Układ-przestrzeń, w której będzie zachodził rozważany proces wraz ze znajdującymi się tam substancjami.

otoczenie układu-Wszystko, co znajduje się poza układem. Parametry stanu-zmienne określające stan układu (objętość, ciśnienie, temperatura ,skład).

Funkcje stanu- Mają one tę właściwość, Ze przy przejściu układu od stanu A do stanu B wielkości ich zmian nie zalezą od drogi, po której przejście nastąpiło. Wielkość zmiany danej funkcji stanu równa jest różnicy wartości funkcji w stanie końcowy i początkowym. Wymieniona właściwość funkcji stanu charakteryzuje m.in. energię wewnętrzną, entalpię i entropię.

Parametry ekstensywne- par., których wielkość zależy od masy zawartej w układzie(objętości, składu)

Parametry intensywne- par., których wielkość nie zależy od masy zawartej w układzie(np. Temperatura, ciśnienie, gęstość)

Układ otwarty- Jeżeli występuje wymiana masy i energii pomiędzy układem a otoczeniem

Układ zamknięty- może wymieniać z otoczeniem energię, ale nie może wymieniać masy.

Układ izolowany- Pomiędzy układem a otoczeniem nie występuje wymiana energii ani masy. Musi być szczelna izolacja termiczna ścianek.

Energią wewnętrzną układu nazywamy sumę wszystkich rodzajów energii danego układu (energii kinetycznej cząsteczek, energii oscylacji i rotacji, oddziaływań

międzycząsteczkowych itd.) . Energię wewnętrzną dla dowolnej ilości substancji oznaczamy literą u (małe), dla jednego mola - literą U (duże). . Zmianę energii wewnętrznej możemy osiągnąć poprzez wykonanie pracy na układzie (lub przez układ), a także na sposób ciepła (poprzez bezpośrednie ogrzewanie lub ochładzanie, czyli przekazywanie energii drogą zderzeń międzycząsteczkowych). Pierwszą zasadę termodynamiki (dla ukł zamkniętych) - możemy wyrazić równaniem:ΔU = Q + W Zmiana energii wewnętrznej układu równa jest sumie energii przekazanej pomiędzy układem a otoczeniem na sposób ciepła i na sposób pracy. W przemianach prowadzonych w warunkach izobarycznych praca objętościowa równa jest iloczynowi ciśnienia, p i zmiany objętości, ΔV : W = − p⋅ΔV .

Jeżeli przemiana nie jest ściśle izobaryczna, należy wziąć pod uwagę nieskończenie małe

zmiany objętości dV, stąd tzw. elementarna praca objętościowa równa jest Wel = −pdV. Z kolei,

całkowita praca wykonana przy skończonej zmianie ΔV =V2 − V1

Dla reakcji zachodzącej w warunkach izochorycznych ΔV = 0, stąd W = 0, a pierwsza zasada termodynamiki przyjmuje postać: ΔU = QV

I zasada termodynamiki dla ukł. izolowanych- we wszystkich procesach zachodzących w układzie izolowanym energia wewnętrzna U pozostaje niezmienne: U=const. Energia nie powstaje z niczego i nie znika bez śladu.

I zasada Termodynamiki dla ukł. otwartych-zmiana energii wewnętrznej układu otwartego ∆U może nastąpić albo na sposób ciepła Q lub na sposób pracy W: ∆U=Q+W, Q-ciepło doprowa. Przez układ, W-praca wykonana przez układ.

Ciepło reakcji chemicznej przebiegającej w stałej objętości jest równe zmianie energii

Wewnętrznej układu. Ciepło uzyskuje, więc własności funkcji stanu. Dla reakcji przebiegającej pod stałym ciśnieniem, w warunkach izobarycznych pierwszą zasadę termodynamiki Zapiszemy w postaci:ΔU = Qp − pΔV stąd: Qp = ΔU + pΔV

Wielkość H = U + p⋅V opisująca te stany jest także funkcją stanu (ponieważ składa się z funkcji stanu U oraz parametrów stanu p, V) i nosi nazwę entalpii . Stąd:

Qp = H2 − H1 = ΔH Ciepło reakcji chemicznej przebiegającej przy stałym ciśnieniu jest równe zmianie entalpii układu.

