Prawo zachowania energii – określającego, że w danym układzie zamkniętym suma energii pozostaje stała, bez względu na przemiany, jakim ulegają wzajemnie jej poszczególne rodzaje. Prawo zachowania masy – wyrażającego, iż łączna suma mas substratów równa się łącznej masie produktów reakcji chemicznej. Prawo Avogadra- określa że, jednakowe objętości gazów zawierają w tej samej temperaturze i pod tym samym ciśnieniem jednakową liczbę cząsteczek. Określonemu stanowi (poziomowi) energetycznemu elektronu odpowiada zespół liczb kwantowych Główna liczba kwantowa (n) – kwantuje energię całkowitą elektronu , odpowiada za rozmiar orbitalu. n = 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa – kwantuje moment pędu elektronu, decyduje za kształt orbitalu 0 ≤ 1 ≤ n-1 Magnetyczna orbitalna liczba kwantowa (m_l) – kwantuje składową zetową orbitalnego momentu pędu i decyduje o kierunku orbitalu w przestrzeni -l ≤ m_l ≤ +l Spinowa liczba kwantowa (s) - kwantuje własny moment pędu elektronu s = ½ Magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m_s) – kwantuje składową zetową własnego momentu pędu elektronu i decyduje o możliwości łączenia się elektronów w pary m_s = -1/2 lub +1/2 Model kwantowo-mechaniczny opiera się na dwóch podstawowych zasadach - a) na dualizmie korpuskularno-falowym. energia emitowana jest w postaci kwantów energii kwant energii posiada energię (E=hn), masę (m=hn/c²) i pęd (p=hn/c) b) zasady nieoznaczoności Heisenberga. Dx * Dp ≥ h Reguła Hunda – najkorzystniejszy energetycznie układ jest gdy, liczba niesparowanych elektronów na danym poziomie energetycznym jest jak największa. Zakaz Pauliego – stwierdza że w atomie lub cząsteczce nie mogą istnieć dwa elektrony opisane zespołem pięciu liczb kwantowych o tych samych wartościach Okresowość - właściwości pierwiastków są periodycznie zależne od ich mas atomowych. Reguło oktetu- atomy starają się uzyskać konfigurację walencyjną helowca położonego najbliżej w układzie okresowym Potencjał jonizacji- energia potrzeba do oderwania pierwszego elektronu z powłoki walencyjnej atomu, wbrew siłom przyciągania przez ładunek Elektroujemność- zdolność atomu do przyłączania elektronu (wg Paulinga) Promień atomowy- umowna odległość najdalej położonych elektronów  występujących w danym atomie od jądra tego atomu, ustalana teoretycznie dla atomów uczestniczących w hipotetycznych  wiązaniach chemicznych. Wiązanie jonowe- rodzaj wiązania chemicznego, którego istotą jest elektrostatyczne oddziaływanie między jonami o różnoimiennych ładunkach. Np. NaCl, BaO, CaO

