Г. Логинова - Сборник основных формул школьного курса химии

> масса растворенного вещества не изменяется: т\'(В) = т(В).

> масса раствора уменьшается на массу выпаренной воды: m\'(p) = m(p) – m(H2O).

Сливание двух растворов: массы растворов, а также массы растворенного вещества складываются:

т"(В) = т(В) + т\'(В);

т"(р) = т(р) + т\'(р).

Выпадение кристаллов: масса растворенного вещества и масса раствора уменьшается на массу выпавших кристаллов:

m\'(В) = m(В) – m(осадка); m\'(р) = m(р) – m(осадка).

Масса воды не изменяется.

*Энтальпия образования вещества ΔH °(B), кДж/моль, – энтальпия реакции образования 1 моль вещества из простых веществ в их стандартных состояниях, то есть при постоянном давлении (1 атм для каждого газа в системе или при общем давлении 1 атм в отсутствие газообразных участников реакции) и постоянной температуре (обычно 298 К ,или 25 °C).

*Тепловой эффект химический реакции (закон Гесса)

Q = ΣQ

(продуктов) – ΣQ (реагентов).

ΔН° = ΣΔН°

(продуктов) – Σ ΔН° (реагентов).

Для реакции аА + bВ +… = dD + еЕ +…

ΔН° = {dΔH°(D) + еΔH°(Е) +…} – {аΔH°(А) + ЬΔH°(В) +…},

где а, b, d, e – стехиометрические количества веществ, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции.

Если за время τ в объеме V количество реагента или продукта изменилось на Δ n, скорость реакции:

Для мономолекулярной реакции А → …:

v = k •

с(А).

Для бимолекулярной реакции А + В → …:

v = k •

с(А) • с(В).

Для тримолекулярной реакции А + В + С → …:

v = k •

с(А) • с(В) • с(С).

Изменение скорости химической реакции

Скорость реакции увеличивают:

1) химически активные реагенты;

2) повышение концентрации реагентов;

3) увеличение поверхности твердых и жидких реагентов;

4) повышение температуры;

5) катализаторы. Скорость реакции уменьшают:

1) химически неактивные реагенты;

2) понижение концентрации реагентов;

3) уменьшение поверхности твердых и жидких реагентов;

4) понижение температуры;

5) ингибиторы.

*Температурный коэффициент скорости (γ) равен числу, которое показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на десять градусов:

*Закон действующих масс для химического равновесия:в состоянии равновесия отношение произведения молярных концентраций продуктов в степенях, равных

их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре есть величина постоянная (концентрационная константа равновесия).

В состоянии химического равновесия для обратимой реакции:

аА + bВ + … ↔ dD + fF + …

Кc = [D] d • [F]f …/ [А]а • [В]b …

*Смещение химического равновесия в сторону образования продуктов

1) Увеличение концентрации реагентов;

2) уменьшение концентрации продуктов;

3) увеличение температуры (для эндотермической реакции);

4) уменьшение температуры (для экзотермической реакции);

5) увеличение давления (для реакции, идущей с уменьшением объема);

6) уменьшение давления (для реакции, идущей с увеличением объема).

Электролитическая диссоциация– процесс образования ионов (катионов и анионов) при растворении в воде некоторых веществ.

При электролитической диссоциации кислот образуются катионы водорода и анионы кислоты, например:

HNO3 = Н+ + NO3¯

При электролитической диссоциации оснований образуются катионы металла и гидроксид-ионы, например:

NaOH = Na+ + ОН¯

При электролитической диссоциации солей (средних, двойных, смешанных) образуются катионы металла и анионы кислоты, например:

NaNO3 = Na+ + NO3¯

KAl(SO4)2 = К+ + Al3+ + 2SO42-

При электролитической диссоциации кислых солей образуются катионы металла и гидроанионы кислоты, например:

NaHCO3 = Na+ + HCO3‾

Некоторые сильные кислоты

HBr, HCl, НСlO4, H2Cr2O7, HI, HMnO4, H2SO4, H2SeO4, HNO3, Н2СrO4

Некоторые сильные основания

RbOH, CsOH, КОН, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2

Степень диссоциации α – отношение количества продиссоциировавших частиц к количеству исходных частиц.

При постоянном объеме:

Классификация веществ по степени диссоциации

Правило Бертолле

Обменные реакции в растворе протекают необратимо, если в результате образуется осадок, газ, слабый электролит.

Примеры молекулярных и ионных уравнений реакций

1. Молекулярное уравнение: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl

«Полное» ионное уравнение: Сu2+ + 2Сl¯ + 2Na+ + 2OH¯ = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Сl¯

«Краткое» ионное уравнение: Сu2+ + 2OН¯ = Cu(OH)2↓

2. Молекулярное уравнение: FeS(T) + 2HCl = FeCl2 + H2S↑

«Полное» ионное уравнение: FeS + 2Н+ + 2Сl¯ = Fe2+ + 2Сl¯ + H2S↑

«Краткое» ионное уравнение: FeS (T) + 2H+ = Fe2+ + H2S↑

3. Молекулярное уравнение: 3HNO3 + K3PO4 = Н3РO4 + 3KNO3

«Полное» ионное уравнение: 3Н+ + 3NO3¯ + ЗК+ + PO43- = Н3РO4 + 3K+ + 3NO3¯

«Краткое» ионное уравнение: 3Н+ + PO43- = Н3РO4

*Водородный показатель

(рН) рН = – lg[H3O+] = 14 + lg[OH¯]

*Интервал рН для разбавленных водных растворов

рН 7 (нейтральная среда)

Примеры обменных реакций

Реакция нейтрализации – обменная реакция, протекающая при взаимодействии кислоты и основания.

1. Щелочь + сильная кислота: Ва(OН)2 + 2НСl = ВаСl2 + 2Н2O

Ва2+ + 2OН¯ + 2Н+ + 2Сl¯ = Ва2+ + 2Сl¯ + 2Н2O

Н+ + ОН¯ = Н2O

2. Малорастворимое основание + сильная кислота: Сu(ОН)2(т) + 2НСl = СuСl2 + 2Н2O

Сu(ОН)2 + 2Н+ + 2Сl¯ = Сu2+ + 2Сl¯ + 2Н2O

Сu(ОН)2 + 2Н+ = Сu2+ + 2Н2O

*Гидролиз – обменная реакция между веществом и водой без изменения степеней окисления атомов.

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений:

Mg3N2 + 6Н2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3

2. Обратимый гидролиз солей:

а) Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты:

NaCl = Na+ + Сl¯

Na+ + Н2O ≠ ;

Сl¯ + Н2O ≠

гидролиз отсутствует; среда нейтральная, рН = 7.

б) Соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты:

Na2S = 2Na+ + S2-

Na+ + H2O ≠

S2- + Н2O ↔ HS¯ + ОН¯

гидролиз по аниону; среда щелочная, рН >7.

в) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом сильной кислоты:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Сl¯

Сl¯ + H2O ≠

Zn2+ + Н2O ↔ ZnOH+ + Н+

гидролиз по катиону; среда кислотная, рН < 7.

г) Соль образована катионом слабого или малорастворимого основания и анионом слабой кислоты:

NH4(CH3COO) = NH4+ + СН3СОО¯

NH4+ + Н2O ↔ NH3 + Н3O+

СН3СОО¯ + Н2O ↔ СН3СООН + ОН¯

гидролиз по катиону и аниону; среда нейтральная, слабо кислотная или слабо щелочная, рН 7, < 7 или >7.

*Среда в растворах кислых солей