Entalpia reakcji H-jest to energia wymieniona na sposób ciepła w war. Izobarycznych. Jest funkcją stanu przy stałym ciśnieniu: H=U+pV. Jej zmiany nie zależą od drogi procesu a tylko od jej wartości w stanie końcowym i początkowym układu: ∆H=H2+H1.

Molowym ciepem reakcji chemicynej nazywamy ilość ciepła pochłoniętą lub wydzieloną na skutek przemiany chemicznej takich molowych ilości substratów, jakie wynikają ze stechiometrii reakcji. Ilość ciepła wydzielonego lub pobranego

w toku reakcji chemicznej zależy także od: stanu skupienia reagentów, temperatury, ciśnienia

i objętości.

Prawo Hessa Efekt cieplny reakcji chemicznej zależy tylko od stanu początkowego i końcowego, a niezależy od drogi przemiany, pod warunkiem, Ze wszystkie etapy tej reakcji są izochorycznelub izobaryczne i nie ma pracy nie objętościowej. Powyższe stwierdzenie stanowi treść prawa Hessa , wynikającego zresztą bezpośrednio z I zasady termodynamiki Ważną konsekwencją prawa Hessa jest też możliwość teoretycznego obliczania molowego ciepła reakcji przez odjęcie całkowitej energii wewnętrznej (lub entalpii)substratów - stan początkowy, od całkowitej energii wewnętrznej (entalpii) produktów - stankońcowy: ΔUr =U prod −Usub ; ΔHr = H prod − Hsub.

Entalpia tworzenia danego związku chemicznego- przyrost energii w reakcji tworzenia 1mola tego związku z pierwiastków. Tzw. Entalpia ∆H. Jako stan odniesienia przyjmuje się warunki standardowe - ciśnienie 1,013105 N/m2, temperaturę 298 K oraz taki stan skupienia i odmianę pierwiastka. I tak, entalpii pierwiastków w warunkach standardowych przypisuje się umownie wartość zerową.

Przypisanie standardowych entalpii pierwiastkom umożliwia wyznaczenie standardowych entalpii związków. Wielkości tą nazywa się zwykle standardowymi entalpiami tworzenia . Standardowa entalpia tworzenia związku jest równa doświadczalnie wyznaczonej zmianie entalpii,towarzyszącej powstaniu 1 mola związku z pierwiastków w warunkach standardowych. Wartość ΔH dla entalpii tworzenia oznacza się symbolem o ΔH˚tw,298 do obliczania standardowej entalpii reakcji, o ΔHr , zapisujemy w sposób następujący: ΔH˚ r = ΔH˚298 =∑(n i ⋅Δ Htw˚298 ) prod −∑(n i ⋅ΔH˚ tw, 298 ) sub

Ciepło molowe- ciepłem mol.,w stałej objętości C_v nazywamy ilość ciepła,która w danej temp.T jest potrzebna do ogrzania 1 mola subst.(w stałej obj.) o 1 deg. $C_{v} = ({\frac{\partial U}{\partial T})}_{v}$

Ciepłem molowym- przy stałym ciśnieniu Cp nazywamy ilość ciepła, która w danej tempT jest potrzebna do ogrzania 1 mola substancji(pod stał. Ciś. P)o 1 deg. (Ciepło molowe substancji przy stałym ciśnieniu określamy jako pochodną cząstkową

entalpii względem temperatury.)

Ciepło spalania-efekt cieplny reakcji spalania 1 mola zw. Chemi. Której produktami są proste zw.chemiczne takie jak H20_c, CO2_g i inne. Przeprowadza się w bombie kalorymetrycznej w stałej obj. Pod ciś tlenu = ok. 25atm.

