CHEMIA BUDOWLANA

1. Atom – podstawowy składnik materii, składa się z małego dodatnio naładowanego jądra o dużej gęstości oraz z otaczającej go chmury elektronowej o ujemnym ładunku elektrycznym.

2. Liczba atomowa – (Z) (liczba porządkowa), określa, ile protonów znajduje się w jądrze atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu. Pojawia się ona w symbolicznym zapisie jądra izotopu.

gdzie: A- liczba masowa, Z- liczba atomowa, X- symbol pierwiastka.

Atomy, które posiadają taką samą liczbę protonów, są z definicji atomami jednego pierwiastka. Nie oznacza to jednak, że wszystkie atomy jednego pierwiastka posiadają taką samą masę, gdyż mogą one posiadać różną liczbę neutronów w jądrach. Atomy posiadające tę samą liczbę atomową, ale różną liczbę neutronów nazywa się izotopami.

3. Liczba masowa - (A) to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów w jądrze atomu (nuklidzie) danego izotopu danego pierwiastka. Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego izotopu.

Atomy mające tę samą liczbę masową, ale różną liczbę protonów, nazywa się izobarami.

4. Nukleony - to wspólna nazwa protonów i neutronów, czyli podstawowych cząstek tworzących jądro atomu. Nukleony składają się z kwarków. Choć przez obecne teorie cząstek protony i neutrony są uznawane za cząstki elementarne, ale z historycznych względów. Można też powiedzieć, że nukleony to bariony złożone tylko z kwarków górnych i dolnych. Dlatego również cząstka Δ bywa do nich zaliczana.

5. Nuklidy – w fizyce jądrowej, jądro atomowe o określonej liczbie nukleonów (protonów i neutronów). Nuklidy można podzielić na kilka grup:

• Nuklidy posiadające tę samą liczbę protonów, a różniące się liczbą neutronów (ta sama liczba atomowa i różne liczby masowe) to izotopy. Również atomy z takimi nuklidami (jako jądra) nazywa się izotopami danego pierwiastka.

• Nuklidy o tej samej liczbie neutronów to izotony.

• Nuklidy o równej liczbie masowej (tej samej liczbie nukleonów w jądrze), lecz różniące się ładunkiem (liczbą atomową), to izobary.

• Nuklidy o identycznych liczbach masowych i ładunkach, ale różniące się stanem kwantowym nazywane są izomerami jądrowymi.

6. Jednostka masy atomowej – (unit - 'jednostka'), także dalton (Da) – jednostka masy używana przez chemików, która w przybliżeniu jest równa masie atomu wodoru, ale ze względów praktycznych została zdefiniowana jako 1/12 masy atomu węgla ¹²C. Nazwa dalton pochodzi od nazwiska twórcy współczesnej teorii atomowej, Johna Daltona.

gdzie: NA – liczba Avogadra

7. Masa atomowa - liczba określająca ile razy masa jednego reprezentatywnego atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od masy 1/12 izotopu ¹²C, przy czym pod pojęciem reprezentatywnego atomu rozumie się atom o średniej masie wyliczonej proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych izotopów danego pierwiastka, ze względu na ich rozpowszechnienie na Ziemi.

Liczbowo jest równa iloczynowi masy pojedynczego atomu danego pierwiastka i liczby Avogadra

Można ją zapisać również wzorem

gdzie:

M_A – masa atomowa, m_A – bezwzględna masa atomu,

1,66·10⁻²⁴ g – 1/12 masy jednego atomu węgla izotopu ¹²C

8. Masa cząsteczkowa – wyrażana jest w atomowych jednostkach masy, jednostka ta równa jest 1/12 izotopu węgla.

9. Mol, masa molowa - Mol jest miarą liczności materii (podobnie, jak tuzin). Różnica jest tylko taka, że w tuzinie znajduje się 12 sztuk, natomiast w molu aż 6,02·10²³ drobin, czyli molekuł (atomów, jonów, cząsteczek, elektronów itp.). Masa molowa jest to masa 1 mola molekuł (atomów, cząsteczek, jonów, elektronów itp.). Jest ona równa liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej danej substancji.

10. Pierwiastek – posiada dwa znaczenia:

• Zbiór wszystkich atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jadrze,

• taka substancja chemiczna, która składa się wyłącznie z atomów posiadających jednakową liczbę protonów w jądrze.

