Формулы расчета концентраций растворов

(А – формула растворенного вещества; Растворитель – обычно, H₂O)

	НАИМЕНОВАНИЕ, тип концентрации	ФОРМУЛА расчета	числитель	знаменатель	РАЗМЕРНОСТЬ концентрации
	Массовая ПРОЦЕНТНАЯконцентрация,				%
	Молярная концентрация (МОЛЯРНОСТЬ),
	Нормальная концентрация (НОРМАЛЬНОСТЬ),
	Моляльная концентрация (МОЛЯЛЬНОСТЬ),
	МОЛЯРНАЯ (мольная)ДОЛЯ,			Сумма числа моль растворенного вещества и	-
	ТИТРраствора,
ФОРМУЛЫ РАСЧЕТА ФАКТОРА ЭКВИВАЛЕНТНОСТИ =fэ(A)*, для разных веществ в обменных реакциях и в ОВР:
fэ(A)*	ОБМЕННЫЕ реакции	ОВ- реакции
ОКСИДЫ	ГИДРОКСИДЫ	КИСЛОТЫ	СОЛИ	1/+n∙ ē или 1/-m∙ ē
Э2Ох	Ме(ОН)n	НmА	МеmАn

КОЛЛИГАТИВНЫЕ (собирательные) СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ.

В формулах: индекс (0) – обозначает растворитель; (1) - обозначает растворенное вещество (А).

№1. ЗАКОН РАУЛЯ ð относительное понижение давления пара растворителя (0) над раствором: DР/Р_о = N(1)

DР = Р_{о , (растворителя)} – Р_{о , (раствора)}; (Р_{о, Н2О}^{293 К} = 2, 34 кПа; Р_{о, Н2О}^{298 К} = 3, 17 кПа; Р_{о, Н2О}^{303 К} = 4, 24 кПа)

№2. 1 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð Dt_зам. = K∙ Сm(1); К(Н₂О) = 1, 86^о; t_зам.(Н₂О) = 0 ^оС;

ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА: Dt_зам. = t_зам.(0) - t_зам.(раствора);

№3. 2 СЛЕДСТВИЕ ЗАКОНА РАУЛЯ ð: Dt_кип. = Е∙ Сm(1); Е(Н₂О) = 0, 52^о; t_кип.(Н₂О) = 100 ^оС;

ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ РАСТВОРА: Dt_кип. = t_кип.(раствора) - t_кип.(0);

№4. ЗАКОН ВАНТ-ГОФФА ð ОСМОТИЧЕСКОЕ ДАВЛЕНИЕ РАСТВОРА: p = R∙ T∙ C_M(1); Т = (t+273) К

В растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ растворенное вещество - (А) обязательно подвержено ЭЛЕКТРОЛИ-ТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ - (ЭД), при которой из каждой его молекулы образуется еще определенное число ионов, за счет которых ВОЗРАСТАЕТ общее количество растворенных частиц.

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА в растворах ЭЛЕКТРОЛИТОВ превышают в i -раз свойства, рассчитанные по ТЕОРЕТИЧЕСКИМ ЗАКОНАМ №1, №2, №3, №4, которые не учитывают ионный распад молекул.

i = [ a ∙ (к - 1) + 1] - этот коэффициент ПРИНЯТО НАЗЫВАТЬ изотоническим: он показывает превышение числа частиц в растворе электролита (молекулы + ионы) над изначальным их количеством (молекулы).

к - число ионов, образующихся при распаде ОДНОЙ молекулы; a - степень ЭД растворенного электролита:

a = ;

В обобщенном виде: cв-во (№1, №2, №3, №4)_{электролит} = i∙ cв-во (№1, №2, №3, №4)_{неэлектролит}

ЭД (электролитическая диссоциация) – это распад «молекул» на ИОНЫ (n+ или m-) в расплавах веществ или в их растворах с полярными растворителями. По отношению веществ к состоянию ЭД выделяют:

а) НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – «прочны», не образуют положительные и отрицательные части (A_mB_n ¹ ® …),

б) плохо, «стадийно» распадаются на катионы и на анионы СЛАБЫЕ электролиты: A_mB_n Û mAⁿ⁺ + nB^m-,

в) – СИЛЬНЫЕ электролиты, хорошо, «полностью» распадаются на ионы: A_mB_n Þ mAⁿ⁺ + nB^m-.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – это: 1). все ОКСИДЫ 2). все ПРОСТЫЕ вещества, …,;

