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m 3，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 = 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 ? =??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)
)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 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 1F ?1? ?G 2? = - n 2F ?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
[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 θθθθϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+＝＝＝。