Az atom 100 pm nagyságrendű átmérővel rendelkezik. Az elektromosan semleges atom atommagjában levő pozitív töltésű protonok száma megegyezik a negatív töltésű elektronok számával. A protonok száma megegyezik az atom rendszámával, amely az atom kémiai minőségét megszabja. Ha megváltozik a protonok száma, akkor megváltozik az atom kémiai minősége is. Az azonos rendszámú (protonszámú), de különböző tömegszámú atomokat izotópatomoknak nevezzük. Az atommag részeit a magerők tartják össze, amelyek erőssége lényegesen felülmúlja a protonok közötti taszítást.

Kr.e. 460-370. Görög természetfilozófus. Az első atomelmélet megalkotója. A világ szerinte oszthatatlan részecskékből tevődik össze, az atomokból, melyek egymáshoz ütődve mozognak. Az atomok, végtelenül kicsiny, egymástól különböző (alak, nagyság, elhelyezkedés) anyagi részecskék, minden dolog belőlük épül fel.

Az atom azon állapota, melyben a héjakon lévő elektronok a lehető legkisebb energiaszinten, azaz az atommaghoz legközelebb eső pályákon tartózkodnak. Ezt az energiaminimum elve határozza meg. Az elektronok ebben az állapotban kötődnek legerősebben az atommaghoz, ennek megváltoztatásához energiát kell közölni a rendszerrel, azaz gerjeszteni kell azt.

(1766–1844) brit fizikus, kémikus és meteorológus volt. Egy szövőmunkás fia volt. Szülei szerény anyagi lehetőségeik ellenére is próbálták taníttatni a fiukat. Könyvekből tanulta meg a természettudományokat és a nyelveket. Mielőtt teljesen a kutatásnak szentelhette volna az idejét, tanárként dolgozott az angliai Cumberlandban. Legnagyobb eredménye az 1803-ban közölt atomelmélet megalkotása volt. A gázok tulajdonságait is tanulmányozta. 1803-ban megalkotta a parciális nyomásokkal kapcsolatos törvényt, majd 1804-ben pedig a többszörös súlyviszonyok törvényét, melyek ma is a kémia alaptörvényei. Leírta a daltonizmust is - a színvakságot (vagy vörös-zöld színtévesztést), melyben ő maga is szenvedett. A betegség lényege, hogy a beteg nem tudja megkülönböztetni egymástól a színeket - különösen a vöröset és a zöldet. A daltonizmus egy veleszületett, örökletes és gyógyíthatatlan rendellenesség. Felfedezőjéről, Daltonról nevezték el. Dalton meteorológiai kutatásokat is végzett: tanulmányozta az atmoszféra összetételét, légnyomásmérőket épített és időjárás-előrejelzésre használta őket.

(1871–1937) Brit fizikus. Megfogalmazta a radioaktivitás és az atom szerkezetének alapjait. Bizonyította, hogy az alfa-, béta- és gamma-sugárzások eltérő jellegűek. A radioaktív bomlás elméletének megfogalmazója. 1908-ban kémiai Nobel-díjat kapott a radioaktivitás területén végzett kutatásaiért. Kutatásai 1911-ben az atom bolygómodelljének megalkotásához vezettek.

(1887-1961) Nobel-díjas, osztrák származású fizikus. Jó barátságban volt Planckkal és Einsteinnel. 1926-ban publikálta a kvantummechanika területén a hullámegyenletét, annak értelmezését és alkalmazását. Cikkében a hullámegyenlet a hidrogénszerű atomok esetén helyes eredményeket adott.

A vegyjel az elemek rövid kémiai jele, amely jelöli magát az elemet (annak anyagi minőségét), és jelöl egy atomot is. A vegyjelek általában görög vagy latin nevek rövidítése.

Olyan állapot, amelyben az atom vagy molekula összes energiája nagyobb az alapállapoténál. Az atom vagy molekula külső energiaközlés hatására magasabb energiaállapotba kerül, elektronjai magasabb energiaszintű atom- vagy molekulapályára kerülnek. Az atom gerjesztett állapotaihoz különböző, de meghatározott nagyságú energia tartozik. Az atom gerjesztett állapota nem stabilis.