$\mathbf{}\mathbf{C}_{\mathbf{p}}\mathbf{=}\left( \mathbf{C}_{\mathbf{p}} \right)_{\mathbf{\text{sub}}}{\mathbf{-}\left( \mathbf{C}_{\mathbf{p}} \right)}_{\mathbf{\text{prod}}}{\mathbf{=}\left( \frac{\mathbf{\partial H}}{\mathbf{\partial T}} \right)}_{\mathbf{p}}\ $ Jest to matematyczny zapis prawa Kirchoffa , zgodnie z którym współczynnik temperaturowy molowego ciepła reakcji,$\frac{\partial H}{\partial T}$ równy jest różnicy, ∆C p , między sumą ciepeł molowych produktów a sumą ciepeł molowych substratów.

II zasada termodynamiki Kelwina- w procesie kołowym (cyklicznym) niemożliwe jest pobranie ciepła ze źródła i przekształcenie go w pracę, bez jednoczesnego przeniesienia ciepła ze źródła do chłodnicy

II zasada termodynamiki- Procesom samorzutnym towarzyszy wykonanie pracy przez dany układ (ciało robocze) nad otoczeniem kosztem pobranego ciepła Istota drugiej zasady termodynamiki sprowadza się do tego, że, jeśli ciało robocze wraca do swojego stanu początkowego po wykonaniu pracy (tzn. proces jest cykliczny), to część pobranego ciepła musi być z powrotem oddana do otoczenia.

Entropia- Wielkością charakteryzującą kierunek procesów zachodzących w przyrodzie, w tym również w reakcjach chemicznych, jest funkcja stanu zwana entropią. Jeżeli dany proces odwracalny zachodzi w stałej temperaturze, T, to zmiana entropii definiowana jest jako:$\mathbf{}\mathbf{S =}\frac{\mathbf{Q}}{\mathbf{T}}$ gdzie Q jest ilością ciepła wymienioną w tym procesie.

Trzecia zasada termodynamiki- Do obliczenia bezwzględnej wartości entropii potrzebne jest przyjęcie określonego punktu odniesienia. Został on zdefiniowany przez twierdzenie Nernsta, zwane niekiedy trzecią zasadą termodynamiki . Mówi ona, Ze wartość entropii każdego ciała przy temperaturze zera bezwzględnego jest równa zeru..

Entropie standardowe (S298), czyli wartości entropii w odniesieniu do 1 mola substancji dla temperatury 298 K, pod ciśnieniem 1013,3 hPa. Ponieważ entropia jest funkcją stanu, to zmianę entropii w danej reakcji chemicznej obliczamy jako różnicę sumy entropii standardowych produktów i substratów.

Energia swobodna: nazywamy funkcję F zdefiniowaną w sposób następujący: F=U-TS ; zmiana energii swobodnej jest równa pracy pobranej lub wykonanej przez układ w izotermicznej przemianie odwracalnej:∆F =W_odwr ; zmiana energii swobodnej jest równa maksymalnej pracy, jaka może być wykonana w danym procesie. Entalpia swobodna, ΔG = Wodwr + pΔV = WuŜZmiana entalpii swobodnej jest więc miarą maksymalnej pracy użytecznej, której może dostarczyć proces. Jest ona przez to miarą samorzutności procesu. Często entalpię swobodną określa się mianem potencjału termodynamicznego , przez który rozumiemy funkcję osiągającą minimum w stanie równowagi układu. U,H,S,F i G są funkcjami stanu a to oznacza że zmiany tych funkcji w przemianach chemicznych nie zależą od drogi a jedynie od stany końcowego i początkowego układu.

