大学无机化学所有公式
无机化学大一公式知识点
无机化学大一公式知识点在无机化学的学习中，公式是我们掌握和运用知识的重要工具。
下面将介绍一些大一无机化学中常见的公式知识点。
一、离子化合物的化学式计算1. 有效价法离子化合物中，阴、阳离子的总电荷相互平衡。
根据各离子的价数（有效价）以及它们之间的电荷平衡关系，可以确定化学式。
例如，氯离子（Cl-）与钠离子（Na+）结合形成的氯化钠（NaCl）。
2. 最简法最简法也是一种确定离子化合物化学式的方法。
在这种情况下，化合物的阴、阳离子的数量比之比是化合物化学式的指数。
例如，氧化镁（MgO）由镁离子（Mg2+）和氧离子（O2-）以1:1的比例组成。
二、酸碱中的酸碱度和中和反应1. pH和pOH的计算pH表示溶液中酸碱度的指标，常用于表示酸性溶液的浓度。
计算公式为pH=-log[H+]，其中[H+]是溶液中氢离子的浓度。
pOH则是用来表示碱性溶液浓度的指标，计算公式为pOH=-log[OH-]，其中[OH-]是溶液中氢氧根离子的浓度。
pH和pOH之和等于14。
2. 中和反应中和反应是指酸和碱反应生成盐和水的过程。
其中，酸和碱的摩尔数之比与其化学式中的阴阳离子的比例有关。
例如，硫酸（H2SO4）与氢氧化钠（NaOH）中和的化学方程式为H2SO4 +2NaOH → Na2SO4 + 2H2O。
三、化合物的摩尔和质量计算1. 摩尔计算摩尔是指物质的量，用化学式的个数表示。
计算摩尔可使用摩尔质量的公式，即摩尔质量=质量/物质的量。
例如，氯化钠（NaCl）的摩尔质量是58.44 g/mol。
2. 质量计算质量计算是指根据给定的摩尔数和摩尔质量，计算物质的质量。
质量=摩尔数×摩尔质量。
例如，有1 mol的氯化钠，其质量为58.44 g。
四、氧化还原反应和氧化数的计算1. 氧化还原反应氧化还原反应是指涉及电子转移的反应。
在氧化还原反应中，化合物的氧化数（也称为氧化态）发生变化。
通常，电子的失去被视为氧化，电子的获得被视为还原。
无机化学公式大全
无机化学公式大全1. 前言无机化学是研究无机物质的组成、性质和变化规律的学科。
在无机化学中，化学公式是描述化学物质组成的一种标记方式。
本文将介绍一些常见的无机化合物的化学公式，以及它们的命名规则和性质。
2. 无机化合物的化学公式2.1 水水是无机化合物中最简单的例子。
它的化学公式为H2O。
2.2 氨氨是一种无机化合物，用来制造肥料和清洁剂。
它的化学公式为NH3。
2.3 一氧化碳一氧化碳是一种有毒气体，它的化学公式为CO。
2.4 二氧化碳二氧化碳是一种常见的无机化合物，存在于大气中，并由生物体产生。
它的化学公式为CO2。
2.5 壳牌堇石绿壳牌堇石绿是一种常用的染料，它的化学公式为C26H26N2O4。
2.6 硫酸硫酸是一种强酸，广泛应用于工业和实验室。
它的化学公式为H2SO4。
2.7 二氧化硫二氧化硫是一种有毒气体，常用于工业过程中。
它的化学公式为SO2。
2.8 硫酸铜硫酸铜是一种蓝色结晶，常用于实验室和农业应用。
它的化学公式为CuSO4。
2.9 硫酸亚铁硫酸亚铁是一种无机盐，在水处理和医药行业中有着广泛的应用。
它的化学公式为FeSO4。
2.10 氯化钠氯化钠是我们日常生活中常见的盐，也是人体所需的一种电解质。
它的化学公式为NaCl。
3. 无机化合物的命名规则无机化合物的命名规则遵循一定的规律。
以下是一些常见的命名规则示例：•对于阳离子和阴离子之间的化合物，通常阳离子在前，阴离子在后。
例如，氯化钠中，阳离子是钠，阴离子是氯。
•有些化合物会使用希腊字母来表示阳离子的不同化合价。
例如，五氯化磷中，五指的是磷的化合价为+5。
•对于含有不同化合价的金属离子的化合物，常用罗马数字来表示其化合价。
例如，二氧化锰中，二表示锰的化合价为+2。
•一些化合物需要使用特殊的后缀来命名。
例如，含有氧化物离子的化合物会使用“氧化物”作为其后缀。
4. 无机化合物的性质无机化合物的性质涵盖了各个方面，包括物理性质和化学性质。
•物理性质：包括颜色、结晶形态、溶解度等等。
无机化学常用公式小全
无机化学常用公式小全1：理想气体状态方程pv=nrt（该公式的各类变体参见第四章）2：实际气体状态方程。
⎢p实+a⎢⎢(v实-nb)=nrt⎢v⎢⎢⎢⎢⎢3：混合气体的分压定律p总=∑pipi=p总gxi=p总4：graham气体蔓延定律=u(b)b(b)=n(b)n(b)或m(b)=m(a)m(a)n(b)m(b)w(b)=vm，x(剂)=n(剂)=n液n质+n剂n(剂)5：质量摩尔浓度，物质的量浓度，质量浓度和摩尔分数则表示方法。
