大學無機化學所有公式

1、所有公式：1、注意單位，如焦耳，千焦。2、加入溶液時注意體積變化引起的濃度的變化3、能斯特方程注意正負號。4、單質的標準絕對熵不等于零，DfGmq(穩(wěn)定態(tài)單質,T)=0 DfGmq(H+,aq,T)=0Chap 11、熱力學溫度：T= t + T0 (T0=273.15K)2、理想氣體狀態(tài)方程：pV=nRT 用于溫度不太低，壓力不太高的真實氣體在SI制中，p的單位是Pa，V的單位是m3，T的單位是K，n的單位是mol；R是摩爾氣體常數，R的數值和單位與p,V,T 的單位有關，在SI制中，R = 8.314 J·K-1·mol-1。 3、 4、分壓 5、分體積定律 6、溶液的

2、濃度 質量百分比濃度 B = mB/m = mB/(mB+mA) 以溶質(B)的質量在全部溶液的質量中占有的百分比質量摩爾濃度 bB = nB/mA溶質(B)的物質的量與溶劑(A)的質量的比值物質的量分數（摩爾分數） c= nB/(nB+nA)溶質(B)的物質的量占全部溶液的物質的量的分數物質的量濃度 cB = nB/V溶質的物質的量除以溶液的總體積(與溫度相關)， 單位：mol×m-3, mol×dm-3, mol×L-1Chap 21、體積功：氣體發(fā)生膨脹或壓縮做的功，一般條件下進行的化學反應，只作體積功 W= -pDV = -p(V終V始) 2、熱和功不是狀

3、態(tài)函數3、熱力學第一定律：封閉體系中：DU = U2 U1 = Q + W4、焓：H = U + pV 等壓時：Qp =H2 H1 = DH 若為理想氣體，H = U + pV = U + nRT DH = DU + DnRT 5、等容熱效應QV: DU = QV 等壓反應熱Qp：W= pDV則U Qp + W = Qp pDVQp = Qv + DDnRT6、標準摩爾反應焓變：DrHmq =Sni DfHmq(生成物)- Sni DfHmq(反應物) =yDfHmq(Y)+zDfHmq(Z) aDfHmq(A)+bDfHmq(B)7、Smq(B,相態(tài),T) ，單位是J·mol-1&

4、#183;K-1 任一化學反應的標準摩爾熵變： DrSmq =SnB Smq(生成物,T)-SnB Smq(反應物,T)DrSmq0,有利于反應正向自發(fā)進行。8、G = H TSG：吉布斯函數，狀態(tài)函數, 廣度性質, 單位J9、計算已知反應的自由能變DrGmq DrGmq =SnB DfGmq(生成物,T)-SnB DfGmq(反應物,T)Chap 31、恒容條件下的化學反應速率 nB ：化學反應計量數，反應物為負，生成物為正DB/Dt：物質B的物質的量濃度隨時間的變化率u：基于濃度的反應速率，單位為mol×L-1×s-12、質量作用定律 u= k ×Am 

5、15; Bn k: 速率常數，隨溫度變化，不隨濃度變化 質量作用定律只使用于基元反應 3、4、阿侖尼烏斯(Arrhenius)公式 應用：設活化能與溫度無關，根據兩個不同溫度下的 k 值求活化能。5、標準平衡常數表達式：J 為反應商，可作為反應進行方向的判據： 6、非標準態(tài)下反應的DrGm：DrGm(T) = DrGmq(T)+2.303RT lg JlgKq(T) DrGmq(T)/2.303RTVant Hoff 方程式 ：DrHmq(T) - TDrSmq(T) =DrGmq(T) = -2.303RTlgKq(T) 在溫度變化范圍不大時7、平衡常數與溫度的關系： Chap 91、價鍵理

6、論：磁矩與未成對電子數2、配合物與沉淀的生成與轉換： Ag(NH3)2+ + Br- = AgBr(s) + 2NH3K轉= NH32 / (Ag(NH3)2+Br -) =NH32Ag+/(Ag(NH3)2Br-Ag+) = K不穩(wěn)/Ksp(AgBr) AgBr(s) + 2NH3= Ag(NH3)2+ + Br- K轉= K穩(wěn)·Ksp(AgBr)AgBr(s) + 2S2O32- = Ag(S2O3)23- + Br- K轉= K穩(wěn)×Ksp(AgBr) 溶解效應：由于配位平衡的建立使沉淀溶解 AgCl Ag+ + Cl Ksq(AgCl) Ag+ + 2NH3 Ag(N

7、H3)2+ Kq(st,Ag(NH3)2+) AgCl + 2NH3 Ag(NH3)2+ + Cl K Chap8: 1、E=（正極）-（負極）=（氧化型電對）（還原型電對）2、能斯特方程對于半電池反應：p氧化型(Ox) + zeq還原型(Red) 其中z為轉移電子數注：純固純液不算入方程中計算，記為1；式中Ox和Red應看成 Ox/cq和Red/cq的省寫，對氣體應看成是pOx/pq和 pRed/pq 3、 DG = nFE 可以用于判斷反應進行方向DG < 0 反應自發(fā)進行 E > 0 DG = 0 達到平衡 E = 0 DG > 0 反應不自發(fā) E < 0 若反應

8、在標準狀態(tài)下進行,可用 Eq 進行判斷 當外界條件一定時，反應處于標準狀態(tài)，反應的方向就取決于氧化劑或還原劑的本性 4、電極反應： DrGmq= zjq(電極)F F=96485電池反應： DrGmq= zEq(電池)F G單位：J/mol E單位：V5、求氧化還原反應的平衡常數 T=298.15K F=9.648×104C, R=8.314 J×K1×mol1 注意：n為整個氧化還原反應中所轉移的電子數，與化學反應方程式的計量系數有關。Eq為標準電動勢，可由正負電極的標準電極電勢直接得出。7、8、求算未知電對的標準電極電勢 若某元素電勢圖為 DG1q = - n1Fj1q DG2q = - n2Fj2q DGq = - nFjq n = n1 + n2DGq =