大学化学公式
大学化学公式
热力学第一定律:△U=Q—W焓H=U+pV
理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容C=δQ/dT
(1)等压热容:Cp=δQp/dT=(∂H/∂T)p
(2)等容热容:Cv=δQv/dT=(∂U/∂T)v
常温下单原子分子:Cv,m=Cv,mt=3R/2
常温下双原子分子:Cv,m=Cv,mt+Cv,mr=5R/2
凝固点下降法:溶剂
Gibbs-Duhem公式从溶质(剂)的活度求溶剂(质)的活度。
(5)理想溶液与非理想溶液性质:
理想溶液:
非理想溶液:
超额函数:
(2)纯实际气体的化学势 标准态:任意温度,f=pφ且复合理想气体行为的假想态(即p=pφ,γ=1),μφ(T)为标准态时的化学势。
(3)混合理想气体中组分B的化学势 因为 所以 不是标准态时的化学势,是纯B气体在指定T、p时的化学势。
溶液:
(1)理想溶液组分的化学势
所以 不是标准态时的化学势而是温度为T、溶液上方总压为p时,纯液体B的化学势。
统计热力学
波兹曼公式:S=klnΩ
一种分布的微观状态数:定位体系:ti=N! 非定位体系:ti= 波兹曼分布: =
在A、B两个能级上粒子数之比: =
波色-爱因斯坦统计:Ni= 费米-狄拉克统计:Ni=
分子配分函数定义:q= - i为能级能量
q= - i为量子态能量
分子配分函数的分离:q=qnqeqtqrqv
热机效率:η= 冷冻系数:β=-Q1/W
可逆制冷机冷冻系数:β=
焦汤系数: μJ-T= =-
实际气体的ΔH和ΔU:
ΔU= + ΔH= +
化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Qp=QV+ΔnRT
大学无机化学所有公式(一)2024
大学无机化学所有公式(一)引言概述:无机化学是化学的一个重要分支,主要研究无机物质的性质、结构和反应。
在大学无机化学的学习中,掌握相关的公式是非常重要的。
本文将给出大学无机化学所有公式(一),并按照五个大点对其进行详细阐述。
一、物质的量计算公式:1. 摩尔质量公式2. 物质的量计算公式3. 有效摩尔质量公式4. 摩尔浓度计算公式5. 摩尔分数计算公式6. 形成常数计算公式7. 离子产率计算公式8. 计算化学反应过程中的物质的量变化公式9. 摩尔比计算公式二、配位化学公式:1. 配合物的化学式表示2. 配合物的离解平衡常数计算公式3. 配位键长计算公式4. 配合物的形成常数计算公式5. 配位反应的速率计算公式6. 配位反应的平衡常数计算公式7. 配位反应的过渡态理论计算公式8. 配位数计算公式9. 配位反应的活化能计算公式三、结构和键相关公式:1. 倍键键长计算公式2. 动力学和热力学条件下键强度计算公式3. 键的电荷分布计算公式4. 键的离子极性计算公式5. 键的共价极性计算公式6. 核磁共振化学位移计算公式7. 键能计算公式8. 分子轨道理论计算公式9. 键的键解离能计算公式四、溶液和酸碱公式:1. 酸碱中和计算公式2. 酸碱平衡常数计算公式3. 氧化还原反应电势计算公式4. 溶解度积计算公式5. 溶液浓度计算公式6. 电动势计算公式7. 膜电位计算公式8. 应用平衡常数计算酸碱溶液酸碱稳定性的公式9. 离子活度计算公式五、化学反应速率及反应机理公式:1. 反应速率计算公式2. 反应级数计算公式3. 反应速率常数计算公式4. 反应活化能计算公式5. 反应机理相关公式6. 温度对反应速率的影响公式7. 浓度对反应速率的影响公式8. 温度对反应平衡常数的影响公式9. 浓度对反应平衡常数的影响公式总结:本文详细介绍了大学无机化学的公式,涵盖了物质的量计算、配位化学、结构和键的计算、溶液和酸碱计算以及化学反应速率和反应机理的计算等方面。
大学化学公式word版本
大学化学公式热力学第一定律功:δW =δW e +δW f (1) 膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。
(2) 非膨胀功δW f =xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。
热 Q :体系吸热为正,放热为负。
热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C =δQ/dT(1)等压热容:C p =δQ p /dT = (∂H/∂T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (∂U/∂T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r =5R/2 等压热容与等容热容之差:(1)任意体系 C p —C v =[p +(∂U/∂V )T ](∂V/∂T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程:pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=11-γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1nR-δ(T 1—T 2) 热机效率:η=212T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β=121T T T -焦汤系数: μJ -T =Hp T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=-()p