無機化學怎麼通過G算K

① 無機化學公式是什麼呢

無機化學基礎公式： c=n/v b=n/m ρ=m/v（質量濃度）。預測一個可逆化學反應的反應方向用ΔG 符號的判別。

常用公式：標准態，常溫（100kp，298.15k） ΔG=Σ ν i Δ f G i ΔG=ΔH-TΔS ΔG= - RT lnk。

標准態，非常溫（100kp） ΔG=ΔH-TΔS。

非標態，非常溫 ΔG=ΔG（100kp，298.15k）+RT lnQ ΔG=RT ln(Q/K θ ) 。

學科簡介

無機化學是除碳氫化合物及其衍生物外，對所有元素及其化合物的性質和它們的反應進行實驗研究和理論解釋的科學，是化學學科中發展最早的一個分支學科。

過去認為無機物質即無生命的物質，如岩石、土壤，礦物、水等；而有機物質則是由有生命的動物和植物產生，如蛋白質、油脂、澱粉、纖維素、尿素等。

1828年德意志化學家維勒從無機物氰酸銨製得尿素，從而破除了有機物只能由生命力產生的迷信，明確了這兩類物質都是由化學力結合而成。現這兩類物質是按上述組分不同而劃分的。化學還有其它細分類。

② 無機化學 平衡常數

△G=-RTlnK
△G就等於87.6，因為，單質為0！
帶入計算就行了。
強調一點，K為無量綱，所以樓上寫單位有點畫蛇添足了：）
87.6*1000=-8.314*298.15lnK(單位要統一，△G是kj，8.314是j)
k=4.67*10-16

③ 平衡常數k計算公式

平衡常數k計算公式：K=((G)^g*(H)^h)/((A)^a*(B）^b)。其中(G)(H)等表示物質G、H的濃度，K是平衡常數，即一定溫度下，可逆反應達平衡時，生成物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比。可逆化學反應達到平衡時，每個產物濃度系數次冪的連乘積與每個反應物濃度系數次冪的連乘積之比，這個比值叫做平衡常數。反應進行得越完全，平衡常數就越大。

④ 無機化學基礎題，考研復習，麻煩了，回答好的可以附加分，另如回答了部分題目的 也可另開問題補分的說~

1. K=P(SO3)/P(SO2)*P(O2)^1/2＝50顯然，如果氧氣增加一倍，那麼分母就會變成（2P)^1/2也就是多了根號2.而問題問的是剛好反過來的，於是分母變分子。這是小學的計算問題，應該可以解決。只要知道K是怎麼算的就行

2.這個完全就是怎麼表示反應速率的一個問題。也就是反應進度了。對於反應物，為負，生成物為正，然後濃度變化的量除以相應的系數就可以相等。這個更大程度是概念或者表示方法。沒有什麼好解釋的。

3.4.溶膠是一個熱力學不穩定系統，如果電解質濃度太大，就會導致它的聚沉。因此是聚沉作用。因為膠體是帶電體，而電解質濃度多了，就會有電力作用，因此會有更多的反號離子進入溶劑化層，同時雙電層的厚度變薄，電動電勢下降，穩定性降低。因此，答案為電解質對溶膠的聚沉作用。

因此進入大海時，有大量的電解質，聚沉嚴重。而且考慮到其中作用的是相反電荷，因此硫酸鉀的凝結值更小。因為電荷越高，自然凝結值要小，數目越多，凝結值也要小。

5.根據凝固點降低公式，dT=Kbmb，顯然不同的比例，意味著作為溶劑與溶質不同。如果硝基苯多，苯少，那麼就是苯為B，於是5.7＝8.10*mb，從中就可以求出mb，同樣道理，苯多，硝基苯少，也就可以求出來。mb單位是摩爾（溶質）/千克（溶劑）。因此只要將質量除摩爾質量就得摩爾，組成自然也就知道了。

