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：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)+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
3
2 = [Ag(S
2
O
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
(AgCl)
Ag+ + 2NH
3 [Ag(NH
3
)
2
]+ K(st,[Ag(NH
3
)
2
]+)
)2
(+
=n
n
μ
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 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 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+=+＝＝＝。