Niels Henrik David Bohr (Koppenhága, 1885. október 7. – Koppenhága, 1962. november 18.) Nobel-díjas dán fizikus, aki az atomszerkezet és a kvantummechanika tudományterületén dolgozott. Tudományos kutatásai elismeréseként 1922-ben elnyerte a fizikai Nobel-díjat. 1938-ban a Magyar Tudományos Akadémia is tiszteleti tagjává választotta. Bohr fizikai felfedezései: Bohr-féle atommodell és kvantummechanikai leírási módszerek.

A pálya főkvantumszáma 2, tehát az L héj része. A kettes főkvantumszámú héjon a mellékkvantumszám két értéket vehet fel, így lehet 0 és 1. Amennyiben értéke 1, akkor p alhéjról beszélünk. A mágneses kvantumszámból adódóan a p alhéj 3 atompályát foglal magába, ami a Pauli-elv alapján összesen pályánként 2 eltérő spinű elektront, azaz összesen 6 elektront tartalmazhat.

A főkvantumszám az elektronpálya atommagtól távolságát jelöli. Az azonos főkvantumszámú pályák héjakat alkotnak. A héjak elnevezése, az abc nagy betűivel történik: K, L, M, N, O, P, Q. Az L-héj az atommaghoz második legközelebb eső héj, melyen maximum nyolc elektron tartózkodhat. Egy s- és három p-pályából épül fel.

A főkvantumszám az elektronpálya atommagtól távolságát jelöli. Az azonos főkvantumszámú pályák héjakat alkotnak. A héjak elnevezése, az abc nagy betűivel történik: K, L, M, N, O, P, Q. Az M-héj az atommaghoz harmadik legközelebb eső, harmadik legalacsonyabb energiájú héj, melyen maximum tizennyolc elektron tartózkodhat. Egy s-pályából, három p-pályából és öt d-pályából áll.

Az atomok elektronszerkezetében az 1-es mellékkvantumszámhoz tartozó atompályákat p-alhéjnak nevezzük. A p-alhéj az L-héjon jelenik meg először, és három pályát tartalmaz. Ezen a Pauli-elv értelmében legfeljebb hat darab elektron tartózkodhat, azaz hat elektron jelenlétében telített az alhéj. Az alhéjon jelen lévő párosítatlan elektronok döntően befolyásolják az adott atom reakciókészségét.

Ha egy pályán két elektron van, akkor telített pályáról beszélünk. Ha az elektronok száma ennél kevesebb, a pálya telítetlen.

Ha egy pályán két elektron van, akkor telített pályáról beszélünk. Ha az elektronok száma ennél kevesebb, a pálya telítetlen.

Az atompálya a magot körülvevő elektronfelhő azon része, ahol az elektron legnagyobb valószínűséggel megtalálható. Az 1s atompálya főkvantumszáma 1, ez található legközelebb a maghoz és alkotja a K héjat. Az atompálya mellékkvantumszáma 0, ami azt jelenti, hogy ez egy gömb alakú pálya. A Pauli-elv értelmében ezen az alhéjon maximum két elektron tartózkodhat, azaz az 1s pálya 2 elektronnal van teljesen feltöltve, ennek jelölése jobb felső indexben történik: 1s².

Empirikus szabályok az atomok spektrumának értelmezésére, amelyet egy sokelektronos atomban, két egyenlő elektron (azaz elektronok azonos n és l kvantumszámmal) legalacsonyabb energiaszintű konfigurációjának meghatározására használnak.

Az atompálya az a térrész, amelyen az elektron megtalálási valószínűsége 90%

A pálya főkvantumszáma 2, azaz a K héj után elhelyezkedő L héj része. A kettes főkvantumszámú héjon a mellékkvantumszám két értéket vehet fel: 0 vagy 1. Amennyiben értéke 0, úgy az s alhéjról beszélünk. Az s alhéj mindig egy atompályát foglal magába, amelyen maximum két, eltérő spinkvantumszámú elektron tartózkodhat.