T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU :ΔU =dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH =dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆,+=γ热力学第二定律Clausius 不等式:0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义:dS =δQ R /T Boltzman 熵定理:S =kln Ω Helmbolz 自由能定义:F =U —TS Gibbs 自由能定义:G =H -TS 热力学基本公式: (1) 组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程:dU =TdS -pdV dH =TdS +Vdp dF =-SdT -pdV dG =-SdT +Vdp (2) M axwell 关系:T V S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=V T p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=-p T V ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ (3) 热容与T 、S 、p 、V 的关系:C V =T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p =T pT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系:Gibbs -Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T =-2T H ∆ 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron 方程式:dT dp=mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ,fus ,sub 。
大学化学公式精编版
大学化学公式热力学第一定律功:δW =δW e +δW f (1) 膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。
(2) 非膨胀功δW f =xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。
热 Q :体系吸热为正,放热为负。
热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C =δQ/dT(1)等压热容:C p =δQ p /dT = (∂H/∂T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (∂U/∂T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r=5R/2 等压热容与等容热容之差:(1)任意体系 C p —C v =[p +(∂U/∂V )T ](∂V/∂T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程:pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=11-γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1nR-δ(T 1—T 2) 热机效率:η=212T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β=121T T T -焦汤系数: μJ -T =Hp T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=-()p T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU :ΔU =dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH =dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+dp p H T ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆,+=γ热力学第二定律Clausius 不等式:0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义:dS =δQ R /T Boltzman 熵定理:S =kln Ω Helmbolz 自由能定义:F =U —TS Gibbs 自由能定义:G =H -TS 热力学基本公式: (1) 组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程:dU =TdS -pdV dH =TdS +Vdp dF =-SdT -pdV dG =-SdT +Vdp (2) M axwell 关系:T V S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=V T