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)=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 mpRT

V

pB

nBRTV

5、分体积定律

nBRTnRTnRTV 1 2 n1 n2 nRT

ppppVB

VB

nBRTV

V B B

ppV

n

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：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 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

1 nB1 [B]1 ＝

V B t B t V 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

Ea

lgk lgA

2.303RT

lg

Ea11 EaT1 T2k2

( ) ()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]y

Jp

[piA/pθ]a[piB/pθ]b

[ci X /cθ]x[ci Y /cθ]yJc

[ciA/cθ]a[ciB/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 rSm

lgK T

2.303RT2.303R

在温度变化范围不大时

298K rHm298K rSm

lgK T

2.303RT2.303R

7、平衡常数与温度的关系：

K T2 rHm298K 11

lg KT12.303R 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

{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= （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) + 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 ＝ +lgq

zF[Red]

0.0592[Ox]p lgq

z[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

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 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。

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 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

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/37lm.html