篇一：大学无机化学知识点总结
无机化学，有机化学，物理化学，分析化学
无机化学
元素化学、无机合成化学、无机高分子化学、无机固体化学、配位化学（即络合物化学）、同位素化学、生物无机化学、金属有机化学、金属酶化学等。
有机化学
普通有机化学、有机合成化学、金属和非金属有机化学、物理有机化学、生物有机化学、有机分析化学。
物理化学
结构化学、热化学、化学热力学、化学动力学、电化学、溶液理论、界面化学、胶体化学、量子化学、催化作用及其理论等。
分析化学
化学分析、仪器和新技术分析。包括性能测定、监控、各种光谱和光化学分析、各种电化学分析方法、质谱分析法、各种电镜、成像和形貌分析方法，在线分析、活性分析、实时分析等，各种物理化学性能和生理活性的检测方法，萃取、离子交换、色谱、质谱等分离方法，分离分析联用、合成分离分析三联用等。
无机化学
第一章：气体
第一节：理想气态方程
1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。主要表现在：
⑴气体没有固定的体积和形状。⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
?1?12、理想气体方程：PV?nRT R为气体摩尔常数，数值为R=8.314J?mol?K
3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物
1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15KSTP下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)
第二章：热化学
第一节：热力学术语和基本概念
1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。 ⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。描述系统状态的物理量称为状态函数。状态函
数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部
分叫做相。相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数???对于反应物为负，对于生成物为正。
sai)?5、反应进度?(ke·nt?n0
=反应后-反应前，单位：mol 化学计量数
第二节：热力学第一定律
0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。热能自动的由高温物体传向低温
物体。系统的热能变化量用Q表示。若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
1、 系统与环境之间除热以外其他的能量传递形式，称为功，用W表示。环境对系统做功，
W>O；系统对环境做功，W<0。
2、 体积功：由于系统体积变化而与环境交换的功称为体积功。
非体积功：体积功以外的所有其他形式的功称为非体积功。
3、 热力学能：在不考虑系统整体动能和势能的情况下，系统内所有微观粒子的全部能量之
和称为热力学能，又叫内能。
4、 气体的标准状态—纯理想气体的标准状态是指其处于标准压力P下的状态，混合气体
中某组分气体的标准状态是该组分气体的分压为P且单独存在时的状态。
液体（固体）的标准状态—纯液体（或固体）的标准状态时指温度为T，压力为P时的状态。 ???
液体溶液中溶剂或溶质的标准状态—溶液中溶剂可近似看成纯物质的标准态。在溶液
?中，溶质的标准态是指压力P?P,质量摩尔浓度b?b，标准质量摩尔浓度?
b??1mol?kg?1，并表现出无限稀释溶液特性时溶质的（假想）状态。标准质量摩尔???1浓度近似等于 标准物质的量浓度。即b?c?1mol?L
?5、 物质B的标准摩尔生成焓?fHm（B,相态，T）是指在温度T下，由参考状态单质生成
物质B（?B??1）反应的标准摩尔焓变。
6、 参考状态一般指每种物质在所讨论的温度T和标准压力P时最稳定的状态。个别情况
下参考状态单质并不是最稳定的，磷的参考状态是白磷P4(s,白)，但白磷不及红磷和黑磷稳定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，P下相应元素的最稳定单质，即其标准摩尔生成焓为零。
7、 在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。
?8、 物质B的标准摩尔燃烧焓?cHm（B，相态，T）是指在温度T下，物质B(?B??1)完??
全氧化成相同温度下指定产物时的反应的标准摩尔焓变。
第四节：Hess定律
1、 Hess定律：化学反应不管是一步或分几步完成，其总反应所放出或吸收的热总是相等的。
其实质是化学反应的焓变只与始态和终态有关，而与途径无关。
2、 焓变基本特点：
??⑴某反应的?rHm（正）与其逆反应的?rHm（逆）数值相等，符号相反。即
??（正）=-?rHm（逆）。 ?rHm
?⑵始态和终态确定之后，一步反应的?rHm等于多步反应的焓变之和。
?3、 多个化学反应计量式相加(或相减)，所得化学反应计量式的?rHm（T）等于原各计量
?式的?rHm（T）之和（或之差）。 第五节：反应热的求算
1、 在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于产物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的
?标准摩尔生成焓之和。?rHm=?fHm（总生成物）-?fHm（总反应物）{如果有参考??
