VI.

Miareczkowanie polega na dodawaniu do badanego roztworu czynnika miareczkującego reagującego w specyficzny sposób z oznaczoną, substancją. Istotą metody jest znalezienie punktu równoważnikowego (P.R.) miareczkowania. Miareczkowanie potencjometryczne to metoda, która pozwala określić punkt końcowy miareczkowania na podstawie obserwacji zmian potencjału odpowiednio dobranej elektrody wskaźnikowej zanurzonej do roztworu miareczkowanego. Potencjał takiej elektrody zależy od stężenia jonów elektromotorycznie czynnych zgodnie z równaniem:

P.R. Moment w którym następuje ilościowe przereagowanie stechiometrycznie równoważnych ilości składników oznaczanego związku i roztworu mianowanego . Moment zmiany barwy wskaźnika nazywany jest punktem końcowym miareczkowania (PK) i powinien być równy punktowi równoważnikowemu. W praktyce jednak można obserwować między nimi pewną niezgodność. Gwałtowny wzrost pH nazywany jest skokiem miareczkowania, a jego detekcja umożliwia określenie punktu równoważnikowego. Skok miareczkowania zależy od stężeń zarówno roztworu miareczkowanego, jak i titranta oraz od ich mocy.

Graficznym przedstawieniem zmian zachodzących w trakcie miareczkowania jest krzywa miareczkowania odzwierciedlająca zależność pH roztworu od objętości dodanego titrantu wyrażonej w mililitrach.

Siła elektromotoryczna ogniwa, E, jest miarą zdolności reakcji ogniwa do spowodowania przepływu elektronów przez obwód. SEM ogniwa definiuje się jako różnicę potencjałów elektrody dodatniej (o wyższej wartości potencjału Ekatoda) i ujemnej (Eanoda) dla ogniwa otwartego, czyli takiego, w którym obwód elektryczny nie jest zamknięty, a opór między biegunami ogniwa jest nieskończenie wielki. SEM = Ekatoda - Eanoda = E - Ag|Ag+ || Ag+|Ag + ; Ag + e Ag

gdzie: E0 - standardowa SEM ogniwa równa różnicy potencjałów standardowych półogniwa prawego i lewego, R - stała gazowa, T - temperatura bezwzględna, n - liczba elektronów wymienianych podczas jednego stechiometrycznego przebiegu reakcji ogniwa, F - stała Faradaya (elektroliza), aL, aM - aktywności produktów, aA, aB aktywności substratów, l, m, a, b - wykładniki potęgowe równe współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji ogniwa.

VII.

Faza – wg Gibbsa oznacza stan materii, który jest jednorodny w całym obszarze, nie tylko pod względem składu chemicznego, lecz również stanu fizycznego, innymi słowy jest to stan materii, który charakteryzuje się (makroskopową jednorodnością oraz określonym mikroskopowym uporządkowaniem. Tak, więc mówimy o fazie stałej ciekłej i gazowej substancji oraz o różnych fazach .stałych

Równowaga fazowa – następuje wówczas, gdy w określonych warunkach termodynamicznych stosunki ilościowe między fazami układu, tj. skład fazowy, pozostają stałe. Reguła faz Gibbsa to zależność obowiązująca dla każdego układu w równowadze termodynamicznej łącząca liczbę faz w układzie, liczbę składników niezależnych oraz liczbę stopni swobody:

s = α − β + 2

gdzie:s - liczba stopni swobody, czyli liczba zmiennych intensywnych, które można zmieniać bez jakościowej zmiany układu (bez zmiany liczby faz w równowadze)α - liczba niezależnych składników, a więc takich, które nie dają się określić za pomocą zależności chemicznych poprzez stężenia innych składników (niezależnych).β - liczba faz, a więc postaci materii jednorodnej chemicznie i fizycznie (np. roztwór, faza gazowa, kryształy o określonym składzie)•Równowaga 3 faz w tym układzie jest możliwa w stałej temperaturze przy określonym stężeniu składników fazach, s=0.

VIII.

Konduktywność (przewodnictwo właściwe, przewodność elektrolityczna) to wielkość fizyczna charakteryzująca przewodnictwo elektryczne materiału. jest przewodnością słupa cieczy o grubości 1 cm i przekroju A = 1 cm2. Jednostką przewodności właściwej jest simens [S].cm-1 (lub [W-1.cm-1]). Ze stężeniem jonów znajdujących się w elektrolicie przewodność właściwa związana jest zależnością: k = 10^{-3 .}S c_i ^.l_i gdzie: c_i – stężenie molowe i-tego jonu,l_i – przewodnictwo jonowa danego jonu. Przewodnictwo roztworu jest sumą udziałów przewodnictwa wszystkich rodzajów jonów znajdujących się w danym roztworze. 

