Сборник основных формул школьного курса химии. Е. В. Савинкина

Чтение книги онлайн.

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

      Химическое равновесие

      *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 + …К_c = [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).

      Обменные реакции в растворе

      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⁺ + 2SO₄^2-

      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 диссоциацииПравило 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⁺ СКАЧАТЬ