Wiązania atomowe (kowalencyjne)- powstają, gdy łączą się z sobą atomy pierwiastków elektroujemnych o takich samych wartościach elektroujemnością np.N₂ Wiązanie atomowe spolaryzowane- jest wiązaniem pośrednim między jonowym a atomowym; powstaje wówczas, gdy łączą się ze sobą atomy pierwiastków różniących się elektroujemnością, lecz nie tak znacznie jak w przypadku tworzenia wiązania jonowego. np. HCl, HBr Wiązanie wodorowe- tworzy się pomiędzy atomem wodoru związanym z atomem o dużej elektroujemności, a atomem z wolnymi parami elektronowymi. (O, F, N)np. O-H...O Wiązanie donorowo-akceptorowe (koordynacyjne.)- para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów. Teoria orbitali molekularnych- zakłada się w niej, że orbital cząsteczkowy powstaje w wyniku nakładania się orbitali atomowych atomów tworzących wiązanie. Pozwala to traktować funkcję falową elektronu w cząsteczce jako liniową kombinację funkcji falowych opisujących orbitale atomowe Rząd wiązania (RW) wyraża się równaniem RW = ½ (liczba elektronów na orbitalach wiążących - liczba elektronów na orbitalach antywiążących) Hybrydyzacja - to kombinacja liniowa n OA o różnym kształcie i różnej energii w obrębie tego samego atomu, w wyniku której powstaje n orbitali zhybrydyzowanych wszystkie o takim samym kształcie i takiej samej energii (ujednolicenie kształtu i energii orbitali walencyjnych) Hybrydyzacja wymaga dostarczenia energii do układu, nie zachodzi więc samoistnie a wyłącznie pod wpływem zbliżającego się atomu. Jednak utworzone w ten sposób wiązanie powoduje, że układ jako całość zyskuje energię. Liczba hybryd powstających przez mieszanie się orbitali atomowych musi być równa licznie tych orbitali atomowych CO₂ LH = 0+ 2 = 2 hybrydyzacja sp (dla atomu C) H₂ O LH = 2 + 2 = 4 hybrydyzacja sp3 ( 4 hybrydy) Model gazu doskonałego- Gaz składa się z cząsteczek (atomów) będących w nieustającym, prostolinijnym, przypadkowym ruchu. Cząsteczki (atomy) można traktować jako punkty bezwymiarowe. Można zaniedbać wymiary cząsteczek. Średnica cząsteczek (atomów) jest znacznie mniejsza od średniej drogi między zderzeniami. Zderzenia cząsteczek i atomów są „zderzeniami sprężystymi”. Ciśnienie jakie wywiera gaz jest wywołane zderzeniami cząsteczek ściankami naczynia: jest ono proporcjonalne do liczby zderzeń oraz do pędu cząsteczek zderzających się ze ściankami naczynia Równanie gazu doskonałego pV=nRT

Prawo Izotermy Prawo Boyle`a- Iloczyn ciśnienia i objętości wdanej temperaturze (T = const) danej masy gazu ma waratość stałą p*V = const , przy T = const Prawo Izobary – Charlesa i Gay-Lussaca- Przy stałym ciśnieniu objętość danej masy gazu jest wprost proporcjonalna do temperatury V/T = const Prawo Izochory – prawo Charlesa- W stałej objętości ciśnienie danej masy gazu jest wprost proporcjonalne do temperatury p/T = const Prawo Boyle’a – Marotte’a- dotyczy zachowania gazu doskonałego w przemianie izotermicznej (T = const).W stałej temperaturze objętość V danej masy gazu jest odwrotnie proporcjonalna do jego ciśnienia, czyli pV = const Prawo Avogadra- Równe objętości różnych gazów znajdujących się w jednakowych warunkach fizycznych (taka sama temperatura i ciśnienie) zawierają taką samą liczbę cząsteczek. Prawo Daltona- Całkowite ciśnienie mieszaniny gazów jest równe sumie ciśnień cząstkowych poszczególnych składników

Ciśnieniem cząstkowym (parcjalnym)- nazywamy ciśnienie danego składnika gazu jakie ten składnik wywierałby na ścianki zbiornika gdyby zajmował całą jego objętość w danej temperaturze Gaz Rzeczywisty- gazy rzeczywiste wykazują odstępstwa od praw gazu doskonałego w miarę zwiększania ciśnienia i obniżania temperatury. Przyczyną obserwowanych odstępstw w przypadku zwiększania ciśnienia są siły przyciągania między cząsteczkami gazu (nazywane siłami van der Waalsa), które umożliwiają jego skroplenie oraz skończone rozmiary cząsteczek (minimalna objętość zajmowana przez gaz jest zależna od objętości własnej cząsteczek). Efekt działania sił van der Waalsa powoduje, że wartość iloczynu pV wyznaczona dla jednego mola cząsteczek gazu przyjmuje wartość mniejszą niż RT. Wpływ objętości własnej cząsteczek gazu przejawia się wyższą wartością iloczynu pV.

