1. Równanie stanu doskonałego. pV=nRT. Równanie jest wyprowadzone na podstawie założeń: gaz składa się z poruszających się cząsteczek; cząsteczki zderzają się ze sobą oraz ze ściankami naczynia w którym się znajdują; brak oddziaływań międzycząsteczkowych w gazie, z wyjątkiem odpychania w momencie zderzeń cząsteczek; objętość (rozmiary) cząsteczek jest pomijana; zderzenia cząsteczek są doskonale sprężyste. Z równania tego wynika fundamentalny związek między ciśnieniem, temperaturą i liczbą cząstek gazu, z którego wynikają trzy wnioski: n moli (taka sama liczba cząstek) gazu, przy danej temperaturze i ciśnieniu panującym w naczyniu zajmuje zawsze taką samą objętość, niezależnie od budowy chemicznej tego gazu (V=nRT/p); w danej objętości, przy danym ciśnieniu i temperaturze, znajduje się zawsze taka sama liczba moli cząsteczek gazu, niezależnie od jego budowy chemicznej (n=pV/RT); n moli gazu zamkniętych w naczyniu o określonej objętości, przy określonej temperaturze, będzie wywierał na jego ścianki zawsze jednakowe ciśnienie, niezależnie od tego, jaki to jest gaz (p=nRT/V). 2. Prawo Daltona. Ciśnienie wywierane przez mieszaninę gazów jest równe sumie ciśnień wywieranych przez składniki mieszaniny, gdyby każdy z nich był umieszczany osobno w tych samych warunkach objętości i temperatury, jest ono zatem sumą ciśnień cząstkowych. P=pA+pB+... przy czym dla kazdego sładnika i-tego spełniona jest zależnośc pi=(niRT)/V.
3. Stała gazowa (uniwersalna stała gazowa) - stała fizyczna równa pracy wykonanej przez 1 mol gazu doskonałego podgrzewanego o 1 kelwin (stopień Celsjusza) podczas przemiany izobarycznej. R = 8,314472 ± 0,000015 J/(mol · K) 4. Funkcje termodynamiczne - funkcje matematyczne opisujące stan danego układu, niezależne od drogi przemiany układu a jedynie od stanu początkowego i końcowego układu. Funkcje zdefiniowane są na zmiennych niezależnych, czyli takiej ilości parametrów, która wystarczy do opisu: np. dla gazu parametry stanu: temperaturę (T), ciśnienie (p), objętość (V) oraz liczba moli (n).5. Energia wewnętrzna - (U lub Ew) część energii układu zależna tylko od jego stanu wewnętrznego, stanowi ona sumę energii oddziaływań międzycząsteczkowych i wewnątrz cząsteczkowych układu oraz energii ruchu cieplnego cząsteczek.. Wszystkie składowe energii wewnętrznej to: translacji cząstek, rotacji cząstek, oscylacja wiązań, energia elektronów, wiązań chemicznych. U = Σ E translacji + Σ E rotacji + Σ E oscylacji + Σ E elektronowej + Σ E oddziaływań międzycząsteczkowych + Σ E jądrowej + Σ E inne6. Ciepło w termodynamice to jedna z form, obok pracy, przekazywania energii termicznej. Jest funkcją procesu. Ciepło przepływa między ciałami, które znajdują się w stosunku do siebie w nierównowadze termicznej, tzn. gdy posiadają one różne temperatury. W niektórych, szczególnych przypadkach może ono jednak także przepływać między ciałami, których temperatury są jednakowe. Praca- energia jaką układ termodynamiczny wymienia z otoczeniem, przy jednoczesnej zmianie swoich parametrów makroskopowych (objętość, położenie, natężenie pola, itp), bez towarzyszącej zmiany entropi. Jest wielkością makroskopową, czyli związaną z zachowaniem układu jako całości. Praca jako jako wielkość makroskopowa jest sumą prac przesunięć cząsteczek biorących udział w danym procesie. Jeżeli przesunięcia cząsteczek są uporządkowane to z makroskopowego punktu widzenia zmianę energii uznaje się pracę, a gdy nieuporządkowane, to za cieplny przepływ energii.
