Шпаргалка по химии

n_B<=N_ф/N _{н/sub>Mэкв(В)=B}экв(В) M_B<=B/n_B

M_B<=Ф.Е.*N_A M_экв(В)=М(В)/Z(B)

Закон Авогадро

V₁=V₂ то 1/2=M₁/M₂

Закон эквивалентов

m_aв=М_эк(А)/М_эк(В)=(М(А)/a)/(M(B)/в)

Концентрация

1.Массовая доля В/Р=в/V_р*r_р

2.Молярная концентрация С_В=В/V_Р С_экв(В)=ЭКВ/V_Р

3. Моляльная концентрация Bp_-ля

4. Титр Т=BP

5. Молярная доля X_B<=BA<+B<+Е) X_i<=ii

Н-энтальпия S<-Энтропия G<-энергия Гиббса

Основные законы термодинамики

Q<=êU<+Wа при

p<=êU<+

Q_P=ê (U+pV) U+pV=H Q_P=êH

êrH<=åH_K<-åH_Hа êrH<-энергетический эффект хим р-и

êrH>0 поглощение êrH<0 выделение экзотермическое

тепловой эффект образования ê_FH и сгорания ê_СH

C_(K)+O_2(Г)=CO₂а êrH=ê_FH(CO₂)

CH_4(Г)+2O_2(Г)=СО_2(Г)+2H₂Oа êrH<=ê

Стандартные условия Т=298,1Ка Р=101325 Па

Закон Гесса

Тепловой эффект химической реакции при V или=

не зависит от промежуточной стадии.

Термохимические ур-я можно л+ или л-.

Следствия:

1) Суммарный тепловой эффект циклического пр-са=0

2) êrH=åê_FH_(K)-åê_FH_(H)а 3) êrH=åê_CH_(H)-å ê_CH_(K)

êrS=åS_(K)-åS_(H) S=RlnW

Энергия Гиббса-Гельмгольца

G<=H<-TS êG<=êH<-TêS <- êG<=W_max G<-энергия Гиббса,

W<-работ êG<=0 Ц состояние равновесия

Химическое равновесие с точки зрения термодинамики

а а

a<-любая кроме равновесной актив.

Па(к)/Па(н)=Ка Ка-

Пс(к)/Пс(н)=Кс - концентрационная

Па(к)/Па(н)=К(каж) êrG⁰=-RTlnKaа

V<=KC_AC_B² C<-молярная концентрация

[A<]-ф-ла в-в V<=K[A<][B<]² V<-скорость Если в газе V<=KP_AP_B²

Коэффициент Вант-Гоффа.

VоКа если

Уравнение Аррениуса а

Химическое равновесие кинетический подход

ааE<=

Общие

Р_А=Р_а^*Х_А, Х_А=(1-Х_В), V_U<=K_USX_A а

2^й Закон Рауля

П_ОСМ=С_mRT

Р-ры электролитов

осм=m(B) êT_кип=m(B)

a<=(D<=C2/(1-

a_H+>10^-7 OH_-<10^-7 Ц кислая К_г=К_а*а_НОа К_г-

Количественные характеристики ОВР

М_{эк. окисл.}=М_ок/Z_прис. êЕ⁰=Е⁰_ок-Е⁰_ока êG⁰=-0 êE⁰>0-возмож.

Равновесие на границе раздела фаз.

аа<- Нерст