自學(xué)考試無(wú)機(jī)化學(xué)試題題及答案(1)

1、無(wú)機(jī)化學(xué)知識(shí)要點(diǎn)第一章：物質(zhì)及其變化1、理想氣體狀態(tài)方程式表達(dá)式：PV=nRT P: 氣體壓力，SI單位 PaV: 氣體體積，SI單位m3n: 氣體的物質(zhì)的量，SI單位molT: 氣體的熱力學(xué)溫度；SI單位KR: 摩爾氣體常數(shù)，通過實(shí)驗(yàn)測(cè)得：8.314 Jmol-1K-12、道爾頓氣體分壓定律：當(dāng)體積一定時(shí)，混合氣體的總壓等于各組分氣體的分壓之和。 P總 = PA + PB + PC理想氣體狀態(tài)方程同樣適用于氣體混合物。(1) 如混合氣體中各氣體物質(zhì)的量之和為n總，溫度T時(shí)混合氣體總壓為P總， 體積為V，則P總V=n總RT 如以ni表示混合氣體中氣體i的物質(zhì)的量，Pi表示其分壓，V為混合氣體體

2、積，溫度為T，則 PiV=niRT(2) 當(dāng)組分氣體的溫度和壓力與混合氣體相同時(shí)，組分氣體單獨(dú)存在時(shí)所占有的體積稱為分體積，混合氣體的總體積等于各分體積之和V總 = VA + VB + VC且：PVi=niRT推導(dǎo)可得：Pi/P總 = Vi /V總例： 在27，101.3kPa下，取1.00L混合氣體進(jìn)行分析，各氣體的體積分?jǐn)?shù)為：CO 60.0%，H2 10.0%， 其它氣體為30.0%。求混合氣體中，(1) CO 和H2的分壓；(2) CO 和H2的物質(zhì)的量；解： (1). P(CO) = P總= 101.3kPa0.600 = 60.8 kPa P(H2) = P總= 101.3kPa0.

3、100 = 10.1 kPa(2). n(CO) = = = 2.4010-2mol n(H2) = = = 4.0010-3mol 3、 固體可分為晶體和非晶體兩大類。與非晶體比較，晶體的特征：有一定的幾何外形、有固定的熔點(diǎn)及各向異性。4、 質(zhì)量守恒定律：參與化學(xué)反應(yīng)前各種物質(zhì)的總質(zhì)量等于反應(yīng)后全部生成物的總質(zhì)量，這是化學(xué)反應(yīng)的一個(gè)基本定律。5、 生成焓：在一定溫度(通常選定298K）及標(biāo)準(zhǔn)壓力下由元素的穩(wěn)定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某化合物時(shí)的焓變。 石墨為碳的穩(wěn)定單質(zhì)。 所以：表示CO2生成熱的反應(yīng)是 C (石墨) + O2(g) CO2(g); rHm = - 393.5 kJmol-1習(xí)

4、題多選題指出下列方程式中何者是正確的 （ AC ）Ap總V總 = n總RT B. piVi = niRT C. piV總 = niRT D. piVi = n總RT E. p總Vi = niRT名詞解釋：質(zhì)量守恒定律參與化學(xué)反應(yīng)前各種物質(zhì)的總質(zhì)量等于反應(yīng)后全部生成物的總質(zhì)量，這是化學(xué)反應(yīng)的一個(gè)基本定律。第二章：化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡1、影響反應(yīng)速率的因素： 化學(xué)反應(yīng)速率的大小首先決定于反應(yīng)物的本性，此外，還受濃度、溫度、催化劑等外界條件的影響。 增加濃度反應(yīng)速率加快，其本質(zhì)原因是增加活化分子數(shù) 。 催化劑加快反應(yīng)速度的本質(zhì)原因是：改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能。2、 可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式。

5、 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)也稱為熱力學(xué)平衡常數(shù)，以K 表示，它只是溫度的函數(shù)。 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式是以配平后的化學(xué)計(jì)量數(shù)為指數(shù)的反應(yīng)物的C/C(或P/P)的乘積除以生成物的C/C(或P/P)的乘積所得的商（對(duì)于溶液取C/C，對(duì)于氣體取P/P)。反應(yīng)式中若有純固態(tài)、純液態(tài)，它們的濃度在平衡常數(shù)表達(dá)式中不必列出。如 （1）2NO(g) + O2(g)2NO2(g) （2）Fe3O4(s) + 4H2(g)3Fe(s) + 4H2O(g) 在相同條件下，如有兩個(gè)反應(yīng)方程式相加（或相減)得到第三個(gè)反應(yīng)方程式，則第三個(gè)反應(yīng)方程式的平衡常數(shù)為前兩個(gè)反應(yīng)方程式平衡常數(shù)之積（或商)。 例： H2(g) + S(s) H2

6、S (g)； K1 S(s) + O2(g) SO2(g)； K2則反應(yīng)： H2(g) + SO2(g) O2(g) + H2S (g)的平衡常數(shù)為 K1/K2 3、化學(xué)平衡的移動(dòng)可逆反應(yīng)在一定條件下達(dá)到平衡時(shí)，其特征是V正=V逆，反應(yīng)系統(tǒng)中各組分的濃度（或分壓)不再隨時(shí)間而改變。當(dāng)外界條件（如溫度、壓力、濃度等）發(fā)生改變，這種平衡狀態(tài)就會(huì)被破壞，其結(jié)果必然是在新的條件下建立起新的平衡。(1) 濃度：增加反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)向增加生成物的方向移動(dòng)；增加生成物的濃度，反應(yīng)向增加反應(yīng)物的方向移動(dòng)；若將生成物從平衡系統(tǒng)中取出，平衡向右移動(dòng)。(2) 壓力：當(dāng)V0，即生成物分子數(shù)大于反應(yīng)物分子數(shù)時(shí)，平衡向

