ЗМІСТ

Формули та рівняння, які використовуються при виконанні самостійної роботи 4

1. Термодинамічні властивості простих речовин, сполук та іонів у водних розчинах 11

2. Іони у водних розчинах 31

3. Теплота згорання деяких речовин при стандартних умовах 32

4. Величина Мn для обчислення стандартної зміни енергії Гіббса за методом Темкіна і Шварцмана 33

5. Емпіричні дані для розрахунку теплоємності 33

6. Інтегральна теплота розчинення солей у воді при 25°С 34

7. Інтегральна теплота розчинення кислот і лугів у воді при 25oС 35

8. Інтегральна теплота розчинення солей, які утворюють кристалогідрати, при 25°С 35

9. Фізико-хімічні константи води в трьох агрегатних станах 36

Вода - рідина 36

10. Щільність, питомий об’єм води та тиск пари при різних температурах 37

11. Кріоскопічні константи 38

12. Ебуліоскопічні константи 38

13. Питома електрична провідність розчинів КСl в інтервалі 0–30°С 39

14. Іонний добуток води в інтервалі 0 – 100оС 39

15. Співвідношення між концентрацією, активністю й середнім іонним коефіцієнтом активності електролітів різного типу 39

16. Молярна електрична провідність розведених водних розчинів електролітів при 25°С 40

17. Еквівалентна електрична провідність розчинів електролітів при 25°С 41

18. Коефіцієнти активності деяких іонів 41

19. Середні іонні коефіцієнти активності сильних електролітів у водних розчинах при 25°С 42

20. Стандартні окисно-відновні потенціали (Е°) стосовно потенціалу стандартного водневого електрода при 25°С 45

21. Нормальний потенціал хінгідронного електрода (Е0хін/гідр) при температурах 55

від 0 до 50оС 55

22. Склад і потенціал деяких електродів порівняння відносно нормального водневого електрода 56

Курс фізичної хімії є фундаментальною теоретичною дисципліною при підготовці студентів технологічних та механічних спеціальностей. Дана розробка має за мету надати у стислій формі необхідні формули, рівняння, таблиці, які використовуються під час виконання студентами самостійних завдань, сприяти розвитку активних форм і методів навчання студентів.

Формули та рівняння, які використовуються при виконанні самостійної роботи

Теплота згорання органічних речовин у газоподібному стані:

[кДж/моль],

де n – число атомів кисню, необхідне для повного згорання речовини; m – число молів води, яка утворилась; X – поправка (термічна характеристика), стала для гомологічного ряду.

Обчислення теплоємності

Правило Неймана-Копа:

nn,

де nта n– кількість атомів даного елемента у сполуці;– теплоємність елемента, Дж/моль·К.

Для сплавів:

,

де – теплоємності простих речовин;– вміст простих речовин у сплаві, мол. частки.

Правило Джонсона-Хуанга:

,

де – атомно-груповий множник теплоємності.

Тверді та рідкі речовини:

,

де – атомна теплоємність;– число атомів у молекулі.

Теплота випаровування неполярної рідини при Т_нтв :

[Дж/(моль·К)],

[Дж/(моль·К)].

Теплота плавлення:

прості речовини: [Дж/(моль·К)],

неорганічні речовини: [Дж/(моль·К)],

органічні речовини: [Дж/(моль·К)].

Тепловий ефект хімічної реакції:

,

.

Рівняння Кірхгофа:

або ,

деa, b, c, c` – зміна коефіцієнтів в рівняннях теплоємностей.

Обчислення зміни ентропії при фізичних процесах:

для n молів речовини:

– нагрівання від Т₁ до Т₂:

;

– фазовий перехід:

;

– ізотермічне розширення:

або ;

одночасна зміна T, P і V ідеального газу:

(P = const),

(V = const);

– при адіабатичному розширенні ідеального газу:

;

– дифузії двох ідеальних газів:

.

Ентропія речовини при температурі т:

,

де ,– ізобарні теплоємності фаз α і; Т_пер. – температура переходу речовини з α в  фазу; Н_пер. – теплота переходу речовини з α в  фазу; Н_пл, _.Н_вип. – теплоти плавлення та випаровування; Т_пл., Т_вип. – температури плавлення та випаровування; – ізобарні теплоємності рідини та пари.

Зміна ентропії при хімічному процесі:

,

або

.

Зміна внутрішньої енергії при фазових переходах (рідина ↔ газ; тв. тіло ↔ газ):

.

Рівняння Клапейрона-Клаузіуса:

,

для рівноваги: тверде тіло газ або рідинагаз:

;

.

Правило фаз Гіббса:

С = К – Ф + n,

де С – варіантність системи; К – число компонентів; Ф – число співіснуючих фаз; n – число незалежних параметрів.

Залежність підвищення температури кипіння () розбавленого розчину від моляльної концентрації m :

– для речовин, які не дисоціюють:

;

– для речовин, які дисоціюють:

,

де T,T – температура кипіння, відповідно, розчинника та розчину; К_е– ебуліоскопічна стала (молярне підвищення температури кипіння); і – ізотонічний коефіцієнт.

;

де T– нормальна температура кипіння чистого розчинника;– питома теплота випаровування розчинника.

За підвищенням температури кипіння розчину можна визначити молекулярну масу речовини:

,

де M– молекулярна маса розчиненої речовини; m– маса розчиненої речовини; m– маса розчинника.

– для речовин, які не дисоціюють:

;

– для речовин, які дисоціюють:

;

де К– кріоскопічна стала розчинника.

,

де T– температура кристалізації чистого розчинника;– питома теплота кристалізації розчинника.

Рівняння Арреніуса:

.

Залежність константи дисоціації від температури:

,

,

де – теплота дисоціації.

W= - = RT·lnK.

Для сильних електролітів:

Залежність середньої іонної моляльності m_± від моляльності електроліту:

,

де – число катіонів і число аніонів;– загальне число іонів.

Середній іонний коефіцієнт активності γ_±:

.

Середня іонна активність:

,

де – активності іонів.

Іонні моляльності:

.

.

Перше наближення Дебая-Гюккеля:

,

де А – стала, для водних розчинів (Т=298 К), 0,509.

Друге наближення Дебая-Гюккеля:

.

Рівняння Кольрауша:

,

.

Числа переносу t₊ або t_-:

Рівняння Нернста:

,

де а_окисл. і а_відн. – активності окисненої та відновленої форм:

– для електрода 1-го роду: ,

– для електрода 2-го роду (наприклад Ag|AgCl, KCl):

,

– окисно-відновного електрода (наприклад, Pt / Fe²⁺; Fe³⁺):

.