Równanie gazu rzeczywistego

($\mathbf{p}\mathbf{+}\frac{\mathbf{a}}{\mathbf{V}\mathbf{2}}\mathbf{)}\left( \mathbf{V}\mathbf{-}\mathbf{b} \right)\mathbf{=}\mathbf{\text{RT}}$

Stanem ciekłym- nazywamy układ cząsteczek (atomów) w którym oddziaływania międzycząsteczkowe są na tyle istotne, że zbiorowisko cząsteczek dąży do wypełnienia możliwie najmniejszej objętości. Lepkość- właściwość płynów i plastycznych ciał stałych charakteryzująca ich opór wewnętrzny przeciw płynięciu. Lepkością nie jest opór przeciw płynięciu powstający na granicy płynu i ścianek naczynia. Napięcie powierzchniowe – σ W – praca potrzebna do zmiany powierzchni swobodnej cieczy S – powierzchnia $\sigma = \frac{W}{S}$ J/m² Ciałem stałym nazywamy zbiór cząsteczek lub atomów oddziaływujących ze sobą tak silnie, że wszelkie ruchy translacyjne względnie rotacyjne cząsteczek (atomów) są praktycznie nie możliwe.

Kryształ- ciała stałe w których cząsteczki, atomy zajmują ściśle określone położenie w przestrzeni tworząc geometryczne formy przestrzenne – układy krystalograficzne. Np. diament, sól Ciało amorficzne, ciało bezpostaciowe – stan skupienia materii charakteryzujący się własnościami reologicznymi zbliżonymi do ciała krystalicznego, w którym nie występuje uporządkowanie dalekiego zasięgu. Ciało będące w stanie amorficznym jest ciałem stałym, ale tworzące je cząsteczki są ułożone w sposób dość chaotyczny, bardziej zbliżony do spotykanego w cieczach. Np. Szkło, mieszaniny polimerów. Komórka elementarna – najmniejszy elementu przez którego powtórzenie w przestrzeni (translację) można odtworzyć strukturę ciała stałego Sieć krystaliczna, układ cząstek powtarzający się w regularnych odstępach w trzech kierunkach przestrzeni. Rozróżnia się cztery zasadnicze typy sieci krystalicznych: cząsteczkowa, molekularna; atomowa; atomowa; jonowa; metaliczna. Anizotropowe- ściśle określona temperatura topnienia zależna wyłącznie od ciśnienia budowa uporządkowana, krystaliczna zależność właściwości fizyko-chemicznych od kierunku w krysztale (łupliwość, przewodnictwo elektryczne) Izotropowe- topiąc się przechodzą przez stan półpłynny ( szkło, asfalt) brak uporządkowanej budowy właściwości fizyko-chemiczne nie zależą od kierunku

Ciekłe kryształy - ciała stałe które utraciły uporządkowanie trójwymiarowe charakterystyczne dla stanu krystalicznego lecz zachowały uporządkowanie dwuwymiarowe Reakcje egzotermiczne - to reakcje, w których ciepło wydzielane jest do otoczenia Reakcje endotermiczne - to reakcje, w których ciepło pobierane jest z otoczenia Energię wewnętrzną układu- oznaczaną symbolem U, stanowi sumaryczna energia wszystkich elementów układu (atomów i cząsteczek), na którą składa się: energia kinetyczna, energia rotacji i oscylacji, energia elektronów, energia wiązań chemicznych i oddziaływań międzycząsteczkowych. ∆U = Q +W Entalpia jest ciepłem przemiany w warunkach procesu izobarycznego. Większość procesów chemicznych zachodzi w warunkach stałego ciśnienia. Przykładem mogą być procesy zachodzące pod ciśnieniem atmosferycznym np. spalania węgla lub metanu Entalpia układu rośnie gdy rośnie jej temperatura

Entalpia(H)-w  termodynamice wielkość fizyczna będąca funkcją stanu mająca wymiar energii, będąca też potencjałem termodynamicznym, oznaczana przez H, h,I lub χ, którą definiuje zależność: H= U+ pV