7. Przykłady prac: mechaniczna(objętosciowa), praca zmiany powierzchni, praca elektryczna, praca odkształceniowa, siłą przyciągania grawitacyjnego. 8. I zasada termodynamiki: to zasada zachowania energii - energia nie zanika ani nie powstaje z niczego ulega jedynie konwersji czyli zamianie z jednej postaci w drugą. Układ zamknięty -ΔU = W + Q, Układ izolowany - ΔU = const., Układ otwarty - ΔU = zmiana energii na sposób przepływu masy, ciepła, pracy 9. Energia jest skalarną wielkością fizyczną opisującą zdolność materii do wykonania pracy lub spowodowania przepływu ciepła. Jest wielkością addytywną i zachowawczą. Energia występuje w różnych rodzajach. Procesy fizyczne, mogą być postrzegane jako przemiany energii. a) pojemnośc cieplna- stosunek ilości ciepła(dQ) dostarczonego do układu, do odpowiadającego mu przyrostu temperatury. C=dQ/dT. b)ciepło molowe - ilość ciepła, która w danej temperaturze T jest potrzebna do ogrzania 1 mola substancji(w stałej objętosci) o 1 stopień c) Ciepło właściwe - energia termiczna potrzebna do podniesienia temperatury jednej jednostki masy ciała o jedną jednostkę temperatury, jest to wielkość, która charakteryzuje każdą substancję pod względem energetycznym. d) Ciepło reakcji - jest to ciepło pobrane lub oddane przez układ podczas reakcji chemicznej. Dla przemiany izochorycznej QV = (delta)U a dla przemiany izobarycznej Qp = (delta)H. e) Ciepło tworzenia związku chemicznego, ilość ciepła niezbędna do syntezy 1 mola tego związku w temperaturze 298,16 K i pod ciśnieniem 1 atm (1013 hPa) z pierwiastków wziętych w postaciach fazowych najtrwalszych w podanych warunkach. 10. Prawo Hessa - Ciepło reakcji chemicznej przebiegającej w stałej objętości lub pod stałym ciśnieniem nie zależy od tego jaką drogą przebiega reakcja, a jedynie od stanu początkowego i końcowego. 11. Entropia entropia to liczba sposobów podziału energii pomiędzy molekuły i ich dopuszczalne rodzaje gromadzenia energii; entropia rośnie w reakcjach analizy, ze wzrostem temperatury, z obniżaniem wartości ciśnienia, w procesie topnienia, parowania i sublimacji. Według II zasady termodynamiki zmiana entropii jest zdefiniowana przez swoją różniczkę zupełną: ds=dQ/T gdzie dQ-ciepło elementarne. 12. Entalpia - Entalpia swobodna - potencjał termodynamiczny zwany funkcją Gibbsa lub energią swobodną Gibbsa, oznaczany przez G, a zdefiniowana następująca: G= U+PV-TS, gdzie U - energia wewnętrzna układu, S - entropia układu, P, V - ciśnienie i objętość układu, T - temperatura bezwzględna układu. 13. II zasada termodynamiki. Trzy sformułowania II zasady termodynamiki:a) aby zamienić ciepło na pracę muszą istnieć dwa źródła ciepła o różnych temperaturach, b) sprawność termiczna procesu (obiegu silnika) nie może osiągnąć jedności, c) w przyrodzie możliwe są tylko takie przemiany, podczas których entropia układu wzrasta. Praktycznie oznacza to, że entropia układu zamkniętego i izolowanego nie może maleć podczas dowolnej przemiany i wzrasta przy przemianach nieodwracalnych. Entropia układu adiabatycznego na skutek przemian nieodwracalnych wzrasta a w przypadku przemian odwracalnych nie zmienia się. 14. Warunek równowagi chemicznej. Nie wszystkie reakcje przebiegają w fazie gazowej, dlatego stałą równowagi reakcji chemicznej musimy także wyrażac za pomocą ułamków molowych xi lub stężeń molowych ci. 15. Wpływ parametrów stanu na stan równowagi chemicznej - reguła przekory: Podwyższenie temperatury w układzie powoduje pochłanianie ciepła przez układ zdążający do nowego stanu równowagi (reakcję endotermiczną), obniżenie temperatury powoduje natomiast wydzielenie ciepła przez układ (r. egzotermiczną). Można przez to powiedzie, że układ na próbę podwyższenia jego temperatury odpowiada procesem związanym z pochłanianiem ciepła, a na próbę obniżenia temperatury procesem związanym z wydzieleniem ciepła. To stwierdzenie stanowi szczególny przypadek ogólnej zasady zwanej regułą przekory. Zasad ta stwierdza, że działanie zewnętrzne naruszające stan równowagi układu wywołuje w nim zmiany, które zmniejszają to dziłanie. 16. Reguła faz Gibbsa. Reguła ta podaje ogólny związek pomiędzy liczbą stopni swobody n, liczbą składników niezależnych a oraz faz b. N=a-b+2. Liczba stopni swobody jest tym większa im większa jest liczba składników i im mniejsza jest liczba faz w równowadze.17. Stopnie swobody - jest to liczba czynników wyznaczających równowagę (temperatura, ciśnienie, stężenia) które możemy zmieniac dowolnie zachowując jednak niezmienioną liczbę faz.18.Równanie Clausiusa-Clapeyrona. dp/dT=L/TΔV. dp/dT - pochodna ciśnienia po temperaturze w warunkach równowagi przemiany fazowej (wzdłuż krzywej przemiany fazowej), L - ciepło przemiany fazowej, T - temperatura, ΔV - zmiana objętości podczas przemiany fazowej. Równanie to stosuje się do wszystkich przemian fazowych: topnienia, parowania, sublimacji, zmainy stanu krystalicznego. Równanie umożliwia określenie zmiany temperatury przemiany fazowej przy zmianie ciśnienia lub zmianę ciśnienia przemiany przy zmianie temperatury. 19. Równowagi w roztworach. a)prawo Raoulta-prężnośc pary danego składnika nad roztworem jest proporcjonalna do ułamka molowego tego składnika w roztworze pi=pi0xi b)ebuliometria - podwyższanie temperatury wrzenia roztworu względem czystego roztworu ΔTw=Kwm gdzie Kw=RT1M1/1000ΔHw Kw- stała ebulioskopwa, T1-temp. wrzenia czytsego rozpuszczalnika, Hw - molowe ciepło parowania rozpuszczalnika, M1 - masa cząsteczkowa rozpuszczalnika. c)kriometria-obniżenie temperatury krzepnięcia roztworu względem czystego roztworu ΔTk=Kkm d) Prawo Henry'ego - opisuje zależność ilości (objętości) v gazu rozpuszczonego w jednostce masy lub objętości cieczy od ciśnienia tego gazu p, v = KH(T)p, KH(T) jest stałą Henry'ego zależną od układu gaz-ciecz i temperatury.20. Prawo podziału Nernsta określa sposób, w jaki dowolna substancja chemiczna ulega podziałowi pomiędzy dwie oddzielone od siebie, ale pozostające w kontakcie fazy objętościowe (ośrodki). Układy, w których może zaistnieć równowaga podziałowa (rodzaj równowagi dynamicznej), to np. gazy lub pary rozdzielone membraną półprzepuszczalną, gaz i ciecz oraz dwie ciecze niemieszające się lub oddzielone membraną. Kx(12)=[X]1/[X]2 gdzie: KX(12) - stała podziału substancji X pomiędzy fazy "1" i "2" (zwana też współczynnikiem podziału), [X]i - stężenie substancji X w fazie "i". 21. Szybkośc reakcji- jest definiowana jako ubytek stężenia substrató lub przyrost stężenia produktu w jednostce czasu v=-dc/dt=+dx/dt. 22. Reakcje homo i hetero geniczne. - Cechą charakterystyczna reakcji homo jest to że zachodzą one równocześnie w całej objętości całej fazy. Znacznie bardziej skomplikowane a zatem bardziej różnorodne są reakcje w układzie złożonych z dwóch lub więcej faz. Reakcje hetero w odróżnieniu od homo zachodzą z reguły na pograniczu faz uczestniczących w reakcji są więc zlokalizowane, odnoszą się do określonego obszaru, który zresztą w czasie reakcji ulega zazwyczaj różnym przesunięciom.23. Równanie kintyczne. Reakcje Irzędu -dc/dt=kc lub dx/dt=k(a-x) w drugim zapisie a oznacza stężenie początkowe substratów, natomiast x aktualne stężenie produktu. Czas połówkowej reakcji, tj czas po upływie którego stężenie substratów spada do połowy początkowej wartości podstawiając do równania kinetycznego (a-x)=1/2a otrzymujemy τ=ln2/k Wynika stąd że czas ten nie zależy od stężenia początkowego substratu.24.Rząd reakcji jest to suma wykładników potęg występujących przy stężeniach związków chemicznych, w równaniach kinetycznych danej reakcji chemicznej. np. v=k[A]a [B]b [C]c czyli sumaryczny rząd reakcji wynosi a+b+c. Rząd reakcji stosuje sieę do eksperymenrtalnego równania szybkości, natomiast cząsteczkowośc określa teoretyczny mechanizm przemiany elementarnej.25.Katalizatory, inhibilatory- Katalizator obniża barierę energetyczną dlatego też przyspiesza szybkośc reakcji. Jeżeli katalizator wiąże się bardzo mocno z reagentami osiągając głębokie minima energetyczne, to bariera pożądanej reakcji może okazac się nawet wyższa niż dla reakcji bezpośredniej. Wtedy mamy do czynienia z katalizatorem ujemnym czyli inhibilatorem.