Az s-alhéjat egyetlen pálya alkotja. Az alhéjak közül a legalacsonyabb energiájú, ezért ez telítődik először, és csak utána kerülnek elektronok a p-, d-pályákra stb. Az s-alhéj egyetlen pályája gömbszimmetrikus.

A VIII.A főcsoport tagjait: a héliumot, a neont, az argont, a kriptont, a xenont és a radont nemesgázoknak nevezzük. Elektronszerkezetüket az jellemzi, hogy legkülső elektronhéjuk lezárt, emiatt normál körülmények között nem reakcióképesek. Színtelen, szagtalan gázok és atomos állapotban fordulnak elő a légkörben. Felhasználásuk sokrétű, a léggömbök töltésétől (hélium) a fénycsövek, izzók töltőgázán (kripton, neon) át a hegesztéskor alkalmazott védőgázig (argon) terjed.

A periódusos rendszer I.A főcsoportjának tagjai, a vegyértékhéj-szerkezetük: ns¹ . Elektronegativitásuk kicsi, nagyon reakcióképesek, jellemzően jó redukálószerek. Az elektromos áramot vezetik. Fizikai tulajdonságaik közül jellemző, hogy puha, könnyen olvadó, szürke színű fémek. Analízisük könnyen megvalósítható, mivel a gázlángot ionjaik jellemző színűre festik (a nátrium például sárgára). Jellemző reakcióik közé tartozik a levegőn történő könnyű gyulladás. Vízzel és halogénekkel hevesen reagálnak. Ionjaik közül a nátrium-, és káliumion élettani jelentőségű. Vegyületeik között halogenidjeiket, karbonátjaikat, nitrátjaikat, hidroxidjaikat találjuk, melyeket felhasználjuk a mindennapokban.

Az atomnak az atommagból és a körülötte levő lezárt elektronpályákból álló része. Más szavakkal az atomtörzs a vegyértékelektronok nélküli atomrész. Az atomtörzs általában pozitív töltésű. A speciális elektronszerkezetű nemesgázoké semleges. Kémiai reakciók során, például a molekulaképződés alkalmával, az atomtörzsek változatlanok maradnak.

A periódusos rendszer V.A főcsoportját nitrogéncsoportnak nevezzük. A csoport első tagja a nitrogén, még gáz halmazállapotú anyag, majd rendre következik a foszfor, az arzén, az antimon és a bizmut, amelyek szilárdak. Az elektronszerkezetük ns²np³. Fizikai tulajdonságaik nagyon eltérőek. A nitrogén és a foszfor tisztán nemfémes tulajdonságúak, míg az arzén és az antimon félfémek, a bizmut pedig a fémek közé tartozik.

A periódusos rendszer III.A csoportja. Atomjaik külső elektronhéján 3 elektron van.

Az atomok elektronszerkezete esetén a maximális elektront tartalmazó héjakat telítettnek nevezzük. A telített héjak az atommaggal együtt alkotják az atomtörzset. A zárt, belső héjakra nagyobb vonzóerő hat, és a vegyértékelektronokkal szemben ezek nem vesznek részt a kémiai reakciókban, kötést nem alakítanak ki, és nemkötő elektronpárként sem szerepelnek.

Azok az elemek tartoznak a periódusos rendszer azonos főcsoportjába (oszlopba), amelyek vegyértékelektronjainak száma a legkülső héjon azonos. A legkülső héj elektronjai száma határozza meg a vegyértéket.

A kémiai elemek táblázatos megjelenítése, amit 1869-ben az orosz kémikus Dmitrij Mengyelejev alkotott meg. Az elemek tulajdonságai közötti visszatérő jellegzetességeket mutatja. A függőleges oszlopok a csoportok, I-től VIII-ig számozva. Ezeken belüli elemek vegyértékhéjának elektronjainak száma és elrendeződése azonos. Az „A”-val jelölt oszlopok a főcsoportok a „B”-vel jelöltek a mellékcsoportok. Az azonos főcsoportba tartozó elemek vegyértékelektronjainak száma azonos. A vegyérték elektronok számát a főcsoport sorszáma adja meg. Ugyanazon főcsoport elemeinek kémiai tulajdonságai nagyban megegyeznek, mert a vegyértékelektronok száma, meghatározza, hogy az adott elem a kötésekben hány elektronnal tud részt venni.