Prawo HESSA- Molowa entalpia przemiany zależy jedynie od stanu początkowego i końcowego reagującego układu, a nie zależy od drogi przemiany a to oznacza, że entalpia reakcji sumarycznej może być sumą entalpii etapów, na które tę reakcję można podzielić. Entropia- jest miarą nieuporządkowania układu Podobnie jak dla entalpii, definiujemy entropię standartową jako entropię dla substancji w 25^oC i pod ciśnieniem 1 atm i oznaczamy ją jako S^o. Jednostką entropii jest J/K∙mol. Podobnie jak entalpia, entropia jest funkcją stanu

Pierwsza zasada termodynamiki - zmiana energii wewnętrznej układu równa jest sumie ciepła dostarczonego do układu i pracy wykonanej nad układem. II Zasada Termodynamiki- W procesach przebiegających samorzutnie w kierunku osiągnięcia przez układ stanu równowagi rośnie entropia oraz maleje zdolność układu do wykonania pracy. II prawo termodynamiki mówi, że entropia układu zamkniętego w każdej reakcji spontanicznej musi rosnąć

III zasada termodynamiki- Entropia idealnego kryształu w 0 K wynosi ZERO. Roztwór- to homogeniczna mieszanina dwóch lub więcej substancji. Substancja obecna w mniejszej ilości nazywana jest substancją rozpuszczoną a ta obecna w większej ilości zwana jest rozpuszczalnikiem. roztwór nasycony - to roztwór, w którym w danych warunkach temperatury i ciśnienia nie możemy rozpuścić już więcej danej substancji. roztwór nienasycony - to roztwór, w którym w danych warunkach temperatury i ciśnienia możemy rozpuścić więcej danej substancji niż w nim się w danym momencie znajduje. Typy roztworów- a) polarne; b) niepolarne Dysocjacją elektrolityczną- nazywamy rozpad substancji na jony pod wpływem rozpuszczalnika. W wyniku tego procesu powstaje roztwór przewodzący prąd. Substancje ulegające dysocjacji elektrolitycznej nazywamy elektrolitami

Równanie dysocjacji- HX ↔ H⁺ + X^- Stopień dysocjacji elektrolitu- określa się stosunkiem liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli cząsteczek substancji rozpuszczonej. Stopień dysocjacji zależy- a)od rodzaju elektrolitu i rodzaju rozpuszczalnika b)od stężenia roztworu c)nieznacznie od temperatury d)od obecności innych elektrolitów w roztworze Stała dysocjacji- Stała K_d jest wielkością praktycznie biorąc stałą w określonej temperaturze, niezależną od stężenia. Dlatego może służyć jako miara mocy elektrolitów. Im elektrolit jest mocniejszy, tym wartość stałej K_d jest większa. Dysocjacja wielostopniowa: H₂S + H₂O ↔ HS^- + H₃O⁺ ;

HS^- + H₂O ↔ S^2- + H₃O⁺ Prawo rozcieńczeń Ostwalda – wyprowadzenie: CH₃COOH↔CH3COO^-+H⁺

$$\text{Kd} = \frac{\left\lbrack \text{CH}_{3}\text{COO}^{-} - \right\rbrack \times {\lbrack H}^{+}\rbrack}{\lbrack\text{CH}3\text{COOH}\rbrack}$$

[H⁺]=[CH³COO^-]=α*c [CH3COOH]=c-α*c

$K_{d} = \frac{\alpha^{2} \times c^{2}}{c - \alpha \times c} = \frac{\alpha^{2} \times c}{1 - \alpha}$ iloczynem rozpuszczalności- jest wielkością stałą w określonych warunkach ciśnienia i temperatury, charakterystyczną dla danego układu trudno rozpuszczalna substancja jonowa / rozpuszczalnik

Rozpuszczalność- danego trudno rozpuszczalnego elektrolitu w określonej temperaturze, a jej miarą jest stężenie elektrolitu w roztworze nasyconym. Autodysocjacja - rodzaj dysocjacji elektrolitycznej, w której czysty związek chemiczny w postaci cząsteczkowej rozpada się na jony pod wpływem innych cząsteczek tego samego związku, pełniąc przy tym rolę zarówno kwasu jak i zasady.