СИЛЬНЫЕ электролиты – это: 1). все ЩЕЛОЧИ – KOH, Ca(OH)2, …

2). КИСЛОТЫ – HCl, HBr, HI, …, ЭО₃(ОН)_m – HMnO₄, HClO₃, …, ЭО₂(ОН)_m – H₂SO₄, HNO₃, …,

3). почти все СОЛИ;

СЛАБЫЕ электролиты (a< 100%) – это: 1). ГИДРОКСИДЫ любых НЕ ЩЕЛОЧНЫХ металлов, К_в< 10^-4,

2). слабые КИСЛОТЫ – все за исключением СИЛЬНЫХ кислот, К_а< 10^-4.

ЭД ВОДЫ - процесс «неохотный»: 1Н₂О Û 1 Н⁺ + 1 ОН ^-; К_Н2О = 1, 8∙ 10^-16

уравнение ИП воды: [Н⁺]∙ [ОН^-] = 10^-14; логарифмическая форма УИП воды: рН + рОН = 14

рН = -lg[Н⁺]; рОН = -lg[ОН^-]; 0 £ рН £ 14

КИСЛЫЕ (Н⁺)- среды (рН< 7), НЕЙТРАЛЬНЫЕ (Н₂О)- среды (рН = 7), ЩЕЛОЧНЫЕ (ОН ^-)-среды (рН> 7).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ – это разложение ВОДЫ ионами соли, приводящее к нарушению кислотно-щелочной НЕЙТРАЛЬНОСТИ образующегося раствора и возникновению либо рН< 7, либо рН> 7. Реакции соли с водой определяются ее концентрацией (C_s) и ионным составом – участвуют только ионы СЛАБЫХ электролитов:

СОЛЬ ОБРАЗОВАНА	Кв или Ка	Ион среды	рН	К г =	h =	[иона] среды
Основание	кислота
Сильное	Слабая	Ка< 10-4	ОН-	рН> 7	=	=	[OH-]=
Слабое	Сильная	Кв< 10-4	Н+	рН< 7	=	=	[H+]=
Слабое	Слабая	Кв и Ка< 10-4	ОН- или Н+	рН³ 7	=	-	-
Сильное	Сильная	КвиКа> 10-4	-	рН = 7	НЕТ ГИДРОЛИЗА

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ (смеси) ð а) слаб.кислота+ее соль, б) слаб.основание+его соль, в) «смесь» солей

Уравнения Хассельбаха-Хендерсона: для смесей а) рН = рК_а- , для смесей б) рН = 14-рК_в+ .

ОВ-реакции – в отличие от простых ОБМЕННЫХ, это реакции, протекающие с изменениями СТЕПЕНЕЙ ОКИСЛЕНИЯ элементов, называемых В-ЛЬ и О-ЛЬ. Электронная теория (Л.В.Писаржевский, 1910 г.):

Типичные В-ЛИ – это в-ва в МИНИМАЛЬНОЙ или невысоких С.О.: Zn, Na₂S, CaC₂, H₂, …

Типичные О-ЛИ – это в-ва в МАКСИМАЛЬНОЙ или высоких С.О.: K₂Cr₂O₇, Na₂CO₃, KNO₃, O₂, Hg₂Cl₂, …

ПОДСКАЗКИ в «схемах» ОВР…(МОГУТ БЫТЬ ПОКАЗАНЫ В ЧИСЛЕ ПРОДУКТОВ, т.е. после знака ↔):

ОСНОВНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ - в ЛЮБЫХ реакциях Ме^о - только В-ЛИ:

Ме^о + (О-ЛЬ) + СРЕДА Þ …(продукты ОВР)

CЛЕДСТВИЯ из ряда активности металлов:

1). БОЛЕЕ активные Ме^о металлы вытесняют катионы МЕНЕЕ активных Меⁿ⁺ из их соединений,

2). Металлы Ме^о групп = (а, ср) вытесняют Н₂­ из КИСЛОТ, в которых Н⁺ = о-ль (HCl, …H₂O, …H₂SO_4(разб.)),

3). «БЫСТРОТА» и активность вытеснения повышается с удалением взаимодействующих «ПАР»: Ме₁, Ме₂.