A Mengyelejev féle periódusos rendszer egyik mezője, ami a II.A és a III.A oszlopok között helyezkedik el. A d-mezőhöz tartozó elemek külső héján 2 elektron van. Minél nagyobb a d-alhéjon található párosítatlan elektronok száma, annál magasabb az olvadáspontjuk, annál keményebbek. Ionjaik – ionrácsban és oldatban is – gyakran színesek. A hőt és elektromosságot jól vezetik.

A periódusos rendszer IV.A csoportjának elemei tartoznak ide. A vegyértékhéj elektronszerkezetük: ns²np². Négy erős kovalens kötés létrehozására képesek. Elektronegativitásuk közepes nagyságú, ami a rendszám emelkedésének irányában csökken.

A kémiai kötésben részt vevő atomok elektronvonzó képességét kifejező szám. Értéke 0,7-től 4,0-ig terjed.

A periódusos rendszernek az a része, amelyet a lantanoidák és aktinoidák alkotnak. Az f-mező elemeinek elektronszerkezetében az f alhéj épül ki. Periódusonként 14 elem tartozik ide. Elemei között sok radioaktív és a 92-es rendszám felettiek a természetben nem fordulnak elő. Felhasználják őket ötvözőfémként és az atomreaktorokban neutronelnyelőként.

Az elemek kémiai tulajdonságait a külső, vegyérték-héjuk szerkezete határozza meg. A hasonló vegyértékelektron-szerkezetű elemek kémiai tulajdonságai hasonlóak.

Kémiailag közömbös gáz, azaz a kémiai anyagok nagy részével nem lép reakcióba. A kicsi reakció készség a stabil állapottal magyarázható. Például a nemesgázok, amelyek vegyértékhéja telített, stabilak. A legismertebb példa az inert gázra a nitrogén, amely a levegő 78%-a. Nélküle a 100%-os oxigén tartalomnál már a legkisebb mechanikai súrlódás is égést idézne elő.

A periódusos rendszer III.A – VIII.A főcsoportjait magába foglaló része. A csoportok közös jellemzője, hogy az elektronszerkezetükben a p-alhéj kiépülése történik. A p-mezőt a nemesgázok, a halogének, az oxigén-, nitrogén-, és széncsoport, valamint a földfémek oszlopa alkotja. A p-mező nagy rendszámú elemei már mind fémes, vagy félfémes sajátságúak, de a kis rendszámúak nemfémek, esetleg félfémek.

Az elemek táblázatos formában megadott rendszere. Periódusokból (vízszintes sorok) és oszlopokból (fő- és mellékcsoportok) áll. Az oszlopokban az egymás alatt lévő elemek főbb tulajdonságai hasonlóak. Az első teljes értékű periódusos rendszert Mengyelejev orosz tudós dolgozta ki.

A kívánt termék létrehozásához szükséges energia mennyisége. Kationok képződésekor energiát kell befektetni az elektronok eltávolításához. Az energiabefektetést az ionizációs energiával jellemezzük.

A gömb alakúnak képzelt ion kísérletileg megállapítható sugara. Az egyszerű pozitív töltésű ion sugara kisebb, a negatív töltésűé nagyobb, mint a megfelelő atom sugara. Mérete a tized nm nagyságrendbe esik.

Pozitív töltésű atom vagy atomcsoport.

Negatív töltésű atom vagy atomcsoport.

1 mol szabad egyszeresen negatív töltésű anion legkönnyebben leszakítható elektronjának eltávolítását kísérő energiaváltozás. Jele: E_a Mértékegysége kJ/mol.