c(b)=n液n质+n剂n(质)6：raoult定律n质+n剂n(质)n剂n(质)p=p*g（x剂）∆p=p*g（x质）=p*k’b=kb(k=p*k’)7:沸点升高公式∆tb=k’∆p=kbb∆tf=k’∆p=kfb8：溶液渗透压公式∏=crt∏v=nrt常用物理量一览表（无论x是什么量）1：∆x=x(终)-x始2：w=-p外g∆v3：（热力学第一定律）∆u=q+w4：恒容反应热（1）∆u=qv（2）qv=-cg∆t（3）qv1∆t1⇒qv1=qv21（推论1）∆t2∆t2m1q1mq=22（推论2）m2∆t1m2∆t25：恒压反应热（1）h=u+pvqp=∆u-w=∆u+p外∆v=(u2-u1)+(p2v2-p1v1)=(u2+p2v2)-(u1+p1v1)=∆h6：qp与qv的关系（1）qp=qv+∆nrt（2）∆rhm=（3）∆rhm=∆rum+∆νrt（备注：左右两边的单位为j·mol-1）7：标准分解成冷的应用领域∆rhm=∑vi∆fh（生成物）-v∆h（∑mifm反应物）θθθ∆rhm=∑vi∆ch（m反应物）-∑vi∆ch（m生成物）（注意反应物与生成物的前后顺序。
）s=klnω(k=1.38⨯10-23jk-1)（注：该公式只在恒温可逆过程中成立）tθθθ∆rsm=∑vis（m生成物）-∑vis（m反应物）10：吉布斯自由能∆ru=q+w体+w非⇒q=∆ru+w体+w非=∆ru+(-p∆v)+w非=∆rh-w非qr=t∆s≥∆rh-w非-(∆h-t∆s)≥-w非-⎢⎢(h2-h1)-(t2s2-t1s1)⎢⎢≥-w非-⎢⎢(h2-t2s2)-(h1-t1s1)⎢⎢≥-w非-[g2-g1]=-∆g≥-w非(g=h-ts)11：标准生成吉布斯自由能∆rgm=∑vi∆fg（生成物）-v∆g（∑ifm反应物）m∆rgm=∆rhm-t∆rsm1：反应平均速率v(a)=2：反应瞬时速率c(a)2-c(a)1t2-t1∆c(a)⎢∆c(a)⎢dc(a)v(a)=lim-⎢=∆t→0∆tdt⎢⎢aa+bb=cc+ddv=k⎢⎢c(a)⎢⎢⎢⎢c(b)⎢⎢（注：k是反应速率常数，m，n称为a,b浓度的幂指数，不一定等于反应系数，三者皆可以通过实验测得。
无机化学知识点汇总
⽆机化学知识点汇总 ⽆机化学是研究⽆机化合物的化学，是化学领域的⼀个重要分⽀。
接下来店铺为你整理了⽆机化学知识点汇总，⼀起来看看吧。
⽆机化学知识点：常见的化学公式 1、原⼦的相对原⼦质量的计算公式： 2、溶液中溶质的质量分数： 3、固体的溶解度：(单位为克) 4、物质的量计算公式(万能恒等式)：(注意单位) 5、求物质摩尔质量的计算公式： ①由标准状况下⽓体的密度求⽓体的摩尔质量：M=ρ×22.4L/mol ②由⽓体的相对密度求⽓体的摩尔质量：M(A)=D×M(B) ③由单个粒⼦的质量求摩尔质量：M=NA×ma ④摩尔质量的基本计算公式： ⑤混合物的平均摩尔质量： (M1、M2......为各成分的摩尔质量，a1、a2为各成分的物质的量分数，若是⽓体，也可以是体积分数) 6、由溶质的质量分数换算溶液的物质的量浓度： 7、由溶解度计算饱和溶液中溶质的质量分数： 8、克拉贝龙⽅程：PV=nRT PM=ρRT 9、溶液稀释定律： 溶液稀释过程中，溶质的质量保持不变：m1×w1=m2×w2 溶液稀释过程中，溶质的物质的量保持不变：c1V1=c2V2 10、化学反应速率的计算公式：(单位：mol/L·s) 11、⽔的离⼦积：Kw=c(H+)×c(OH-)，常温下等于1×10-14 12、溶液的PH计算公式：PH=⼀lgc(H+)(aq) ⽆机化学知识点：化学的基本守恒关系 1、质量守恒： ①在任何化学反应中，参加反应的各物质的质量之和⼀定等于⽣成的各物质的质量总和。
②任何化学反应前后，各元素的种类和原⼦个数⼀定不改变。
2、化合价守恒： ①任何化合物中，正负化合价代数和⼀定等于0 ②任何氧化还原反应中，化合价升⾼总数和降低总数⼀定相等。
3、电⼦守恒： ①任何氧化还原反应中，电⼦得、失总数⼀定相等。
②原电池和电解池的串联电路中，通过各电极的电量⼀定相等(即各电极得失电⼦数⼀定相等)。
无机化学公式
--精品⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=21a 1211ln T T R E k k 无机化学公式理想气体方程：pV=nRT 分压定律:p 总 = p 1 + p 2 +p 3 + = S p i化学反应计量式：∑=BB B0ν反应进度：BB B B B)0()(ννξn t n n -=∆=热力学第一定律： Hess 定律：由物质的生成焓计算反应的焓变化学反应速率：速率方程：一级反应半衰期：Arrhenius 方程（k ：速率常数）指数形式：RTE ek k /0a -=应用：标准平衡常数K多重平衡原理：反应①+反应②=反应③则K 1·K 2=K 3 平衡转化率：反应商：b i a i yi x i c c p p c c p p J ] /)(B [] /)(A [] /)(Y [] /X)([=热力学第三定律：S 0 (完整晶体, 0K) = 0 熵变：r S m△(298.15K)= ∑νB S mGibbs 函数：等温方程：平衡时得 Van’t Hoff 方程式：水的解离平衡： ={c (H 3O+)}×{c (OH -)}将盐看作常规弱碱的共轭酸，如NH 4+看作NH 3的共轭酸， 则 该弱碱盐的水解平衡常数 K h = K a = K w / K b ；将盐看作常规弱酸的共轭碱，如Ac －看作HAc 的共轭碱， 则该弱酸盐的水解平衡常数 K h = K b = K w / K a ；缓冲溶液中：)B ()BH (lg )BH (p )BH ()B (lg )B p 14pH c c K c c +++-=+-= 配合物总生成常数(稳定常数或累积稳定常数)：溶解度： 原电池：WQ U +=∆θθνB m f BB m r H H ,∆⨯=∆∑βαBA c kc r =tz c t y c t b c t a c r d d d d d d d d ZY B A ==-=-=tp r d d 1BB ν=a 0ln{}ln{}E k k RT =-对数形式：()[]()[]()[]()[]b c c a p p y c c x p p /B /A /Y /X =()()()()B B B B 0eq0def n n n -=αG H T S ∆=∆-∆定温变化：J ln )T (m r )T (m r RT G G +∆=∆θ)T ()T (m r ln θθ-=∆K RT Gθθ=-=∆K RT K RT G JJlnln )T (m r Ksalt h0eq 0%100c c c %100c K h =⨯-=⨯=盐的初始浓度的浓度水解平衡时盐水解部分水解度)A ()HA (lg )HA p pH --=c c K mn nm mn sp )}B ({)}A ({)B A (-+θ⋅=c c K ;-+-=E E E MF kk t 6930221.ln /==--精品（Z:转移电子数F ：Faraday 常数E MF :电动势） Nernst方程:应用： 得常用常数R=8.3141J ·mol -1·K -1=1.0×10-14 e=1.6021773×10-19CF=9.648531×104C ·mol -1饱和甘汞电极E (Hg 2Cl 2/Hg) = 0.2415V标准状态的定义：气体：T ，p = p Ө =100 kPa 液、固体：T ， p Ө 下，纯物质 溶液：溶质B ，c B =c Ө =1mol·L -1MF ZFEΔG -=θMFθm r θE F Z G ΔlnK T R ⋅⋅-==⋅⋅-0592.0lg θMFθE Z K ⋅=。
无机化学常用公式小全
精品1 :理想气体状态方程pV nRT(该公式的各类变体详见第四章)2 :实际气体状态方程。
3:混合气体的分压定律P 总P ii4: Graham 气体扩散定律u(A) 〕(B)'M r B両 \ 〒 \ M r(A)5 :质量摩尔浓度，物质的量浓度，质量浓度和摩尔分数表示方法。
b(B)豔或n 质 b n 剂55.566: Raoult 定律P p gx 剂)p p g X 质)二 p k ' kb k p k '7:沸点升高公式第一章nbnRTP 总 gX iV 总 总、p 总9~ V ic(B)n(B) Vw(B)呃MT b k'p k b bT f k'p k f b 8：溶液渗透压公式cRT V nRT第二章常用物理量一览表1 : XX 终 x 始（无论X 是什么量）2 : Wp 外 g V3 ：（热力学第一定律） U Q W4 :恒容反应热（1 ）UQV（2）QVCg T（3）Q V 1Q V2Q V1Q/2gZ （推论 1） 「 T212T 2（4）卫①（推论2）M 2 T i M 2 T 25 :恒压反应热（1） H U pVQ p U W U p 外 V U 2 U ,（2）p 2V 2 P 1V 1U 2 P 2V 2 U 1 P 1V 1 H6 : Q P 与Q v 的关系7 :标准生成热的应用8 :燃烧热v i c H m （生成物）i（注意反应物与生成物的前后顺序。
）（1）Q p QvnRT（3）rHrUmRT （注：左右两边的单位为 Jmol -1）V i f H m （生成物）v i f H m （反应物）i9 :熵S kin k 1.38 10 23JgK 1S Q L （注：该公式只在恒温可逆过程中成立） Tr S mv i S （生成物） V j S m（反应物）ii10 :吉布斯自由能rU Q W 体 W 非Q rU W 体 W 非U （P V ） W 非rH W 非Q r T SrH W 非H T SW 非H 2H 1T 2S 2W 非H 2T 2S2H 1 TQW 非G 2G 1GW 非（G HTS）11 :标准生成吉布斯自由能- c A 2 c A 1 c A v A2-t 2 t it1:反应平均速率 rG mV i f G m （生成物）ir Gm第三章v i f G m（反应物）i2 :反应瞬时速率c A de Av A limt0t dt3 :速率方程aA bB cC dDm nv k c A c B（注：k是反应速率常数，m , n称为A,B浓度的幕指数，不一定等于反应系数，三者皆可以通过实验测得。