Z połączenia I i II zasady termodyn. Wynikają wnioski: dU=Qel+Wel ; Qel=T*dS wiec: dU=T*dS+Wel - Przekształcenia te prowadzą do powstania nowych funkcji termodyn dla procesów izobaryczno-izochorycznych(T=const i p=const), wprowadzona zostaje w tym celu funkcja: energia swobodna: F=U-TS, ma ona sens pracy wykonanej przez układ Dla procesu samorzutnego: ∆F=0, ∆G=0 gdy T i p=const Dla procesu nieodwracalnego: ∆F<0 i ∆G<0.

Standardowa entalpia swobodna Tak samo, jak dla entalpii i entropii przyjmie się stan standardowy: T =298 K i p =1013,3 hPa, a np. ∆G˚r dla danej reakcji chemicznej oblicza się jako różnice sum standardowych entalpii swobodnych tworzenia produktów i substratów: ΔG˚ r = ΔG˚298 =∑(n i ⋅Δ Gtw˚298 ) prod −∑(n i ⋅ΔG˚ tw, 298 ) sub

Izobara van’t Hoffa- ${\mathbf{(}\frac{\mathbf{\partial lnK}}{\mathbf{\partial T}}\mathbf{)}}_{\mathbf{p}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{}\mathbf{H}^{\mathbf{}}}{\mathbf{R}\mathbf{T}^{\mathbf{2}}}$ -podaje zależność stałej równowagi od temp. Przy założeniu że entalpia reakcji nie zależy od temp (gdy przedział T1-T2 nie jest zbyt wielki) można to równanie scałkować: $\mathbf{\ln}\frac{\mathbf{K}_{\mathbf{2}}}{\mathbf{K}_{\mathbf{1}}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{}\mathbf{H}^{\mathbf{}}}{\mathbf{R}}\mathbf{(}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{T}_{\mathbf{1}}}\mathbf{-}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{T}_{\mathbf{2}}}\mathbf{)}$, z tej postaci można obliczyc stała równowagi w temp T2, jeśli znamy jej wartość w niezbyt odległej temp T1.

Roztwór- układ jednofazowy (gazowy, ciekły lub stały) wieloskładnikowy. Skład roztworów można wyrażać w: ułamkach wagowych (% wagowych): w1=m1/(m1+m2) w2=m2/(m1+m2) , w1+w1=1. Ulamkach molowych(% molowych): x1=n1/(n1+n2), x2=n2/(n1+n2), x1+x2=1, n-liczba moli rozp i subst rozp; Stęzeniu molowym (molowość): c=n2*1000/v, liczba moli rozp w 1 dm3 roztworu; Stężeniu molarnym (molarnośc): m=n2*1000/m1, m1 masa rozpuszczalnika w gramach

równanie Gibbsa-Helmholtza –dla procesów izotermiczno-izobarycznych.$\mathbf{G =}\mathbf{G}_{\mathbf{2}}\mathbf{-}\mathbf{G}_{\mathbf{1}}\mathbf{= H + T}\left( \frac{\mathbf{\partial}\left( \mathbf{G} \right)}{\mathbf{\partial T}} \right)_{\mathbf{p}}$Za pomocą tego równania można obliczać molowe zmiany entalpii (∆H) na podstawie zmiany entalpii swobodnej i jej zależności od temperatury.

Równanie Gibbsa-Duhema- równanie to umożliwia obl. Aktywności jednego ze składników roztworu gdy znana jest aktywność pozostałych: x1dlna1+x2dlna2=0

Prawo Raoulta: prężność pary danego składnika nad roztworem jest proporcjonalna do ułamka molowego tego składnika w roztworze. Sklad pary jest zawsze bogatszy w składnik bardziej lotny, pozwala obliczać skład pary w równowadze z roztworem doskonałym dowolnego układu.Dla roztworów niedoskonałych skład pary w równowadze z danym roztworem musi być obliczony z doświadczalnie wyznaczonych prężności dwu składników Destylacja prosta – polega na jednokrotnym skropleniu oparów powstających podczas wrzenia cieczy i zebraniu ich w odbieralniku w postaci destylatu.