状态单质，则其标准摩尔生成焓为零}
2、 在定温定压过程中，反应的标准摩尔焓变等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去产物的
???标准摩尔燃烧焓之和 。?rHm=?cHm（总反应物）-?cHm（总生成物）{参考状态单
质只适用于标准摩尔生成焓，其标准摩尔燃烧焓不为零}
第三章：化学动力学基础
第一节：反应速率
第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程
1、 对化学反应aA?bB?yY?zZ来说，反应速率r与反应物浓度的定量关系为：
?式中k称为反应速率r?kc?
ACB，该方程称为化学反应速率定律或化学反应速率方程，
?1cA,cB分别为反应物A和B的浓度，系数，表示化学反应速率相对大小；单位为mol?L；
?，?分别称为A，B的反应级数；???称为总反应级数。反应级数可以是零、正整数、分数，也可以是负数。零级反应得反应物浓度不影响反应速率。（反应级数不同会导致k单位的不同。对于零级反应，k的单位为mol?L?s，一级反应k的单位为s，二级反应k的单位为mol?L?s，三级反应k的单位为mol?L?s）
2、 由实验测定反应速率方程的最简单方法—初始速率法。
在一定条件下，反应开始时的瞬时速率为初始速率，由于反应刚刚开始，逆反应和其他副反应的干扰小，能较真实的反映出反应物浓度对反应速率的影响具体操作是将反应物?1?1?22?1?1?1?1
按不同组成配置成一系列混合物。对某一系列不同组成的混合物来说，先只改变一种反应物A的浓度。保持其他反应物浓度不变。在某一温度下反应开始进行时，记录在一定时间间隔内A的浓度变化，作出cA?t图，确定t=0是的瞬时速率。也可以控制反应条件，是反应时间间隔足够短，这时可以把平均速率作为瞬时速率。
3、对于一级反应，其浓度与时间关系的通式为：㏑
第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius方程
1、 速率系数与温度关系方程：k?k0e
㏑?EaRTctA??kt c0AEa?b?， RT?a?，㏑｛k｝=㏑｛k0｝-k2Ea?11??1??KJ?mol，实验活化能，单位为。k0为指前参量又称频E????ca?k1RT?TT2??1
率因子。k0与k具有相同的量纲。Ea与k0是两个经验参量，温度变化不大时视为与温度无关。
2、 对Arrhenius方程的进一步分析：
⑴在室温下，Ea每增加4KJ?mol，将使k值降低80%。在室温相同或相近的情况下，活化能Ea大的反应，其速率系数k则小，反应速率较小；Ea小的反应k较大，反应速率较大。
⑵对同一反应来说，温度升高反应速率系数k增大，一般每升高10℃，k值将增大2～10倍。
⑶对同一反应来说，升高一定温度，在高温区，k值增大倍数小；在低温区k值增大倍数大。因此，对一些在较低温度下进行的反应，升高温度更有利于反应速率的提高。 ⑷对于不同的反应，升高相同温度，Ea大的反应k值增大倍数大；Ea小的反应k值增大倍数小。即升高温度对进行的慢的反应将起到更明显的加速作用。
第四节：反应速率理论与反应机理简介
1、?rHm=Ea（正）-Ea（负）
2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能
第五节：催化剂与催化作用
1、 催化剂是指存在少量就能显著加速反应而本身最后并无损耗的物质。催化剂加快反应速
率的作用被称为催化作用。
2、 催化剂的特征：
⑴催化剂只对热力学可能发生的反应起催化作用，热力学上不可能发生的反应，催化剂对它不起作用。
⑵催化剂只改变反应途径（又称反应机理），不能改变反应的始态和终态，它同时加快了正逆反应速率，缩短了达到平衡所用的时间，并不能改变平衡状态。
⑶催化剂有选择性，不同的反应常采用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。同种反应如果能生成多种不同的产物时，选用不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。
⑷每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失去活性或发生催化剂中毒。
?1
第四章：化学平衡 熵和Gibbs函数
第一节：标准平衡常数
1、平衡的组成与达成平衡的途径无关，在条件一定时，平衡的组成不随时间而变化。平衡状态是可逆反应所能达到的最大限度。平衡组成取决于开始时的系统组成。
2、对可逆反应aA?g??bB?aq??cC?s??xX?g??yY?aq??zZ?l?来说，其标准平衡常数
K??p?x??p?Ap???c?Ypc?Bxc?