НЕАКТИВНЫЕ, или благородные металлы группы = (н) взаимодействуют только с РАСПЛАВАМИ окислителей, а также c горячими РАСТВОРАМИ сильных ОКИСЛИТЕЛЕЙ: F₂, O₂, H₂SeO₄, HNO₃+3HCl, …

(«АМФОТЕРНЫЙ» металл из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)

Ме^о + ОН^- + (Н₂О) Þ Н₂# + [«комплексная» низшая ОКСО-соль АМФОТЕРНОГО Меⁿ⁺]

Окисление: Ме^о + … - n∙ ē → [«комплексный» анион низшей ОКСО-соли АМФОТЕРНОГО Меⁿ⁺]

Восстановление: 2 H₂O + 2∙ ē → H₂# + 2 OH^-

(«Амфотерный» металл только из групп = (а, ср) в расплаве или крепком растворе какой-либо щелочи)

Физико-химические процессы ЭЛЕКТРОХИМИИ: АНОД = ок-ние (–m∙ ē), КАТОД = восст-ние (+n∙ ē).

Самопроизвольно протекают ОВ-реакции в приборах, генерирующих постоянный электрический ток:

разнообразные ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, КОРРОЗИОННЫЕ СИСТЕМЫ.

Вынужденно, под действием тока от внешнего источника - происходят процессы ЭЛЕКТРОЛИЗА веществ.

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ, АККУМУЛЯТОРЫ, …	ЭЛЕКТРОЛИЗ
АНОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (А-), КАТОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (К+).	АНОД заряжен ПОЛОЖИТЕЛЬНО (А+), КАТОД заряжен ОТРИЦАТЕЛЬНО (К-).
Э/Х-схема: (А-) Ме1 | электролит | Ме2 (К+) или (А-) Ме1 | соль Ме1, См, 1 || соль Ме2, См, 2 | Ме2 (К+)
АНОДНЫЕ электроды изготавливаются из БОЛЕЕ активного металла- Ме1 или из металла, который погружен в раствор электролита с МЕНЬШЕЙ концентрацией окисляющего вещества - См.	Наиболее сильные ОКИСЛИТЕЛИ - катионы из электролита восстанавливаются на катоде; наиболее сильные ВОССТАНОВИТЕЛИ- анионы из электролита окисляются на ИНЕРТНОМ аноде (графит, …);
Расчет потенциала электрода (ур-ние Нернста): ЕМеn+, Ме = ЕоМеn+, Ме + 0, 059∙ lg[Men+]/n	ПРАВИЛА разряда на электродах ГИДРАТИРОВАННЫХ ионов из электролита:
Е(катод) > Е(анод) Напряжение на электродах: rЕ = Е(катод) - Е(анод)	Катод (К-)	Анод (А+)
КОРРОЗИЯ металлических изделий:	НЕЛЬЗЯ восстановить катионы металлов - (а): Li+, Na+, K+, Rb+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Ba2+, Al3+, …	НЕЛЬЗЯ окислить анионы F- и «кислородных» кислот: BO33-, PO43-, SO42-, NO3-,
Анодные участки (-)	Катодные участки (+)	реальный процесс:
Me - n ē ® Men+	1). Кислая среда: 2 Н+ + 2 ē ® Н2­ 2). Среда кислоты + О2: 4 Н+ + О2 + 4 ē ® 2 Н2О 3). «влажный воздух»: 2 Н2О + О2 + 4 ē ® 4 ОН-	2 Н2О + 2 ē ® → Н2­ + 2 ОН-	2 Н2О - 4 ē ® О2­ + 4 Н+
АКТИВНЫЙ анод растворяется сам: Me - n∙ ē ® Men+
Закон Фарадея: m(вещества) = Mэ(вещества)∙ I∙ t/F
h(вещества) =
Ag+ + ē ® Ag	+0, 80 В
Zn2+ + 2 ē ® Zn	-0, 76 В
Cl2 + 2 ē ® 2 Cl-	+1, 36 В
O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-	+0, 40 В
NO3- + H2O + 2 ē ® NO2- + 2 OH-	+0, 01 В
SO42- + 2 H+ + 2 ē ® SO32- + H2O	+0, 17 В
O2 + 2 H2O + 4 ē ® 4 OH-	+0, 40 В
Cr2O72- + 14 H+ + 6 ē ® 2 Cr3+ + 7 H2O	+1, 33 В
Cu2+ + 2 ē ® Cu	+0, 34 В
Fe2+ + 2 ē ® Fe	-0, 44 В
2 H+ + 2 ē ® H2	0, 00
2 H2O + 2 ē ® H2 + 2 OH-	-0, 83 В
Sn2+ + 2 ē ® Sn	-0, 14 В
MnO4- + 8 H+ + 5 ē ® Mn2+ + 4 H2O	+1, 51 В
MnO4- + 2 H2O + 3 ē ® MnO2 + 4 OH-	+0, 59 В
MnO4- + ē ® MnO42-	+0, 54 В

ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ m A + n B = p C + q D (РАЗРЫВАЮТСЯ связи в молекулах реагентов)Þ (образуются БОЛЕЕ устойчивые молекулы ПРОДУКТОВ)
ЭНЕРГЕТИКА «определяет ВОЗМОЖНОСТЬ протекания реакции»	КИНЕТИКА «определяет БЫСТРОТУ реализации процесса»
ПОНЯТИЯ: система, окружающая среда, ±Q, процессы ЭКЗО-термические или ЭНДО-термические, U, H, G, Нf, DНfо, ±DН(реакции), S, Sfo, ±DS(реакции), DGf, DGfo, DG(реакции). (Численные значения этих величин даны в таблицах)	ПОНЯТИЯ: «быстрота» = СКОРОСТЬ взаимодействия веществ, V®; V, природа РЕАГЕНТОВ, концентрации и агрегатные состояния веществ, Р, Т, катализаторы, ОБРАТИМЫЕ (Û) системы, химическое равновесие и его смещения → и ←.
1). закон Лапласа	Q(реакции) = -DН(реакции)	1). уравнение Аррениуса:	k® или = Z∙ A∙ e-Ea/RT
2). закон Гесса …следствие «ЗГ» №1: …следствие «ЗГ» №2: …следствие «ЗГ» №3:	DН(реакции) = Нконечное-Нначальное	2). ЗДМ(закон действующих масс) или закон Гульдберга-Вааге:	V® = k®∙ C(A)m∙ C(B)n или V® = kр®∙ pm(Агаз)∙ pn(Вгаз) (m+n)£ 3!
DНo(р) = p∙ DНоf(C) +q∙ DНоf(D) -m∙ DНоf(A) -n∙ DНоf(B)	3). правило Вант-Гоффа:	; (g=2÷ 4)
DSo(р) = p∙ Sfо(C) +q∙ Sfо(D) -m∙ Sfо(A) -n∙ Sfо(B)	4). дополнительные вещества, влияющие на реакцию в(→) или (←) направлениях	КАТАЛИЗАТОРЫ – ускоряют; ИНГИБИТОРЫ - замедляют реакцию, меняя ее ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ - (Еа).
DGo(р) = p∙ DGfо(C) +q∙ DGfо(D) -m∙ DGfо(A) -n∙ DGfо(B)
Возможность протекания реакции в заданных Р и Т: DG(реакции) = (DН(реакции) - Т∙ DS(реакции)) < 0; (ð)	ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ (Û): V® = V Равновесные концентрации: [A], [B], [C], [D]
Взаимосвязь результатов расчетов энергетических и кинетических параметров реакции:
DG(реакции) = - R∙ T∙ lgKхр
СДВИГИ РАВНОВЕСИЯ (принцип Ле-Шателье-Брауна) «Если на РАВНОВЕСНУЮ систему оказывается внешнее воздействие (DС, DТ, DР), то УСКОРЯЕТСЯ реакция (®) или (), ведущая к УМЕНЬШЕНИЮ этого воздействия»: 1). (DС): УВЕЛИЧЕНИЕ концентраций реагентов, УМЕНЬШЕНИЕ концентраций продуктов ускоряют – (→), обратные изменения [концентраций веществ] приведут к сдвигу их равновесия ВЛЕВО – (←), 2). (DТ): УВЕЛИЧЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭНДО-процесс (DН(реакции)> 0) УМЕНЬШЕНИЕ температуры в системе (Т) ускоряет ЭКЗО-процесс (DН(реакции)< 0) 3). (DР) ð действительно ТОЛЬКО в равновесиях «газообразных» веществ: увеличение Робщего (газов) Þ приводит к УМЕНЬШЕНИЮ объема - (V(системы)) уменьшение Робщего (газов) Þ приводит к УВЕЛИЧЕНИЮ объема - (V(системы))

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.Менделеева

(указаны №, символ, электронное семейство)

*ЛАНТАНОИДЫ - (все 4f - элементы расположены в клеточке №57 = La* внутри периодической таблицы)

**АКТИНОИДЫ - (все 5f - элементы расположены в клеточке №89 = Ac** внутри периодической таблицы)