Autodysocjacja jest możliwa, gdy cząsteczki związku mają budowę polarną. pH – to ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych. Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa-wprowadziła definicję kwasu jako związku odczepiającego w roztworach wodnych kationy wodorowe H⁺ i zasady związku odczepiającego w tych warunkach aniony wodorotlenowe OH^- Teoria Brönsted i Lowry - kwasem nazywamy substancję, która ma zdolność odszczepienia protonu (jonu wodorowego), natomiast zasadą substancję, która ma zdolność przyłączenia protonu Według Lewisa- kwasem nazywamy związek lub jon, który przyjmując parę elektronową tworzy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, a zasadą związek lub jon, który dostarcza pary elektronowej do utworzenia tego wiązania. Stałe dysocjacji sprzężonego kwasu i zasady-CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H₃O⁺ $\mathbf{K}_{\mathbf{k}}\mathbf{=}\frac{\left\lbrack \mathbf{C}\mathbf{H}_{\mathbf{3}}\mathbf{\text{CO}}\mathbf{O}^{\mathbf{-}} \right\rbrack{\mathbf{\lbrack}\mathbf{H}}_{\mathbf{3}}\mathbf{O}^{\mathbf{+}}\mathbf{\rbrack}}{\mathbf{\lbrack}\mathbf{C}\mathbf{H}_{\mathbf{3}}\mathbf{\text{COOH}}\mathbf{\rbrack}}\mathbf{\rightarrow}\mathbf{K}_{\mathbf{k}\mathbf{\text{\ \ }}}\mathbf{=}\frac{\left\lbrack \mathbf{A}^{\mathbf{-}} \right\rbrack\mathbf{\lbrack}\mathbf{H}_{\mathbf{3}}\mathbf{O}^{\mathbf{+}}\mathbf{\rbrack}}{\mathbf{\lbrack}\mathbf{\text{HA}}\mathbf{\rbrack}}$

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^- $\mathbf{K}_{\mathbf{z}}\mathbf{=}\frac{\left\lbrack \mathbf{C}\mathbf{H}_{\mathbf{3}}\mathbf{\text{COOH}} \right\rbrack\mathbf{\lbrack}\mathbf{O}\mathbf{H}^{\mathbf{-}}\mathbf{\rbrack}}{\mathbf{\{}\mathbf{C}\mathbf{H}_{\mathbf{3}}\mathbf{\text{CO}}\mathbf{O}^{\mathbf{-}\mathbf{\rbrack}}}\mathbf{\rightarrow}\mathbf{K}_{\mathbf{z}}\mathbf{=}\frac{\left\lbrack \mathbf{\text{HA}} \right\rbrack\mathbf{\lbrack}\mathbf{O}\mathbf{H}^{\mathbf{-}}\mathbf{\rbrack}}{\mathbf{\lbrack}\mathbf{A}^{\mathbf{-}}\mathbf{\rbrack}}$ Hydroliza soli-, rozkład substancji pod wpływem wody. Hydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, sole mocnych kwasów i słabych zasad oraz sole słabych kwasów i słabych zasad. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Roztworami buforowymi- nazywamy roztwory zachowujące stałą wartość pH i nieczułe na niewielkie dodatki kwasów i zasad. Są to przeważnie roztwory słabych kwasów i ich soli lub słabych zasad i ich soli zdolność buforowa-, wyrażona zwykle liczbą moli mocnego kwasu lub zasady, która wprowadzona do 1 dm3 roztworu buforowego zmienia jego pH o jedność. pH = pK_k + log(c_s/c_k) utleniaczami- są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność przyjmowania elektronów tzn. odbierania ich od innych atomów lub grup atomów, powodując w ten sposób ich utlenienie reduktorami- są atomy, jony lub cząsteczki posiadające zdolność oddawania elektronów innym atomom, jonom lub cząsteczkom, powodując redukcję tych substancji Ogniwo Daniella – ogniwo galwaniczne, w którym pierwsze półogniwo stanowi elektroda cynkowa zanurzona w roztworze siarczanu cynkuZnSO₄, a drugie elektroda miedziana zanurzona w roztworze siarczanu miedzi CuSO₄. W ogniwie tym oba półogniwa nie stykają się ze sobą bezpośrednio lecz są połączone kluczem elektrolitycznym, najczęściej wykonanym z roztworu chlorku potasu (KCl) w agar-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 - 2 e- = Zn ²⁺; Cu ²⁺ + 2 e- = Cu Elektrody pierwszego rodzaju (półogniwo I rodzaju-