6.只要求出一克鎂的摩爾量，然後用熱去除，結果就是了。注意放熱為負號就行

7.內能是狀態函數沒錯，但是dU並不是一個狀態函數，這是內能變。是狀態函數的變化。不是一種性質，而是一種動作。

8.選C。這是一種正常沸點，因此是可逆變化，吉布斯變為0，溫度也不變。蒸汽壓也不變，但液體的熵小，氣體的熵大，因此熵會增加

9.理論上來說，用蓋斯定律就可以求出來。1+2+3+4＝總，3，4，總的知道了，要求2.顯然只要知道1就可以求出來。但1的我不知道，所以這個還得自己想

10.吉布斯自由能變與溫度有關。對於這個反應，是一個熵減過程，因此溫度太高，就無法進行正向反應，就是進行逆向反應，也就是分解過程。因此可以通過控制溫度來實現反應的方向。進合成，然後分解，從而實現提純。

11.首先，根據吉布斯自由能變，可以知道平衡關系。dG=-RTLnK.因此可以由G知道K。對於這個反應，K＝生成物的濃度/反應物的濃度。因此只要知道初始反應物的濃度，就可以求出產物的濃度。知道了產物的濃度。就可以根據同樣的方法求出另一個產物的濃度。就可以了~~~~

註：這個也太惡心了。不要一次問那麼多問題。看到那麼多，就不怎麼想回答。你可以拆分來問嘛~~~

而且懸賞分居然還零分，這個太不人道了~~~

⑤ 大一無機化學：怎麼通過化學反應速率的單位來判斷化學反應的級數

這是根據簡單級數反應的速率方程的出來的結論，如零級反應的速率方程為C0
-C=kt，
K=(C0-C)/t。
K的單位就是mol每升每秒了。從這個速率常數的單位就可反推反應級數了。

⑥ 連續的化學平衡的化學平衡常數怎樣計算

化學平衡的概念首先要說清楚：有的化學反應的反應物無法徹底變成產物，而是隨著反應時間推移，逐漸進入一個停滯狀態——反應物與產物相混合、比例不再變化的狀態。這就是化學平衡。
區別於氫氣燃燒等「不可逆反應」，化學平衡發生於可逆反應中。
實驗發現，對於一個可逆反應，只要反應條件固定，達到平衡時，各物質的摩爾比例是固定的。所以引入化學平衡常數（常用字母K表示）來量化可逆反應的平衡點。
K有2種計算方法。
1 經驗平衡常數（簡單版）
可逆反應：aA + bB cC + dD達到平衡後，密閉容器中各物質的摩爾濃度是[A]、[B、[C]、[D]，反應中各物質的反應比例系數分別是a、b、c、d。這時K可以有上述數據計算出來：
[C]^c · [D]^d
---------------- = K
[A]^a · [B]^b
*例如：碘單質的氫化：H2(g) + I2(g) 2HI(g)（g表示反應物為氣體）
K = [HI]^2 / { [H2] · [I2] }
2標准平衡常數
由於事實上，一個混合體系中各種物質的濃度是非常難以測得的，所以上述計算實際中難以運用，只作為入門學者輔助理解的案例。
化學平衡點事實上是由物質本身的性質決定的，更確切地說是反應能量決定的。化學反應總是趨向於減少反應物的內能。燃燒反應就是典型例子：通過燃燒，燃料把自身儲存的內能釋放出去，自己達到了穩定狀態。可逆反應也一樣，正逆反應能量釋放速度一樣時，反應就平衡了。
因此，需要用吉布斯自由能的變化量 ΔG 算出反應物內能的吸收、釋放量，然後藉助范特霍夫等溫式將 ΔG 與 K 聯系起來，從而算出更一般的 K。
具體內容涉及化學反應「標准狀態」的定義，物理化學的反應能量計算，如焓、熵的知識，所以這里不便贅述。有興趣可以直接閱讀各大大學無機化學教材。

⑦ 在無機化學中的aq與g共同存在是如何寫k

創立學說 化學定律雖比事實為少，但為數仍多，而且各自分立，互不相關。化學家要求理解各定律的意義及其相互關系。道爾頓由表及裡地提出物質由原子構成的概念，創立原子學說，解釋了關於元素化合和化合物變化的重量關系的各個定律，並使之連貫起來，從而將化學知識按其形成的層次組織成為一門系統的科學。
由於各學科的深入發展和學科間的相互滲透，形成許多跨學科的新的研究領域。無機化學與其他學科結合而形成的新興研究領域很多，例如生物無機化學就是無機化學與生物化學結合的邊緣學科。
現代物理實驗方法如：X射線、中子衍射、電子衍射、磁共振、光譜、質譜、色譜等方法的應用，使無機物的研究由宏觀深入到微觀，從而將元素及其化合物的性質和反應同結構聯系起來，形成現代無機化學。現代無機化學就是應用現代物理技術及物質微觀結構的觀點來研究和闡述化學元素及其所有無機化合物的組成、性能、結構和反應的科學。無機化學的發展趨向主要是新型化合物的合成和應用，以及新研究領域的開辟和建立。

