大学无机化学所有公式
发布时间:2020-06-05 15:10:04
发布时间:2020-06-05 15:10:04
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,?fGm?(稳定态单质,T)=0 ?fGm?(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、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:Qp =H2 – H1 = ?H
若为理想气体,H = U + pV = U + nRT
?H = ?U + ?nRT
5、等容热效应QV: ?U = QV
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:?rHm? =??i ?fHm?(生成物)? ??i ?fHm?(反应物)
=[y?fHm?(Y)+z?fHm?(Z)] – [a?fHm?(A)+b?fHm?(B)]
7、Sm?(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?rGm?
?rGm? =??B ?fGm?(生成物,T)-??B ?fGm?(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?rGm:
?rGm(T) = ?rGm?(T)+2.303RT lg J
lgK?(T) =-?rGm?(T)/2.303RT
Van’t Hoff 方程式 :?rHm?(T) - T?rSm?(T) =?rGm?(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
2、配合物与沉淀的生成与转换:
[Ag(NH3)2]+ + Br? = AgBr(s) + 2NH3
K转= [NH3]2 / ([Ag(NH3)2]+[Br ?])
=[NH3]2[Ag+]/([Ag(NH3)2]+[Br?][Ag+])
= K不稳/Ksp(AgBr)
AgBr(s) + 2NH3= [Ag(NH3)2]+ + Br?
K转= K稳·Ksp(AgBr)
AgBr(s) + 2S2O32? = [Ag(S2O3)2]3? + Br?
K转= K稳?Ksp(AgBr)
溶解效应:由于配位平衡的建立使沉淀溶解
AgCl Ag+ + Cl- Ks?(AgCl)
Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ K?(st,[Ag(NH3)2]+)
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)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) + zeq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pOx/p?和 pRed/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: ?rGm?= -z??(电极)F F=96485
电池反应: ?rGm?= -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
∵ ?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