Potencjał elektrodowy elektrod pierwszego rodzaju jest wynikiem wysyłania lub przyjmowania przez metal jonów dodatnich z roztworu elektrolitu. Elektrody pierwszego rodzaju są więc odwracalne względem kationów.

Elektrody drugiego rodzaju

Elektrody drugiego rodzaju składają się z metalu, jego trudno rozpuszczalnej soli oraz elektrolitu zawierającego aniony wchodzące w skład trudno rozpuszczalnej soli. Ogniwa stężeniowe- w których siła elektromotoryczna powstaje na skutek różnicy stężeń (aktywności) roztworów przy elektrodach. Reakcje I rzędu- v=k*c_A Reakcje drugiego rzędu- v=k*c_A*c_B Równanie na szybkość reakcji: $\mathbf{v}\mathbf{=}\frac{\mathbf{}\mathbf{c}}{\mathbf{}\mathbf{t}}$ Szybkość reakcji zależy od a)rodzaju reakcji i rodzaju substancji reagujących, b)stopnia rozdrobnienia substancji reagujących, c)temperatury, d)katalizatorów, e)ciśnienia lub stężenia substratów

Warunkiem zajścia reakcji chemicznej- jest to że drobiny substratów muszą mieć energię wystarczającą do tego, by wystąpiło tak zwane aktywne zderzenie drobin. Ta energia jest różna dla różnych reakcji i nazywamy ją reakcją aktywacji.