Destylacja frakcyjna – jest techniką, w której tylko cześć oparów znad wrzącej cieczy wędruje do chłonicy, gdzie ulega skropleniu. Pozostała część zawraca do kolby destylacyjnej. Opary skraplane w chłodnicy zawierają bardziej, a zawracane do kolby – mniej lotny składnik mieszaniny.

Azeotrop – ciecz, która tworzy mieszaninę z maksimum lub minimum temperatury wrzenia. Jeżeli ciecz tworzą azeotropy, wówczas niemożliwe jest rozdzielenie, niezależnie od efektywności kolumn.

Prawo Henry’ego – w przypadku rozpuszczalności gazu z cieczy równowaga osiągnięta jest po wyrównaniu potencjałów chemicznych gazu w obu fazach.

Elektroliza – proces rozkładu substancji prądem elektrycznym. Kationy wędrują w kierunku ujemnie naładowanej katody – zachodzi redukcja, a aniony do dodatnio naładowanej anody – zachodzi utlenianie. Katoda (Pt)(-) H⁺+e^-=1/2H₂ ; redukcja. Anoda (Pt)(+) Cl^-=1/2Cl₂+e^- ; utlenianie. Suma reakcji: H⁺+Cl^-=1/2H₂+1/2Cl₂. Roztwór HCl i zanurzone w nim dwie elektrody Pt, podłączone do zewnętrznego źródła prądu stałego. Pod wpływem napięcia zaczyna się wędrówka jonów.

I prawo Faradaya – Masa substancji wydzielonej na elektrodach jest proporcjonalna do natężenia prądu I(A) i do czasu elektrolizy t(s) m=k*I*t=kq ; gdzie k-równoważnik elektrochemiczny.

II prawo Faradaya – masy substancji wydzielonych na elektrodach przez ten sam ładunek mają się do siebie jak ich gram-równoważniki. $\frac{\mathbf{m}\mathbf{1}}{\mathbf{m}\mathbf{2}}$=$\frac{\mathbf{R}\mathbf{1}}{\mathbf{R}\mathbf{2}}$ ; gdzie R- masa równoważnikowa. Z prawa elektrolizy Faradaya wynika, że do wydzielenia jednego gram-równoważnika dowolnej substancji potrzeba takiego samego ładunku. F-96500[C].

Ogniwa galwaniczne

(-)Pt,H₂(1atm)|HCl_(c)|Cl₂(1atm),Pt(+). Na powierzchni elektrody Pt rozpocznie się proces przechodzenia wodoru i chloru do roztworu pod postacią jonów. Na zaciskach elektrod Pt pojawi się teraz różnica potencjałów. (-)1/2H₂=H⁺+e^- ; utlenianie (+)1/2Cl₂+e^-=Cl^- ; redukcja 1/2H₂+1/2Cl₂=H⁺+Cl^-;suma. Równanie (Nernsta) na SEM ogniwa: E=E°-$\frac{\mathbf{\text{RT}}}{\mathbf{F}}$ln$\frac{\mathbf{(}\mathbf{H}\mathbf{+ )(}\mathbf{Cl -}\mathbf{)}}{\sqrt{\mathbf{\text{pH}}\mathbf{2\ }}\mathbf{\ }\mathbf{\sqrt{}}\mathbf{\text{pCl}}\mathbf{2}}$. Ogniwo Daniella – ogniwo galwaniczne, w którym jedno półogniwo stanowi elektroda cynkowa zanurzona w wodnym roztworze siarczanu cynku ZnSO₄, a drugie elektroda miedziana zanurzona w wodnym roztworze siarczanu miedzi CuSO₄. Siła elektromotoryczna ogniwa wynosi około 1,1 V.Schemat: (−) Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu (+). W ogniwie tym oba półogniwa nie stykają się ze sobą bezpośrednio lecz są połączone kluczem elektrolitycznym, najczęściej wykonanym z roztworu chlorku potasu (KCl) wagar-agarze. Klucz elektrolityczny uniemożliwia mieszanie się roztworów elektrolitów oraz zapobiega gromadzeniu się nadmiaru ładunku ujemnego bądź dodatniego w zależności czy rozpatrujemy anodę czy katodę (-) Zn|ZnSO4 || CuSO4|Cu(+)(-)Zn=Zn²⁺+2e^- ; utlenianie, (+)Cu²⁺+2e^-=Cu ; redukcja, Zn+Cu²⁺=Zn²⁺+Cu Równanie (Nernsta) na SEM: SEM: E=E°-$\frac{\mathbf{\text{RT}}}{\mathbf{2}\mathbf{F}}$ln$\frac{\mathbf{(}\mathbf{\text{Zn}}\mathbf{2 + )}}{\mathbf{(}\mathbf{\text{Cu}}\mathbf{2 + )}}$ ; aktywność czystych metali jest równa jedności więc można je pominąć