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 m 稳定态单质,T=0 f G m H +,aq,T=0 Chap 11、热力学温度：T= t + T0 T0=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 = J·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 = 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 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、热和功不是状态函数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 －pVQp = Qv + nRT6、标准摩尔反应焓变：r H m =i f H m 生成物 i f H m 反应物 =y f H m Y+z f H m Z – a f H m A+b f H m B7、S m 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 – 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r Gmr Gm=B fGm生成物,T-B fGm反应物,TChap 31、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molL-1s-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r G m：rGmT = rGmT+lg JlgK T ＝－r G m T/Van’t Hoff 方程式 ：r H m T - T r S m T =r G m T = T在温度变化范围不大时7、平衡常数与温度的关系：Chap 91、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： AgNH 32+ + Br = AgBrs + 2NH 3K 转= NH 32 / AgNH 32+Br =NH 32Ag +/AgNH 32＋BrAg + = K 不稳/K sp AgBrAgBrs + 2NH 3= AgNH 32+ + Br K 转= K 稳·K sp AgBrAgBrs + 2S 2O 32 = AgS 2O 323 + 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 AgCl Ag + + 2NH 3 AgNH 32+ Kst,AgNH 32+ AgCl + 2NH 3 AgNH 32+ + Cl － K Chap8:1、E=正极-负极=氧化型电对—还原型电对2、能斯特方程)2(+=n n μ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 和Red/c 的省写,对气体应看成是p Ox /p 和 p Red /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 > 0G = 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： r G m = －z 电极F F=96485电池反应： r G m = －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=F =×104C, R= JK –1mol –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[Red]-- 2.303lg [Ox]2.303[Red]-lg [Ox]2.303[Ox] +lg [Red]0.0592[Ox] lg [Red]q pqppqp qz F z F RT RT zF RT or zF z θθθθϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+＝＝＝若某元素电势图为∵G1 = - n1F1G2= - n2F2G = - nF n = n1 + n2G = - nF = -n1+ n2FG = G1+G2= -n1F1+-n2F2∴-n1+n2F = -n1F1+-n2F2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。
无机化学公式总结
无机化学公式总结1. 离子式无机化学研究中，离子式是一种简洁而重要的表示化学物质组成的方法。
离子式由正离子和负离子组成，它们通过电荷的吸引作用结合在一起。