?a?cy
?b
3、两个或多个化学计量式相加（或相减）后得到的化学计量式的标准平衡常数等于原各个化学计量式的化学平衡常数的积（或商），这称为多重平衡原理。 第二节：标准平衡常数的应用
1、反应进度也常用平衡转化率来表示。反应物A的平衡转化率??A?表达式为
??A??n0?A??neq?A?
n0A? ??2、J表示反应商。若J<K则反应正向进行；若J=K，则反应处于平衡状态；若J>K，
则反应逆向进行。
第三节：化学平衡的移动
1、浓度对化学平衡的影响：浓度虽然可以使化学平衡发生移动，但并不能改变化学平衡常数的数值，因为在一定温度下，K值一定。当反应物浓度增加或产物浓度减少时，平衡正向移动；当反应物浓度减少或产物浓度增加时，平衡逆向移动。
2、压力对化学平衡的影响：综合考虑各反应物和产物分压是否改变及反应前后气体分子数是否改变。
3、温度对化学平衡都影响：温度变化引起标准平衡常数的改变，从而使化学平衡移动。温度对标准平衡常数的影响用van’t Hoff方程描述。
???rHmK2㏑??RK1??11???T?T??
2??1
第四节：自发变化和熵
1、自发变化的基本特征：
⑴在没有外界作用或干扰的情况下，系统自身发生的变化称为自发变化。
⑵有的自发变化开始时需要引发，一旦开始，自发变化将一直进行达到平衡，或者说自发变化的最大限度是系统的平衡状态。
⑶自发变化不受时间约束，与反应速率无关。
⑷自发变化必然有一定的方向性，其逆过程是非自发变化。两者都不能违反能量守恒定律 。
⑸非自发变化和自发变化都是可能进行的。但是只有自发变化能自动发生，而非自发变化必须借助一定方式的外部作用才能发生。没有外部作用非自发变化将不能继续进行。
2、在反应过程中，系统有趋向于最低能量状态的倾向，常称其为能量最低原理。相变化也具有这种倾向。
3、 系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度的增加有利于反应的自发进行。
?4、 纯物质完整有序晶体在0K时熵值为零；SmH?,aq,298.15K?0. ??
5、 ⑴熵与物质聚集状态有关。同一种物质气态熵值最大，液态次之，固态熵值最小。
?⑵有相似分子结构且相对分子质量又相近的物质，其Sm值相近。分子结构相近而相对
分子质量不同的物质，其标准摩尔熵值随分子质量增大而增大。
⑶物质的相对分子质量相近时，分子构型越复杂，其标准摩尔熵值越大。
6、反应的标准摩尔熵变等于各生成物的标准摩尔熵值之和减去各反应物的标准摩尔熵值之和
7、在任何自发过程中，系统和环境的熵变化总和是增加的。即：
?Szong??Sxitong??Shuanjing?0
?Szong?0 自发变化
?Szong?0 非自发变化
?Szong?0 平衡状态
篇二：大学无机化学大一理论部分总复习
第1章 化学基础知识 一、理想气体气体状态方程
理想气体：分子之间没有相互吸引和排斥，分子本身的体积相对于气体所占体积可以忽略（具有质量的几何点）。
理想气体与实际气体产生偏差原因： ①气体分子本身的体积 ②分子间力
实际气体在低压和高温的条件下，接近理想气体。 计算：pV = nRT ;
注意单位kPa(Pa)、m3(L)、mol、8.314、K 标准条件(standard condition,或标准状况） 101.325kPa和273K（即0℃）--STp 二、气体分压定律
强。
分压定律：pB= xB p总
p总=p1+p2+p3+…pB 三、稀溶液的依数性
前提：难挥发 非电解质 稀溶液 溶液蒸气压降低：△p = k b 沸点升高：△Tb= kb b 凝固点降低：△Tf = kf b 渗透压：Π = cRT
依数性……仅与溶液中溶质的质点数有关，而与溶质的特性无关。 b:1000g溶剂中的溶质的物质的量。 沸点：0.1mol·L-1NaCl和蔗糖水溶液？ 2 ?15.10100g水中，求溶液凝固点 g葡萄糖溶于
n(葡)10g1000g5
解：b（葡）????mol?kg?1
?1
m(水)180g?mol100g9
根据：△Tf?kfb得
5△T（葡）?kfb（葡）?1.86K?kg?mol?1?mol?kg?1?1.033Kf 9T f(葡)?273K-△T（葡）?273K-1.033K?271.97Kf
第3章 化学热力学基础 3-1热力学第一定律
※ 状态函数的特征 ：状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态，与变化所经历的途径无关。
热： 规定：体系吸热 Q＞0 体系放热 Q ＜0
功： 规定：体系对环境做功 W< 0；环境对体系做功 W>0 功有多种形式，若不注明，一般只讨论气体的体积功 W=F·△L =p·S·(-△V/S) = - p·△V (理想气体任意过程）热力学第一定律 △U= Q + W
【W,Q不是状态函数,U,H,G,S等是状态函数】 3-2热化学
一、化学反应的热效应
化学反应热：反应物与生成物温度相同时体系发生化学变化时吸收或放出的热。 1.恒容反应热 QV 由△U=QV+W QV =△U （∵△V=0，∴W=-p△V=0） 2.恒压反应热（Qp)与焓(H )△U=Qp+W Qp=△H
理想气体的U、H都只是温度的函数，与体积、压力无关。温度不变，同一组份的气体的△U、△H不变 (p1V1=p2V2)。