Schemat: dwa półogniwa są połączone przez klucz elektrolityczny przenoszący jony pomiędzy nimi. Elektrony przepływają zewnętrznym obwodem.

Elektroda wodorowa – H⁺|H₂(1atm)Pt stosując do reakcji elektrodowej H⁺+e^-=1/2H₂; E_H+/H2=E°_H+/H2-$\frac{\mathbf{\text{RT}}}{\mathbf{F}}$ln$\frac{\sqrt{\mathbf{\text{pH}}\mathbf{2\ }}}{\mathbf{(}\mathbf{H}\mathbf{+ )}}$ ; SEM elektrody wodorowej przyjęto za 0.

Szereg napięciowy metali, – jeżeli ułożymy metale i wodór w szereg wg. ich malejącej aktywności to otrzymamy szereg napięciowy metali.

Adsorpcja – proces zagęszczania jakiejś substancji na granicy faz. Jest to zjawisko powierzchniowe, więc liczba zaadsorbowanych cząsteczek jest proporcjonalna do powierzchni adsorbenta, czyli ciała adsorbującego. Przyczyną adsorpcji jest specyficzny stan cząsteczek znajdujących się na powierzchni. We wnętrzu fazy stałej siły międzycząsteczkowego przyciągania są całkowicie wysycone, podczas gdy na powierzchni wysycenie ich jest tylko częściowe. Dla zmniejszenia energii układu powierzchnia ciała stałego adsorbuje z otoczenia cząsteczki par i gazów.

Adsorpcja fizyczna (Fizysorpcja): brak bariery energetycznej(nie wymaga aktywacji), proces szybki, oddziaływania vdW słabe (<0.4 eV≈10 kcal/mol ), zawsze atomowa lub cząsteczkowa, proces odwracalny, może powstawać wielowarstwa.

Adsorpcja chemiczna (Chemisorpcja) może występować bariera energetyczna, wymaga aktywacji, różnorodna kinetyka procesu, powstawanie wiązań jonowych/ metalicznych/kowalencyjnychsilnych (>0.4 eV), może być dysocjatywna, często nieodwracalna, ograniczona do monowarstwy.

Izoterma to dowolna zależność właściwości układu fizycznego otrzymana przy stałej temperaturze, przykładem izotermy jest izoterma adsorpcji . 

Izotermy adsorpcji – określają charakter zależności zaadsorbowanej ilości adsorbatu od jego ciśnienia lub stężenia przy stałej temp.

Izotermy Freundlicha m=k*pⁿ / m=k*cⁿ ; gdzie m-liczba moli zaadsorbowanych przez 1g adsorbatu, p,c-parametry zależne od temp.

