A kémia meglepően kis számú alapvető képletre épül. Sajátítsa el ezeket, és már az A-szintű, AP-szintű és az első éves egyetemi problémák túlnyomó többségén dolgozhat. Ez az útmutató bemutatja a legfontosabb egyenleteket – mit jelentenek, hogyan kell használni őket, és a tanulók által leggyakrabban elkövetett hibákat.

A vakond és molaritás

A mennyiségi kémiában minden a vakondtal kezdődik. Egy mól bármiből 6,022 × 10²³ részecskét tartalmaz (Avogadro-szám). A tömeg, a mol és a moláris tömeg közötti összefüggés:

n = m / M

Ahol n a mól, m a tömeg grammban, és M a moláris tömeg g/mol-ban (a periódusos rendszer atomtömegeinek összegzésével állapítható meg).

A Molarity kiterjeszti ezt a megoldásokra:

M = n / V

A mol/l-ben megadott koncentráció egyenlő a mol/liter térfogattal osztva. Egy 0,1 M NaCl-oldat 0,1 mól nátrium-kloridot tartalmaz literenként.

Gyakori hiba: A tanulók gyakran elfelejtik átszámítani a térfogatot literre, mielőtt felosztanák. 500 ml 0,5 liter, nem 500.

A hígítási képlet

Amikor oldószert adunk az oldathoz, az oldott anyag móljai állandóak maradnak, annak ellenére, hogy a koncentráció csökken:

C₁V₁ = C₂V₂

Példa: 50 ml 2 M HCl oldata van, és 0,5 M HCl-ra van szüksége. Milyen végső kötetre van szüksége?

2 × 50 = 0.5 × V₂
V₂ = 200 mL

Adjon hozzá 150 ml vizet az eredeti 50 ml-hez. Mindig adjon savat a vízhez – soha nem fordítva – a hő biztonságos elvezetése érdekében.

A gáztörvények

A három klasszikus gáztörvény egyetlen erőteljes egyenletté egyesül:

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

Ez a kombinált gáztörvény, és egy változó állandó tartásával minden egyes törvényt visszaállítunk:

Törvény Állandó Kapcsolat
Boyle-é Hőmérséklet P1V1 = P2V2
Károlyé Nyomás V1/T1 = V2/T2
Meleg-Lussac Kötet P1/T1 = P2/T2

Kritikus szabály: A hőmérsékletet mindig Kelvinben kell megadni. Átalakítás K = °C + 273,15 segítségével. A Celsius használata az egyik leggyakoribb vizsgahiba.

Az Ideális gáztörvény esetében egyetlen feltétellel:

PV = nRT

Ahol R = 8,314 J/mol·K (vagy 0,08206 L·atm/mol·K). Használja a második értéket, ha a nyomás atmoszférában és a térfogat literben van megadva.

Sztöchiometria: A mólarány módszer

A sztöchiometria kiegyensúlyozott egyenletekkel konvertálja a reaktánsok és a termékek tömegeit. A módszer mindig ugyanaz a négy lépés:

  1. Egyensúlyozza az egyenletet
  2. Átalakítás adott tömeg → mól (osztás moláris tömeggel)
  3. Skálázzon az egyenlet mólarányával
  4. Átalakítás vissza → tömeg (szorozzuk meg a moláris tömeggel)

Példa: Hány gramm víz képződik, amikor 18 g H2 reagál a felesleges O2-vel?

2H₂ + O₂ → 2H₂O
  • 18 g H2 ÷ 2 g/mol = 9 mol H2
  • Az arány 2:2, tehát 9 mol H2 → 9 mol H2O
  • 9 mol × 18 g/mol = 162 g H2O

Százalékos hozam

A valódi reakciók soha nem adnak 100%-os hozamot a mellékreakciók, a hiányos konverzió és a kezelési veszteségek miatt:

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

Ha a sztöchiometriája 162 g vizet jósol, de Ön 145 g vizet gyűjt:

% yield = (145 / 162) × 100 = 89.5%

Entalpia és Hess-törvény

Az entalpiaváltozás (ΔH) az állandó nyomáson felszabaduló vagy elnyelt hőt méri. Kalorimetriához:

q = m × c × ΔT

ahol c víznél = 4,18 J/g·°C.

