Химията се основава на изненадващо малък набор от основни формули. Овладейте ги и ще можете да се справите с по-голямата част от задачите от ниво А, АП и първи курс в университета. В това ръководство са разгледани най-важните уравнения - какво означават, как да ги използваме и какви грешки най-често допускат учениците.

Молът и моларността

Всичко в количествената химия започва с мола. Един мол от каквото и да е вещество съдържа 6,022 × 10²³ частици (числото на Авогадро). Връзката между масата, моловете и моларната маса е:

n = m / M

Където n са моловете, m е масата в грамове, а M е моларната маса в g/mol (намира се чрез сумиране на атомните маси от периодичната таблица).

Моларитетът разширява обхвата на това понятие до разтворите:

M = n / V

Концентрацията в mol/L е равна на моловете, разделени на обема в литри. 0,1 М разтвор на NaCl съдържа 0,1 мола натриев хлорид на литър разтвор.

Честа грешка: Учениците често забравят да превърнат обема в литри, преди да го разделят. 500 мл е 0,5 л, а не 500.

Формулата за разреждане

Когато добавяте разтворител към разтвор, моловете на разтвореното вещество остават постоянни, въпреки че концентрацията намалява:

C₁V₁ = C₂V₂

Пример: Разполагате с 50 ml разтвор на 2 M HCl и се нуждаете от 0,5 M HCl. Какъв краен обем ви е необходим?

2 × 50 = 0.5 × V₂
V₂ = 200 mL

Добавете 150 ml вода към първоначалните 50 ml. Винаги добавяйте киселина към вода - никога обратното - за да разсеете безопасно топлината.

Законите на газа

Трите класически газови закона се обединяват в едно мощно уравнение:

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

Това е комбинираният закон за газовете и като държите една променлива постоянна, възстановявате всеки отделен закон:

Право Постоянно Връзка
Boyle's Температура P₁V₁ = P₂V₂
Charles's Налягане V₁/T₁ = V₂/T₂
Gay-Lussac's Обем P₁/T₁ = P₂/T₂

Критично правило: Температурата винаги трябва да бъде в келвини. Преобразувайте, като използвате K = °C + 273,15. Използването на Целзий е една от най-често срещаните грешки на изпита.

За идеалния газов закон при един набор от условия:

PV = nRT

Където R = 8,314 J/mol-K (или 0,08206 L-atm/mol-K). Използвайте втората стойност, когато налягането е в атмосфери, а обемът - в литри.

Стехиометрия: Метод на молното съотношение

Стойчиометрията преобразува масите на реагиращите вещества и продуктите с помощта на балансирани уравнения. Методът е винаги в четири стъпки:

  1. Равновесие на уравнението
  2. Преобразуване на дадената маса → молове (разделете на моларна маса)
  3. Скалирайте, като използвате съотношението на моловете от уравнението
  4. Преобразуване обратно → маса (умножете по моларна маса)

Пример: Колко грама вода се образуват, когато 18 g H₂ реагират с излишък от O₂?

2H₂ + O₂ → 2H₂O
  • 18 g H₂ ÷ 2 g/mol = 9 mol H₂
  • Съотношението е 2:2, така че 9 mol H₂ → 9 mol H₂O
  • 9 mol × 18 g/mol = 162 g H₂O

Процентен добив

Реалните реакции никога не дават 100% добив поради странични реакции, непълно преобразуване и загуби при обработката:

% yield = (actual yield / theoretical yield) × 100

Ако стехиометрията ви предвижда 162 g вода, но вие събирате 145 g:

% yield = (145 / 162) × 100 = 89.5%

Енталпия и закон на Хес

Промяната на елталпията (ΔH) измерва отделената или погълнатата топлина при постоянно налягане. За калориметрията:

q = m × c × ΔT

Където c за водата = 4,18 J/g-°C.

Законът на Хес гласи, че ΔH е независима от пътя - можете да добавяте уравнения (и техните стойности на ΔH), за да намерите енталпията на реакция, която не можете да измерите директно. Ако обърнете едно уравнение, ще промените знака на ΔH. Ако умножите с коефициент, умножете ΔH със същия коефициент.

Свободна енергия на Гибс

Най-мощното единично уравнение в термодинамиката:

ΔG = ΔH - TΔS
  • ΔG < 0: Реакцията е спонтанна (протича без добавена енергия)
  • ΔG > 0: Неспонтанно (изисква влагане на енергия)
  • ΔG = 0: Системата е в равновесие

Взаимодействието между енталпията и ентропията означава, че температурата определя спонтанността, когато ΔH и TΔS са в противоположни посоки.

ΔH ΔS Спонтанно?
- + Винаги
+ - Никога
- - Само при нисък T
+ + Само при високи стойности на T

Равновесна константа

За обратима реакция aA + bB ⇌ cC + dD:

Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
  • Kc >> 1: Предпочитани продукти (реакцията протича почти докрай)
  • Kc << 1: Реактантите са облагодетелствани (почти не се образува продукт)
  • Чистите твърди и течни вещества са изключени от израза

Коефициентът на реакция Q има същата форма като Kc, но използва всякакви концентрации, а не равновесни стойности. Ако Q < Kc, реакцията протича напред; ако Q > Kc, тя протича назад.

Хендерсън-Хаселбалх за буфери

Буферите се противопоставят на промените в рН, като съдържат както слаба киселина, така и нейната конюгатна основа:

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

Когато [A-] = [HA] (равни концентрации), log(1) = 0, така че pH = pKa. Това е средната точка на работния диапазон на буфера. Буферите работят ефективно в рамките на ±1 единица pH от pKa.

Кръвта използва системата въглеродна киселина/бикарбонат (pKa 6,1) за поддържане на pH 7,4 - пример за Хендерсън-Хаселбалх със специфично съотношение [A-]/[HA] около 20:1.

Уравнението на Нернст

Напрежение на клетката при нестандартни условия:

E = E° - (0.0592/n) × log Q     (at 25°C)

Където n са пренесените електрони, а Q е коефициентът на реакцията. С разреждането на батерията Q се увеличава, а E намалява - накрая достига нула при пълно разреждане.

Ключови числа за запомняне

Постоянно Стойност
Число на Авогадро 6,022 × 10²³ /mol
Газова константа R 8,314 J/mol-K
Константа на Фарадей F 96,485 С/mol
Скорост на светлината c 3,00 × 10⁸ m/s
Kw (вода, 25°C) 1.0 × 10-¹⁴

Да съберем всичко на едно място

Най-важният навик в химията е проследяването на единиците. Записвайте всяка единица във всяка стъпка. Когато единиците се отменят правилно, методът почти сигурно е правилен. Когато те не се отменят, ще откриете грешката, преди да загубите точки.

Използвайте нашите калкулатори Molarity Calculator, Stoichiometry Calculator, Gibbs Free Energy Calculator и Henderson-Hasselbalch Calculator, за да проверите работата си.