p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=-p T V ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ (3) 热容与T 、S 、p 、V 的关系:C V =T V T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ C p =T pT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系:Gibbs -Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T =-2T H ∆ 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron 方程式:dT dp=mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ,fus ,sub 。
大学化学公式
ϴ ΔrSmϴ(298.15K)=ΣBνBSm,B(298.15K )
• 吉布斯-亥姆霍兹公式:
ΔG =ΔH- TΔS
• 反应自发进行的最低温度(反应逆转的转折温度):
T≥ ΔrHm (298.15K)/ ΔrSm(298.15K)
ϴ
ϴ
三、吉布斯函数变与标准平衡常数
• 标准摩尔吉布斯函数变:= lnK源自ϴ ϴ Δr Gm (T )ϴ
ϴ
RT
ϴ
Δ G ( T ) - r m lg K 2.303RT
ϴ
四、温度对化学反应的影响
• 温度对化学平衡的影响:
ϴ
ϴ
ϴ
ϴ ϴ
ϴ
• 温度对化学反应速率的影响: k=A exp(-Ea/RT) • 阿伦尼乌斯公式:
Ea T2- T1 k2 ln ( ) = R T1 k1 T2
一、热力学第一定律与化学反应的反应热
• 对于一个封闭系统,有 Δ U=Q+W • 定容过程的反应热: △U =Q -P△V =QV • 定压过程的反应热: QP =H2-H1=ΔH • 盖斯定律:△rH=∑i△rHi
• 标准摩尔焓变:
ΔrHm (T)= ΣBνBΔfHmB
Ө
Ө
(T)
二、热力学第二定律用于反应的自发性
ΔrGm (T)= ΣBνBΔfGm,B(T)
• 化学 反应等温式——ΔrG、ΔrG 的关系
ϴ ϴ
ϴ
ϴ
、K
之间
ϴ ΔrGm(T)=ΔrGm (T)+RTlnПB(pB/pϴ)νB
• 标准平衡常数的定义:
K
Ө
Ө νB eq =ΠB(pB /p )
大学化学常用系数公式
大学化学常用系数公式在大学化学中,系数和公式是理解和解决化学问题的基础。
以下是一些常用的化学系数公式:1. 摩尔质量公式:\[ M = \frac{m}{n} \]其中,\( M \) 是摩尔质量(单位:g/mol),\( m \) 是物质的质量(单位:g),\( n \) 是物质的摩尔数。
2. 物质的量与质量的关系:\[ n = \frac{m}{M} \]其中,\( n \) 是物质的摩尔数,\( m \) 是物质的质量,\( M \) 是物质的摩尔质量。
3. 物质的量与体积的关系(理想气体):\[ n = \frac{V}{V_m} \]其中,\( V \) 是气体的体积,\( V_m \) 是摩尔体积(在标准温度和压力下,\( V_m = 22.414 \) L/mol)。
4. 气体定律:- 波义耳定律:\( P \propto \frac{1}{V} \)(在恒定温度下)- 查理定律:\( V \propto \frac{1}{P} \)(在恒定质量的气体和恒定温度下)- 阿伏伽德罗定律:\( V \propto n \)(在恒定温度和压力下)5. 理想气体状态方程:\[ PV = nRT \]其中,\( P \) 是压力,\( V \) 是体积,\( n \) 是摩尔数,\( R \) 是理想气体常数(\( 8.314 \) J/(mol·K)),\( T \) 是温度(单位:K)。
6. 化学平衡常数:\[ K_c = \frac{\prod [C]^c}{\prod [R]^r} \]其中,\( [C] \) 和 \( [R] \) 分别是生成物和反应物的浓度,\( c \) 和 \( r \) 是它们的系数。
7. 酸碱平衡常数:\[ K_a = \frac{[A^-][H_2O]}{[HA]} \]\[ K_b = \frac{[B^+][OH^-]}{[HB]} \]其中,\( K_a \) 和 \( K_b \) 分别是酸和碱的平衡常数,\( A^- \) 和 \( B^+ \) 是离子,\( HA \) 和 \( HB \) 是酸和碱。
大学《无机及其分析化学》关键公式
1. .章 △p = p o .χB△T b = K b ×b B△T f = K f ×b BП= c B ×R ×T2. .章: 热力学第一定律: ∆U = Q + W=Q - p ∆V1..等容反应热 Qv= ∆U2.等压反应热 Qp= ∆H3.焓变 有气体参加的反应 ∆H = ∆U + p ∆V= ∆U + ∆n(g)RTΘ∆m r H = Θ∆m f H (生成物) - Θ∆m f H (反应物)燃烧焓:Θ∆m r H (Ⅰ)= Θ∆m r H (反应物)- Θ∆m r H (生成物)2.2熵Θ∆m r S = Θm S (生成物) - Θm S (反应物)2.3吉布斯自由能(函数)Θ∆m rG = Θ∆m f G (生成物) - Θ∆m f G (反应物)m rG ∆,T = Θ∆m r H - T Θ∆m r S1.