下面是一些常见的离子及其化学式：•氢离子：H⁺•氧离子：O²⁻•水合离子：[M(H₂O)n]^m⁺（M为金属离子，n为水和离子结合的个数，m为电荷）2. 酸碱反应酸碱反应是无机化学中常见的反应类型，涉及到酸和碱之间的中和反应。
常见的酸和碱的化学式及反应方程式如下：•盐酸：HCl硫酸：H₂SO₄硝酸：HNO₃醋酸：CH₃COOH•氢氧化钠：NaOH氢氧化钾：KOH氢氧化铵：NH₄OH酸碱反应的一般化学方程式如下：酸 + 碱→ 盐 + 水例如：HCl + NaOH → NaCl + H₂O3. 氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中重要且常见的反应类型。
在氧化还原反应中，电子的转移是关键步骤。
以下是一些常见的氧化还原反应及其化学式：•氧化反应：2Na + Cl₂ → 2NaCl•还原反应：PbO₂ + 4H⁺ + SO₃²⁻ → Pb²⁺ + H₂O + SO₄²⁻4. 配位化合物配位化合物是由中心金属离子与周围配体形成配位键而构成的化合物。
以下是一些常见的配位化合物及其化学式：•菌胺：[Cu(NH₃)₄]²⁺铁氰化物：[Fe(CN)₆]⁴⁻硝酸铜：[Cu(NO₃)₄]²⁻配位化合物的常见表示法是使用配位数表示。
5. 晶体结构无机化合物中的晶体结构对于了解化合物的性质和行为至关重要。
以下是一些常见的晶体结构：•立方晶系：–体心立方晶格–面心立方晶格•矩阵晶系：–简单六方晶格–单斜晶格6. 氢键氢键是无机化学中一种重要的相互作用力。
氢键是通过氢原子与电负性较高的原子之间的相互作用形成的。
以下是一些常见的氢键：•水中氢键：H₂O···H₂O•醇中氢键：R-O-H···H-O-R•酮中氢键：R₂C=O···H₂C=O-R₂7. 晶体生长晶体生长是无机化学中的一个重要研究领域。
普通化学与无机化学常用公式
普通化学与无机化学常用公式1.定容反应热：q V = ΔU ；定压反应热：q p = ΔU p + p (V 2 – V 1)等温过程， ΔU p ≈ ΔU V ，则：ΔH – ΔU = q p – q V = p (V 2 – V 1)对于理想气体反应，有：q p – q V = n 2(g)RT – n 1(g)RT = Δn (g)RTH=U+PVθθνB m,f BB m r H H ∆=∆∑ θθνB m,B B m r s s ∑=∆θθνB m,f B B m r G G ∆=∆∑热温商: T q S r =∆ H=U+PVG = H – TS等温过程:ΔG = ΔH – T ΔS转变温度 T c (ΔG = 0)：SH T c ∆∆= Δr G m (T ) = Δr G Ɵm B )(ln )( B B νθp p RT T ∏+ln )()( m r m r Q RT T G T G +∆=∆θθθK RT T G ln )(m r -=∆)K 15.298()K 298.15(m r m r S H T c ∆∆≈根据热力学等温方程式Δr G m = Δr G m + RT lnQ 及Δr G m = -RT ln K ，合并此两式可得θK Q RT G ln m r =∆则当则当则反应逆向自发进行，0，平衡状态，0，反应正向自发进行，0，m r m r m r >∆>=∆=<∆<G K Q G K Q G K Q θθθ由于ln K = -Δr G m / RT 和∆r G m = ∆r H m - T ∆r S m 可得R S RT H K θθm r m r ln ∆+∆-=设某一反应在不同温度 T 1 和 T 2 时的平衡常数分别为K 1 和K 2 ，则) ()11(ln 2112m r 12m r 12T T T T R H T T R H K K -∆=-∆-=θθθθ 称为范特霍夫 (J. H. van’t Hoff )等压方程式。
无机化学公式
C+2F2 CF4 C+2Cl2 CCl4
C+O2(足量) CO2 2C+O2(少量) 2CO
C+CO2 2CO C+H2O CO+H2(生成水煤气)
2C+SiO2 Si+2CO(制得粗硅)
Si(粗)+2Cl2 SiCl4 (SiCl4+2H2===Si(纯)+4HCl)
2H2S+SO2===3S↓+2H2O H2S+H2SO4(浓)===S↓+SO2↑+2H2O
3H2S+2HNO3(稀)===3S↓+2NO↑+4H2O
3H2S+2H++2NO3–=3S↓+2NO↑+4H2O
5H2S+2KMnO4+3H2SO4===2MnSO4+K2SO4+5S↓+8H2O
Al+4HNO3(稀)===Al(NO3)3+NO↑+2H2O Al+4H++NO3–=Al3++NO↑+2H2O
2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑ 2Al+2OH–+2H2O=2AlO2–+3H2↑