Przewodnictwo molowe (molarne) (Λm) – miara zdolności przenoszenia ładunku elektrycznego przez mol substancji rozpuszczonej.Λm = σ/c gdzie σ – przewodnictwo właściwe c – stężenie substancji w mol/cm3

Wartość k musi być wyznaczona dla każdego naczyńka konduktometrycznego (gdyż zależy od kształtu, położenia i rozmiaru elektrod). Stała naczyńka (elektrody) jest również podawana przez producenta naczyniek. Stałą k wyznacza się przez pomiar przewodności roztworu wzorcowego KCl w różnym zakresie stężeń (np. 0,01 do 1 mol/dm3) i w różnych temperaturach. Stałą konduktometryczną k oblicza się ze wzoru: k = k1/ k2 gdzie: k1 – teoretyczna przewodność wzorcowego roztworu KCl, mS .cm-1, k2 – zmierzona przewodność wzorcowego roztworu KCl, mS .cm-1.

Iloczyn rozpuszczalności jest stałą równowagi charakteryzującą roztwory nasycone, praktycznie całkowicie zdysocjowanych, trudno rozpuszczalnych związków. Umożliwia ona opis termodynamiczny procesu wytrącania osadów.Po wytrąceniu osadu trudno rozpuszczalnego związku A_nB_m, pomiędzy roztworem nasyconym a osadem ustali się stan równowagi dynamicznej, którą możemy wyrazić następująco: A_nB_m=nA^m+ + mBⁿ- Iloczyn rozpuszczalności jest to iloczyn stężeń jonów danego trudno rozpuszczalnego związku w jego roztworze nasyconym w danej temperaturze i w danym rozpuszczalniku: IrAnBm =[Am+]n*[Bn-]m.

IX.

Ilościowo szybkość reakcji określa się jako zmianę molowego stężenia substratu lub produktu w jednostce czasu.czyli : Szybkość reakcji definiuje się jako stosunek zmiany stężenia substratów lub produktów reakcji do czasu potrzebnego do zajścia tej zmiany. Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów. Jeżeli mamy równanie reakcji chemicznej aA + bB + cC ---> dD, to szybkość reakcji opisuje równanie; v = k[A]a * [B]b * [C]c. gdzie: k - stała szybkości reakcji, (a, b, c) - wykładnik potęgi, do której należy podnieść stężenie, odpowiednio [A], [B], [C]. Stała szybkości reakcji – współczynnik proporcjonalności k w równaniu kinetycznym reakcji chemicznej.

I.

efekt cieplny procesu prowadzonego w warunkach izotermicznych i izochorycznych jest równy zmianie energii wewnętrznej układu.Efekty cieplne procesów przebiegających pod stałym ciśnieniem i w stałej temperaturze opisuje inna termodynamiczna funkcja stanu, tzw.entalpia (H). H = U + p · V Zmianę entalpii układu w trakcie procesu chemicznego można wyrazić wzorem: ΔH = ΔU + Δ (p·V) Po podstawieniu wyrażenia na zmianę energii wewnętrznej układu otrzymamy równanie: ΔH = Q - p · ΔV + p · ΔV + V · Δp które po uproszczeniu przybiera postać: ΔH = Q + V · Δp Dla procesów prowadzonych pod stałym ciśnieniem Δp=0, więc:
ΔH = Q_p gdzie: Q_p – ciepło procesu pod stałym ciśnieniem.Z tego wynika, że efekt cieplny procesu prowadzonego w warunkach izotermicznych i izobarycznych jest równy zmianie entalpii układu.
ΔH = H_p . H_s gdzie: H_p – entalpia produktów, H_s – entalpia substratów.Wartość zmiany entalpii nie zależy od tego, czy proces jest jedno-, czy wieloetapowy, jeżeli stan początkowy (substraty) i stan końcowy (produkty) są identyczne.Na tej informacji oparte jest prawo Hessa:
Efekt cieplny reakcji nie zależy od drogi przemiany, pod warunkiem że wszystkie procesy są izobaryczne lub wszystkie izochoryczne, a jedyną formą wymiany energii w postaci pracy jest praca objętościowa. Reakcjeegzoenergetyczne charakteryzują się ujemną wartością zmiany entalpii, natomiast endoenergetyczne – dodatnią wartością.