Az atomsugár az atommag és a legkülső stabil elektronpálya távolsága az egyensúlyi helyzetben levő atomban. Mértékegysége a pikométer vagy az ångström. Nemfémek esetén az atomsugár mellett kovalens sugárról, fémek esetén fémes sugárról beszélünk. A periódusos rendszerben az atomsugár a csoportban lefelé haladva nő, ahogy új elektronhéjak adódnak hozzá az atomokhoz, és balról jobbra haladva csökken, ahogy az atommag töltése (a protonok száma) nő.

Olyan elektronpár, amelyik legalább két atomtörzs erőterébe tartozik.

Egy adott molekula egy-egy atomjára vonatkozó szám, amely megadja, hogy hány kötő elektronpár tartozik az adott atomhoz.

Olyan kovalens kötés, amelyben két közös elektronpár van. A kettős kötésben az egyik szigma- és a másik pi-kötés.

Három közös elektronpárral kialakuló kovalens kötés. Egy szigma- és két pí-kötésből áll.

Hibrida latin szóból ered, ami keresztezést jelent. A kovalens kötések kialakulásánál használjuk a hibridizációt, amely az atompályák keverésével olyan új hibridpályákat hoz létre, melyek alkalmasak az atomok közötti kötés jellemzőinek leírására.

Olyan kovalens kötés, amelyben a kötő elektronpár a kötést létesítő egyik atomtól származik.

Közös elektronpár révén megvalósuló erős, elsőrendű kötés.

A kovalens kötés apoláris, ha azonos elektronegativitású atomok kapcsolódnak össze, és poláris, ha az atomok elektronegativitása eltérő.

1 mol molekulában, két atom közötti kötés képződését kísérő energiaváltozás. Értéke megegyezik a kötésfelszakítási energiával, de az előjele ellentétes. Mértékegysége: kJ/mol.

Két atom között létrejövő második és harmadik kovalens kötés. Párhuzamos tengelyű p atompályákból alakul ki. Ez a kötés síkszimmetrikus. A pi-kötés akadályozza a kötésben résztvevő atomok egymáshoz képesti elfordulását.

A kettőnél több atomból álló molekulákban rendszerint egy központi atom körül több hasonló elektronhéj-szerkezetű atom, atomcsoport vagy kisebb molekula, úgynevezett ligandum helyezkedik el. A központi atomot körülvevő ligandumok száma a koordinációs szám. Egyes fémeknek több koordinációszáma is lehet az oxidációs állapottól függően.

A molekulák térszerkezetét nagyban befolyásolja az atomhoz tartozó nemkötő elektronpárok térigénye. Ez a térigény abból származik, hogy a kötő- és nemkötő elektronpárok is taszítják egymást. A nemkötő elektronpárok térigénye nagyobb, mint a kötő elektronpároké.

A molekula központi atomjának nevezzük azt az atomot, amely a legnagyobb vegyértékű, így a legtöbb ligandummal rendelkezik. A központi atomhoz kötő és nemkötő elektronpárok kapcsolódhatnak, amelyek a molekula térszerkezetét meghatározzák.

A központi atomtól a szomszédos atomok felé húzott szakaszok egy szöget zárnak be, amely az illetö ligandumok kötésszöge. A kötésszöget vegyértékszögnek is szokás nevezni.

A molekulákban a központi atomhoz kapcsolódó atomok. A komplex vegyületekben a külső térrészben elhelyezkedő, koordinációs kötésekkel kapcsolódó, semleges molekulák vagy ionok.

Részleges töltésszétválás a molekulában. E tekintetben a molekula lehet poláris és apoláris.

Olyan kovalens kötés, amelyben a kötő elektronpár többet tartózkodik a nagyobb elektronegativitású atommag erőterében, így töltésszétválás alakul ki. Akkor jön létre, ha a két atom elektronegativitásának különbsége nem 0.

Egy olyan molekula, amelyben az összes kovalens kötés apoláris, vagy ha vannak benne poláris kovalens kötések, akkor a szimmetrikus térbeli alakjuk miatt ezek kiegyenlítik egymást.

A kötés polaritását ábrázoló vektor, amelyik a részleges negatív töltéstől a részleges pozitív töltés felé mutat.

Olyan molekula, amelynek az egyik része részlegesen pozitív, a másik része részlegesen negatív töltésű.