Izotermy Langmuira to podstawowa izoterma adsorpcji. Ta teoria kinetyczna zakłada, że adsorbat może tworzyć na powierzchni adsorbentu tzw.monowarstwę cząsteczek oddziaływających z miejscami adsorpcyjnymi (oddziaływanie "pionowe") a nie oddziaływajacymi (albo słabo oddziaływającymi) ze sobą (oddziaływania "poziome"). Cząsteczki adsorbatu obecne w fazie gazowej uderzają w powierzchnię - prawdopodobieństwo zaadsorbowania rośnie wraz z dostępną wolną powierzchnią. Zaadsorbowane cząsteczki charakteryzuje pewne prawdopodobieństwo desorpcji(proces przeciwny do adsorpcji). Oba prawdopodobieństwa zależą od temperatury i wielkości energii adsorpcji. Wraz z ciśnieniem rośnie częstość uderzeń cząsteczek w powierzchnię, a wraz z ilością zaadsorbowanych cząsteczek maleje dostępna powierzchnia.W założeniach równania jest: brak możliwości tworzenia wielowarstwy, stałość energii adsorpcji (powierzchnia energetycznie jednorodna, czyli homogeniczna), zaniedbywalność oddziaływań bocznych.a=$\mathbf{a}_{\mathbf{m}}\frac{\mathbf{\text{Kp}}}{\mathbf{1 +}\mathbf{\text{Kp}}}$ ; a-adsorpcja rzeczywista,am-wielkości adsorpcji odpowiadająca zapełnieniu monowarstwy, K-stała równowagi adsorpcji, p-cisnienie adsorbatu

Roztwory koloidalne – powstają przez rozpuszczenie jedynie takiej substancji, której cząsteczki mają małą szybkość dyfuzji i nie ulegają dializie.

Potencjał chemiczny – cząstkowa molowa entalpia swobodna składnika w temp T i pod ciśn p.µ=(ΔG/n)_p,T warunkiem równowagi termodynamicznej w wielofazowych układach jest równość potencjałów chemicznych poszczególnych składników we wszystkich fazach.

Reguła faz Gibbsa – zależność między liczbą faz (f) w układzie wielofazowym a liczbą stopni swobody (s) układu |/ n-liczba niezależnych składników f = k - s + 2, gdzie: f - liczba faz, k - liczba niezależnych składników, s - liczba stopni swobody. Na podstawie reguły faz Gibbsa i odpowiednich diagramów fazowych można przewidzieć ewolucję układu pod wpływem zmieniających się warunków (parametrów zewnętrznych i składu).

Układ skondensowany i nieskondensowanyDla układów nieskondensowanych:f+s=n+2 Dla układów skondensowanych (bez fazy gazowej):f+s=n+1 . liczba stopni swobody (s) – liczba parametrów intensywnych (ciśń, obj), które można zmieniać w sposób niezależny, bez zmiany liczby składników czy faz układu, liczba niezależnych składników (n) – najmniejsza liczba rodzajów cząstek, z których można zbudować układ. warunki: Wszystkie fazy w układzie muszą się znajdować pod tym samym ciśnieniem i w tej samej temperaturze; Żadna z faz nie może występować w rozdrobnieniu tak dużym, że powodowałoby ono zmianę prężności pary; Jedynymi czynnikami, które mają wpływ na równowagę układów są: temp., ciśn., stężeni.

Ciało skondensowane - ciało stałe lub ciecz. W tych stanach skupienia ruchowi mikroskopowemu dowolnej części składowej układu (cząsteczki) towarzyszy ruch innych jego części składowych. Średnie odległości między cząsteczkami w tym ciele są tego samego rzędu co rozmiary cząsteczek, co powoduje że oddziaływania międzycząsteczkowe stają się bardzo silne. Charakterystyczna dla ciał skondensowanych jest bardzo słaba zależność ich objętości molowej od ciśnienia i słaba od temperatury.

