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
Chap1
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=8.314J·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
Chap2
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=U2–U1=Q+W
4、焓：H=U+pV
等压时：Q p=H2–H1=?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?=??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?=??BSm?(生成物,T)-??BSm?(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)
Chap3
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’tHoff 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：
Chap9
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
AgClAg ++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) [Red]-- 2.303lg [Ox]2.303[Red] -lg q p
q
p
z F z F RT RT θθϕϕϕϕ+＝＝)2(+=n n μ
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
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)FF=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=8.314J?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
∵?G1?=-n1F?1??G2?=-n2F?2?
?G?=-nF??n=n1+n2
?G?=-nF??=-(n1+n2)F??
?G?=?G1?+?G2?=-n1F?1?+(-n2F?2?)
∴-(n1+n2)F??=-n1F?1?+(-n2F?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
