Список основных формул по аналитике

№ п/п	название и расчетная формула
	основные виды концентраций
1.1	Молярная концентрация С_М(моль/л) С_М= или С_М= ν (моль) – количество вещества;V – объем раствора в мл
1.2	Молярная концентрация эквивалента или нормальность С_н(моль-экв/л) С_н= или С_н= n_экв (моль-экв) – количество эквивалентов вещества; V – объем раствора в мл; М_экв – молярная масса эквивалента
1.3	Простой титр Т (г/мл) Т(А) = m(А)/ V(А) V – объем раствора в мл; m(А) – масса вещества в г
1.4	Условный титр или по определяемому веществу Т_В/А Т_В/А = m(А)/ V(В) m(А) – масса вещества А в г; V(В) – объем раствора В в мл;
1.5	Процентная концентрация (массовая доля) - ω% ω = ; где ρ – плотность раствора; V – объем в мл ω = ; ω = ; где m_н-ки – масса навески сухого вещества (пробы) в г.
1.6	Концентрация по массе С (г/л) С = ; V – объем раствора в мл
	формулы связи между концентрациями
2.1	С = С_М М; С = С_н М_экв; С = Т*1000
2.2	С_М М= С_н М_экв; С_М(В) =
№ п/п	название и расчетная формула
2.3	С_н(В) = ; С_н(В) = ;
2.4	Связь титров между собой:
2.5	ν = или ν = ; или ν = ;
2.6	n_экв = или n_экв = ; или n_экв =
	расчет молярной массы эквивалента М_экв
3.1	Оксиды металлов: М_экв(оксид) = ; В – валентность металла; n – число атомов металла
3.2	Соли:М_экв(соль) = ; М_экв(соль) = ; n – число протонов, замещаемых в ходе реакции
3.3	Кислоты: М_экв(кис-та) = ; n – число протонов
3.4	Основания:М_экв(ос-е) = ; n – число гидроксогрупп
3.5	Кислотные оксиды: М_экв(оксид) = ; n – число протонов, замещаемых в ходе реакции
	Формулы разведения при смешении 2-х растворов: С₁= ;и С₂= ; где и - исходные концентрации растворов (С; С_М; С_н или титр Т); V₁ и V₂ – объемы смешиваемых растворов
	Расчеты в прямом титровании: расчеты основаны на законе эквивалентов в общем виде: n_экв(А) = n_экв(В), где n_экв = или n_экв =
№ п/п	название и расчетная формула
	Расчет рН в буферных растворах; рН = - log[H⁺]; [H⁺] = 10^-рН
6.1	Кислотный буфер: [H⁺] = ; где ν – количество вещества кислоты или соли в растворе; К_д – константа диссоциации (ионизации) кислоты
6.2	Основный буфер:[H⁺] = где ν – количество вещества основания или соли в растворе; К_д – константа диссоциации (ионизации) основания; К_w – ионное произведение воды
6.3	Вода: [H⁺] = [OH^-] = 10^-7; ионное произведение воды: К_w = 10^-14
	Редоксиметрия: М_экв(А) = – расчет молярной массы эквивалента в реакциях ОВР; где n – количество моль вещества в соответствующей полуреакции; z – число электронов в данной полуреакции; Е_экв = – потенциал точки эквивалентности; и – стандартные электродные потенциалы полуреакций; z₁ и z₂ – число электронов в полуреакциях;
8.1	Расчеты в гравиметрии: ω (А) = ; где m_в(А) = F(А)*m_гр.ф F(А) – факторный множитель по веществу А; m_гр.ф– масса гравиметрической формы.
8.2	Факторный множитель (фактор пересчета) пусть схема анализа: □ → рА → qВ; ^{проба определяемое гравиметрическая} ^{вещество форма} тогда F(F) = ; где М(А) и М(В) – малярные массы веществ; p и q – соответствующие им стехиометрические коэффициенты связи (из схемы или уравнения реакции)
8.3	Формулы произведения растворимости (ПР) A_pB_q_{(осадок)} ↔ pA + qB ПР(A_pB_q) = ; где А и В – ионы, образующие осадок, р и q – стехиометрические коэффициенты уравнения
№ п/п	название и расчетная формула
8.4	Расчет растворимости вещества Молярная (моль/л): S = ; Растворимость по массе (г/л): Р = ; Связь между растворимостями: Р = рSМ где m – масса вещества или иона внасыщенном растворе; V – объем раствора в мл; р – стехиометрический множитель из уравнения диссоциации молекул осадка; для вещества осадкар = 1.
8.5	Расчет массы вещества или иона через растворимость: m = ; или m = где р – стехиометрический множитель из уравнения диссоциации молекул осадка; для вещества осадкар = 1; V – объем раствора в мл.
8.6	Расчет молярной растворимости в водном растворе через ПР: pA + qB ↔ A_pB_q_{(осадок)} – уравнение диссоциации осадка; пусть S – растворимость осадка; [А] = pS и [В] = qS – концентрации ионов осадка в растворе, выраженные через растворимость, тогда: ПР(A_pB_q) = = = ; S =
	формулы для расчета рН некоторых электролитов ^*n – основность кислоты или кислотность щелочи; К_w =
9.1	Сильная кислота: [H⁺] » n×C_к-ты^*
9.2	Сильное основание: [H⁺] »
9.3	Слабая кислота: [H⁺] =
9.4	Слабое основание: [H⁺] =
9.5	Соль слабой кислоты и сильного основания: [H⁺] =
9.6	Соль сильной кислоты и слабого основания: [H⁺] =
9.7	Соль слабой кислоты и слабого основания: [H⁺] =