uczestniczy w równowadze kwasowo-zasadowej. Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy kationowej (kwasowej)

• sole słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest HCOONH₄ - odczyn może być obojętny, kwasowy lub zasadowy, zależnie od wartości stałych dysocjacji odpowiednich kwasów i zasad

• sole słabych dwuprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest K₂S - odczyn zasadowy

• sole trójprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest Na₃PO₄ - odczyn zasadowy, Na₂HPO₄ - odczyn zasadowy, NaH₂PO₄ - odczyn kwaśny
  
  Na₃PO₄ (zasadowy)

PO₄^3- + H₂O <=> HPO₄^2- + OH^- i dalej

HPO₄^2- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

H₂PO₄^- + H₂O <=> H₃PO₄ + OH^-

Ostatnia reakcja praktycznie nie zachodzi, ponieważ nadmiar jonów wodorotlenowych przesuwa równowagę reakcji hydrolizy w lewo.

Na₂HPO₄ (zasadowy) - jony HPO₄^2- dysocjują według równania

HPO₄^2- + H₂O <=> PO₄^3- + H₃O⁺

ale również hydrolizują;

HPO₄^2- + H₂O <=> H₂PO₄^- + OH^-

H₂PO₄^- + H₂O <=> H₃PO₄ + OH^-

Ostatnia reakcja praktycznie nie zachodzi, ponieważ nadmiar jonów wodorotlenowych przesuwa równowagę reakcji hydrolizy w lewo.

NaH₂PO₄ (kwasowy)

H₂PO₄^- + H₂O <=> HPO₄^2- + H₃O⁺

W roztworze znajduje się pewien nadmiar jonów H₃O⁺, stąd odczyn zasadowy

• sole mocnych jednoprotonowych lub dwuprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych lub wielowodorotlenowych zasad. Przykładem jest MgCl₂, AlCl₃ - odczyn kwasowy

Zjawisko hydrolizy wyjaśnia doskonale wyjaśnia nam teoria Lowry'ego i Bronsteda. Zgodnie z tą teorią hydroliza sprowadza się bowiem do przejścia od kwasu do zasady. Przykładem jest hydroliza CH₃COONa, którą możemy zapisać w postaci.

CH₃COO^- + HOH <=> CH₃COOH + OH^-
zasada1      kwas2        kwas1     zasada2

Fe(H₂O)⁺³ + HOH <=> Fe(OH)(H₂O)₅²⁺ + H₃O⁺
kwas1      zasada2        zasada1     kwas2

W pierwszej reakcji proton od bardzo słabego kwasu H₂O przechodzi do mocniejszej zasady CH₃COO^- tworząc słabo zdysocjowany kwas octowy oraz wolne jony wodorotlenowe. Roztwór ulega zalkalizowaniu.
W drugiej reakcji woda jest zasadą i odbiera proton od jednej z cząsteczek wody przy jonie żelaza (III).
Ponieważ powstaje silny kwas H₃O⁺ oraz słaba zasada Fe(OH)(H₂O)₅²⁺, roztór ulega zakwaszeniu.

---