Генри– при постоянной температуре масса растворенного в жидкости газа прямо пропорциональна его давлению.
Гесса – тепловой эффект реакции не зависит от пути, по которому происходят превращения, а зависит только от начального и конечного состояний системы.
действующих масс – скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях стехиометрических коэффициентов. Следует отметить, что существует лишь незначительное число реакций, которые подчиняются закону действующих масс. Обычно зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ определяется экспериментально.
Рауля – давление пара растворителя над раствором равно давлению пара над чистым растворителем, умноженному на отношение числа молей растворителя к общему числу молей молекул и ионов.
Шарля - при постоянном объеме давление данной массы газа прямо пропорционально его абсолютной температуре.
Законы Фарадея – при электролизе масса электролита, подвергшаяся химическому превращению, а также массы веществ, выделившихся на электродах, прямо пропорциональны количеству протекшего через раствор электричества и молярным массам эквивалентов веществ. Один моль эквивалентов вещества превращается или выделяется при прохождении через раствор 96500 Кл. Это значит, что при прохождении 96500 Кл через растворы солей серебра(I) или меди(II) на катоде выделится 1 моль (108 г) серебра или 0,5 моля (31,8 г) меди.
Заряд ядра атомаравен числу содержащихся в ядре протонов и порядковому номеру элемента в таблице Менделеева. Заряд протона по абсолютной величине равен заряду электрона, но имеет положительный знак (1,6·10-19 Кл). Заряд ядра атома элемента, выраженный в кулонах, равен заряду протона, умноженному на порядковый номер элемента. Так, заряд ядра атома меди (порядковый номер 29) равен 1,6·10-19·29 = 4,64·10-18 Кл.
Изменение энтальпии реакции (ΔHo) равно сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ (все энтальпии образования умножаются на стехиометрические коэффициенты уравнения реакции). Изменение энтальпии реакции входит в качестве слагаемого в свободную энергию Гиббса.
Изменение энтропии реакцииравно сумме абсолютных энтропий продуктов реакции за вычетом суммы абсолютных энтропий исходных веществ (все энтропии умножаются на стехиометрические коэффициенты уравнения реакции). Изменение энтропии реакции используется для расчета свободной энергии Гиббса.
Изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа i ) показывает, во сколько раз для раствора электролита измеренные осмотическое давление, понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения раствора, понижение температуры кристаллизации раствора больше, чем рассчитанные для раствора неэлектролита такой же молярной концентрации. Изотонические коэффициенты для электролитов всегда больше единицы.
Изотопы – различающиеся по атомной массе (массовому числу) атомы одного элемента. Так, элемент водород имеет три изотопа – протий с массовым числом 1 (атомная масса 1,0078252)), дейтерий – с массовым числом 2 (атомная масса 2,0141022) и тритий – с массовым числом 3 (атомная масса 3,0160497)). Тритий радиоактивен, протий и дейтерий стабильны.
Индукционное взаимодействие – вид межмолекулярных взаимодействий полярных молекул, приводящее к тому, что при сближении молекул за счёт их взаимного влияния полярность их и действующие между ними силы увеличиваются
Инертные и лабильные соединения – лабильными называют такие соединения, в растворах которых быстро устанавливаются равновесия; инертными являются такие соединения, равновесия в растворах которых либо не устанавливаются вообще, либо устанавливаются очень медленно. Примерами инертных соединений являются многие соединения кобальта(III) ([Co(NH3)5Cl]2+; Co(OH)3), долгое время стоявшие осадки ( β-NiS; β-оловянная кислота).
Ионная сила раствора (μ) равняется полусумме произведений моляльных (в приближенных расчетах можно применять молярные) концентраций ионов на квадрат их зарядов (μ = ½ ΣCI·zI2) и применяется в уравнениях для расчета коэффициентов активности ионов в растворах электролитов.
Ионное произведение воды - произведение равновесных концентраций ионов H+ и OH- ( [H+].[OH–] ). Вода является слабым электролитом. Ее электролитическая диссоциация описывается уравнением H2O ⇄ H+ + OH-. Константа диссоциации воды Kд (при 25оС) имеет вид
.
Для воды и разбавленных водных растворов [H2O] – величина постоянная, равная 55,5 моль/л, следовательно, произведение [H+]·[OH-] = 55,5·1,8·10-16 = 10-14 . Ионное произведение воды увеличивается при увеличении температуры.
Ионно-электронные схемы _ это схемы,применяемые для нахождения коэффициентов уравнений окислительно-восстановительных реакций. Для окислителя и для восстановителя составляются уравнения полуреакций, в которых в левой и правой частях находятся реально существующие в растворах ионы, молекулы и твердые вещества. В каждом уравнении полуреакции должно соблюдаться равенство по числу атомов каждого элемента и равенство заряда правой части заряду левой части – последнее достигается с помощью прибавления или вычитания электронов в левые части уравнений полуреакций. Если реакция проходит в среде сильной кислоты, то в уравнениях полуреакций допускается (если необходимо) применение ионов водорода и молекул воды:
