pV= (m / M) RT, где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль · К) или 0,082 л атм/(моль · К))
Электронная структура атома и химическая связь
двойственная природа электромагнитного излучения и элементарных частиц
λ = с/ν ,где λ – длина волны, с – скорость света, ν – частота излучения;
энергия фотона: Е = hν;
для любой частицы: λ = h/(m . v)
Значения, которые могут принимать квантовые числа
Главное: n = 1,2,3…. ∞
Орбитальное: ℓ = 0,1,2,… n -1
Магнитное: m = -ℓ, -(ℓ-1)…0…(ℓ+1), ℓ
Спиновое s = +1/2, -1/2
дипольный момент связи и молекулы
µ = l × q
Порядок связи в двухатомных молекулах в методе МО
;
Химическая термодинамика
Первый закон (начало) термодинамики
Q = ΔU + A/
Тепловой эффект химической реакции (следствие закона Гесса)
DrH0298 = ∑vi · DfH0298,i - ∑vj ·DfH0298,j
прод. исход.
где DrH0298 — теплота реакции, r — первая буква слова rеасtiоп, νi, и
νj — количества (молей) веществ, вступивших в реакцию, и продуктов реакции.
Размерность энтальпии реакции — кДж
Второй закон (начало) термодинамики. Энтропия обратимых и необратимых процессов и смешения
DS = DS > ; S = k·1пW
Энергия Гиббса – связь первого и второго законов термодинамики
DG = DН-ТDS
Если DrG <0, то возможно самопроизвольное протекание прямой реакции
Если DrG >0, то возможно самопроизвольное протекание обратной реакции
Амакс. = DrG максимально-возможная работа, совершенная за счет тепла, выделившегося в результате химической реакции равна изменению энергии Гиббса реакции
Третий закон термодинамики
При абсолютной температуре Т = 00 К энтропия идеального кристалла равна нулю S = 0
Химическая кинетика
Скорость химической реакции
V = - скорость гомогенной химической реакции;
- скорость гетерогенной химической реакции
Зависимость скорости элементарной химической реакции: аА + bВ = dD + еЕ
от концентраций реагирующих веществ
V = k·[А]a· [В]b,
где k— константа пропорциональности, называемая константой скорости химической реакции,[А], [В] — концентрации веществ А и В, выраженные в единицах моль/л, а, b — стехиометрические коэффициенты
правило Вант-Гоффа
зависимости скорости химической реакции от температуры
гдеV1—скорость реакции при температуре T1, V2— скорость при температуре Т2. γ температурный коэффициент скоростиреакции
уравнение Аррениуса зависимости скорости химической реакции от температуры
Еа-энергия активации реакции
константа равновесия для обратимой гомогенной реакции:
аА + bВ = сС +dD
Связь константы равновесия реакции Кcс величиной изменения стандартного изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) Dr G0Tреакции
• Моляльная концентрация – это химическое количество вещества, растворенное в одном килограмме растворителя:
• Cm =
5.2
Связь различных способов выражения концентрации растворов
Молярность - массовая доля (СМ - ω)
СМ =
Моляльность – массовая доля (Cm – ω)
Cm = ω.1000/M(1 – ω) = В случае процентного выражения массовой доли:
Cm = ω%.1000/M(100 – ω%) =
Молярность – нормальность (СМ– Сэкв.)
Cэкв. = Z.CM
5.3
Коллигативные свойства растворов
закон Генри
(растворимость газа в жидкости)
ωВ = kВ · pB
где ωВ – массовая доля газа в насыщенном растворе, рВ – парциальное давление газа над раствором, kВ – коэффициент пропорциональности, называемый константой Генри, характеризующий растворимость данного газа в данном растворителе
Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора (закон Рауля)
Р = Р0· χ, где Р – парциальное давление пара компонента, Р0 – давление пара над чистым компонентом,
χ – мольная доля компонента в растворе
Для бинарного раствора: (Р0 – Р)/Р0 = χВ,
где χВ = (1 – χ)– мольная доля растворенного вещества, (Р0 – Р)/Р0 – относительное понижение парциального давления пара пара растворителя над раствором
Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем(законы Рауля)
ΔТкип. = ЭТ·Сm,
где ΔТкип. – повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя, Сm – моляльная концентрация раствора, ЭТ – эбулиоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества
ΔТзам. = КТ. Сm,
где ΔТзам. – понижение температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя, Сm – моляльная концентрация раствора, КТ – криоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя, но не зависящая от природы растворенного вещества
Осмотическое давление (закон Вант- Гоффа)
ПОСМ. = СМRT
Или
ПОСМ. = nRT/V
5.4
Ионная сила и рН растворов
Ионная сила растворов
μ =
рН и рОН растворов
рН = -lg[H+], рОН = -lg[ОH-]
5.5
Расчет рН растворов разных электролитов
Сильной кислоты
pH = -lg[H+] = -lgСн, где Сн или Сэк., СN –нормальная концентрация кислоты.
Сильного основания
рН = 14 + lg[OH-] = 14 + lgСo, где Сo или Сэк., СN – нормальная концентрация основания
Уравнение Нернста. Электродвижущая сила (э.д.с.) гальванического элемента (ε). Зависимость константы равновесия окислительно-восстановительной реакции от э.д.с. элемента
Е(Ox/Red) = Е°(Ox/Red) + , где
Е(Ox/Red) - искомый потенциал окислительно-восстановительной системы (в вольтах)
Е°(Ox/Red) - ее стандартный потенциал
R – универсальная газовая постоянная (8,324 Дж/моль∙К)
T – абсолютная температура
F – постоянноя Фарадея (96485 Кл/моль)
n – количество электронов передаваемых от окисленной формы к восстановленной форме
a(Ox) и a(Red) активности окисленной и восстановленной формы соответственно
или: Е = Е0 + (0,059/n) . lg ([Ox]/[Red])
э.д.с. (ε)= Екатода - Еанода
RTln Kр = nFε0 или