吉布斯自由能变与平衡常数关系Θ∆m rG =-RTln ΘK2.温度与平衡常数的关系 ln21k k = -⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-∆H 2111T T R 速率常数与温度关系: ln21k k = -⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-2111T T R Ea 3. .章: 标准偏差用s 11)(1212-∑=-∑-===n d n x x s n i i n i i相对标准偏差也称变异系数(CV ),其计算式为:CV =xs ⨯100%置信区间:µ 4. .章: 一元弱酸(碱)溶液两性物质溶液NaHA 为例弱酸弱碱盐最简式:(同上)缓冲溶液pH 值的计算5. .章: 溶度积常数(理解不需记) Θsp K =c (Am+)n ·c (B n-)m6. 章: 能斯特方程式ϕ=Θϕ+ 电极电势与平衡常数关系利用标准吉布斯函数与原电池标准电极电势关系求未知电对电势: ∆ r G 0m = -n FE 0E 0 =8.章: 配合物的实际稳定系数:lg Θf K ’=lg Θf K – lg αM(L) – lg αY(H)θa a K c H c ⋅=+)(θθ21)(a a K K H c =+θθθW b a K K K H c =+)(baa c c pK pH lg -=θba c c n V )还原态(氧化态)(lg 059.0)(059.0lg 负正θθθϕϕ-=n K ns t x ⋅±=.........n n n .......E n E n nE 32103302201++++++。
大一期末化学公式总结
大一期末化学公式总结化学是研究物质的性质、组成、结构、变化以及与能量的关系的科学。
在学习化学过程中,我们通常会接触到许多化学公式,这些公式可以帮助我们描述物质的组成和化学反应的过程。
本文将对大一化学学科涉及的一些主要公式进行总结,希望能够帮助大家更好地理解和记忆这些重要的化学知识。
1. 化学平衡方程式(Chemical Equations)化学平衡方程式是用化学符号和化学式表示化学反应的表达式。
一个完整的化学平衡方程式可以分为两个部分:反应物和生成物。
反应物是参与反应的起始物质,生成物则是在反应中生成的新物质。
例如,当氢气和氧气反应生成水时,可以表示为:2H₂ + O₂ → 2H₂O这个化学方程式告诉我们,两个氢气(H₂)和一个氧气(O₂)分子生成两个水(H₂O)分子。
2. 热力学公式(Thermodynamic Equations)热力学是研究物质能量转化和能量传递规律的科学。
以下是一些常见的热力学公式:2.1. 熵变(Entropy Change):ΔS = S(生成物) - S(反应物)熵是描述系统的混乱程度的物理量,熵变表示在化学反应中系统混乱程度的变化。
正的熵变意味着系统的混乱程度增加,反之亦然。
2.2. 焓变(Enthalpy Change):ΔH = H(生成物) - H(反应物)焓是系统内能和对外界的功的总和,焓变表示在化学反应中系统内能的变化。
焓变通常与反应的放热或吸热过程相关。
2.3. 自由能变(Gibbs Free Energy Change):ΔG = ΔH - TΔS自由能变是判断一个化学反应是否自发进行的重要指标。
当ΔG<0时,反应是自发的;当ΔG>0时,反应是非自发的。
3. 摩尔浓度公式(Molar Concentration)摩尔浓度是用于表示溶液中溶质含量的物理量,其单位为mol/L。
以下是计算摩尔浓度的公式:3.1. 摩尔浓度(Molar Concentration):C = n/V摩尔浓度等于溶质的物质量(以摩尔为单位)与溶液体积的比值。
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 mθ(稳定态单质,T)=0 ∆f G mθ(H+,aq,T)=0Chap 11、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的单位就是Pa,V的单位就是m3,T的单位就是K,n的单位就是mol;R就是摩尔气体常数,R的数值与单位与p,V,T 的单位有关,在SI制中,R = 8、314 J·K-1·mol-1。
3、mVmRT RT MpM MpV p RTρρρ====⇒⇒4、分压BBn RTpV=5、分体积定律()BB1212n RTVpn RT n RT nRTRTV n np p p p==++=++=L LB BB BBB Bn RT VnRTV Vp p VnV V Vnϕϕ=====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 21、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、热与功不就是状态函数3、热力学第一定律:封闭体系中:∆U = U 2 – U 1 = Q + W4、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= -pV 则U = Qp + W = Qp -p ∆V Qp = Qv + ∆nRT6、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) ,单位就是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。
大学化学答题公式及技巧(完整清晰版)
