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,D f G m q (稳定态单质,T)=0 D f G m q (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
、
m V
mRT RT Mp
M M pV p RT
ρρρ==
==??
4、分压
B B n RT p V =
5、分体积定律
()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 ??=
====
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) = nB/(nB+nA)
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:mol m-3, mol dm-3, mol L-1
Chap 2
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 DV = -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:DU = U 2 – U 1 = Q + W
4、焓:H = U + pV
等压时:Q p =H 2 – H 1 = DH
若为理想气体,H = U + pV = U + nRT D H = D U + D nRT 5、等容热效应Q V :
DU = Q V
等压反应热Qp :W= -p
V 则U = Qp + W = Qp -pDV Qp = Qv + D nRT
6、标准摩尔反应焓变:D r H m q =Sn i D f H m q (生成物)- Sn i D f H m q (反应物) =[yD f H m q (Y)+zD f H m q (Z)] – [aD f H m q (A)+bD f H m q (B)]
7、S m q (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:
DrSmq =SnB Smq(生成物,T)-SnB Smq(反应物,T) DrSmq >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D r G m q
D r G m q =Sn B D f G m q (生成物,T)-Sn B D f G m q (反应物,T) Chap 3
1、恒容条件下的化学反应速率
1 V t ζυ??= B B 11[] V B n B t t υνν??????= =
n B :化学反应计量数,反应物为负,生成物为正
D[B]/Dt :物质B 的物质的量浓度随时间的变化率 u :基于浓度的反应速率,单位为mol×L -1×s -1 2、质量作用定律 u= 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
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D r G m :
DrGm(T) = DrGmq(T)+2.303RT lg J lgK q (T) =-D r G m q (T)/2.303RT
Van’t Hoff 方程式 :D
r H m q (T) - TD r S m q (T) =D r G m q (T) = -2.303RTlgK q (T)
在温度变化范围不大时
7、平衡常数与温度的关系:
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 q (AgCl)
)2(+=n n μ
Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ K q (st,[Ag(NH 3)2]+) AgCl + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ + Cl - K
+32
+322
3+32233s, 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-=
=
?=?--++)) 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 q 和[Red]/c q 的省写,对气体应看成是p Ox /p q 和 p Red /p q 3、– DG = nFE 可以用于判断反应进行方向
DG < 0 反应自发进行 E > 0
DG = 0 达到平衡 E = 0 DG > 0 反应不自发 E < 0 若反应在标准状态下进行,可用 E q 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: D r G m q = -zj q (电极)F F=96485
电池反应: D r G m q = -zE q (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 q 为标准电动势,可由正负电极的标准电极电势直接得出。
[Red]
-- 2.303lg [Ox]2.303[Red] -lg [Ox]2.303[Ox] +lg [Red]0.0592[Ox] lg
[Red]
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
∵DG1q = - n1Fj1q DG2q = - n2Fj2q
DG q = - nFj q n = n1 + n2
DG q = - nFj q = -(n1+ n2)Fj q
DG q = DG1q+DG2q = -n1Fj1q +(-n2Fj2q)
∴-(n1+n2)Fj q = -n1Fj1q +(-n2Fj2q)
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