Olyan ion, amelyben a központi atomhoz ligandumok (molekulák vagy ionok) koordinációs kötésekkel kapcsolódnak. Pl. [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Olyan komplex vegyületek, melyekben a központi atomot vízmolekulák veszik körül ligandumként. A komplex vegyületekben a központi atom pozitív töltésű, amelyhez koordinációs kötéssel kapcsolódnak a ligandumok – ezek lehetnek anionok és molekulák is. A koordinációs kötés a datív kötés egy fajtája, amelyben a kötést kialakító elektronpár mindkét elektronját ugyanaz az atom szolgáltatja.

Mértékegység, ami azt adja meg, hogy egy mólnyi anyagnak mekkora az energia tartalma. Például ez a mértékegysége az égéshőnek és a mólhőnek is.

Más néven belső súrlódás. A nagy viszkozitású anyagok részecskéi mozgásuk közben akadályozzák egymást (sűrűn folyó anyagok).

A központi atom (vagy ion) ligandumainak száma. A kristályrács esetében pedig egy kiszemelt atomtörzshöz (molekulához vagy ionhoz) legközelebb lévő atomtörzsek (molekulák vagy ellentétes töltésű ionok) száma.

1 mol kristályos anyag alkotórészeire felbontásához szükséges energia. Mértékegysége: kJ/mol.

Az a térfogatmennyiség, amelyet az anyag egy mólnyi anyagmennyisége kitölt. Ez gázok esetében fontos, hiszen ott a nyomás és a hőmérséklet változásával a moláris térfogatértékek eltérőek. Standard körülmények között (105 Pa nyomás, 25°C hőmérséklet) a gázok moláris térfogata 24,5 dm³/mol, normál körülmények között (105 Pa, 0°C) pedig ez az érték már 22,41 dm³/mol.

Az anyag egyik halmazállapota, amelyet makroszkopikusan állandó alak és viszonylag állandó térfogat jellemez.

Másképpen: fagyáspont. Az olvadáspont az anyag szilárd halmazállapotából folyadék halmazállapotba történő átmenetének egyensúlyi hőmérséklete.

A folyadék részecskéi közel vannak egymáshoz, közöttük erős kölcsönhatás van. Ennek következménye, hogy gyakorlatilag összenyomhatatlanok. A részecskék egymáson elgördülhetnek. Felveszik a tartóedény alakját, térfogatuk állandó, alakjuk viszont nem.

A molekularács molekulák vagy atomok olyan szilárd halmaza, ahol az egyes részecskéket gyenge másodrendű kémiai kötések kapcsolják össze.

Olyan másodrendű kémiai kötés, amelyben a két molekulát hidrogénatom kapcsolja össze. Egy nagy elektronegativitású atomhoz kapcsolódó (ezáltal erősen pozitívan polarizált) hidrogénatom egy másik nagy elektronegativitású atom nemkötő elektronpárjához kapcsolódik. A legerősebb intermolekuláris kölcsönhatás típus a molekulák között.

Molekulák között fellépő gyenge kölcsönhatás. Fajtái: dipólus-dipólus, diszperziós és hidrogénkötés.

Olyan szilárd vagy folyékony halmazállapotú anyagok az elektrolitok, amelyek elektromos áram vezetésére képesek ionjaik révén. Ilyenek például a sók, a savak és a bázisok vizes oldatai vagy olvadékai.

A 4,5 g/cm3-nél kisebb sűrűségű fémek gyűjtőneve. Ide sorolják az alkálifémeket, az alkáliföldfémeket, az alumíniumot és a titánt.

Olyan kristályrács, amelynek elemi cellájában a kocka csúcsain és a test közepén vannak a rácsalkotók. A koordinációs szám 8. Ilyen rácsot alkot például a wolfram, a króm, a vanádium.

Olyan kristályrács amelynek elemi cellájában a kocka csúcsain és a lapok közepén vannak a rácsalkotók. A legszorosabb illeszkedésű rácstípus. A koordinációs szám 12.

