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
????????+=+＝＝＝)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
?G? = - nF?? = -(n1+ n2)F??
?G? = ?G1?+?G2? = -n1F?1?+(-n2F?2?)
∴-(n
1+n
2
)F?? = -n
1
F?
1
?+(-n
2
F?
2
?)
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