W odpowiednich warunkach atomy pierwiastków mogą łączyć się z sobą tworząc związki chemiczne. Niemal cała znana materia składa się z pierwiastków chemicznych w pierwszym znaczeniu, które występują albo w stanie wolnym albo w formie związków chemicznych i ich mieszanin. Pierwiastki w drugim znaczeniu tego słowa występują na Ziemi w formie czystej stosunkowo rzadko i poza nielicznymi przypadkami (takimi jak np. miedź rodzima) trzeba je celowo wyodrębniać z mieszanin.

11. Związek chemiczny - jednorodne połączenie co najmniej dwóch różnych pierwiastków chemicznych za pomocą dowolnego wiązania.

Podstawową jednostką związku chemicznego jest cząsteczka. Cząsteczki powstają i rozpadają się w wyniku tworzenia i zrywania wiązań chemicznych między atomami. Procesy tworzenia i zrywania wiązań nazywa się reakcjami chemicznymi.

Związki chemiczne zapisuje się w formie wzorów chemicznych, w których podaje się liczbę i rodzaj atomów tworzących je cząsteczek. Wzory sumaryczne uwzględniają tylko sumaryczną liczbę atomów występujących w jednej cząsteczce określonego związku chemicznego, zaś wzór strukturalny zawiera też informację o sposobie połączenia tych atomów wiązaniami chemicznymi.

Związki posiadają zwykle szereg charakterystycznych dla siebie własności chemicznych i fizycznych. Są to m.in. masa molowa, temperatura topnienia, temperatura wrzenia, temperatura sublimacji, barwa, struktura krystaliczna, reaktywność chemiczna, przewodnictwo cieplne i wiele innych. Własności te nie są nigdy prostą średnią tworzących je pierwiastków, lecz są złożoną funkcją struktury związków chemicznych, czyli określonego, przestrzennego układu powiązań tworzących je atomów.

12. Cząsteczka - inaczej molekuła – obojętne elektrycznie indywiduum chemiczne, złożone z co najmniej dwóch atomów trwale połączonych wiązaniami chemicznymi.

Niegdyś definiowano cząsteczkę jako najmniejszą możliwą porcję związku chemicznego, która zachowuje jego własności chemiczne. Zgodnie ze współczesną wiedzą definicja ta jednak wprowadza w błąd, gdyż nie istnieje techniczna możliwość wyodrębnienia tak małej porcji związku chemicznego aby faktycznie zawierała tylko jedną cząsteczkę, a następnie wykonanie na tej porcji eksperymentów dowodzących, że ma ona takie same własności chemiczne jak inne cząsteczki tego związku chemicznego.

W kinetycznej teorii gazów za cząsteczkę uważa się każdą cząstkę zdolną do samodzielnego, swobodnego ruchu, niezależnie od tego czy jest to pojedynczy atom, cząsteczka w sensie chemicznym, czy też jon.

13. Roztwór - to nierozdzielająca się w długich okresach czasu mieszanina dwóch lub więcej związków chemicznych. Skład roztworów określa się przez podanie stężenia składników. W roztworach zwykle jeden ze związków chemicznych jest nazywany rozpuszczalnikiem, a drugi substancją rozpuszczaną. Który z dwóch związków uznać za rozpuszczalnik, jest właściwie kwestią umowną, wynikającą z praktyki i tradycji.

Podział roztworów:

• Ze względu na doskonałość:

• Roztwory właściwe są całkowicie jednorodne tzn. że dla objętości kilkakrotnie większych od wielkości cząsteczek, każda porcja zawiera taki sam skład ilościowy cząsteczek.

• Roztwory niewłaściwe nie są całkowicie jednorodne. Są to np. trwałe emulsje, skrajnie rozproszone zawiesiny, zole i żele.

Odróżnienie roztworów właściwych od niewłaściwych często jest bardzo trudne i wymaga stosowania bardzo zaawansowanych technik analitycznych, takich jak np. mikroskopia elektronowa. Czasami przyjmuje się, że roztworami w ścisłym tego słowa znaczeniu są wyłącznie roztwory właściwe, choć przejście od jednych do drugich ma charakter płynny, co powoduje, że bardzo trudno jest je od siebie praktycznie rozgraniczyć. W dalszej części hasła będzie już mowa tylko o roztworach właściwych.

