Kimya şaşırtıcı derecede küçük bir dizi temel formül üzerine inşa edilmiştir. Bunlarda ustalaştığınızda A-Level, AP ve üniversite birinci sınıf problemlerinin büyük çoğunluğunu çözebilirsiniz. Bu kılavuz en önemli denklemleri, ne anlama geldiklerini, nasıl kullanılacağını ve öğrencilerin en sık yaptığı hataları kapsar.

Mol ve Molarite

Kantitatif kimyada her şey köstebek ile başlar. Herhangi bir şeyin bir molü 6,022 × 10²³ parçacık (Avogadro sayısı) içerir. Kütle, mol ve molar kütle arasındaki ilişki şöyledir:

n = m / M

n mol, m gram cinsinden kütle ve M g/mol cinsinden molar kütledir (periyodik tablodan atom kütlelerinin toplanmasıyla bulunur).

Molarite bunu çözümlere kadar genişletir:

M = n / V

Mol/L cinsinden konsantrasyon, mollerin litre cinsinden hacme bölünmesine eşittir. 0,1 M NaCl çözeltisi, çözeltinin litresi başına 0,1 mol sodyum klorür içerir.

Yaygın hata: Öğrenciler genellikle bölmeden önce hacmi litreye çevirmeyi unuturlar. 500 mL 0,5 L'dir, 500 değil.

Seyreltme Formülü

Bir çözeltiye solvent eklediğinizde, konsantrasyon düşse bile çözünen maddenin mol sayısı sabit kalır:

C₁V₁ = C₂V₂

Örnek: 50 mL 2 M HCl solüsyonunuz var ve 0,5 M HCl'ye ihtiyacınız var. Hangi son hacme ihtiyacınız var?

2 × 50 = 0.5 × V₂
V₂ = 200 mL

Orijinal 50 mL'ye 150 mL su ekleyin. Isıyı güvenli bir şekilde dağıtmak için her zaman suya asit ekleyin (asla tersini yapmayın).

Gaz Kanunları

Üç klasik gaz kanunu tek bir güçlü denklemde birleştirilir:

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

Bu birleşik gaz yasasıdır ve bir değişkeni sabit tutarak her bir yasayı kurtarırsınız:

Kanun Devamlı İlişki
Boyle'un Sıcaklık P₁V₁ = P₂V₂
Charles'ın Basınç V₁/T₁ = V₂/T₂
Gay-Lussac'ın Hacim P₁/T₁ = P₂/T₂

Kritik kural: Sıcaklık her zaman Kelvin cinsinden olmalıdır. K = °C + 273,15'i kullanarak dönüştürün. Santigrat kullanmak en sık yapılan sınav hatalarından biridir.

İdeal Gaz Yasası için tek bir koşul kümesinde:

PV = nRT

Burada R = 8,314 J/mol·K (veya 0,08206 L·atm/mol·K). Basınç atmosfer cinsinden ve hacim litre cinsinden olduğunda ikinci değeri kullanın.

Stokiyometri: Mol Oranı Yöntemi

Stokiyometri, dengeli denklemler kullanarak reaktanların ve ürünlerin kütleleri arasında dönüşüm yapar. Yöntem her zaman aynı dört adımdır:

  1. Denklemi dengeleyin
  2. Verilen kütleyi dönüştürün → mol (molar kütleye bölün)
  3. **Denklemdeki mol oranını kullanarak ölçekleyin
  4. geriye dönüştürün → kütle (molar kütle ile çarpın)

Örnek: 18 g H₂ fazla O₂ ile reaksiyona girdiğinde kaç gram su oluşur?

2H₂ + O₂ → 2H₂O
  • 18 g H₂ ÷ 2 g/mol = 9 mol H₂
  • Oran 2:2'dir, yani 9 mol H₂ → 9 mol H₂O
  • 9 mol × 18 g/mol = 162 g H₂O

Yüzde Verim

Gerçek reaksiyonlar, yan reaksiyonlar, eksik dönüşüm ve işlem kayıpları nedeniyle asla %100 verim vermez:

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

Stokiyometriniz 162 g su öngörüyorsa ancak siz 145 g su topluyorsanız:

% yield = (145 / 162) × 100 = 89.5%

Entalpi ve Hess Yasası

Entalpi değişimi (ΔH), sabit basınçta salınan veya emilen ısıyı ölçer. Kalorimetri için:

q = m × c × ΔT

Su için c = 4,18 J/g·°C.