大学化学答题公式及技巧(完整清晰版)本文旨在为大学化学学科的研究者提供一份关于答题公式和技巧的完整清晰版指南。
以下是一些有用的公式及技巧,可帮助您在化学考试中取得好成绩。
公式摩尔质量计算公式$$M = \frac{{m}}{{n}}$$其中, M 是摩尔质量,m 是物质的质量,n 是物质的物质的摩尔数。
摩尔浓度计算公式$$C = \frac{{n}}{{V}}$$其中, C 是摩尔浓度,n 是物质的摩尔数,V 是溶液的体积。
燃烧反应计算公式$$Q = m \cdot c \cdot \Delta T$$其中, Q 是燃烧反应的热量,m 是物质的质量,c 是物质的比热容,$\Delta T$ 是温度变化。
技巧1. 认真阅读题目在答题之前,仔细阅读题目并理解题意。
确保您明确知道问题在问什么,以便正确回答。
2. 理解化学方程式学会理解和分析化学方程式,并能正确地识别反应物和生成物。
这对于解答相关问题非常重要。
3. 熟悉常用化学概念掌握常用的化学概念和定义,例如原子的结构、元素周期表、摩尔质量等。
这些基础知识将有助于您理解和解答化学问题。
4. 刻意练题目通过刻意的练,您可以加深对化学知识的理解,并提高解题能力。
尝试解答不同类型和难度的题目,将有助于您熟悉常见的解题思路和方法。
5. 注意单位和精度在计算过程中,始终注意单位和精度的准确性。
确保转换和计算过程中单位一致,并在最终结果中保留适当的位数。
6. 使用参考资料有需要时,不要忘记使用参考资料。
化学书籍和研究资源可以为您提供更深入的知识和解题技巧。
结论本文提供了一份关于大学化学答题公式及技巧的完整清晰版指南。
通过熟练掌握这些公式和技巧,并付诸实践和练习,您将能在化学考试中取得好成绩。
大学化学公式
大学化学公式热力学第一定律功:δW =δW e +δW f (1) 膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。
(2) 非膨胀功δW f =xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。
热 Q :体系吸热为正,放热为负。
热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C =δQ/dT(1)等压热容:C p =δQ p /dT = (∂H/∂T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (∂U/∂T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r =5R/2 等压热容与等容热容之差:(1)任意体系 C p —C v =[p +(∂U/∂V )T ](∂V/∂T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程:pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=11-γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1nR-δ(T 1—T 2) 热机效率:η=212T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β=121T T T -焦汤系数: μJ -T =H p T ⎪⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=-()pT C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU :ΔU =dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH =dT T H P ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂+dp p H T⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑BB γRT化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 21T T m p B1m r 2m r ⎰∑∆∆,+=γ热力学第二定律Clausius 不等式:0TQS BA B A ≥∆∑→δ—熵函数的定义:dS =δQ R /T Boltzman 熵定理:S =kln Ω Helmbolz 自由能定义:F =U —TS Gibbs 自由能定义:G =H -TS 热力学基本公式: (1) 组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程:dU =TdS -pdV dH =TdS +Vdp dF =-SdT -pdV dG =-SdT +Vdp (2) M axwell 关系:T V S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂=V T p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ Tp S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=-p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ (3) 热容与T 、S 、p 、V 的关系:C V =T VT S ⎪⎭⎫⎝⎛∂∂ C p =T p T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂Gibbs 自由能与温度的关系:Gibbs -Helmholtz 公式 ()pT /G ⎥⎦⎤⎢⎣⎡∂∆∂T =-2T H ∆ 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron 方程式:dT dp=mX m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ,fus ,sub 。