2Fe+3Br2===2FeBr3 3Fe+2O2 Fe3O4 2Fe+O2 2FeO (炼钢过程)
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 2Na+2H2O=2Na++2OH―+H2↑
无机化学公式总结
基础公式：c=n/v b=n/m ρ=m/v（质量浓度）预测一个可逆化学反应的反应方向用ΔG符号的判别，常用公式：一．标准态，常温（100kp,298.15k）ΔG=ΣνiΔf G iΔG=ΔH-TΔSΔG=-RT lnk二.标准态，非常温（100kp）ΔG=ΔH-TΔS三.非标态，非常温ΔG=ΔG（100kp,298.15k）+RT lnQΔG=RT ln(Q/Kθ)比较化学反应速率的快慢用化学反应进度定义的反应速率(ν是化学计量数) v=Δc/νΔtArrhenius方程k=k0e^-E a/RTVan't Hoff Equation酸碱平衡要点：1.week acid in water2.week base in water3.strong acid in water4.strong base in water5.bufferPH=Pka-lg[c(HA)/c(A―)] Henderson hasselbalch Equation沉淀溶解平衡Ksp=(m^m)*(n^n)*[s^(m+n)] m,n分别为反应式阴阳离子的化学计量数氧化还原反应离子电子法Acid:H2O-2e―=2H―（氧多的一边加H―，氧少的一边加H2O）Base:H2O-2e―=2OH―（氧多的一边加H2O，氧少的一边加H―）Nernst EquationE MF(T)=E MF(100kp,T)-(RTlnQ)/zFE MF(298.15)=E MF(100kp,298.15)-(0.0257lnQ)/zE MF(298.15)=E MF(100kp,298.15)-(0.0592 lgQ)/zElectric Potential Nernst EquationRed是还原型 Ox是氧化型αRed/βOx 表示参与电极反应所有物质浓度的乘积与反应产物浓度乘积之比稀溶液的依数性Δp=p*Mb=kbΔT=k b bΔT=k f bⅡ=cRT 如果溶液很稀，则c≈bp*为该溶剂的蒸汽压 M为该溶质的摩尔质量 K b是沸点升高系数 k f是凝固点降低系数Ⅱ为渗透压 c为体积摩尔浓度 b为质量摩尔浓度。
无机化学知识点大一公式
无机化学知识点大一公式化学规律是无机化学研究的基础，掌握一些重要的无机化学知识点和公式对于大一学生来说非常重要。
本文将详细介绍几个重要的无机化学知识点以及相应的公式。
一、原子的基本结构原子是构成物质的基本单位，由原子核和电子云组成。
原子核由质子和中子组成，电子云中存在着负电荷的电子。
二、化学键1. 离子键：由正负电荷之间的相互吸引力形成，常见的离子化合物包括氯化钠（NaCl）和氢氧化钠（NaOH）等。
2. 共价键：由共用电子对形成，常见的共价化合物包括氧化氮（N2O）和二氧化碳（CO2）等。
三、摩尔质量和化学计量摩尔质量是指1摩尔物质的质量，以克/摩尔（g/mol）表示。
计算摩尔质量时，需要根据元素的相对原子质量进行计算。
四、氧化还原反应1. 氧化反应：物质失去电子或增加氧原子，或者元素的氧化态增加，如铁的氧化反应可表示为4Fe + 3O2 → 2Fe2O3。
2. 还原反应：物质获得电子或减少氧原子，或者元素的氧化态减小，如铜的还原反应可表示为Cu2+ + 2e- → Cu。
五、酸碱反应1. 酸：可以释放氢离子（H+）的物质，如盐酸（HCl）。
2. 碱：可以释放氢氧根离子（OH-）的物质，如氢氧化钠（NaOH）。
酸和碱反应会产生水和盐，如HCl + NaOH → H2O + NaCl。
六、气体定律1. 法拉第定律（电解定律）：伏安定律，电解液的电量与电解时间成正比。
2. 雪莱定律（酸碱中和定律）：当酸和碱反应时，氢离子和氢氧根离子的浓度成反比。
七、晶体结构1. 离子晶体：由正、负离子通过电子吸引力排列而成，如NaCl 晶体。
2. 键晶体：由晶格中的原子通过共价键相连而成，如金刚石。
八、溶液的浓度计算1. 质量浓度：溶质质量与溶液体积之比，单位为g/L。
2. 摩尔浓度：溶质的摩尔数与溶液体积之比，单位为mol/L。
3. 体积浓度：溶液中溶质的体积与溶液体积之比。
九、反应速率反应速率可以用反应物浓度的变化率表示，表达式为：速率= ΔC/Δt，其中C表示浓度，t表示时间。
大一无机化学知识点整理
大一无机化学知识点整理一、化学基本概念。
1. 物质的量（n）- 定义：表示含有一定数目粒子的集合体，单位为摩尔（mol）。
- 阿伏伽德罗常数（N_A）：1mol任何粒子的粒子数，N_A =6.02×10^23mol^-1。
- 物质的量与粒子数（N）的关系：n=(N)/(N_A)。
2. 摩尔质量（M）- 定义：单位物质的量的物质所具有的质量，单位为g/mol。
