formuly - BSUIR Helper

М
Э= В эквивалент [г/моль] М – мольная масса
В-валентность
𝑚1 Э1
Кинетика
pV=nRT
p=(n/V)*RT=cRT
=
𝑚2 Э2
Эквивалент оксида
М
Э=В∗𝑛 М — мольная масса оксида, В — валентность
элемента (или кислорода)
n — число атомов этого элемента
(или кислорода) в соединении
Эквивалент кислоты (основания)
Мк−ты
Эк-ты=
Эосн=
𝑛(Н+)
Мосн
𝑛(𝑂𝐻−)
Эсоли=
Мсоли
В(ме)∗𝑛(ме)
𝑛(Н+)число атомов водорода, замещенных в данной
реакции на металл
𝑚1
=
Э1
𝑉1 𝑉э1
=
𝑉2 𝑉э2 𝑉2 𝑉э2
υгом =±∆n/∆t*V=±∆c/∆t [моль/л*с]
υгетер =±∆n/∆t*S [моль/cм*с]
Через ЗДМ
аА + bB = сС + dD
С5𝑁𝑎2𝑆𝑂3 )
υгом=к*сАб *сВб (υгом = К
Вант-гофф
υt2 /υ t1 = kt2 /k t1 = γ
υt2= υ t1 * 𝜸∆t/10
lg 𝛾=(Ea/2.3R)*(T2-T1/(T1*T2))
уравнение Аррениуса
K=A*𝑒 −𝐸𝑎/𝑅𝑇
Ln(kt2 /k t1 )=( 𝐸𝑎/R) * (T2-T1)/(T2*T1)
lnk=lnA-Еа/RT
Ea=(R*T1*T2/(T2-T1))*ln (kt2 /k t1 ) [кДж/моль]
А — предэкспоненциальный множитель (постоянная
величина для данной реакции). A=Z*P Z — число
соударений; Р — стерический множитель,
учитывающий ориентацию частиц в реакционном
пространстве. Численное значение Р находится в
пределах 10-9 – 1.
К1/К2=Кс=ссС *с𝑑𝐷 /с𝑎А *сб𝐵 = υпрям / υобр
P=cRT, То Кр≠ Кс
Кр=Кс(RT)∆n
Δn- изменение числа молей газообразных веществ в
результате реакции
уравнение изобары
ΔН= – Q
dlnKp/dT=∆H/RT2 Ln
𝐾𝑇1 ∆𝐻
𝐾𝑇2
= 𝑅 (1/T1-1/T2)
Термодинамика
pV=nRT
p=(n/V)*RT=cRT
∆U [кДж/моль]
Q =ΔU+A A=PΔV+A'max
Q=ΔU+PΔV+A max
При изохорном процессе А=0 => Q=ΔU
Для изобарного процесса Q=(U2+PV2)-(U1+PV1)
H=U+PV Q=ΔН
V = const Q=ΔU ; P = const Q=ΔH=ΔU+PΔV
уравнения состояния Клапейрона – Менделеева
ΔH=ΔU+ΔnRT
0
0
0
Δ𝐻298
=Σn’ Δ f𝐻298
(конечн)- Σn'' Δ f𝐻298
(исх)
n’, n'' - стехиометрические коэффициенты продуктов
реакции и исходных веществ соответственно.
ур-е Кирхгофа
0
Δ𝐻Т0= Δ𝐻298
+ ΔС0р 298 (Т-298) –
ΔС0р 298 = Σn’ ΔС0р 298 (конечн)- Σn'' ΔС0р 298 (исх)
ур-е Больцмана
S=kln(W) энтропия (S)
ΔS=ΔH/T
0
Δ𝑆𝑇0 = Δ𝑆298
+ ΔС0р 298 *Ln(T/298)
свободной энергией Гиббса
Q=ΔU+PΔV+Amax=TΔS
Amax=TΔS-ΔH=(TS2-TS1)-(H2-H1)=(H1-TS1)-(H2TS2)
H-TS=G [кДж/моль]
ΔG=ΔH-TΔS
0
0
0
Δ𝐺298
=Σn’ Δ f𝐺298
(конечн)- Σn'' Δ f𝐺298
(исх)
ΔGт(реакции)= ΔНт(реакции)-ТΔ Sт(реакции)
ΔGт= -RTlnKp= -2,3RTlgKp
Для процессов, идущих при Т = 298 К,
0
Δ𝐺298
=-5,7*lgKp
Для реакций в жидкой фазе (в случае разбавленных
растворов) можно использовать соотношение
ΔGт=-RTlnKc
Если ΔGт=0 , то Кр=0, если ΔGт<0, то Кр>1 и прямая
реакция практически необратима; если ΔGт>0, то
Кр<1 и обратная реакция практически необратима.
