大学无机化学所有公式

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，fGm(稳定态单质,T)=0 fGm(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m3，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 4、分压

mRTRTMpMpVmpRTV

pBnBRTV

5、分体积定律

nBRTpnRTnRTV12Ln1n2LppVB

RTpnRTp

VBnBRTV VnRT BBppVn VBBVBV 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：molm-3, moldm-3, molL-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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 = U2 – U1 = Q + W 4、焓：H = U + pV

等压时：Qp =H2 – H1 = H

若为理想气体，H = U + pV = U + nRT 

H = U + nRT 5、等容热效应QV:U = QV

等压反应热Qp：W= －p

V 则U＝ Qp + W = Qp －pV Qp = Qv + nRT

6、标准摩尔反应焓变：rHm =i fHm(生成物) i fHm(反应物) =[yfHm(Y)+zfHm(Z)] – [afHm(A)+bfHm(B)] 7、Sm(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 =B Sm(生成物,T)-B Sm(反应物,T) rSm＞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rGm

rGm =B fGm(生成物,T)-B fGm(反应物,T) Chap 3

1、恒容条件下的化学反应速率

 ＝ 11nB1V ＝ t

V ＝ [B]BtBt B ：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 ：基于浓度的反应速率，单位为molL-1s-1 2、质量作用定律 = 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

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2

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lgk

EalgA2.303RT

Ea11EaT1T2k2lg()()k12.303RT2T12.303RTT12

y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：

pX/pcY/cKabpA/pcB/cx

J 为反应商，可作为反应进行方向的判据：

[piX/pθ]x[piY/pθ]yJp[piA/pθ]a[piB/pθ]b

[ciX/cθ]x[ciY/cθ]yJc[ciA/cθ]a[ciB/cθ]b

6、非标准态下反应的rGm：

rGm(T) = rGm(T)+2.303RT lg J lgK(T) ＝－rGm(T)/2.303RT

Van’t Hoff 方程式 ：rHm(T) - TrSm(T) =rGm(T) = -2.303RTlgK(T)

TrHmTrSmlgKT2.303RT2.303R

在温度变化范围不大时

298KrHm298KrSmlgKT2.303RT2.303R

7、平衡常数与温度的关系：

KT2rHm298K11lgKT12.303RT1T2

Chap 9

1、价键理论：磁矩与未成对电子数 n(n2)2、配合物与沉淀的生成与转换： [Ag(NH3)2]+ + Br = AgBr(s) + 2NH3 K转= [NH3]2 / ([Ag(NH3)2]+[Br ])

＋

=[NH3]2[Ag+]/([Ag(NH3)2][Br][Ag+]) = K不稳/Ksp(AgBr)

AgBr(s) + 2NH3= [Ag(NH3)2]+ + Br K转= K稳·Ksp(AgBr)

AgBr(s) + 2S2O32 = [Ag(S2O3)2]3 + Br K转= K稳Ksp(AgBr)

溶解效应：由于配位平衡的建立使沉淀溶解

－

AgCl Ag+ + Cl Ks(AgCl)

Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ K(st,[Ag(NH3)2]+)

－

AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl K

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—

{b([Ag(NH3)2]+)/b}{b(Cl－)/b}K{b(NH3)/b}2{b([Ag(NH3)2]+)/b}{b(Cl－)/b}{b(Ag+)b} {b(NH3)/b}2{b(Ag+)b}

Chap8:

3 =Kst,[Ag(NH+Ks, AgCl2.810)]32

1、E=ϕ（正极）-ϕ（负极）=ϕ（氧化型电对）—ϕ（还原型电对） 2、能斯特方程

对于半电池反应：p氧化型(Ox) + zeq还原型(Red)

q -zF＝-zF  2.303RTlg[Red][Ox]p

[Red]q2.303RTlg ＝-zF[Ox]p

2.303RT[Ox]p or ＝+lgqzF[Red]

0.0592[Ox]p  zlgq 其中z为转移电子数 [Red]

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和[Red]/c的省写，对气体应看成是pOx/p和 pRed/p 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 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： rGm= －z(电极)F F=96485

电池反应： rGm= －zE(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为标准电动势，可由正负电极的标准电极电势直接得出。

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7、

8、求算未知电对的标准电极电势

若某元素电势图为 ∵ G1 = - n1F1 G2 = - n2F2 G = - nF n = n1 + n2 G = - nF = -(n1+ n2)F

G = G1+G2 = -n1F1 +(-n2F2) ∴ -(n1+n2)F = -n1F1 +(-n2F2) 得到ϕθ与ϕ1θ，ϕ2θ的关系：（自己写一下） i 个相应电对： 相应推广，自己写一下

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