Cząsteczkowość reakcji- liczba cząsteczek biorących udział w najwolniejszym stadium reakcji. Cząsteczkowość jest zwykle równa rzędowości reakcji, natomiast nie jest słuszne stwierdzenie odwrotne. Sumaryczny rząd reakcji- jest to suma wykładników potęgowych w równaniu szybkości reakcji chemicznej
( rząd reakcji = a + b + c + .....). Cząstkowy rząd reakcji- Jeżeli a = 1, to reakcja jest pierwszego rzędu względem A; jeżeli a = 2, to reakcja jest drugiego rzędu względem A itp.
Cząstkowe rzędy reakcji, tylko wyjątkowo - np. dla reakcji elementarnych - przyjmują wartości równe współczynnikom stechiometrycznym tych reagentów. Teorii kompleksu aktywnego- zderzenie cząsteczek (drobin) może doprowadzić do utworzenia nietrwałego przejściowego układu tzn. kompleksu aktywnego. Każde zderzenie chemicznie efektywne przebiega przez stadium pośrednie o bardzo krótkim czasie życia ∼10-13 s, np. w reakcji atomu C z cząsteczką AB AB + C = A +BC Katalizator – substancja chemiczna, która dodana do układu powoduje zmianę ścieżki kinetycznej reakcji chemicznej, na taką, która ma niższą energię aktywacji, czego efektem jest wzrost szybkości reakcji chemicznej. W trakcie procesów z udziałem katalizatora reakcja chemiczna przebiega drogą o energii mniejszej w stosunku do reakcji bez udziału katalizatora. Dzieje się tak, ponieważ w trakcie reakcji powstaje dodatkowy kompleks przejściowy katalizator-substrat, który ulega reakcji w wyniku dostarczenia mniejszej ilości energii niż dla reakcji bez udziału katalizatora. Reakcja katalityczna, reakcja, której szybkość jest modyfikowana obecnością katalizatora. 2SO2 +O2 --[V2O5]--2SO3
NO + Cl2 -[Br2]-- NOCl2
CH3CHO -[ pary J2]- CH4 + CO
Kataliza homogeniczna- Katalizator może stanowić jeden ze składników jednorodnej fazy (gazowej lub ciekłej) w której zachodzi reakcja - mówimy wówczas o katalizie homogenicznej, jednorodnej, jednofazowej. SO₂ +NO₂ SO₃ + NO; NO+1/2O₂NO₂; SO₂+1/2O₂SO₃ Kataliza heterogeniczna- Jeśli katalizator stanowi odrębną fazę w układzie reagującym to katalizowana reakcja przebiega na granicy faz i wówczas mamy do czynienia z katalizą niejednorodną (heterogeniczną, wielofazową). V₂O₅ + SO₂ --> V₂O₄ + SO₃ ; V₂O₄ + 2SO₂ + O₂ --> 2 VOSO₄; 2 VOSO₄ --> V₂O₅ + SO₃ + SO₂ Stała równowagi chemicznej K- stosunek iloczynu równowagowych ułamków molowych (lub stężeń albo ciśnień cząstkowych) produktów reakcji chemicznej (podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym) do iloczynu równowagowych ułamków molowych (lub odpowiednio: stężeń albo ciśnień cząstkowych) substratów (w odpowiednich potęgach). Stała równowagi zależy od: a) temperatury- rośnie wraz z jej wzrostem b) ciśnienia xA+yB↔zC+vD $\mathbf{K}_{\mathbf{c}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{\lbrack}\mathbf{A}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{x}}\mathbf{\times}\mathbf{\lbrack}\mathbf{B}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{y}}}{\mathbf{\lbrack}\mathbf{C}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{z}}\mathbf{\times}\mathbf{\lbrack}\mathbf{D}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{v}}}$ H₂+I₂↔2HI; $\mathbf{K}_{\mathbf{c}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{\lbrack}\mathbf{\text{HI}}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{2}}}{\left\lbrack \mathbf{H}_{\mathbf{2}} \right\rbrack\mathbf{\times}\mathbf{\lbrack}\mathbf{I}_{\mathbf{2}}\mathbf{\rbrack}}$; 2HI↔H₂+I₂; $\mathbf{K}_{\mathbf{C}}^{\mathbf{I}}\mathbf{=}\frac{\left\lbrack \mathbf{H}_{\mathbf{2}} \right\rbrack\mathbf{\times}\mathbf{\lbrack}\mathbf{I}_{\mathbf{2}}\mathbf{\rbrack}}{\mathbf{\lbrack}\mathbf{\text{HI}}\mathbf{\rbrack}^{\mathbf{2}}}\mathbf{=}\frac{\mathbf{1}}{\mathbf{K}_{\mathbf{c}}}$

Reguła przekory: Jeżeli na układ będący w stanie równowagi zadziała jakiś czynnik zewnętrzny, który równowagę zaburzy, to w układzie zajdzie przemiana zmierzająca do zminimalizowania skutków działania tego czynnika i osiągnięcia nowego stanu równowagi. Na skład układu w stanie równowagi wpływ-: zmiana stężenia któregokolwiek z reagentów, zmiana ciśnienia (dla reakcji z udziałem reagentów gazowych), zmiana temperatury. Równowaga przesunięta w prawo- a)dodanie substratu b) usuwanie produktu; c) ogrzewanie układu, w którym przebiega reakcja endotermiczna d) chłodzenie układu, w którym przebiega reakcja egzotermiczna e) wzrost ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której vsubstratu > vproduktu f) obniżenie ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której vsubstratu < vproduktu równowaga przesunięta w lewo- a) dodanie produktu b) usuwanie substratu c) ogrzewanie układu, w którym przebiega reakcja egzotermiczna d) chłodzenie układu, w którym przebiega reakcja endotermiczna e) obniżenie ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której vsubstratu > vproduktu f) wzrost ciśnienia w układzie, w którym przebiega reakcja, dla której vsubstratu < vproduktu