- 数值：以g/mol为单位时，摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
- 物质的量（n）、质量（m）和摩尔质量（M）的关系：n = (m)/(M)。
二、化学中的计量关系。
1. 气体摩尔体积（V_m）- 定义：单位物质的量的气体所占的体积，单位为L/mol。
- 在标准状况（0^∘C，101kPa）下，V_m=22.4L/mol。
- 物质的量（n）、气体体积（V）和气体摩尔体积（V_m）的关系：n=(V)/(V_m)。
2. 阿伏伽德罗定律及其推论。
- 阿伏伽德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
- 推论：- 同温同压下，frac{V_1}{V_2}=frac{n_1}{n_2}。
- 同温同体积下，frac{p_1}{p_2}=frac{n_1}{n_2}。
三、溶液。
1. 物质的量浓度（c）- 定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，单位为mol/L。
- 计算公式：c=(n)/(V)（n为溶质的物质的量，V为溶液体积）。
2. 溶液的稀释。
- 稀释定律：c_1V_1=c_2V_2（c_1、c_2为稀释前后溶液的物质的量浓度，V_1、V_2为稀释前后溶液的体积）。
四、原子结构。
1. 原子的组成。
- 原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
- 原子序数（Z）=核电荷数 = 质子数 = 核外电子数。
- 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）。
2. 核外电子排布规律。
- 能量最低原理：电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
大一上学期无机化学公式
大一上学期无机化学公式引言无机化学是化学的一个重要分支，研究的是没有含碳骨架的化合物及其性质、结构和反应。
在大一上学期的无机化学课程中，我们学习了许多无机化合物的命名规则和性质，同时也学习了一些重要的无机化学方程式和反应机理。
本文将介绍大一上学期学习的一些重要的无机化学公式，帮助您更好地掌握这门学科。
1. 离子键离子键是由阳离子和阴离子之间的电荷相互作用所形成的化学键。
我们可以用电离能和电子亲合能来预测离子是否形成离子键。
离子键有以下的一般表达式：AB(s) → A+(g) + B−(g)其中，AB表示一个晶体离子化合物，A+和B−分别代表阳离子和阴离子。
2. 配合物配合物是由中心金属离子与一个或多个配体形成的一个整体。
配体是能够通过配位键与中心金属离子结合的分子或离子。
配合物有以下的一般表达式：[M(L)n]m其中，M表示中心金属离子，L表示配体，n表示配体的个数，m表示配合物的电荷。
3. 水化物水化物是指含有结合水分子的化合物。
水化物的一般表达式为：[M(H2O)n]m其中，M表示中心金属离子，H2O表示水，n表示水分子的个数，m表示水化物的电荷。
4. 配位数配位数是指配合物中与中心金属离子结合的配体的个数。
配位数对于配合物的性质和反应有重要影响。
常见的配位数有2、4和6。
5. 晶体结构无机化合物的晶体结构是指化合物中原子或离子的排列方式。
晶体结构可以通过X射线晶体学或其他实验方法确定。
常见的晶体结构有立方晶系、四方晶系、单斜晶系、正交晶系、六方晶系等。
6. 反应方程式在无机化学中，了解和掌握不同反应类型的方程式是非常重要的。
下面是一些常见的无机化学反应方程式：6.1 氧化还原反应氧化还原反应是指电子在化学反应过程中从一个物种转移到另一个物种。
一个常见的氧化还原反应方程式可以表示为：A + B+ → A+ + B6.2 酸碱反应酸碱反应是指酸和碱之间的化学反应。
一个常见的酸碱反应方程式可以表示为：HA + BOH → BA + H2O其中，HA表示酸，BOH表示碱，BA表示盐，H2O表示水。
无机化学公式
无机化学公式
第一章 气体
1、理想气体状态方程：pV=nRT （p 以Pa 、V 以3m 、T 以K 为单位，且R=8.314J ·-1mol ·-1K ）
2、分压定律： ①p x p n
n p B B B ==（混合气体中组分B 气体的分压等于该组分的摩尔分数与总压的乘积） ②p p V V B B =
（混合气体中B 组分气体的分压等于体积分数与总压的乘积） 3、Hess 定律：（逆）
正ΘΘ∆-=∆m m H H r r )( 多个化学反应计量式相加（或相减），所得化学反应计量式的Θ∆m H r （T ）等于
原各计量式的Θ∆m H r （T ）之和（或之差）
4、反应热计算：
①Θ∆m H r =Θ∆m H f （生成物）—Θ∆m H f （反应物）
②Θ∆m H r =Θ∆m H c (反应物)—Θ∆m H c （生成物）
③m H r ∆=Ea （正）—Ea （逆）
