Сульфа́т желе́за(II), желе́зо(II) серноки́слое — неорганическое соединение, железная соль серной кислоты с формулой FeSO4. Нелетуч, не имеет запаха. Безводное вещество бесцветное, непрозрачное, очень гигроскопичное. Кристаллогидраты — гигроскопичные прозрачные кристаллы светлого голубовато-зелёного, тетрагидрат FeSO4·4Н2О зелёного цвета (розенит), моногидрат FeSO4·Н2О бесцветный (смольнокит). Вкус сильно-вяжущий железистый (металлический). На воздухе постепенно выветриваются (теряют кристаллизационную воду). Сульфат железа(II) хорошо растворим в воде (26,3 г при 20 °С). Из водных растворов кристаллизуется голубовато-зелёный гептагидрат FeSO4·7Н2О, который носит тривиальное название железный купоро́с. Токсичность железного купороса сравнительно низкая.
Окси́д (синонимы: о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.
Сте́пень окисле́ния — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.
Азо́тная кислота́ (химическая формула — HNO3; лат. Acidum nitricum, azoticum) — сильная химическая неорганическая кислота, отвечающая высшей степени окисления азота (+5).
Окисли́тель — вещество, в состав которого входят атомы, присоединяющие к себе во время химической реакции электроны. Иными словами, окислитель — это акцептор электронов.
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР), также редокс — химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующиеся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).
Неорганические сульфиды (от лат. sulphur — сера) — класс химических соединений, представляющих собой соединения металлов (а также ряда неметаллов — В, Si, Р, As) с серой (S), где она имеет степень окисления −2. Могут рассматриваться как соли сероводородной кислоты H2S. Свойства сульфидов сильно зависят от металлов, входящих в их состав.
Гидрокси́ды — неорганические соединения, содержащие гидроксильную группу 
. Известны гидроксиды почти всех химических элементов; некоторые из них встречаются в природе в виде минералов.
Хло́роводоро́д, хло́ристый водоро́д (HCl) — бесцветный, термически устойчивый ядовитый газ с резким запахом, дымящий во влажном воздухе, легко растворяется в воде с образованием хлороводородной (соляной) кислоты. При −85,1 °C конденсируется в бесцветную, подвижную жидкость. При −114,22 °C 
переходит в твёрдое состояние. В твёрдом состоянии хлороводород существует в виде двух кристаллических модификаций: ромбической, устойчивой ниже −174,75 °C, и кубической.
Галоге́ны — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева.
Циани́ды — соли цианистоводородной (синильной) кислоты. В номенклатуре IUPAC к цианидам относят также C-производные синильной кислоты — нитрилы.
Электрохимический ряд активности металлов (ряд напряжений, ряд (вытеснения) Бекетова, ряд стандартных электродных потенциалов) — последовательность, в которой металлы расположены в порядке увеличения их стандартных электрохимических потенциалов E0, отвечающих полуреакции восстановления катиона металла Men+: Men+ + nē → Me
В электрохимии стандартный электродный потенциал, обозначаемый Eo, E0, или Eθ, является мерой индивидуального потенциала обратимого электрода (в равновесии) в стандартном состоянии, которое осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей). Объёмы чаще всего взяты при 25 °C. Основой для электрохимической ячейки, такой, как гальваническая ячейка, всегда является окислительно-восстановительная реакция, которая может быть разбита на две полуреакции: окисление на аноде (потеря электрона) и восстановление на катоде (приобретение электрона). Электричество вырабатывается вследствие различия электростатического потенциала двух электродов. Эта разность потенциалов создаётся в результате различий индивидуальных потенциалов двух металлов электродов по отношению к электролиту.
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар. Было выведено немецким физико-химиком Вальтером Нернстом.
Диаграмма Пурбе — диаграмма, наглядно отображающая термодинамически устойчивые формы существования элементов в растворах при различных значениях водородного показателя pH и окислительно-восстановительного потенциала E. Предложена Марселем Пурбе.
Хими́ческое уравне́ние — символическое представление химической реакции с помощью химических формул, числовых коэффициентов и математических символов, в левой части которого указывают исходные вещества, а в правой — продукты реакции.
Хлори́д ме́ди(II) (медь хлорная) — бинарное неорганическое вещество, соединение меди с хлором, относящееся к классу галогенидов и солей (может рассматриваться как соль соляной кислоты и меди). Образует кристаллогидраты вида CuCl2·nH2O.
Экзергонические реакции, также самопроизвольные реакции — согласно второму началу термодинамики это химические реакции, которые протекают без притока энергии извне. Величина свободной энергии таких реакций всегда отрицательна, т.е. ΔG° < 0. Большинство химических реакций, которые протекают в окружающей среде — экзергонические, вследствие этого они являются термодинамически выгодными, в отличие от эндергонических. Примером экзергонических реакций являются процессы электролитической диссоциации, окисления и горения, сорбционные процессы, фотохимические процессы (фотодиссоциация), в живых организмах это процессы катаболизма — гликолиз, липолиз, протеолиз, окисление жирных кислот и многие другие.
Цикл оксида железа (Fe3O4/FeO) — двухступенчатый термохимический цикл, используемый для производства водорода. Он основан на восстановлении и последующем окислении ионов железа, а именно на восстановлении и окислении между Fe3+ и Fe2+. Ферриты, или оксид железа, участвуют в цикле в форме шпинели, и в зависимости от условий реакции легирующие металлы и материал носителя образуют либо вюститы, либо различные шпинели.
