nB=Nф/Nа Mэкв(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 ?=mВ/mР=mв/Vр*?р
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/?(nA+nB+…) Xi=ni/?ni
Н-энтальпия S-Энтропия G-энергия Гиббса
Основные законы термодинамики
Q=(U+W при p=const Qp=(U+p(V
QP=( (U+pV) U+pV=H QP=(H
(rH=?HK-?HH (rH-энергетический эффект хим р-и
(rH>0 поглощение (rH
тепловой эффект образования (FH и сгорания (СH
C(K)+O2(Г)=CO2 (rH=(FH(CO2)
CH4(Г)+2O2(Г)=СО2(Г)+2H2O (rH=(cH(CH4)
Стандартные условия Т=298,15К Р=101325 Па
Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции при V или Р =const
не зависит от промежуточной стадии.
Термохимические ур-я можно «+» или «-».
Следствия:
1) Суммарный тепловой эффект циклического пр-са=0
2) (rH=?(FH(K)-?(FH(H) 3) (rH=?(CH(H)-? (CH(K)
(rS=?S(K)-?S(H) S=RlnW
Энергия Гиббса-Гельмгольца
G=H-TS (G=(H-T(S - (G=Wmax G-энергия Гиббса,
W-работа (G=0 – состояние равновесия
Химическое равновесие с точки зрения термодинамики

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) (rG0=-RTlnKa
V=KCACB2 C-молярная концентрация
[A]-ф-ла в-ва V=K[A][B]2 V-скорость Если в газе V=KPAPB2
Коэффициент Вант-Гоффа.
если конц. то вместо V?К если

Уравнение Аррениуса lnK= - Ea/RT+C
Химическое равновесие кинетический подход
E=h?
Общие cв-ва растворов
РА=Ра*ХА, ХА=(1-ХВ), VU=KUSXA
2й Закон Рауля
,
,
ПОСМ=С?RT
Р-ры электролитов
i-изотонический коэф. Pосм=iC(B)RT (T=iKCm(B) (Tкип=iECm(B)
?=(i-1)/(n-1) KD=C?2/(1-?) Закон Освальда
aH+>10-7 aOH-
Количественные характеристики ОВР
Мэк. окисл.=Мок/Zприс. (Е0=Е0ок-Е0ок (G0=-nF(E0 (E0>0-возмож.
Равновесие на границе раздела фаз.
- Нерст