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(zhì)的標準絕對牖不等于零，fGm(穩(wěn)定態(tài)單質(zhì),T)=0 fGm(H+,aq,T)=OChap11、熱力學溫度：T=t+TO(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(shù)，R的數(shù)值和單位與p,V,T的單位有關，在SI制中，R=8.314J-K-1-mol-lo3、4、分壓5、分體積定律6、溶液的濃度質(zhì)量百分比濃度B=mB/m=mB/(mB+mA)以溶質(zhì)(B)的質(zhì)量在全部溶液的質(zhì)量中占有的百分比質(zhì)量摩爾濃度 bB=nB/mA溶質(zhì)(B)的物質(zhì)的量與溶劑(A)的質(zhì)量的比值物質(zhì)的量分數(shù)(摩爾分數(shù))=nB/(nB+nA)溶質(zhì)(B)的物質(zhì)的量占全部溶液的物質(zhì)的量的分數(shù)物質(zhì)的量濃度 cB=nB/V溶質(zhì)的物質(zhì)的量除以溶液的總體積(與溫度相關)，單位：molm3moidm-3,molL-lChap21、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=卡丫=卡(丫終一丫始)2、熱和功不是狀態(tài)函數(shù)3、熱力學第一定律：封閉體系中：U=U2-U1=Q+W4、熔：H=U+pV等壓時：Qp=H2-Hl=H若為理想氣體，H=U+pV=U+nRTH=U+nRT5、等容熱效應QV:U=QV等壓反應熱Qp：W=-pV貝U=Qp+W=Qp—pVQV+Qv+nRT6、標準摩爾反應焓變：rHm=ifHm(生成物)ifHm(反應物)=[yfHm(Y)+zfHm(Z)]-[afHm(A)+bfHm(B)]7、Sm(B,相態(tài),T),單位是J-mol-LK-1任一化學反應的標準摩爾熵變：rSm=BSm(生成物,T)-BSm(反應物,T)rSm>0,有利于反應正向自發(fā)進行。8、G=H-TSG：吉布斯函數(shù)，狀態(tài)函數(shù)，廣度性質(zhì)，單位J9、計算已知反應的自由能變rGmrGm=BfGm(生成物,T)-BfGm(反應物,T)Chap31、恒容條件下的化學反應速率B：化學反應計量數(shù)，反應物為負，生成物為正[B]/t：物質(zhì)B的物質(zhì)的量濃度隨時間的變化率:基于濃度的反應速率，單位為molL-1s-12、質(zhì)量作用定律 =k[A]m[B]nk:速率常數(shù)，隨溫度變化，不隨濃度變化質(zhì)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(jù)兩個不同溫度下的k值求活化能。5、標準平衡常數(shù)表達式：J為反應商，可作為反應進行方向的判據(jù)：6、非標準態(tài)下反應的rGm：rGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJlgK(T)=—rGm(T)/2.303RTVan’tHoff方程式：rHm(T)-TrSm(T)=rGm(T)=-2.303RTlgK(T)在溫度變化范圍不大時7、平衡常數(shù)與溫度的關系：Chap91、價鍵理論：磁矩與未成對電子數(shù)2、配合物與沉淀的生成與轉(zhuǎn)換：[Ag(NH3)2]++Br=AgBr(s)+2NH3K轉(zhuǎn)=[NH3]2/([Ag(NH3)2]+[Br])=[NH3]2[Ag+]/([Ag(NH3)2]＋[Br][Ag+])=K不穩(wěn)/Ksp(AgBr)AgBr(s)+2NH3=[Ag(NH3)2]++BrK轉(zhuǎn)=K穩(wěn)?Ksp(AgBr)AgBr(s)+2S2O32=[Ag(S2O3)2]3+BrK轉(zhuǎn)=K穩(wěn)Ksp(AgBr)溶解效應：由于配位平衡的建立使沉淀溶解AgClAg++Cl—Ks(AgCl)Ag++2NH3[Ag(NH3)2]+K(st,[Ag(NH3)2]+)AgCl+2NH3[Ag(NH3)2]++Cl—KChap8:1、E=3(正極)-①(負極)=夕(氧化型電對)一中(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(zhuǎn)移電子數(shù)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］/c和［Red］/c的省寫，對氣體應看成是pOx/p和pRed/p3、-G=nFE可以用于判斷反應進行方向G<0反應自發(fā)進行E>0G=0達到平衡 E=0G>0反應不自發(fā) E<0若反應在標準狀態(tài)下進行,可用E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：rGm=—z(電極)FF=96485電池反應：rGm=—zE(電池)F G單位：J/molE單位：V5、求氧化還原反應的平衡常數(shù)T=298.15KF=9.648x104C,R=8.314JK-1mol-1注意：n為整個氧化還原反應中所轉(zhuǎn)移的電子數(shù)，與化學反應方程式的計量系數(shù)有關。E為標準電動勢，可由正負電極的標準電極電勢直接得出。8、求算未知電對的標準電極電勢若某元素電勢圖為;G1=-n1F1G2=-n2F2G=-nF n=n1+n2G