уравнением изобары химической реакции
Электролиты
J=I/S – плотность тока [A/м квадратный]
ω=m1/m2 m2=m1+m(растворителя)
m2-масса раствора
m1-масса растворённого вещества
Сm – молярная концентрация
Сm=n/V=m1/(M*V) [моль/л]
Cн-эквивалентная концентрация (нормальность)
Сн=m1/(Э*V) [моль-экв/л]
α=N/No – степень диссоциации (α<=1)
числа молекул, распавшихся на ионы (N)
общему числу молекул (No)
коэффициент активности (f).
а±= f± * С±
lgf± =-0,5*Z2 *√𝐼
Z — заряд ионов I — ионная сила раствора
электролита, вычисляемая по формуле
I=1/2 *Σ*Ci* Z2i
а±≈ С±
в сильном электролите
С± = n α СМ, n — число ионов данного вида, на
которые распадается одна молекула.
слабых электролитов АmВn ⇆ mА+ + nВ-
d∗lnKp
Kд при 298 К равно 1,86⋅10-16.
константой воды KH20 = 10-14
Водородный показатель (рН)
рН=-LgCH+
Гидроксильный показатель (рОН)
рОН=-LgCOH-
dT
ΔH
= R𝑻𝟐
Ln(kрt2 /kр t1 )=( ΔH/R) * (1/T1-1/T2)
0
0
Травновесия= Δ𝐻298
*10-3/(Т*Δ𝑆298
)
Электрохимия
при P = const
Кр=Кс=Смеn+
Zn – 2e ⇆ Zn2+ — реакция окисления
Сu2+ + 2e ⇆ Cu0 — реакция восстановления.
Для газовых электродов:
H2 – 2e ⇆ 2H+ — реакция окисления;
½O2 + H2O +2e ⇆ 2ОH- – реакция восстановления
уравнение Нернста
𝑏
𝑅𝑇 𝐶ок
ln а
𝑛𝐹 Свос
𝑏
0,059 𝐶ок
0
= 𝜑эл−да
+
ln а
𝑛
Свос
0
𝜑эл−да = 𝜑эл−да
+
𝜑эл−да
Металлические электроды:
𝜑𝑀𝑒 𝑛+⁄
𝑀𝑒
0
= 𝜑𝑀𝑒
𝑛+
⁄
0
= 𝜑2𝐻
+
⁄
𝜑2𝐻 +⁄
𝐻2
+
𝐻2
или 𝜑2𝐻 +⁄
𝐻2
+
𝑀𝑒
Водородный электрод
0,059
𝑛
0,059
ln 𝐶𝑀𝑒 𝑛+
𝑛
𝐶2 +
𝑙𝑔 𝑃𝐻
𝐻2
= -0,059рН
Кислородный электрод
𝜑𝑂2⁄
4𝑂𝐻 −
Или 𝜑𝑂2⁄
4𝑂𝐻 −
= 𝜑𝑂02⁄
4𝑂𝐻 −
+
= 1,23 − 0,059рН
𝑃𝑂
0,059
𝑙𝑔 4 2
𝑛
𝐶𝑂𝐻 −
A'=nFε= - ΔG
nF — количество прошедшего электричества, Кл
n — число электронов — участников данной
электрохимической реакции
A'max=−ΔG°=RT*lnKp
0
∆𝐺298
−237кДж/моль
=−
𝑛𝐹
2 ∗ 96,5кДж/В ∗ моль
= 1,23 В
ε=𝜑к - 𝜑а = +0,34-(-0,76) = 1,1 В
Aм = -∆G
Aм = -∆G= R*T*lnKc = 2,3*R*T*lgKc
0,059
𝐶
= 𝑛 𝑙𝑔 𝐶2 , где С1 и С2 – молярные концентрации
𝜀0 = −
1
ионов у анода и катода (С1 < C2)
lgKp=(nFε)/(2,3RT)=(n*ε)/0,059
Электролиз
M=V=kQ=kIt
k — коэффициент пропорциональности, при этом k =
m (k = V), если Q = 1 Кл;
K=Э/F=Vэ/F [г/Кл или л/Кл]
1–й и 2–й законы
Фарадея
m=ItЭ/F V=Vэ/F
Вт=mпр /mp =Qпр/Qр
М
Э= эквивалент [г/моль] М – мольная масса
В
В-валентность
𝑚1 Э1 𝑉1
=
𝑚2 Э2 𝑉2
𝑉э1
= 𝑉э2
С 𝑚 С𝑛
𝐵−
Kc=Kд= 𝐶𝐴+
𝐴𝑚𝐵𝑛
𝑚
С𝐴+
-концентрации ионов в растворе электролита,
моль/л
𝐶𝐴𝑚𝐵𝑛 -концентрация недиссоциированных молекул,
моль/л.
закон разбавления Оствальда:
Kд= (α2 *СM )/1- α СM — молярная концентрация
электролита, моль/л.
Для слабых электролитов (α << 1) это выражение
упрощается:
Kд= α2 *СM
Концентрацию катионов и анионов в слабом
электролите
С± = α ⋅ СM =√Kд ∗ Сm моль/л
Kд=
С𝐻+ С𝑂𝐻−
𝐶𝐻2𝑂