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，fGm(稳定态单质,T)=0fGm(H+,aq,T)=0Chap11、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=8.314J·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：---1Chap2mVmRTRTMpMMpVpRTBBnRTpVBB1212nRTVpnRTnRTnRTRTVnnppppBBBBBBBnRTVnRTVVppVnVVVn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+W4、焓：H=U+pV等压时：Qp=H2–H1=H若为理想气体，H=U+pV=U+nRTH=U+nRT5、等容热效应QV:U=QV等压反应热Qp：W=－则U＝Qp+W=Qp－pVQp=Qv+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=BSm(生成物,T)-BSm(反应物,T)rSm＞0,有利于反应正向自发进行。8、G=H–TSG：吉布斯函数，状态函数,广度性质,单位J9、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)Chap31、恒容条件下的化学反应速率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-12、质量作用定律=k[A]m[B]nk: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1Vt＝BB11[]VBnBtt＝＝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rGm：rGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJlgK(T)＝－rGm(T)/2.303RTVan’tHoff方程式：rHm(T)-TrSm(T)=rGm(T)=-2.303RTlgK(T)在温度变化范围不大时7、平衡常数与温度的关系：Chap91、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(NH3)2]++Br=AgBr(s)+2NH3K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AgClAg++Cl－Ks(AgCl)Ag++2NH3[Ag(NH3)2]+K(st,[Ag(NH3)2]+)AgCl+2NH3[Ag(NH3)2]++Cl－Kalglg2.303EkARTaa2121211211lg()()2.3032.303EEkTTkRTTRTTX/Y/A/B/xyabppccKppccθxθyθaθb[X/][Y/][A/][B/]iipiippppJppppθxθyθaθb[X/][Y/][A/][B/]iiciiccccJccccR303.2TSRT303.2THTKlgmrmrR303.2298SRT303.2298HTKlgmmKKrr21m12T1T1R303.2298HTKTKlgKr)2(nnChap8:1、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)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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G0反应自发进行E0G=0达到平衡E=0G0反应不自发E0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)FF=96485电池反应：rGm=－zE(电池)FG单位：J/molE单位：V5、求氧化还原反应的平衡常数T=298.15KF=9.648×104C,R=8.314J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。+32+3223+32233s,AgClst,[Ag(NH)]{([Ag(NH)])/}{(Cl)/}K{(NH)/}{([Ag(NH)])/}{(Cl)/}{(Ag}{(NH)/}{(Ag}=KK2.810bbbbbbbbbbbbbbbb－－++))[Red]--2.303lg[Ox]2.303[Red]-lg[Ox]2.303[Ox]+lg[Red]0.0592[Ox]lg[Red]qpqppqpqzFzFRTRTzFRTorzFz＝＝＝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