5、速率方程：
对于反应aA+b B →yY+zZ 而言，速率方程为（r=k βαB A c c ），若反应为气体反应，则速率方程为（r=k βαB A p p ）
6、Arrhenius 方程：
① k=RT E a -0e
k ② ln ）（211211a k k T T R E -= （其中k 为反应速率系数）。
无机化学公式
--精品⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛-=21a 1211ln T T R E k k 无机化学公式理想气体方程：pV=nRT 分压定律:p 总 = p 1 + p 2 +p 3 + = S p i化学反应计量式：∑=BB B0ν反应进度：BB B B B)0()(ννξn t n n -=∆=热力学第一定律： Hess 定律：由物质的生成焓计算反应的焓变化学反应速率：速率方程：一级反应半衰期：Arrhenius 方程（k ：速率常数）指数形式：RTE ek k /0a -=应用：标准平衡常数K多重平衡原理：反应①+反应②=反应③则K 1·K 2=K 3 平衡转化率：反应商：b i a i yi x i c c p p c c p p J ] /)(B [] /)(A [] /)(Y [] /X)([=热力学第三定律：S 0 (完整晶体, 0K) = 0 熵变：r S m△(298.15K)= ∑νB S mGibbs 函数：等温方程：平衡时得 Van’t Hoff 方程式：水的解离平衡： ={c (H 3O+)}×{c (OH -)}将盐看作常规弱碱的共轭酸，如NH 4+看作NH 3的共轭酸， 则 该弱碱盐的水解平衡常数 K h = K a = K w / K b ；将盐看作常规弱酸的共轭碱，如Ac －看作HAc 的共轭碱， 则该弱酸盐的水解平衡常数 K h = K b = K w / K a ；缓冲溶液中：)B ()BH (lg )BH (p )BH ()B (lg )B p 14pH c c K c c +++-=+-= 配合物总生成常数(稳定常数或累积稳定常数)：溶解度： 原电池：WQ U +=∆θθνB m f BB m r H H ,∆⨯=∆∑βαBA c kc r =tz c t y c t b c t a c r d d d d d d d d ZY B A ==-=-=tp r d d 1BB ν=a 0ln{}ln{}E k k RT =-对数形式：()[]()[]()[]()[]b c c a p p y c c x p p /B /A /Y /X =()()()()B B B B 0eq0def n n n -=αG H T S ∆=∆-∆定温变化：J ln )T (m r )T (m r RT G G +∆=∆θ)T ()T (m r ln θθ-=∆K RT Gθθ=-=∆K RT K RT G JJlnln )T (m r Ksalt h0eq 0%100c c c %100c K h =⨯-=⨯=盐的初始浓度的浓度水解平衡时盐水解部分水解度)A ()HA (lg )HA p pH --=c c K mn nm mn sp )}B ({)}A ({)B A (-+θ⋅=c c K ;-+-=E E E MF kk t 6930221.ln /==--精品（Z:转移电子数F ：Faraday 常数E MF :电动势） Nernst方程:应用： 得常用常数R=8.3141J ·mol -1·K -1=1.0×10-14 e=1.6021773×10-19CF=9.648531×104C ·mol -1饱和甘汞电极E (Hg 2Cl 2/Hg) = 0.2415V标准状态的定义：气体：T ，p = p Ө =100 kPa 液、固体：T ， p Ө 下，纯物质 溶液：溶质B ，c B =c Ө =1mol·L -1MF ZFEΔG -=θMFθm r θE F Z G ΔlnK T R ⋅⋅-==⋅⋅-0592.0lg θMFθE Z K ⋅=。
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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 ϕϕ=
====
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=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) + 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
θϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+＝＝＝
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。