⑧ 無機化學中穩定常數k穩怎麼算

在標准狀態下，Kf＝1／Kd。

Kd是配離子不穩定性的量度，對相同配位數的配離子來說，Kd越大，表示配離子越易解離；

Kf是配離子穩定性的量度，Kf越大，表示配離子越穩定，兩者成倒數關系。

至於化學平衡常數，用K表示。其中以濃度表示的成為濃度平衡常數，記作Kc，以分壓表示的成為壓力平衡常數，記作Kp。

對於氣相反應，假設反應物和生成物均為理想氣體時，有Kp＝（RT）＾n，式中n＝生成物序數之和—反應物序數之和。

(8)無機化學怎麼通過G算K擴展閱讀：

則平衡常數表達式為：

K不穩值愈大，表示配離子離解愈多，故稱K不穩為配離子的不穩定常數。

K穩和K不穩互成倒數：

金屬離子Mn+和配位體A-生成配離子MA(n-x)+x，在水溶液中存在如下平衡：

根據平衡移動原理，改變Mn+或A-的濃度，會使上述平衡發生移動。若在上述溶液中加入某種試劑使Mn+生成難溶化合物，或者改變Mn+的氧化狀態，都會使平衡向左移動。若改變溶液的酸度使A-生成難離解的弱酸，也可使平衡向左移動。

配合平衡同樣是一種相對的平衡狀態，它同溶液的PH值、沉澱反應、氧化還原反應等都有密切的關系。

⑨ 無機化學常用計算方法

常用化學計算公式
1、物質的量n與微粒個數N、質量m、氣體體積V、物質的量濃度C、反應熱∆H的關系：
n
=
N/NA
=
m/M
=
V/Vm
=
CV
=
∆H/∆H1
(∆H1是指1mol物質放出的熱量）
2、克拉珀瓏方程又稱理想氣體的狀態方程：
PV
=
nRT
3、溶解度S與溶質質量分數ω的關系：
ω
=
S/(100+S)
*
100%
4、物質的量濃度C與溶質質量分數ω的關系：
C=
1000*d*ω/M
5、有關氣體摩爾質量的計算：
M
=
m/M
=
ρVm
=
DM2
=
m0NA=
M1ω1
+
M2ω2
+
M3ω3
(
D指相對密度;
m0指一個分子的質量；ω指n%
V%)
6、溶液稀釋定律：
m1ω1
=
m2ω2
C1V1
=
C2V2
7、密度和相對密度：
ρ
=
m
/
V
D
=
ρ1/ρ2
=
(M1/M2)
8、
化學反應速率：
ν
=
∆C
/
∆t
=
∆n
/(V∆t)
9、化學平衡計算：
可逆反應：
a
A
+
b
B
<=>
c
C
+
d
D
起始量（mol）
a
b
c
d
變化量（mol）
mx
nx
px
qx
平衡量（mol）
a-mx
b-nx
c+px
d+qx
10、水的離子積：
Kw
=
C(H+)•C(OH-)
=(常溫250C時）10-14
註：任何水溶液中，由水電離出的H+和OH-都相等。
11、溶液的PH:
C(H+)=10-pH
常溫下
PH
+
POH
=
14
12、溶度積Ksp
：
以MmAn(s)
mMn+(aq)
+
nAm－(aq)為例
Ksp＝[c(Mn+)]m•[c(Am－)]
n
如AgCl(s)
Ag+(aq)
+
Cl－(aq)，Ksp＝c(Ag+)•c(Cl－)。
13、化學平衡常數
對於一般的可逆反應mA(g)
+
nB(g)
pC(
g)+qD
（g）
K
=
{[C(C)]p
[C(D)]q
}/{[C(A)]m
[C(B)]n
}
祝你學習進步！

⑩ △G與K的公式

-△G=nRlnK