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=
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 = 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 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、热力学第一定律：封闭体系中：U = U
2– U
1
= Q + W
4、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 －pV
Qp = Qv + nRT
6、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 (B)]
7、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 – 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molL-1s-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)+ lg J
lgK (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 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)
)2(+=n n μ
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； 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
[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
θ
θ
θ
????????+=+＝＝＝
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
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 = -(n 1+ n 2)F G = G 1+G 2 = -n 1F 1
+(-n 2F 2) ∴ -(n 1+n 2)F = -n 1F 1
+(-n 2F 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