• Ze względu na rodzaj oddziaływań:

Ze względu na sposób oddziaływania cząsteczek związku rozpuszczanego i rozpuszczalnika rozróżnia się roztwory:

• homodynamiczne - między cząsteczkami występują oddziaływania jednego rodzaju, np. między cząsteczkami roztworów różnych węglowodorów.

• heterodynamiczne - między cząsteczkami występują oddziaływania różnego rodzaju, np. w roztworze soli w wodzie występują oddziaływania między jonami pochodzącymi od wody i jonami pochodzącymi od rozpuszczonej soli oraz oddziaływania między parami jonów pochodzących od tego samego związku chemicznego.

Oddziaływania cząsteczek roztworów (szczególnie heterodynamicznych) tworzą grupy cząsteczek o określonym składzie chemicznym zwanych kompleksami solwatacyjnymi, tworzenie się kompleksów jest często właściwie rodzajem reakcji chemicznych, choć mają one zwykle charakter odwracalny i tworzą swoisty układ równowagi dynamicznej.

Do typowych procesów zachodzących podczas rozpuszczania należą:

• solwatacja (której szczególnym przypadkiem jest hydratacja) - polegająca na otaczaniu przez cząsteczki rozpuszczalnika, cząsteczek związku rozpuszczanego.

• dysocjacja elektrolityczna - polegająca na rozpadzie związków chemicznych na jony.

• tworzenie i zrywanie układu wiązań wodorowych.

• Ze względu na stan skupienia:

Roztwory można podzielić ze względu na ich stan skupienia:

• gazowe (mieszaniny gazów)

• ciekłe

  • cieczy w cieczy

  • ciała stałego w cieczy

• stałe (kryształy mieszane) - powstają podczas krystalizacji

Roztwory gazowe:

Wszystkie gazy mieszają się bez ograniczeń ilościowych. Zjawisko to wynika z tego, że odległości między cząsteczkami gazów są duże a oddziaływania międzycząsteczkowe bardzo słabe. Przy dużych ciśnieniach, w gazie mogą rozpuszczać się ciecze i ciała stałe, które przy małych ciśnieniach nie parują, przy szczególnie dużych ciśnieniach roztwory w gazach przybierają właściwości zbliżone do roztworów ciekłych - są to tzw. roztwory nadkrytyczne.

Roztwory cieczy w cieczy:

Ciecze nie mieszają się wcale (np. olej i woda), lub jeśli mieszają się, to bez ograniczeń (np. woda i alkohol etylenowy) lub w pewnym zakresie. Mieszaniny trzech lub więcej cieczy tworzą często złożone układy fazowe, w których, zależnie od stężenia poszczególnych składników występują momenty, gdy istnieje roztwór jednorodny, gdy powstają dwie fazy, składające się z dwóch różnych roztworów, lub wszystkie trzy składniki całkowicie się rozdzielają. Zachowanie tego typu układów jest często przedstawiane w formie tzw. trójkąta stężeń Gibbsa.

Roztwory ciał stałych w cieczach:

Ich powstawanie jest wynikiem możliwości penetracji ciała stałego przez cząsteczki cieczy oraz powstające w trakcie tego procesu oddziaływania między nimi. Reguły, wg których można w miarę łatwo przewidzieć jaki związek chemiczny rozpuści się w jakim rozpuszczalniku, są opisane w haśle rozpuszczalnik.

Roztwory ciekłe ciał stałych posiadają własność nasycania się, dlatego (w zależności od nasycenia roztworu) rozróżniamy:

• Roztwory nasycone

• Roztwory nienasycone

• Roztwory przesycone

• Roztwory stałe

14. Wyrażenie stężeń roztworów - Stężenia roztworów wyrażamy w różnych jednostkach, ze względu na to, że ich (stężeń) wyrażanie służy różnym celom. Nie ma sensu przedstawiać stężenia w jednostkach molarności (ilość moli w 1 l roztworu) jeżeli podawana wartość stężenia ma służyć określeniu ilości (masy) jakiejś substancji w produkcie. Oczywiście zawsze można przeliczyć wartość stężenia z jednych jednostek na inne (np. z moli/l na mg/g) ale wymaga to dokonania pewnych, nie zawsze prostych obliczeń, a czasem też znajomości dodatkowych parametrów (np. masy cząsteczkowej). Natomiast podając  stężenia konieczne dla przeprowadzenia zaplanowanej reakcji, nie podajemy ich np. w procentach lecz w mol/l, bowiem te jednostki są proporcjonalne do ilości reagujących cząsteczek i pozwalają szybko zorientować się w przebiegu reakcji. Tak więc znajomość różnych sposobów przedstawiania stężeń, ich definicji i sposobów przeliczania jest podstawową umiejętnością, którą musi posiąść każdy, kto z chemią w jakiejkolwiek odmianie i zakresie ma mieć styczność.

Generalnie pod pojęciem stężenia rozumiemy ilość substancji rozpuszczonej w określonej ilości (najczęściej objętości) roztworu - ale bywają odstępstwa od tej reguły. Należy pamiętać, że stężenie podajemy w zasadzie jedynie dla roztworów, czyli tylko dla układów w których substancja rozproszona (rozpuszczona) jest idealnie jednostajnie rozproszona w całej objętości roztworu. Oznacza to, że stężenia każdej, dowolnej objętości roztworu, pobranej  z dowolnego miejsca jest takie samo jak stężenie całego roztworu. Tak więc klasycznego pojęcia stężenia nie powinniśmy używać w przypadku zawiesin, mieszanin niehomogennych i innych układów nie spełniających warunku homogenności w czasie i przestrzeni.

Czasami roztworów i innych układów homogennych używamy w celu zmniejszenia błędu dozowania. Wyobraźmy sobie, że w procesie technologicznym musimy do wyrobu dodać 0,1 mg substancji zapachowej. Odważenie takiej ilości lotnej substancji wymaga odpowiedniej wagi, doświadczenia - a i wtedy nie jesteśmy wolni od ryzyka dużego błędu. Jeżeli substancja zapachowa występuje w postaci 0,01% roztworu w odpowiednim rozpuszczalniku, zamiast ważyć mikroilości odważamy 1 g roztworu, lub, po prostym przeliczeniu, odmierzamy pipetą odpowiednią objętość (około 1 ml) redukując popełnienie błędu do minimum.

15. Reakcje odwracalne i nieodwracalne - Przeważająca większość reakcji chemicznych to procesy odwracalne. Odwracalność chemiczna reakcji polega na możliwości przeprowadzenia jej w obu kierunkach; są to zatem takie reakcje, które mogą przebiegać zarówno w kierunku tworzenia produktów, jak i substratów.
Istnieją również takie reakcje chemiczne, które przebiegają praktycznie do końca - nazywamy je procesami nieodwracanymi. Zachodzą one w specjalnych warunkach np gdy, jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji, reakcja biegnie aż do wyczerpania substratów. Przykładem reakcji nieodwracalnej jest:

W równaniu reakcji fakt ten należy zaznaczyć strzałką skierowaną w prawą stronę →.

Przykład: rozważmy sytuację, w której blaszkę cynkową o masie 2.04 g wrzucamy do 250 cm³ roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0.125 mol·dm^-1.

w wyniku reakcji wydzieli się 0.0315 mola wodoru (706 cm), który zaobserwujemy w formie bąbelków gazu wydostających się z roztworu siarczanu(VI) cynku. Ponieważ oba substraty przereagowały całkowicie, w efekcie końcowym badany układ zawiera jedynie roztwór siarczanu(VI) cynku, w którym samorzutnie nigdy nie zajdzie reakcja wytrącenia cynku.

Teoretycznie każda reakcja przeprowadzona w odpowiednich warunkach może przebiegać w obu kierunkach. Kierunek reakcji zależy od warunków, w jakich zachodzi. Można spowodować przebieg reakcji (1) w odwrotnym kierunku wprowadzając wodór pod wysokim ciśnieniem do wodnego roztworu siarczanu(VI) cynku.

Ze zjawiskiem odwracalności związany jest umowny charakter terminów „substraty”, „produkty”. W celu uniknięcia dwuznaczności przyjmuje się, że substraty to substancje zapisane po lewej, a produkty po prawej stronie równania chemicznego.

