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 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、

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：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、

4

5

6

?(B,相态,T) ，单位是J·mol-1·K-1

7、S

m

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?

r G

m

?

?r G m?=??B ?f G m?(生成物,T)-??B ?f G m?(反应物,T)

Chap 3

1、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-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

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：

?rGm(T) = ?rGm?(T)+2.303RT lg J

lgK?(T) ＝－?r G m?(T)/2.303RT

Van’t Hoff 方程式：?r H m?(T) - T?r S m?(T) =?r G m?(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：

Chap 9

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 ?(AgCl) Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ K ?(st,[Ag(NH 3)2]+) AgCl + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ + 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

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； [Red]-- 2.303lg [Ox]

2.303[Red]

-lg [Ox]2.303[Ox] +lg

[Red]0.0592[Ox] lg

[Red]q p

q

p

p

q p

q

z F z F RT RT zF RT or zF z θ

θθ

θ

ϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+＝＝＝)2(+=n n μ

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 > 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：?

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=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

∵?G

1? = - n

1

F?

1

??G

2

? = - n

2

F?

2

?

?G? = - nF?? n = n

1 + n

2