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 θ(稳定态单质,T)=0 ∆f G m θ(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
m V
mRT RT Mp
M M pV p RT
ρρρ==
==⇒⇒B B n RT p V =
()B B 1212n RT V p n RT n RT nRT
RT
V n n p p p p
=
=++
=++
=B B B B
B B B
n RT V
nRT V V p p V
n
V V V n ϕϕ=
====
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
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
1 V t ζυ⋅∆＝ B B 11[] V B n B t t υνν∆∆⋅⋅∆∆＝ ＝
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 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)
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)
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]+)
AgCl + 2NH 3 [Ag(NH 3)2]+ + Cl －
K
a
lg lg 2.303E k A
RT =-
+a a 2
1212112
11lg ()()2.303 2.303E E k T T k R T T R TT ---=-=()()()()X /Y /A /B /x
y
a b
p p c c K p p c c ϑ
ϑ
θ
ϑϑ⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦=
⎡⎤⎡⎤⎣⎦⎣⎦
()()()()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 =
()()()R 303.2T S RT 303.2T H T K lg m
r m r ϑϑϑ
∆+
∆-=()()()R 303.2298S RT 303.2298H T K lg m
m K K r r ϑϑϑ
∆+
∆-=()()()⎪⎪⎭⎫
⎝⎛-∆=ϑ
ϑϑ21m 12T 1T 1R 303.2298H T K T K lg K r )2(+=n n μ
Chap8:
1、E=ϕ（正极）-ϕ（负极）=ϕ（氧化型电对）—ϕ（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 ϕθ(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。
+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-=
=
⋅=⨯－－++))[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
ϕϕϕϕϕϕϕϕ+=+
＝＝＝
7、
8、求算未知电对的标准电极电势
若某元素电势图为
∵∆G1θ = - n1Fϕ1θ∆G2θ = - n2Fϕ2θ
∆Gθ = - nFϕθn = n1 + n2
∆Gθ = - nFϕθ = -(n1+ n2)Fϕθ
∆Gθ = ∆G1θ+∆G2θ = -n1Fϕ1θ+(-n2Fϕ2θ)
∴-(n1+n2)Fϕθ = -n1Fϕ1θ+(-n2Fϕ2θ)
得到ϕθ与ϕ1θ，ϕ2θ的关系：（自己写一下）i个相应电对：相应推广，自己写一下。