Читайте данную работу прямо на сайте или скачайте
Шпаргалка по химии
nB=Nф/N ннMэкв(В)=mB/nэкв(В) MB=mB/nB
MB=mФ.Е.*NA Mэкв(В)=М(В)/Z(B)
Закон Авогадро
V1=V2 то m1/m2=M1/M2
Закон эквивалентов
ma/mв=Мэк(А)/Мэк(В)=(М(А)/za)/(M(B)/zв)
Концентрация
1.Массовая доля w=mВ/mР=mв/Vр*rр
2.Молярная концентрация СВ=nВ/VР Сэкв(В)=nЭКВ/VР
3. Моляльная концентрация m=nB/mp-ля
4. Титр Т=mB/VP
5. Молярная доля XB=nB/å(nA+nB+Е) Xi=ni/åni
Н-энтальпия S-Энтропия G-энергия Гиббса
Основные законы термодинамики
Q=êU+Wа при p=const Qp=êU+pêV
QP=ê (U+pV) U+pV=H QP=êH
êrH=åHK-åHHа êrH-энергетический эффект хим р-и
êrH>0 поглощение êrH<0 выделение экзотермическое
тепловой эффект образования êFH и сгорания êСH
C(K)+O2(Г)=CO2а êrH=êFH(CO2)
CH4(Г)+2O2(Г)=СО2(Г)+2H2Oа êrH=êcH(CH4)
Стандартные условия Т=298,1Ка Р=101325 Па
Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции при V или=const
не зависит от промежуточной стадии.
Термохимические ур-я можно л+ или л-.
Следствия:
1) Суммарный тепловой эффект циклического пр-са=0
2) êrH=åêFH(K)-åêFH(H)а 3) êrH=åêCH(H)-å êCH(K)
êrS=åS(K)-åS(H) S=RlnW
Энергия Гиббса-Гельмгольца
G=H-TS êG=êH-TêS - êG=Wmax G-энергия Гиббса,
W-работ êG=0 Ц состояние равновесия
Химическое равновесие с точки зрения термодинамики
а 
а
a-любая кроме равновесной актив. i-го комп-та
Па(к)/Па(н)=Ка Ка-const хим. равовесия.
Пс(к)/Пс(н)=Кс - концентрационная
Па(к)/Па(н)=К(каж) êrG0=-RTlnKaа
V=KCACB2 C-молярная концентрация
[A]-ф-ла в-в V=K[A][B]2 V-скорость Если в газе V=KPAPB2
Коэффициент Вант-Гоффа.
VоКа если
Уравнение Аррениуса lnK= - Ea/RT+Cа 
а
Химическое равновесие кинетический подход
а
аE=hn
Общие cв-ва растворов
РА=Ра*ХА, ХА=(1-ХВ), VU=KUSXA 
а
2й Закон Рауля
ПОСМ=СmRT
Р-ры электролитов
i-изотонический коэф. Pосм=iC(B)RTа êT=iKCm(B) êTкип=iECm(B)
a=(i-1)/(n-1) KD=Ca2/(1-a) Закон Освальд
aH+>10-7 aOH-<10-7 Ц кислая Кг=Ка*аНОа Кг-const диссоц.
Количественные характеристики ОВР
Мэк. окисл.=Мок/Zприс. êЕ0=Е0ок-Е0ока êG0=-nFêE0 êE0>0-возмож.
Равновесие на границе раздела фаз.
а
а- Нерст