大学化学全部公式(两篇)
引言:化学是一门研究物质的组成、性质以及变化的学科。
在大学学习化学时,掌握各种化学公式是非常重要的,这些公式能够帮助我们理解和预测化学反应和物质的性质。
本文将介绍大学化学中一些重要的公式,以助于学生更好地理解化学理论和实践。
正文:1.热力学公式1.热力学第一定律公式:ΔU=q+w,其中ΔU表示内能的变化,q 表示热量的变化,w表示做功的变化。
2.热力学第二定律公式:ΔS≥q/T,其中ΔS表示熵的变化,q表示热量的变化,T表示绝对温度。
2.酸碱平衡公式1.酸碱离子浓度公式:pH=log[H+],pOH=log[OH],其中[H+]表示氢离子浓度,[OH]表示氢氧根离子浓度。
2.酸离子平衡常数公式:Ka=[H+][A]/[HA],其中Ka表示酸的离解常数,[H+]表示氢离子浓度,[A]表示酸的共轭碱离子浓度,[HA]表示未离解酸浓度。
3.化学平衡公式1.平衡常数公式:Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b,其中Kc表示平衡常数,[A]、[B]、[C]、[D]分别表示与反应物A、B、和物C、D 的浓度,a、b、c、d分别表示反应物A、B和物C、D的摩尔系数。
2.平衡常数与温度的关系:ΔG=RTlnK,其中ΔG表示自由能变化,R表示理想气体常数,T表示温度,K表示平衡常数。
4.电化学公式1.电解质流量公式:I=nFAv,其中I表示电流强度,n表示转移的电荷数,F表示法拉第常数,A表示电极表面积,v表示离子流速。
2.电动势公式:Ecell=EredEox,其中Ecell表示电池电势,Ered表示还原半反应的标准电势,Eox表示氧化半反应的标准电势。
5.有机化学公式1.亲核取代反应速率公式:rate=k[Nuc][Electrophile],其中rate表示反应速率,k表示反应速率常数,[Nuc]表示亲核试剂浓度,[Electrophile]表示亲电试剂浓度。
2.还原反应氧化态变化公式:Δox=n(S–R),其中Δox表示氧化状态的变化,n为电子数,S表示原始氧化态,R表示还原产物氧化态。
大学化学主要公式总结
一些热力学公式
• ΔU=Q-W
• δW=pdV, (理想气体pV=nRT) • H=U+pV ΔH=ΔU+pΔV(恒压下)
• ΔH=qP ΔU=qV
其它一些有用的公式
稀溶液的依数性: 沸点升高和凝固点下降
Tb KbmB Tf K f mB
非电解质稀溶液的通性
1. 溶液的蒸气压下降(与纯溶剂相比) 2. 沸点上升 3. 凝固点下降 4. 渗透压
ln
K
2
K
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
1
rH
m
(
1
R T2
1
T1
)
阿仑尼乌斯方程:
ln k2 k1
Ea R
(1
T2
1
T1
)
化学动力学
•
反应速率定义:
1
νB
dcB dt
• 一级反应的特征及有关计算
t1/ 2
1 k
ln
c0 c0 / 2
ln 2 k
• 影响化学反应速率的因素:
浓度(质量作用定律) υ kcAacBb
rGm (T ) RT ln K
平衡时, r Gm(T)=0
平衡时的Q 即是KΘ
(酸、碱)电离平衡: 酸碱解离常数: Ka,Kb,Kw
ceq(H ) c0α Ka c0
pH
pK a
lg
c(共轭酸 ) c(共轭碱 )
沉淀溶解平衡: 难溶电解质溶度积:Ksp
配位平衡: 配离子解离常数或稳定常数:K稳、 K不稳
电化学中的几个基本功
大学化学单位公式换算大全
大学化学单位公式换算大全本文档旨在为大学化学研究者提供一份常见单位之间的公式换算大全。
以下是一些常见的单位及其相互之间的换算公式。
温度单位换算- 摄氏度(°C)与华氏度(°F)的换算公式:- 摄氏度 = 5/9 × (华氏度 - 32)- 华氏度 = (摄氏度 × 9/5) + 32- 摄氏度(°C)与开氏度(K)的换算公式:- 摄氏度 = 开氏度 - 273.15- 开氏度 = 摄氏度 + 273.15浓度单位换算- 摩尔浓度(mol/L)与克分子浓度(g/L)的换算公式:- 摩尔浓度 = 克分子浓度 / 分子量- 克分子浓度 = 摩尔浓度 ×分子量长度单位换算- 米(m)与厘米(cm)的换算公式:- 米 = 厘米 / 100- 厘米 = 米 × 100- 米(m)与英尺(ft)的换算公式:- 米 = 英尺 × 0.3048- 英尺 = 米 / 0.3048质量单位换算- 克(g)与千克(kg)的换算公式:- 克 = 千克 × 1000- 千克 = 克 / 1000- 克(g)与磅(lb)的换算公式:- 克 = 磅 × 453.592- 磅 = 克 / 453.592容量单位换算- 升(L)与毫升(mL)的换算公式:- 升 = 毫升 / 1000- 毫升 = 升 × 1000- 升(L)与加仑(gal)的换算公式:- 升 = 加仑 × 3.- 加仑 = 升 / 3.以上是一些常见的单位换算公式,希望对您有所帮助!。
大学普通化学质量浓度公式
大学普通化学质量浓度公式质量浓度是化学中一个重要的概念,是指1升液体中某一质量物质的含量。
大学普通化学课程中涉及到的质量浓度公式有两种:一种是质量浓度(C),另一种是体积浓度(C)。
质量浓度公式的基本形式是:质量浓度(C)=质量(m)/体积(V),用符号表示为:C=m/V。
该公式表明质量浓度是由质量与体积之比所确定的。
例如,在1升水中有20克铝粉,则质量浓度C=20g/1L=20g/L。
在大学普通化学中,体积浓度的计算公式也很常用,也叫“体积分数”,形式如下:体积浓度(C)=体积(V)/体积(V),用符号表示为:C=V/V。
这个公式表明体积浓度的计算是由体积之比确定的。
例如,1升水中有20克铝粉,则体积浓度C=20mL/1L=20mL/L。
两种质量浓度公式君各有千秋,其实它们之间有一个内在的联系:通过质量浓度公式,可以求出某一给定物质的体积浓度,反之亦然,可以通过体积浓度公式求出物质的质量浓度。
解决实际问题时,用C=M/V求质量浓度,V/V求体积浓度,就是求解质量浓度问题的基本方法。
《大学普通化学》中还有一些涉及质量浓度的其他公式,例如、浓度的折算公式,把体积V换成毫升mL,则质量浓度公式变为:C=m/mL.质量浓度的折算公式是:C1=C2/V,其中C1为新质量浓度,C2为原质量浓度,V为新体积。
此外,恒定质量浓度的溶液的公式是:M=C×V,其中M为溶液中的某种物质含量,C为溶液的质量浓度,V为溶液的体积。
以上是普通化学课程中涉及到的关于质量浓度的公式。
理解公式以及解决实际问题时如何使用公式,都需要同学们加强对普通化学的学习,只有熟悉了基本的质量浓度计算方法,才能更好地理解并掌握化学知识。
所有大学化学公式都在这里了
所有大学化学公式都在这里了引言化学公式是化学领域中非常重要的表达方式,用于描述化学反应和物质组成。
熟练掌握化学公式对研究和研究化学至关重要。
本文档将概述一些常见的大学化学公式,以帮助读者巩固和扩展化学知识。
原子结构1. 原子:最基本的化学粒子,由质子、中子和电子组成。
原子通过元素符号表示,例如氢(H)和氧(O)。
原子:最基本的化学粒子,由质子、中子和电子组成。
原子通过元素符号表示,例如氢(H)和氧(O)。
原子:最基本的化学粒子,由质子、中子和电子组成。
原子通过元素符号表示,例如氢(H)和氧(O)。
2. 元素符号和原子序数:元素符号是由拉丁文组成的缩写,代表元素的名称。
原子序数是指元素的原子核中质子的数量。
元素符号和原子序数:元素符号是由拉丁文组成的缩写,代表元素的名称。
原子序数是指元素的原子核中质子的数量。
元素符号和原子序数:元素符号是由拉丁文组成的缩写,代表元素的名称。
原子序数是指元素的原子核中质子的数量。
3. 核电荷和原子质量:原子核的电荷由质子的数量决定。
原子质量由质子和中子的数量总和决定,以原子质量单位(amu)表示。
核电荷和原子质量:原子核的电荷由质子的数量决定。
原子质量由质子和中子的数量总和决定,以原子质量单位(amu)表示。
核电荷和原子质量:原子核的电荷由质子的数量决定。
原子质量由质子和中子的数量总和决定,以原子质量单位(amu)表示。
化学键和分子1. 离子键:由正负电荷的离子之间的吸引力形成。
例如,钠离子(Na+)和氯离子(Cl-)结合形成氯化钠(NaCl)。
离子键:由正负电荷的离子之间的吸引力形成。
例如,钠离子(Na+)和氯离子(Cl-)结合形成氯化钠(NaCl)。
离子键:由正负电荷的离子之间的吸引力形成。
例如,钠离子(Na+)和氯离子(Cl-)结合形成氯化钠(NaCl)。
2. 共价键:共享电子对形成的化学键。
例如,氢气(H2)中的两个氢原子通过共享电子配对形成。
共价键:共享电子对形成的化学键。
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大学化学公式
热力学第一定律
功:δW =δW e +δW f (1) 膨胀功 δW e =p 外dV 膨胀功为正,压缩功为负。
(2) 非膨胀功δW f =xdy
非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW (机械功)=fdL ,δW (电功)=EdQ ,δW (表面功)=rdA 。
热 Q :体系吸热为正,放热为负。
热力学第一定律: △U =Q —W 焓 H =U +pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C =δQ/dT
(1)等压热容:C p =δQ p /dT = (?H/?T )p (2)等容热容:C v =δQ v /dT = (?U/?T )v 常温下单原子分子:C v ,m =C v ,m t =3R/2
常温下双原子分子:C v ,m =C v ,m t +C v ,m r =5R/2 等压热容与等容热容之差:
(1)任意体系 C p —C v =[p +(?U/?V )T ](?V/?T )p (2)理想气体 C p —C v =nR 理想气体绝热可逆过程方程:
pV γ=常数 TV γ-1=常数 p 1-γT γ=常数 γ=C p / C v 理想气体绝热功:W =C v (T 1—T 2)=1
1
-γ(p 1V 1—p 2V 2) 理想气体多方可逆过程:W =1
nR
-δ(T 1—T 2) 热机效率:η=
2
1
2T T T - 冷冻系数:β=-Q 1/W 可逆制冷机冷冻系数:β=
1
21
T T T -
