Formule de Chimie

Formule de Chimie
Nom
Formule
Remarque
Thermodynamique
Entropie de position
S= R.n.ln(V2/V1)
énergie et entropie
∆E= 0= Q+W
Q= R.T.ln(V2/V1)
S= Q/T
3ième principe
S= Cp/T ∆T
S= ∫ Cp/T dT + ∆Htrans/Ttrans
Energie Libre
∆G= ∆H-T∆S
∆G°= ∑n∆G f produit - ∑n∆Gf réactif= ∆H°-T∆S°
∆G= 0 => ∆H=T∆S
∆G>O pas de réaction
Loi de Tronton
∆S°vap = ∆H°vap/Tvap≈ 87J/mol K
Pour quasi tous les composés
Etat Standart
∆G= ∆G°+ R.T.ln(Q)
∆G°=-R.T.ln K éq
Si Q= Kéq => ∆G=0
∆G<0 réaction spontanée
∆G=0 équilibre
Equilibre Chimique
Equilibre
Kc= [C]^c,[D]^d / [A]^a [B]^b
Kp= PC^c,PD^d/PA^a,PB^b= Kc/RT
Kéq= exp ∆S°/R exp -∆H°/RT= exp ∆G°/RT
aA + bB → cC + dD
Si K<1 => ∆G>0 réaction vers la gauche
Si K>1 => ∆G<0 réaction vers la droite
Equilibre et thermo
Clausius
K= exp ∆S/RT exp -∆H/RT
K1 K2= K3
ln (K1/K2)= -∆H/R (1/T1-1/T2)
Si T≠ 298,15 K
Si on additionne les réactions donnant K1 et K2
Cinétique
Vitesse
∆[A]/ ∆T
La vitesse des réactifs diminue avec le temps
La vitesse des produits augmente avec le temps
Vitesse différentielle
v= k [A]^m [B]^n
avec k dépend de la réaction considérée, de la t°, présence d'un catalyseur.
m et n sont des entiers positifs le plus souvent.
Suivant l'ordre global: m + n , les unités de k changent
Vitesse intégration
ordre 0
ordre 1
ordre 2
Equation d'Arrhenius
[A]= [A 0] - akT
ln [A]= ln [A0] - akT
1/[A]= 1/[A 0] + akt
a= coef stoechiométrique, k= cf plus haut, T= la t° en K
K= A exp -Ea/RT
ln K= ln A - Ea/RT
ln K1/K2= -Ea/R (1/T1-1/T2)
Réaction Chimique
Solubilité
Ks= [C]^c [D]^d
ions complexes
K= Kf , Ks
Influence du pH
K= Ks/Ka
Réaction Acido Basique
Ka= [A-][H+]/[HA]
Kb= [BH][OH-]/[B-]
aA + bB → cC + dD
Toujours chercher les concentrations finales
Les constantes sont disponibles dans les tables
Si Ka>1, acide fort et si Ka<1, acide faible
Si Kb>1, base forte et si Kb<1, base faible
Kω
pH
pOH
Kω= 10^-14= Ka Kb
pH= -Log[H3O+]
pOH= -Log[OH-]
Acide ou base forte
[H3O+]= ( Ca + √(Ca²+4.10^-14) )/2
[OH-]= ( Cb + √(Cb²+4,10^-14) )/2
Si pH>7, solution basique et si pH<7, solution acide
Acide ou base faible
Ka= [A-][H3O+]/[AHO 3] => [H 3O+]= √(Ka Ca)
Acide et base faible
[H3O+]=Ka Ca/Cb ou [OH-]= Kb Cb/Ca
C'est une solution tampon
Tampon
Ka= [H3O+] Cb/Ca ou Kb= [OH-] Ca/Cb
Ka et Kb <10^-3
Si on considère l'eau
[H3O+]= Ka ( (Ca - [H 3O+] + [OH-])/(Cb + [H 3O+]-[OH-]))
Ca et Cb >> Ka et Kb
Electro Chimie
Oxydant = preneur d'e- baisse de l'étage d'oxydation => il se réduit (réduction) ( cathode placé à droite)
Réducteur = donneur d'e- augmentation de l'étage d'oxydation => il s'oxyde (oxydation) (anode placé à gauche)
Equation de base
E°= E cathode - E anode
∆V= Travail/Charge = Electron/Coulomb
W élec= n F ∆E
n= nombres de moles
F= constante de Faraday (96485 C)
∆E= différence de potentiel
Energie maximum possible
∆G°= -nF∆E
Si ∆E<0 réaction non spontanée
Si ∆E>0 réaction spontanée
Si ∆E=0 réaction à l'équilibre (la pile est plate)
G= -RT ln(Keq)= -nFE
E= RT ln(Keq) / nF
K= exp nFE/RT
E= E° - RT/nF ln(Q)
Pile de concentration
∆E= Ed - Eg = 0 - RT/nF ln( [ ] g/[ ] d)
pH= E°/0,0592
Electrolyse
Q= I t
Q= nF
I= Q/t
Si E°= RT/nF ln(Q), la pile est déchargée.
I= intensité
Q= charge
t= temps