Reakcje chemiczne mogą zachodzić aż do całkowitego zużycia substratów, albo dochodzić do pewnego stanu, w którym substraty współistnieją z produktami. Stan taki wynika z ustalenia się stanu równowagi. Jeśli szybkość reakcji „w prawo” zdecydowanie dominuje nad szybkością reakcji „w lewo”, to substraty niemal całkowicie przereagowują w produkty, a proces uważa się za praktycznie nieodwracalny, czyli biegnący do końca (Rysunek 1a, 1b). Gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są takie same, wówczas mamy do czynienia ze stanem równowagi chemicznej. W stanie równowagi chemicznej ilość substratów i produktów nie ulega zmianie, choć obie reakcje zachodzą w dalszym ciągu (Rysunek 2a,2b).

Odwracalność reakcji chemicznej to możliwość równoczesnego jej przebiegu w dwóch przeciwnych kierunkach.

W równaniu reakcji fakt ten należy zaznaczyć dwustronną strzałką ↔

Przykład: W wysokich temperaturach jod cząsteczkowy częściowo dysocjuje na jod atomowy zgodnie z reakcją: I₂(g) ↔ 2I(g). Jest to reakcja homogeniczna i jeśli jest prowadzona w układzie zamkniętym jest reakcją odwracalną. Z doświadczenia wiadomo, że w 1000K dysocjacji ulega jedynie 3.0% jodu cząsteczkowego. Jeśli układ zawierał początkowo 1500 cząsteczek I₂, to dysocjacji uległo ich: 0.03·1500=45, co generuje powstanie 90 atomów jodu. W stanie równowagi układ zawiera 1500-45=1455I₂ i 2·45=90I.

16. Stan równowagi - Równowaga reakcji chemicznych – stan, gdy reakcja w jedną i drugą stronę zachodzi z taką samą szybkością, więc stężenia reagentów nie zmieniają się w czasie.

Stan równowagi reakcji chemicznej nie oznacza, że nie zachodzi ona wcale. W reakcjach chemicznych, równowaga ma prawie zawsze charakter równowagi dynamicznej. Reakcja zachodzi, tyle że jej szybkość w obu kierunkach jest jednakowa, czyli w każdej chwili z substratów tworzy się tyle samo produktów ile z produktów tworzy się z powrotem substratów. System jako makroskopowa całość wydaje się w spoczynku; obecność reakcji jest jednakże ewidentna w skali molekularnej.

Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne osiągają stan równowagi o ile pozostawi się je "w spokoju" na odpowiednio długi czas. Oznacza to, że dla każdej reakcji istnieją takie warunki, w których jest ona odwracalna. Praktycznie jednak w wielu przypadkach nie dochodzi do ustalenia się stanu równowagi z różnych względów:

• Produkty (lub jeden z produktów) reakcji mogą być usuwane z układu reakcji szybciej niż równowagę jest osiągana. Reakcja przebiegnie do końca w jednym kierunku.

• Substraty i produkty mogą występować w dwóch fazach, nie mieszając się z sobą, a reakcja zachodzi na granicy faz bardzo powoli (szybkość limitowana przepływem masy), lub nie zachodzi w ogóle ze względu na efektywną separację reagentów.

• W danych warunkach, reakcja jest ze swojej natury powolna z skali czasowej obserwacji. System wydaje się w makroskopowym spoczynku, jednakże reakcja netto postępuje.

• Jeden z substratów reakcji jest stale dodawany do systemu z zewnątrz. System możne osiągnąć stan ustalony bez równowagi.

Stężenia reagentów w stanie równowagi nie zależą od mechanizmu jej przebiegu, lecz tylko od termodynamicznych warunków jej prowadzenia, takich jak temperatura i ciśnienie. Stąd rodzaj użytego katalizatora nie ma wpływu na stężenia reagentów w stanie równowagi, ma jednak duży wpływ na czas ustalenia się tego stanu.

W stanie równowagi, zgodnie z prawem działania mas stosunek iloczynów stężeń substratów i produktów jest w danych warunkach termodynamicznych stały. Stosunek ten jest nazywany stałą równowagi, oznaczaną tradycyjnie dużą literą K.

17. Reguła przekory - (reguła Le Chateliera-Brauna, reguła przekory Le Chateliera i Brauna) - jedna z podstawowych reguł dotyczących równowag dynamicznych, mówiąca, że układ, na który działa jakiś bodziec, odpowiada w taki sposób aby przeciwdziałać bodźcowi. Reguła przekory dotyczy układów w stanie równowagi, na które działa czynnik zewnętrzny. W postaci ilościowej reguła ta jest wyrażona przez prawo działania mas Guldberga i Waagego.

Przykłady:

• Układ gazowy w zamkniętym pojemniku z tłokiem: gdy naciskamy na tłok, układ odpowiada zwiększaniem ciśnienia, aż do uzyskania równowagi sił.

• Woda nasycona dwutlenkiem węgla pod ciśnieniem (np. woda mineralna): po otwarciu naczynia ciśnienie p dwutlenku węgla nad roztworem gwałtownie spada - układ przeciwdziała zmianie wydzielając z roztworu gazowy dwutlenek węgla (po ponownym zamknięciu naczynia ustala się nowy stan równowagi).

w powyższym opisie zaniedbano wpływ reakcje CO₂ z wodą a następnie dysocjacji na równowagę jego rozpuszczania w wodzie (wielkości w nawiasach kwadratowych [..] to stężenia):

CO_2(aq) + H₂O ⇌ H₂CO₃

H₂CO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HCO₃^-

HCO₃^- + H₂O ⇌ H₃O⁺ + CO₃^2-

(nie uwzględniono autodysocjacji wody).

• Reakcja syntezy amoniaku z wodoru i azotu (proces Habera): produkty (gazowe) mają dwukrotnie (w przybliżeniu: porównaj gaz doskonały i gaz rzeczywisty) mniejszą objętość niż substraty z których powstają i wzrost ciśnienia (powodujący zmniejszenie objętości układu) faworyzuje stan równowagi reakcji z mniejszą ilością cząsteczek gazowych:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

gdzie K(T) jest stałą równowagi reakcji zależną od temperatury; aby zwiększyć szybkość reakcji prowadzi się ją wobec katalizatora, p - ciśnienia cząstkowe substratów i produktów (dla gazu rzeczywistego należałoby je zastąpić aktywnościami czyli lotnościami gazu (ang. fugacity).

• Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dolaniu wody (rozcieńczeniu) zwiększa się stopień dysocjacji kwasu tak, że stężenie produktów dysocjacji rośnie, choć nie na tyle aby skompensować rozcieńczenie (ale jednocześnie tak, że żadne ze stężeń nie jest równe 0).

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO^- + H₃O⁺

gdzie K_a jest stałą dysocjacji kwasowej.

W powyższym wyrażeniu dla uproszczenia pominięto stężenie wody, które w rozcieńczonych roztworach wodnych jest praktycznie stałe i równe ok. 55,5 mol/dm³.

W przybliżonej formie (pomija autodysocjację wody) takie zachowanie słabych elektrolitów opisuje prawo rozcieńczeń Ostwalda:

gdzie K_dys jest stałą dysocjacji, α jest stopniem dysocjacji a c stężeniem słabego elektrolitu (łącznie forma jonowa i cząsteczkowa).

• Roztwór słabego elektrolitu, np. kwasu octowego: po dodaniu mocnego kwasu (np. HCl), który jest zdysocjowany w niemal 100% zwiększa się stężenie jonów hydroniowych, ale jednocześnie spada stopień dysocjacji kwasu octowego. W ten sposób zmiana stężenia jonów hydroniowych jest w sumie mniejsza niż bodziec który ją spowodował (dodanie HCl).

• Równowaga reakcji egzoenergetycznych (energia oddawana do otoczenia reakcji) cofa się w kierunku substratów przy ogrzewaniu, dla reakcji endoenergetycznych (energia pobierana od otoczenia reakcji) jest odwrotnie.

18. Prawa Stechiometryczne:

• Prawo stałości składu związku chemicznego (stosunków stałych): pierwiastki tworząc dany związek chemiczny łączą się w stałych stosunkach wagowych, co oznacza, że skład chemiczny danego związku jest stały i ściśle określony.

• Prawo Avogadra: w danych objętościach różnych gazów, w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury, znajduje się jednakowa liczba cząsteczek.

• Prawo zachowania masy: w układzie zamkniętym łączna masa substratów danej reakcji chemicznej jest równa łącznej masie produktów.

• Prawo stałych stosunków objętościowych: objętości reagujących ze sobą gazów oraz gazowych produktów reakcji odmierzone w tych samych warunkach ciśnienia i temperatury pozostają do siebie w stosunku niewielkich liczb całkowitych (równych stosunkowi molowemu).
  Pełna interpretacja zapisu reakcji chemicznej: