大学无机化学所有公式

所有公式：

1、注意单位，如焦耳，千焦。

2、加入溶液时注意体积变化引起的浓度的变化

3、能斯特方程注意正负号。

4、单质的标准绝对熵不等于零，?f G m θ(稳定态单质,T)=0 ?f G m θ(H +,aq,T)=0

Chap 1

1、热力学温度：T= t + T0 (T0=273.15K)

2、理想气体状态方程：pV=nRT 用于温度不太低，压力不太高的真实气体

在SI 制中，p 的单位是Pa ，V 的单位是m 3，T 的单位是K ，n 的单位是mol ；R 是摩尔气体常数，R 的数值和单位与p,V,T 的单位有关，在SI 制中，R = 8.314 J·K -1·mol -1。

3、

4、分压

5、分体积定律

6、溶液的浓度

质量百分比浓度 B = mB/m = mB/(mB+mA) 以溶质(B)的质量在全部溶液的质量中占有

的百分比

质量摩尔浓度 bB = nB/mA

溶质(B)的物质的量与溶剂(A)的质量的比值物质的量分数（摩尔分数）

溶质(B)的物质的量占全部溶液的物质的量的分数

物质的量浓度 cB = nB/V

溶质的物质的量除以溶液的总体积(与温度相关)， 单位：---1 Chap 2

m V

mRT RT Mp

M M pV p RT

ρρρ==

==??B B n RT p V =

()B B 1212n RT V p n RT n RT nRT

RT

V n n p p p p

=

=++

=++

=B B B B

B B B

n RT V

nRT V V p p V

n

V V V n ??=

====

1、体积功：气体发生膨胀或压缩做的功，一般条件下进行的化学反应，只作体积功 W= -p ?V = -p (V 终－V 始)

2、热和功不是状态函数

3、热力学第一定律：封闭体系中：?U = U 2 – U 1 = Q + W

4、焓：H = U + pV

等压时：Q p =H 2 – H 1 = ?H

若为理想气体，H = U + pV = U + nRT ?H = ?U + ?nRT 5、等容热效应Q V :

?U = Q V

等压反应热Qp ：W=

－

则U ＝ Qp + W = Qp －p ?V Qp = Qv + ?

6、标准摩尔反应焓变：?r H m θ =∑νi ?f H m θ(生成物)- ∑νi ?f H m θ(反应物) =[y ?f H m θ(Y)+z ?f H m θ(Z)] – [a ?f H m θ(A)+b ?f H m θ(B)]

7、S m θ(B,相态,T) ，单位是J·mol -1·K -1

任一化学反应的标准摩尔熵变：

?rSm θ =∑νB Sm θ(生成物,T)-∑νB Sm θ(反应物,T) ?rSm θ＞0,有利于反应正向自发进行。 8、G = H – TS

G ：吉布斯函数，状态函数, 广度性质, 单位J 9、计算已知反应的自由能变?r G m θ

?r G m θ =∑νB ?f G m θ(生成物,T)-∑νB ?f G m θ(反应物,T) Chap 3

1、恒容条件下的化学反应速率

νB ：化学反应计量数，反应物为负，生成物为正

?[B]/?t ：物质B 的物质的量浓度随时间的变化率 υ：基于浓度的反应速率，单位为mol ?L -1?s -1 2、质量作用定律 υ= k ?[A]m ? [B]n

k: 速率常数，随温度变化，不随浓度变化 质量作用定律只使用于基元反应

3、

4、阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式

1 V t ζυ??＝ B B 11[] V B n B t t υνν??????＝ ＝

应用：设活化能与温度无关，根据两个不同温度下的 k 值求活化能。

5、标准平衡常数表达式：

J 为反应商，可作为反应进行方向的判据：

6、非标准态下反应的?r G m ：

?rGm(T) = ?rGm θ(T)+2.303RT lg J lgK θ(T) ＝－?r G m θ(T)/2.303RT

Van’t Hoff 方程式 ：?r H m θ(T) - T ?r S m θ(T) =?r G m θ(T) = -2.303RTlgK θ(T)

在温度变化范围不大时

7、平衡常数与温度的关系：

Chap 9

1、价键理论：磁矩与未成对电子数

2、配合物与沉淀的生成与转换： [Ag(NH 3)2]+ + Br - = AgBr(s) + 2NH 3 K 转= [NH 3]2 / ([Ag(NH 3)2]+[Br -])

=[NH 3]2[Ag +]/([Ag(NH 3)2]＋

[Br -][Ag +]) = K 不稳/K sp (AgBr)

AgBr(s) + 2NH 3= [Ag(NH 3)2]+ + Br - K 转= K 稳·K sp (AgBr)

AgBr(s) + 2S 2O 32- = [Ag(S 2O 3)2]3- + Br - K 转= K 稳?K sp (AgBr)

溶解效应：由于配位平衡的建立使沉淀溶解

AgCl Ag + + Cl －

K s θ(AgCl)

Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ K θ(st,[Ag(NH 3)2]+)

AgCl + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ + Cl －

K

a

lg lg 2.303E k A

RT =-

+a a 2

121211211lg ()()2.303 2.303E E k T T k R T T R TT ---=-=()()()()X /Y /A /B /x

y

a b

p p c c K p p c c ?

?

θ

??????????=

????????

()()()()θx θy

θa θb

[X /][Y /][A /][B /]i i p i i p p p p J p p p p =

()()()()θx θy

θa θb

[X /][Y /][A /][B /]i i c i i c c c c J c c c c =

()()()R 303.2T S RT 303.2T H T K lg m

r m r ???

?+

?-=()()()R 303.2298S RT 303.2298H T K lg m

m K K r r ???

?+

?-=()()()????

??-?=?

??21m 12T 1T 1R 303.2298H T K T K lg K r )2(+=n n μ

Chap8:

1、E=?（正极）-?（负极）=?（氧化型电对）—?（还原型电对）

2、能斯特方程

对于半电池反应：p 氧化型(Ox) + ze q 还原型(Red)

其中z 为转移电子数

注：纯固纯液不算入方程中计算，记为1；

式中[Ox]和[Red]应看成 [Ox]/c θ和[Red]/c θ的省写，对气体应看成是p Ox /p θ和 p Red /p θ 3、– ?G = nFE 可以用于判断反应进行方向

?G < 0 反应自发进行 E > 0

?G = 0 达到平衡 E = 0 ?G > 0 反应不自发 E < 0 若反应在标准状态下进行,可用 E θ 进行判断

当外界条件一定时，反应处于标准状态，反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性 4、电极反应： ?r G m θ= －z ?θ(电极)F F=96485

电池反应： ?r G m θ= －zE θ(电池)F G 单位：J/mol E 单位：V 5、求氧化还原反应的平衡常数 T=298.15K

F =9.648×104C, R=8.314 J ?K –1?mol –1

注意：n 为整个氧化还原反应中所转移的电子数，与化学反应方程式的计量系数有关。

E θ为标准电动势，可由正负电极的标准电极电势直接得出。

+32

+322

3+32233

s, AgCl st,[Ag(NH )]

{([Ag(NH )])/}{(Cl )/}K {(NH )/}{([Ag(NH )])/}{(Cl )/}{(Ag } {(NH )/}{(Ag }

=K K 2.810b b b b b b b b b b b b b b b b θθθθθθθθθθ-=

=

?=?－－++))[Red]

-- 2.303lg [Ox]2.303[Red] -lg [Ox]2.303[Ox] +lg [Red]0.0592[Ox] lg [Red]

q

p q p p q

p q

z F z F RT RT zF RT or zF z θθθ

θ????????+=+＝＝＝

7、

8、求算未知电对的标准电极电势

若某元素电势图为

∵?G1θ = - n1F?1θ?G2θ = - n2F?2θ

?Gθ = - nF?θn = n1 + n2

?Gθ = - nF?θ = -(n1+ n2)F?θ

?Gθ = ?G1θ+?G2θ = -n1F?1θ+(-n2F?2θ)

∴-(n1+n2)F?θ = -n1F?1θ+(-n2F?2θ)

得到?θ与?1θ，?2θ的关系：（自己写一下）i个相应电对：相应推广，自己写一下