A periódusos rendszer II.B csoportjának eleme. Szobahőmérsékleten cseppfolyós. Kénnel szobahőmérsékleten is reagál. Számos fém oldódik benne (amalgámok). Gőze és vízben oldódó vegyületei nagyon mérgezőek. Műszerek (pl. hőmérő), fényforrások készítésére, az alkáli-klorid-elektrolízisnél elektródnak, a fogászatban amalgámtömésekben használják.

Vörös színű, szilárd por. A fehérfoszforral ellentétben nem négy, hanem végtelen számú atom összekapcsolódásából álló láncmolekula, amelyben minden foszforatom három kovalens kötést alakít ki, és egy nemkötő elektronpárja van. Stabil allotróp módosulat. Gyakorlatilag nincs oldószere, ezért nem mérgező. Forráspontja és gyulladási hőmérséklete szerkezete miatt nagyon magas.

A szén egyik allotróp módosulata, amit a XX. század végén fedeztek fel. Leggyakoribb fajtája a 60 szénatomból álló, gömb alakú molekula. Sok, ettől eltérő atomszámú, molekulája ismert.

A rétegrácsban a rácspontokban lévő részecskék csak síkban kapcsolódnak erős kötéssel egymáshoz, de térben nem, így a rétegek egymáson el tudnak csúszni. A legismertebb ilyen elem a grafit. Minden szénatom három vegyértékelektronnal, a szomszédos szénatomokkal kapcsolódik hattagú gyűrűket és ezekből rétegeket alkotva (atomrácsos jelleg). A negyedik elektron az egész makromolekulára kiterjedő delokalizált pályára kerül, mint a fémrácsban. A rácscsíkokat a molekularácsokra jellemző másodlagos kötőerők tartják össze.

Vegyjele: C. A periódusos rendszer IV.A csoportjának eleme. Allotróp módosulatai: grafit, gyémánt és fullerén. A szerves vegyületek alapeleme. A természetben sok formában fordul elő (pl. kőszén). Előállítható mesterségesen is (korom, orvosi szén). Felhasználása nagyon sokrétű, pl. energiaforrás, redukálószer stb.

Vegyjele: P. Az V.A csoport eleme. Két allotróp módosulata ismert (fehér- és vörösfoszfor). Sok fontos vegyülete van. Elemi állapotban a gyufagyártásban használják. Az élő szervezetek egyik fontos eleme.

Az adott komponens anyagmennyisége és az elegyben lévő összes anyagmennyiség hányadosa. Jele: x. Pl. 4 mol sóssavból és 2 mol vízből álló oldat anyagmennyiség-törtje: x_HCl=4/(4+2) = 0.67

A többkomponensű, egyfázisú, homogén, vagy inhomogén, folyékony, vagy szilárd halmazállapotú rendszereket összefoglaló néven elegyeknek nevezzük.

Az oldatok összetételének jellemzésére szolgáló mennyiség. Az oldott anyag térfogatának és az oldat térfogatának hányadosából képzett térfogattört százszorosa. Jelölése: φ, vagy v%, esetleg v/v %-kal történik. Folyadék- és gázelegyek összetétele egyaránt jellemezhető ezzel.

Az az anyag, amely a diszpergáló közegben kolloid állapotban szétoszlatva van.

Az oldott anyag és az oldat tömegének hányadosa (tömegtört) százalékban kifejezve. Jele: w, mértékegysége nincs.

Olyan többkomponensű, homogén rendszer, amelyben az egyik komponens (oldószer) szétoszlatott (diszpergált) állapotban tartja a másik komponenst (oldott anyagot) vagy komponenseket.

Olyan rendszer, amelyben több fázis található. Heterogén rendszernek is nevezik. Lehet egy- vagy többkomponensű. Pl. jég és víz, ill. kénpor és vaspor keveréke.

Gél: kocsonyás állományú kolloid rendszer. Kvázi-szilárd halmazállapotú rendszer, amely legalább két komponensből áll: kondenzált vázból és vázkitöltő anyagból, ami liogéleknél folyadék. A vázalkotó szilárd fázis nagymértékben hidratált állapotban van, így a vízmolekulák a részecskék körül a térben rögződnek.

Kolloidoknak nevezzük azokat a diszperz rendszereket, amelyekben az eloszlatott részecskék mérete 1 nm-től 500 nm-ig terjed. A kolloidokat csoportosíthatjuk az eloszlatott részecskék típusa szerint, úgymint: lioszolok, asszociációs-, és makromolekuláris kolloidok.

Olyan kolloid rendszer, amelyben az eltérő polaritású részeket tartalmazó amfipatikus molekulák, ionok micellákat hoznak létre.

Amfipatikus molekulák rendezett szerkezetű csoportja valamilyen közegben. Pl. lipidmolekulák halmaza vízben.

Határfelülettel rendelkező részecskehalmaz. A mikrofázisok termodinamikailag nem stabilak, csak kinetikailag állandóak.

Folyékony állapotú diszperziós kolloid. A kolloid rendszert alkotó részecskék szolvátburokkal (vizes közegben hidrátburokkal) rendelkeznek, ezért könnyen elmozdulhatnak egymáshoz képest, azaz a rendszer folyékony. A szolok részecskéinek szolvátburkát megszüntetve géleket lehet előállítani.

A folyadékkal kitöltött vázszerkezeti hézagokat tartalmazó liogélből állítható elő a folyadéktartalom alkalmas módon történő eltávolításával. Szilárd halmazállapothoz hasonlóan alaktartó, viszonylag rugalmas szerkezetű anyag. A xerogél előállítása reverzibilis vagy irreverzibilis attól függően, hogy folyadék hozzáadásával visszaállítható-e a liogél szerkezet. Xerogél például az agar-agar, amely baktérium-táptalajnak és kocsonyásítószernek használt anyag.

Olyan diszperz rendszer, amelyben a diszpergált részecskék mérete 1 és 500 nm között van.

Olyan kolloid diszperz rendszer, amelyben mind a diszperziós közeg, mind a diszpergált anyag folyékony halmazállapotú (pl. tej).

A kolloid rendszerek egyik típusa a gél. Ez nagyobb viszkozitású folyékony rendszerből alakul ki, amelyben az oldott részecskék hidrátburka részben átfedi egymást. A kialakuló térhálós szerkezet miatt kocsonyás, zselészerű szerkezet alakul ki. Ilyen például: a kocsonya, a zselé, a puding és a joghurt. A kolloid részecskék közötti vonzás nagyobb, mint a hőmozgás energiája, emiatt a struktúra alaktartó.

Más néven amfifil anyag vagy amfifil molekula. Olyan molekula, amelynek jellegzetes tulajdonsága, hogy molekulán belül egyaránt található hidrofil, vízzel elegyedő és hidrofób, vizet taszító rész is. A hidrofób rész zsíros vagy olajos közegben jól oldódik, ezért ilyen szempontból a hidrofób tulajdonság egyszerre lipofil sajátságot is jelent. Az amfipatikus anyagok közé tartoznak például az emberi sejtek membránját alkotó foszfolipidek, és a szappanok.

Kémiai anyagok, funkciós csoportok, molekulák, molekularészletek azon tulajdonságát, hogy vízzel szívesen elegyednek, vagy abban szívesen oldódnak, hidrofilitásnak nevezzük. Bizonyos esetekben ez a tulajdonság az egész molekulát jellemzi (ilyen például az etanol, amely vízzel korlátlan mértékben elegyedik), más esetekben csak egy konkrét molekularészt vagy funkciós csoportot (például bizonyos kolloidok, az asszociációs kolloidok esetén csak a hidrofil fejrész rendelkezik ezzel a tulajdonsággal, mivel a zsírsavláncokból álló farok rész nem kedveli a vizet).

A vízben való oldódáskor az oldott anyag részecskéit körülvevő vízmolekulák által képezett burok.

1 mol anyag szolvatációját kísérő energiaváltozás. Mértékegysége: kJ/mol.

1 mol szabad ion hidratációját (a hidrátburok kialakulását) kísérő energiafelszabadulás. Mértékegysége: kJ/mol.