W przypadku ciał nieskondensowanych (gaz, plazma) części składowe (cząsteczki, atomy w gazie jednoatomowym, jony i elektrony w plazmie) takiego układu mogą, przynajmniej na krótkich odcinkach między zderzeniami, poruszać się w miarę niezależnie. Objętość molowa ciał nieskondensowanych silnie zależy od temperatury i ciśnienia

Diagram fazowy wody:

Diagram fazowy dwutlenku węgla:

A-CO₂ stały, B-CO₂ ciekły, C-CO₂ gazowy

Reguła dźwigni - zasada interpretacji wykresów fazowych, umożliwiająca określanie udziałów dwóch faz znajdujących się w stanie równowagi w obszarach współistnienia. Aby określić skład chemiczny współistniejących faz w danej temperaturze t_y, należy dla tej temperatury przeprowadzić linię równoległą do osi składów. Rzuty punktów przecięcia tej linii z krzywymi ograniczającymi obszar dwufazowy na oś składów, określają skład faz. Reguła jest konsekwencją bilansu masy. Użycie pojęcia "dźwignia" wskazuje analogię do klasycznej dźwigni – podstawowej maszyny prostej, która znajduje się w równowadze mechanicznej, gdy są sobie równe iloczyny siły (F) przez długość ramienia (r).

Przemiana enancjotropowa – ma określony zakres temperatury, w którym jest trwała.

Przemiana monotropowa – w całym zakresie temperatury i ciśnienia dana substancja występuje wyłącznie w stanie trwałym. Układ jednoskł. z 2 fazami: s=n+2-f=1+2-2=1 (1 stopnień swobody).

Układ jednoskł. z 3 fazami: s=n+2-f=1+2-3=0 (układ jest niezmienny),.

Układ dwuskł. największa liczba faz: f=n+2-s=2+2-0=4. Układy dwuskł. skondens.-największa liczba faz: f=n+1-s=2+1-0=3

związek topi kongruentnie- przypadku topnienie związku niczym nie różni się od topnienia czystej substancji. Na diagramie fazowym obserwuje się charakterystyczne maksimum odpowiadające temperaturze topnienia.

W temperaturze topnienia inkongruentnego związek nie tyle się topi, co rozpada, przy czym jednym z produktów rozpadu jest faza ciekła. W temperaturze tej (T^P), w równowadze istnieje zarówno stały związek, druga faza stała (na rysunku jest to B_s), oraz faza ciekła o składzie P.

Występowanie trzech faz w równowadze powoduje zatrzymanie temperatury na krzywej chłodzenia Sytuacja zatem przypomina eutektyk (też dwie fazy stałe i jedna faza ciekła w równowadze). Różnica polega na wzajemnym usytuowaniu składów współistniejących faz: (faza stała - faza ciekła - faza stała) dla eutektyku i (faza ciekła - faza stała - faza stała lub faza stała - faza stała - faza ciekła) dla związku topiącego się inkongruentnie. Układ taki nazywa się perytektykiem, punkt P jest punktem perytektycznym a skład mu odpowiadający to skład perytektyczny.AB-ciecz o tym samym składzie . Związek o kongruentnym punkcie topnienia – związek który topi się dając ciecz o takim samym składzie. Topnienie niekongruentne - ciało jeszcze zanim osiągnie temperaturę topnienia ulega zamianie na ciecz, której skład jest inny niż substancji wyjściowej.

Proces odwracalnyproces termodynamiczny, którego kierunek można odwrócić poprzez nieskończenie małą zmianę wartości jednej lub więcej zmiennych stanu termodynamicznego. Procesy odwracalne zachodzą przy niezmienionej sumie entropii układu i otoczenia.

pracą objętościową Praca w układzie termodynamicznym może się wiązać ze zmianą objętości układu. Zmiana objętości ciała znajdującego się pod działaniem sił zewnętrznych działających na jego powierzchnię lub umowną granicę, wiąże się z wykonaniem pracy objętościowej. 

Reakcja syntezy (reakcja tworzenia) – reakcja chemiczna, w wyniku której z prostych substratów powstają bardziej złożone produkty

Reakcje endo i egzoenergetyczne - r. egzoenergetyczne- w wyniku której wyzwala się do otoczenia energia zazwyczaj w postaci ciepła. r. endoenergetyczna- aby zaszla potrzebne jest dostarczenie ciepla z zewnątrz do układu