Hess Yasası ΔH'nin yoldan bağımsız olduğunu belirtir; doğrudan ölçemediğiniz bir reaksiyonun entalpisini bulmak için denklemler (ve bunların ΔH değerlerini) ekleyebilirsiniz. Bir denklemi ters çevirirseniz ΔH'nin işaretini değiştirin. Bir faktörle çarparsanız ΔH'yi aynı faktörle çarpın.

Gibbs Serbest Enerjisi

Termodinamikteki en güçlü tek denklem:

ΔG = ΔH - TΔS
  • ΔG <; 0: Reaksiyon kendiliğindendir (ek enerji olmadan ilerler)
  • ΔG >; 0: Kendiliğinden olmayan (enerji girişi gerektirir)
  • ΔG = 0: Sistem dengede

Entalpi ve entropi arasındaki etkileşim, ΔH ve TΔS zıt yönlere işaret ettiğinde sıcaklığın kendiliğindenliği belirlediği anlamına gelir.

ΔH ΔS Kendiliğinden mi?
− + Her zaman
+ − Asla
− − Yalnızca düşük T'de
+ + Yalnızca yüksek T'de

Denge Sabiti

Tersinir bir reaksiyon için aA + bB ⇌ cC + dD:

Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
  • Kc >> 1: Tercih edilen ürünler (reaksiyon neredeyse tamamlanmak üzeredir)
  • Kc <<; 1: Tepkimeye girenler tercih edilir (neredeyse hiç ürün formu yoktur)
  • Saf katılar ve sıvılar ifadeye hariç tutulmuştur

reaksiyon bölümü Q, Kc ile aynı forma sahiptir ancak denge değerlerini değil herhangi bir konsantrasyonu kullanır. Eğer Q <; Kc, reaksiyon ileriye doğru ilerler; eğer Q >; Kc, geriye doğru gidiyor.

Tamponlar için Henderson-Hasselbalch

Tamponlar, hem zayıf bir asit hem de onun konjuge bazını içererek pH değişikliklerine direnç gösterir:

pH = pKa + log([A⁻] / [HA])

[A⁻] = [HA] (eşit konsantrasyonlar) olduğunda log(1) = 0, dolayısıyla pH = pKa. Bu tamponun çalışma aralığının orta noktasıdır. Tamponlar pKa'nın ±1 pH birimi dahilinde etkili bir şekilde çalışır.

Kan, pH'ı 7,4'ü korumak için karbonik asit / bikarbonat sistemini (pKa 6,1) kullanır; yaklaşık 20:1'lik spesifik [A⁻]/[HA] oranına sahip bir Henderson-Hasselbalch örneği.

Nernst Denklemi

Standart dışı koşullar altında hücre voltajı:

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

Burada n aktarılan elektronlardır ve Q reaksiyon bölümüdür. Pil boşaldıkça Q artar ve E düşer; sonunda tam deşarjda sıfıra ulaşır.

Ezberlenecek Anahtar Numaralar

Devamlı Değer
Avogadro sayısı 6,022 × 10²³ /mol
Gaz sabiti R 8,314 J/mol·K
Faraday sabiti F 96.485 C/mol
Işık hızı c 3,00 × 10⁸ m/s
Kw (su, 25°C) 1,0 × 10⁻¹⁴

Hepsini Bir Araya Getirmek

Kimyadaki en önemli alışkanlık birim takibidir. Her birimi her adımda yazın. Birimler doğru şekilde iptal edildiğinde yöntem neredeyse kesinlikle doğrudur. İptal etmedikleri zaman puanı kaybetmeden hatayı yakalarsınız.

Molarite Hesaplayıcımızı, Stokiyometri Hesaplayıcımızı, Gibbs Serbest Enerji Hesaplayıcımızı ve Henderson-Hasselbalch'ı kullanın Hesap makinesi çalışmanızı kontrol etmek için.