焦汤系数: μJ -T =H p T ⎪⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂=-()p
T C p H ∂∂ 实际气体的ΔH 和ΔU :
ΔU =dT T U V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂+dV V U T ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ ΔH =dT T H P ⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂+dp p H T ⎪
⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ 化学反应的等压热效应与等容热效应的关系:Q p =Q V +ΔnRT 当反应进度 ξ=1mol 时, Δr H m =Δr U m +∑B
B γRT
化学反应热效应与温度的关系:()()()dT B C T H T H 2
1
T T m p B
1m r 2m r ⎰
∑∆∆,+=γ
热力学第二定律
Clausius 不等式:0T
Q
S B
A B A ≥∆∑
→δ—
熵函数的定义:dS =δQ R /T Boltzman 熵定理:S =kln Ω Helmbolz 自由能定义:F =U —TS Gibbs 自由能定义:G =H -TS 热力学基本公式: (1) 组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程:
dU =TdS -pdV dH =TdS +Vdp dF =-SdT -pdV dG =-SdT +Vdp (2) M axwell 关系:
T V S ⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂=V T p ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ T
p S ⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂=-p T V ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂ (3) 热容与T 、S 、p 、V 的关系:C V =T V
T S ⎪⎭⎫
⎝⎛∂∂ C p =T p T S ⎪⎭⎫ ⎝⎛∂∂
Gibbs 自由能与温度的关系:Gibbs -Helmholtz 公式 ()p
T /G ⎥⎦⎤
⎢⎣⎡∂∆∂T =-2T H ∆ 单组分体系的两相平衡: (1)Clapeyron 方程式:
dT dp
=m
X m X V T H ∆∆ 式中x 代表vap ,fus ,sub 。
(2)Clausius -Clapeyron 方程式(两相平衡中一相为气相):
dT dlnp =2m vap RT
H ∆ (3)外压对蒸汽压的影响:()
()**
g e m g
g p p RT
l V p p ln
-= p g 是在惰性气体存在总压为p e 时的饱和蒸汽压。
吉不斯-杜亥姆公式:SdT -Vdp +∑B
B B d n μ=0
dU =TdS -pdV +∑B
B B d n μ dH =TdS +Vdp +∑B
B B d n μ
dF =-SdT -pdV +∑B
B B d n μ dG =-SdT +Vdp +∑B
B B d n μ
在等温过程中,一个封闭体系所能做的最大功等于其Helmbolz 自由能的减少。
等温等压下,一个封闭体系所能做的最大非膨胀功等于其Gibbs 自由能的减少。
统计热力学
波兹曼公式:S =kln Ω
一种分布的微观状态数:定位体系:t i =N !∏i i N i N g i ! 非定位体系:t i =∏i i
N i N g i
! 波
兹曼分布:N N i =∑∈∈i
k T
i
k T
i i i e g e g -- 在A 、B 两个能级上粒子数之比:B A
N N =k T
/B k T /A B A e g e g ∈∈-- 波色-爱因斯坦统计:N i =
1
e g i i ---∈βα 费米-狄拉克统计:N i =
1
e g i i +--∈βα
分子配分函数定义:q =∑∈i
/i i e g kT - -∈i 为能级能量
q =∑∈i
/i e kT - -∈i 为量子态能量
分子配分函数的分离:q =q n q e q t q r q v
能级能量公式:平动:εt =⎪⎪⎭
⎫ ⎝⎛22Z 22Y 22X 2c n b n a n m 8h ++ 转动:εr =()I 8h 1J J 22π+ 振动:εv =γh 21v ⎪⎭⎫ ⎝
⎛
+
一些基本过程的ΔS 、ΔG 、ΔF 的运算公式(W f =0)
基本过程 ΔS ΔG ΔF 理想气体等温可逆过程
ΔF T =-W R
=-12V V nRln
任意物质等压过程
ΔH -Δ(TS )
()dT T S 2
1
T T ⎰
-
ΔU -Δ(TS )
任意物质等容过程
ΔH -Δ(TS ) ΔU -Δ(TS ) 理想气体绝热可
逆过程 0
ΔH -S ΔT ΔU -S ΔT 理想气体从p 1V 1T 1到p 2V 2T 2的
过程
ΔH -Δ(ST )
ΔU -Δ(ST )
等温等压可逆相 0 -W R
变
等温等压化学反
应
Δ
r
G
m
=Δ
r
H
m
-T
Δ
r
S
m
Δ
r
G
m
=-
RTln
p
K+RTlnQ p
ΔU-TΔS。