A Hess-törvény kimondja, hogy a ΔH útfüggetlen – egyenleteket (és azok ΔH-értékeit) hozzáadhat egy olyan reakció entalpiájának meghatározásához, amelyet közvetlenül nem mérhet. Ha megfordít egy egyenletet, változtassa meg a ΔH előjelét. Ha szoroz egy tényezővel, szorozza meg ΔH-t ugyanazzal a tényezővel.

Gibbs Free Energy

A termodinamika legerősebb egyenlete:

ΔG = ΔH - TΔS
  • ΔG < 0: A reakció spontán (hozzáadott energia nélkül megy végbe)
  • ΔG > 0: Nem spontán (energiabevitelt igényel)
  • ΔG = 0: A rendszer egyensúlyban van

Az entalpia és az entrópia közötti kölcsönhatás azt jelenti, hogy a hőmérséklet határozza meg a spontaneitást, amikor ΔH és TΔS ellentétes irányba mutat.

ΔH ΔS Spontán?
− + Mindig
+ − Soha
− − Csak alacsony T-nél
+ + Csak a magas T-nél

Egyensúlyi állandó

Reverzibilis reakcióhoz aA + bB ⇌ cC + dD:

Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
  • Kc >> 1: Kedvezményezett termékek (a reakció majdnem befejeződik)
  • Kc << 1: Előnyben részesített reagensek (alig van termékforma)
  • A tiszta szilárd és folyékony anyagokat kizárjuk a kifejezésből

A Q Q reakcióhányados alakja megegyezik a Kc-vel, de bármilyen koncentrációt használ, nem egyensúlyi értékeket. Ha Q < Kc, a reakció előrehalad; ha Q > Kc, visszafelé megy.

Henderson-Hasselbalch a pufferekhez

A pufferek ellenállnak a pH-változásoknak, mivel mind gyenge savat, mind annak konjugált bázisát tartalmazzák:

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

Ha [A⁻] = [HA] (egyenlő koncentrációk), log(1) = 0, tehát pH = pKa. Ez a puffer működési tartományának felezőpontja. A pufferek hatékonyan működnek a pKa ±1 pH-egységen belül.

A Blood a szénsav/hidrogén-karbonát rendszert (pKa 6,1) használja a pH 7,4 fenntartásához – a Henderson-Hasselbalch példája, amelynek specifikus [A⁻]/[HA] aránya körülbelül 20:1.

A Nernst-egyenlet

Cellafeszültség nem szabványos körülmények között:

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

Ahol n az átvitt elektronok és Q a reakcióhányados. Ahogy az akkumulátor lemerül, a Q növekszik, az E pedig csökken – végül teljes lemerüléskor eléri a nullát.

Megjegyzendő kulcsszámok

Állandó Érték
Avogadro száma 6,022 × 10²³ /mol
R gázállandó 8,314 J/mol·K
Faraday állandó F 96 485 C/mol
Fénysebesség c 3,00 × 108 m/s
Kw (víz, 25°C) 1,0 × 10-114

Mindent összerakni

A kémiában a legfontosabb szokás az egységkövetés. Írjon le minden egységet minden lépésben. Ha az egységek megfelelően törlődnek, a módszer szinte biztosan helyes. Ha nem törlik, akkor még azelőtt észleli a hibát, hogy elveszítené a jegyeit.

Használja a Molarity Calculator, Stoichiometry Calculator, [Gibbs Free Energy Calculator] (/en/praktikus/kémia/gibbs-free-energy) és Henderson-Hasselbalch Számológép a működés ellenőrzéséhez.