Qp = QV+△nRT△rHm= △rUm+ △νRT
第4章 化学反应速率 一、浓度对反应速率的影响
基元反应：aA ＋ bB = gG ＋ hH 瞬时速率：r = kc (A)a c (B)b
a+b 为反应级数，k速率常数与温度、催化剂有关，与浓度无关 二、反应速率理论 1、碰撞理论
活化分子组，有效碰撞；活化能Ea小，一定温度下，单位体积中活化分子百分数大，r快； 2、过渡状态理论
三、温度对反应速率的影响
四、催化剂对反应速率的影响
催化机理：催化剂参与了化学反应，改变了反应的历程，降低了反应的活化能，反应速率加快。
反应的定速步骤是最慢的一步，活化能最大
第5章 化学平衡 5-1化学平衡状态 一、可逆反应
同一条件下,同时向正、逆两个方向进行的反应。 二、化学平衡
热力学分析：△rGm=0; 动力学分析:ν(正)=ν(逆) 三、化学平衡的特征
1. ν(正)=ν(逆) ；2.动态平衡；3.有条件的平衡。 5-2 平衡常数
一、经验平衡常数
(pG)g(pH)h
p ab
(pA)(pB)
K=
二、标准平衡常数
gh ?[G]??[H]?? ?C?????C????????
K?ab
????[A][B] ??C?????C???????
K?
?pG??pH??p?????p?????a
?pA??pB??p?????????p
g
????????
h
b
三、温度对平衡的影响
?? K??1?rHm1??rHm(T2?T1)2
??ln??? ?R?RT1T2K1?
?T1T2?
第6章 原子结构与元素周期律
篇三：大学无机化学所有公式
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、
M?
4、分压
mRT?RTMp
?M????pV??mpRT
V
pB?
nBRTV
5、分体积定律
nBRTnRTnRTV?1?2????n1?n2????nRT
ppppVB?
VB?
nBRTV
V? B??B
ppV
n
VB?BV??BV
n
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
1?nB1?[B]1?? ? ?? ＝ ?
V?B?t?B?t V?t
?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
Ea
lgk???lgA
2.303RT
lg
?Ea11?EaT1?T2k2
?(?)?()k12.303RT2T12.303RTT12
?
y
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：
??p?X?/p?c?Y?/c?????K?
?a?b
??p?A?/p????c?B?/c??
?
?
x
J 为反应商，可作为反应进行方向的判据：
[pi?X?/pθ]x[pi?Y?/pθ]y
Jp?
[piA/pθ]a[piB/pθ]b
[ci?X?/cθ]x[ci?Y?/cθ]yJc?
[ciA/cθ]a[ciB/cθ]b
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)
????T??rHmT??rSm
lgK?T????
2.303RT2.303R
?
在温度变化范围不大时
????298K??rHm298K??rSm
lgK?T????
2.303RT2.303R
?
7、平衡常数与温度的关系：
?
?K??T2??rHm298K??11?
?lg?????KT12.303R?T1T2??
Chap 9
1、价键理论：磁矩与未成对电子数 ??n(n?2)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+ + ClKs?(AgCl)
Ag+ + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ K?(st,[Ag(NH3)2]+)
－
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl K
{b([Ag(NH3)2]+)/b?}{b(Cl－)/b?}K?
{b(NH3)/b?}2
{b([Ag(NH3)2]+)/b?}{b(Cl－)/b?}{b(Ag+)b?}?
{b(NH3)/b?}2{b(Ag+)b?}
Chap8:
???3
=Kst,[Ag(NH+?Ks, AgCl?2.8?10)]
32
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)
q
-z?F＝-z??F ? 2.303RTlg[Red]
[Ox]p
[Red]q?2.303RTlg?＝?-zF[Ox]p
2.303RT[Ox]p?
or ?＝?+lgq
zF[Red]
0.0592[Ox]p ?????lgq
z[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
《大一无机化学》
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