Учебное пособие для студентов 1 го курса фен

184 
1 
2 
3 
Se 
Se + 2e = Se
2


0,92 
Se + 2e + 2H
+
= H
2
Se 

0,40 
H
2
SeO
3
+ 4e + 4H
+
= Se + 3H
2
O 
0,74 
SeO
4
2

+ 2e + 4H
+
= H
2
SeO
3
+ H
2
O 
1,15 
Sr 
Sr
2+
+ 2e = Sr 

2,89 
Sn 
Sn
2+
+ 2e = Sn 

0,14 
SnO
2
+ 4e + 4H
+
= Sn + 2H
2
O 

0,11 
Sn
4+
+ 2e = Sn
2+ 
0,15 
Sn(OH)
2
+ 2e = Sn + 2OH


0,92 
[Sn(OH)
6
]
4

+ 2e = Sn + 6OH


0,70 
[Sn(OH)
6
]
2

+ 2e = [Sn(OH)
6
]
4


0,960 
Te 
Te + 2e + Te
2


1,14 
Te + 2e + 2H
+
= H
2
Te 

0,71 
H
6
TeO
6 (
тв
.)
+ 2e + 2H
+
= TeO
2
+ 4H
2
O 
1,02 
Ti 
Ti
2+
+ 2e = Ti 

1,63 
Ti
3+
+ e = Ti
2+ 

0,37 
Tl 
Tl
+
+ e = Tl 

0,34 
Tl
3+
+ 2e = Tl
+ 
1,28 
U 
U
3+
+ 3e = U 

1,80 
V 
V
2+
+ 2e = V 

1,20 
V
3+
+ e = V
2+ 

0,26 
VO
2+
+ e + 2H
+
= V
3+
+ H
2
O 
0,34 
V
2
O
5
+ 2e + 6H
+
= 2VO
2+
+ 3H
2
O 
0,96 
Zn 
Zn
2+
+ 2e = Zn 

0,76 
Zn(OH)
2
+ 2e = Zn + 2OH


1,24 
[Zn(OH)
4
]
2

+ 2e = Zn + 4OH


1,26 
ZnS + 2e = Zn + S
2


1,50 
 

185 
Приложение 6
. 
Основные физико
-
химические формулы
1.
Энергия электрона в атоме водорода и водородоподобной частице: 
E
n
= 

13,6

Z
2
/n
2
эВ
2.
Уравнение состояния идеального газа: р
V = nRT 
3.
Первый закон термодинамики: 
dU = 

Q 


W, 

U = Q 

W 
4.
Энтальпия: 
H = U 
+ р
V 
5.
Теплоемкость: С
v
= 
dT
dU
,
С
p
= 
dT
dH
6.
Связь С
р
и С
v
для идеального газа: С
P
= C
V
+ R 
7.
Закон Гесса: 

r
H = 

b
j

H
f,j


a
i

H
f,i
8.

r
H 


r
U 
(для конденсированных фаз)
9.

r
H = 

r
U + 

r
nRT 
(для реакций с участием газов, 

r
n 
–
изменение числа газовых молекул в ходе реакции)
10.
Формула Кирхгофа: 
p
r
r
C
dT
H
d



11.

r
H
Т2
= 

r
H
Т1
+ 

r
С
р
(Т
2
–
Т
1
) (при 

r
С
р
= с
onst) 
12.
Второй закон термодинамики: 

S = Q/T 
(для равновесного 
процесса)
13.
Формула Больцмана: 
S = klnw 
14.
Для процессов с участием идеального газа:

S = nRln(V
2
/V
1
) (изотермический)

S = n
С
v
ln(T
2
/T
1
) (
изохорный
) 

S = n
С
р
ln(T
2
/T
1
) (
изобарный
) 
15.
Изменение энтропии для фазовых переходов при нормальной 
температуре фазового перехода: 
.
.
.
.
.
.
п
ф
п
ф
п
ф
Т
Н
S




186 
16.
Зависимость энтропии реакции от температуры: 
T
C
dT
S
d
p
r
r



,

r
S
Т2
= 

r
S
Т1
+ 

r
С
р
ln
(Т
2
/Т
1
) (при 

r
С
р
= с
onst).
17.
Химическая переменная: 
i
i
i
y
n
n
0



(y
i
–
стехиометрические 
коэффициенты,
y
i
> 0 для продуктов и 
y
i
< 
0 для реагентов)
18.
Энергия Гиббса: 
G = H 
–
TS
19.
Энергия Гиббса реакции:

r
G = 

r
H 

T

r
S,

r
G = 

b
j

G
f,j


a
i

G
f,i
20.
Изотерма химической реакции:

r
G = 

r
G
º
+ RTln
П,

r
G = RTln
(П/
K),

r
G
º
= 

RTlnK. 
21.
Константы равновесия реакции 





m
j
j
j
l
i
i
i
B
b
A
a
1
1
:
)...
(
)
(
)...
(
)
(
2
2
1
1
2
2
1
1
A
p
A
p
B
p
B
p
K
a
a
b
b
p

)...
(
)
(
)...
(
)
(
2
2
1
1
2
2
1
1
A
C
A
C
B
C
B
C
K
a
a
b
b
C

 
22.
Связь К
р
и К
с
: К
р
= К
С
(RT)

n
(

n 
–
изменение числа газовых 
молекул в ходе реакции)
23.
Изобара химической реакции: 
2
ln
RT
H
dT
K
d
r
P
p


























1
2
1
,
2
,
1
1
ln
T
T
R
H
K
K
r
P
P
24.
Химический потенциал: 
nj
T
P
i
i
dn
dG
,
,








25.
Для идеального газа: μ
i
= 
μ
i
0
+ RTlnp
i
26.
Для растворенного вещества в жидком растворе: μ
i
= 
μ
i
0
+ RTln
С
i
27.
Для растворителя в жидком растворе: μ
i
= 
μ
i
0
+ RTlnx
i

187 
28.
Закон Рауля (для давления пара растворителя): 
2
0
1
1
0
1
x
p
p
p


29.
Закон Генри (для растворенного газа): 
p
2
= K
г
С
2
30.
Осмотическое давление: 

= 

С
i
RT (C
i
–
концентрация 
i-
ой 
частицы в растворе, кроме молекул растворителя)
31.
Уравнение Нернста для электродного потенциала: 
Е = Еº
+ (RT/zF)ln
(П
Ох
/П
Red
) 
32.
Связь 

r
G 
и ЭДС элемента: 

E = 


r
G/zF 
33.
Для водородного электрода при р(Н
2
) = 1 атм и Т = 298 К:
E (H
2
/2H
+
) = 0,059lgC(H
+
) = 

0,059
pH
34.
Связь стандартной ЭДС (

E
º) и константы равновесия К
с
: 

E
º
= (RT/zF)lnK 
или при Т = 298 К
lgK
298
= 

E
º

z/0,059 
35.
Уравнение изотермы для О
-
В реакции: 

E = (RT/zF)

ln(K
/П)
36. Скорость химической реакции: 
v = 
dt
d
V

1
37. Скорость реакции по компоненту: 
v
i
= 
dt
dn
V
i
1
= 
dt
dC
i
. v = v
i
./y
i
38. Закон действующих масс: 
v = kC
A1
a1
C
A2
a2
…
39. Реакция первого порядка: 
A
A
C
C
t
k
0
ln
1

, 
τ
1/2
= 
k
2
ln
40. Реакция второго порядка (два случая):
2А 

продукты: 2
0
1
1
A
A
C
C
kt


,
τ
1/2
= 
0
2
1
A
kC
А + В 

продукты (при С
А
0
= С
В
0
): 
0
1
1
A
A
C
C
kt


, 
τ
1/2
= 
0
1
A
kC
41. Уравнение Аррениуса: 
k = k
0
exp(

E
a
/RT) 

188 
Приложение 7
. 

жүктеу/скачать 6,53 Mb.

Достарыңызбен бөлісу: