U = Q – A,

где Q – теплота (Дж), А – работа (Дж).

Вода. Химическое вещество состава Н>2О. Самое распространенное химическое соединение на нашей планете, уникальный растворитель. Молекула воды имеет симметричную нелинейную структуру. Связь Н‒О ковалентная полярная, угол Н‒О‒Н равен 104,5°, между молекулами воды существует водородная связь. Вода обладает целым рядом аномальных физических свойств, что объясняется в первую очередь наличием водородных связей. Физические свойства: Т>кип. = 100 °C, Т>пл. = 0 °C при атмосферном давлении. При комнатной температуре вода – жидкость без вкуса, цвета и запаха, прозрачная, плотностью 1 г/см>3. Чистая вода является слабым электролитом. Различают ионное произведение воды: произведение концентраций ионов водорода и гидроксила не только в воде, но и в любом водном растворе есть величина постоянная при постоянной температуре. Пример: при 22 °C концентрация ионов водорода в чистой воде равна концентрации гидроксил-ионов и равна соответственно 10>–7 г-ион на литр. Следовательно, можно записать: С × С>ОН = 10>–7 × 10>–7 = 10>–14.

Водородная связь. Вторая, побочная валентность атома водорода, которая проявляется по отношению к сильно отрицательным атомам, если основной валентностью он связан с атомом, наиболее сильно отрицательным в данной молекуле.

Водородный показатель рН. Величина, характеризующая концентрацию (активность) ионов водорода в растворе, численно равна отрицательному десятичному логарифму концентрации (активности) ионов водорода, выраженной в моль на литр. В разбавленных водных растворах 0 ≤ рН ≤ 14. В кислых растворах 0 ≤ рН ≤ 7. В нейтральных растворах рН = 7. В щелочных растворах 7 ≤ рН ≤ 14.

Для расчета рН в разбавленных растворах различных классов соединений используют следующие уравнения:

Сильные кислоты: рН = – lga>H+.

Сильные основания: pH = 14 – pOH

Слабые кислоты: pH = ½(pK – lgC)

Слабые основания: pH = 14 – ½pK + ½lgC

Гидролитически кислые соли: pH = 7 – ½pK>осн – ½lgC

Гидролитически щелочные соли: pH = 7 + ½pK>кисл + ½lgC

Буферные растворы: pH = pK>a + lg[соль] – lg[кислота]

рH = pK>a + lg[основание] – lg[соль].

Возгонка (сублимация). Превращение твердого вещества в газообразное без процесса плавления – например, возгонка йода.

Воспроизводимость. Повторяемость результатов анализа одного и того же элемента (вещества), полученная по данным нескольких экспериментов. Воспроизводимость характеризует рассеяние единичных результатов относительно среднего, т. е. степень близости друг к другу результатов единичных определений. Под воспроизводимостью также понимают рассеяние результатов химического анализа, полученных в разных лабораториях, в разное время и т. д. Воспроизводимость зависит от подготовки пробы для анализа.

Восстановитель. Атом, молекула или ион, который отдает электроны в окислительно-восстановительных реакциях. Примеры: Zn – 2e>— = Zn>2+, Zn – восстановитель; 2Сl>— – 2е>— = Сl>2, Сl>— – восстановитель.

Восстановление. Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Наблюдается в окислительно-восстановительных реакциях. Примеры: S + 2e>— = S>2– – восстановление серы до сульфида; MnO>4>— + 8H>+ + 5e>— = Mn>2+ + 4Н>2О – восстановление марганца от степени окисления +7 до степени окисления +2.

Время релаксации ионной атмосферы. Время, за которое ионная атмосфера образуется на новом месте и исчезает на старом.

Второе начало термодинамики (второй закон термодинамики)

– формулировка Клаузиуса. Теплота не может самопроизвольно переходить от менее нагретого тела к более нагретому.

– формулировка Кельвина и Планка. Невозможно построить периодически действующую машину, единственным результатом действия которой было бы совершение механической работы за счет охлаждения теплового резервуара.