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 mθ(稳定态单质,T)=0 ?f G mθ(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、
m
V
mRT RT Mp
M M
pV p RT
ρ
ρ
ρ
=
===
??
4、分压
B
B
n RT
p
V
=
5、分体积定律
()
B
B
12
12
n RT
V
p
n RT n RT nRT
RT
V n n
p p p p
=
=++=++=
L L
B B
B B
B
B B
n RT V
nRT
V V
p p V
n
V V V
n
?
?
===
==
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、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= -p
V 则U = Qp + W = Qp -p ?V Qp = Qv + ?nRT
6、标准摩尔反应焓变:?r H m θ =∑νi ?f H m θ(生成物)- ∑νi ?f H m θ(反应物) =[y ?f H m θ(Y)+z ?f H m θ(Z)] – [a ?f H m θ(A)+b ?f H m θ(B)]
7、S m θ(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 θ =∑νB Sm θ(生成物,T)-∑νB Sm θ(反应物,T) ?rSm θ>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 θ
?r G m θ =∑νB ?f G m θ(生成物,T)-∑νB ?f G m θ(反应物,T) Chap 3
1、恒容条件下的化学反应速率
1 V t ζυ??=
B B 11[] V B n B t t υνν??????= = νB :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 υ:基于浓度的反应速率,单位为mol ?L -1?s -1 2、质量作用定律 υ= 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
a lg lg 2.303E k A RT =-+ a a 2121211211lg ()()2.303 2.303E E k T T
k R T T R TT ---=-=
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:
()()()()X /Y /A /B /x y
a b
p p c c K p p c c ?
?
θ
??????????=
????????
J 为反应商,可作为反应进行方向的判据:
()()()()θx θy
θa θb
[X /][Y /][A /][B /]i i p i i p p p p J p p p p =
()()()()θx θy
θa θb
[X /][Y /][A /][B /]i i c i i c c c c J c c c c =
6、非标准态下反应的?r G m :
?rGm(T) = ?rGm θ(T)+2.303RT lg J lgK θ(T) =-?r G m θ(T)/2.303RT
Van’t Hoff 方程式 :?r H m θ(T) - T ?r S m θ(T) =?r G m θ(T) = -2.303RTlgK θ(T)
()()()R 303.2T S RT 303.2T H T K lg m
r m r ???
?+
?-=
在温度变化范围不大时
()()()R 303.2298S RT 303.2298H T K lg m
m K K r r ???
?+
?-=
7、平衡常数与温度的关系:
()()()????
??-?=?
??21m 12T 1T 1R 303.2298H T K T K lg K r
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 θ(AgCl)
Ag + + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ K θ(st,[Ag(NH 3)2]+)
)2(+=n n μ
AgCl + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ + Cl - K
+32+322
3+32233
s, AgCl st,[Ag(NH )]
{([Ag(NH )])/}{(Cl )/}K {(NH )/}{([Ag(NH )])/}{(Cl )/}{(Ag } {(NH )/}{(Ag }
=K K 2.810b b b b b b b b b b b b b b b b θθθθθθθθθθ-=
=
?=?--++))
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 θ和[Red]/c θ的省写,对气体应看成是p Ox /p θ和 p Red /p θ 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 θ 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 θ= -z ?θ(电极)F F=96485
电池反应: ?r G m θ= -zE θ(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 θ为标准电动势,可由正负电极的标准电极电势直接得出。
[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 θθθ
θ????????+=+===
7、
8、求算未知电对的标准电极电势
若某元素电势图为
∵?G1θ = - n1F?1θ?G2θ = - n2F?2θ
?Gθ = - nF?θn = n1 + n2
?Gθ = - nF?θ = -(n1+ n2)F?θ
?Gθ = ?G1θ+?G2θ = -n1F?1θ+(-n2F?2θ)
∴-(n1+n2)F?θ = -n1F?1θ+(-n2F?2θ)
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