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，DfGmq(稳定态单质,T)=0 DfGmq(H+,aq,T)=0Chap 11、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） c= 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-1Chap 21、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= -pDV = -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：DU = U2 – U1 = Q + W4、焓：H = U + pV 等压时：Qp =H2 – H1 = DH 若为理想气体，H = U + pV = U + nRT DH = DU + DnRT 5、等容热效应QV: DU = QV 等压反应热Qp：W= －pDV则U＝ Qp + W = Qp －pDVQp = Qv + DDnRT6、标准摩尔反应焓变：DrHmq =Sni DfHmq(生成物)- Sni DfHmq(反应物) =[yDfHmq(Y)+zDfHmq(Z)] – [aDfHmq(A)+bDfHmq(B)]7、Smq(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： DrSmq =SnB Smq(生成物,T)-SnB Smq(反应物,T)DrSmq＞0,有利于反应正向自发进行。
8、G = H – TSG：吉布斯函数，状态函数, 广度性质, 单位J9、计算已知反应的自由能变DrGmq DrGmq =SnB DfGmq(生成物,T)-SnB DfGmq(反应物,T)Chap 31、恒容条件下的化学反应速率 nB ：化学反应计量数，反应物为负，生成物为正D[B]/Dt：物质B的物质的量浓度随时间的变化率u：基于浓度的反应速率，单位为mol×L-1×s-12、质量作用定律 u= 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DrGm：DrGm(T) = DrGmq(T)+2.303RT lg JlgKq(T) ＝－DrGmq(T)/2.303RTVan’t Hoff 方程式 ：DrHmq(T) - TDrSmq(T) =DrGmq(T) = -2.303RTlgKq(T) 在温度变化范围不大时7、平衡常数与温度的关系： Chap 91、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(NH3)2]+ + Br- = AgBr(s) + 2NH3K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－ Ksq(AgCl) Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ Kq(st,[Ag(NH3)2]+) AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl－ K 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) + 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]/cq和[Red]/cq的省写，对气体应看成是pOx/pq和 pRed/pq 3、– DG = nFE 可以用于判断反应进行方向DG < 0 反应自发进行 E > 0 DG = 0 达到平衡 E = 0 DG > 0 反应不自发 E < 0 若反应在标准状态下进行,可用 Eq 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： DrGmq= －zjq(电极)F F=96485电池反应： DrGmq= －zEq(电池)F G单位：J/mol E单位：V5、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。
Eq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 ∵ DG1q = - n1Fj1q DG2q = - n2Fj2q DGq = - nFjq n = n1 + n2DGq = - nFjq = -(n1+ n2)Fjq DGq = DG1q+DG2q = -n1Fj1q +(-n2Fj2q)∴ -(n1+n2)Fjq = -n1Fj1q +(-n2Fj2q)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。