7、左移動(dòng)。 當(dāng)V0，即生成物分子數(shù)小于反應(yīng)物分子數(shù)時(shí)，平衡向右移動(dòng)。 當(dāng)V=0，即反應(yīng)前后分子數(shù)相等時(shí)，平衡不移動(dòng)。上述討論可得出以下結(jié)論： 壓力變化只對(duì)反應(yīng)前后氣體分子數(shù)有變化的反應(yīng)平衡系統(tǒng)有影響；在恒溫下增大壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動(dòng)；減小壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動(dòng)。（3）溫度：對(duì)于放熱反應(yīng)（H0)，升高溫度，會(huì)使平衡常數(shù)變大，平衡向右移動(dòng)；（4) 催化劑：能降低反應(yīng)的活化能，加快反應(yīng)速率，縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，由于它以同樣倍率加快正、逆反應(yīng)速率，因此不會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)。 呂查德里原理平衡移動(dòng)原理：對(duì)于已達(dá)平衡的動(dòng)態(tài)平衡系統(tǒng)，如以某種形式改變一個(gè)平衡系統(tǒng)的條件（如溫度、壓力

8、、濃度等)，平衡就會(huì)向著減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。 習(xí)題單選題：. 為了提高CO在反應(yīng) CO + H2O(g) CO2 + H2 中的轉(zhuǎn)化率，可以 ( B ) A增加CO的平衡濃度 B增加水蒸氣的濃度 C按比例增加水蒸氣和CO的濃度 D三種辦法都行 . 增加濃度反應(yīng)速率加快，其本質(zhì)原因是 （ B ） A增加活化分子的百分?jǐn)?shù) B增加活化分子數(shù) C降低活化能 D增加速率系數(shù). 可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡后，各反應(yīng)物濃度和生成物濃度 （ A ）A. 不再隨時(shí)間而發(fā)生改變 B. 均隨時(shí)間而發(fā)生改變 C. 是否改變不確定 D. 反應(yīng)物濃度改變，生成物濃度不改變. 下列那些因素不影響化學(xué)平衡的移動(dòng) （ D ） A

9、濃度 B.壓力 C.溫度 D.催化劑. 當(dāng)反應(yīng)2A（g）+B（g） 4C（g）（放熱反應(yīng)），達(dá)到平衡時(shí)，若改變一個(gè)條件能使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)的是 （ D ） A加壓 B使用催化劑 C加熱 D減少C的濃度. 催化劑加快反應(yīng)速度的本質(zhì)原因是（ C ）A.催化劑參與化學(xué)反應(yīng) B.改變了化學(xué)反應(yīng)的方向C.降低了反應(yīng)的活化能 D.提高了活化分子百分?jǐn)?shù). 增加濃度反應(yīng)速率加快，其本質(zhì)原因是 （ B ） A升高活化能 B增加活化分子數(shù) C降低活化能 D增加速率系數(shù)多選題 溫度升高導(dǎo)致化學(xué)反應(yīng)速率明顯增加的原因是（ AD ） A分子碰撞次數(shù)增加B反應(yīng)物壓力增大 C. 活化能升高 D單位體積內(nèi)活化分子百分?jǐn)?shù)增

10、加 E活化能降低 填空題 對(duì)于C（s）+CO2(g) 2CO(g)反應(yīng)在某一溫度下，達(dá)到平衡，若增加體系的總壓，平衡 朝 逆反應(yīng) 方向移動(dòng)，平衡常數(shù)（增大、減小、不變） 不變 。名詞解釋：呂查德里原理 對(duì)于已達(dá)平衡的動(dòng)態(tài)平衡系統(tǒng)，如以某種形式改變一個(gè)平衡系統(tǒng)的條件（如溫度、壓力、濃度等)，平衡就會(huì)向著減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。第3章 ：電解質(zhì)溶液和離子平衡1、 弱酸、弱堿的離解平衡 離解常數(shù)K表示弱電解質(zhì)的離解程度，K越大，離解程度越大，該弱電解質(zhì)相對(duì)較強(qiáng)。離解度、離解常數(shù)和濃度之間的關(guān)系： 對(duì)某一指定的弱電解質(zhì)，因K一定，當(dāng)濃度越稀時(shí)，離解度越大，該關(guān)系稱為稀釋定律。2、 同離子效應(yīng)：在弱電解

11、質(zhì)溶液中，加人含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。3、 緩沖溶液：能保持PH相對(duì)穩(wěn)定的溶液稱為緩沖溶液。緩沖溶液通常由弱酸及其鹽或弱堿及其鹽組成。緩沖溶液同時(shí)具有抵抗外來少量酸或堿的作用，其抗酸、堿作用是由緩沖對(duì)的不同部分來?yè)?dān)負(fù)的。 緩沖溶液的pH值是由緩沖溶液的組成 和組分濃度比決定的。緩沖溶液的緩沖范圍一般為 PKa 1 或 PKb 1 、鹽類的水解 影響水解平衡的因素：鹽的本性、濃度、溫度、酸堿度5、 酸堿質(zhì)子理論：質(zhì)子理論認(rèn)為凡能給出質(zhì)子的物質(zhì)都是酸，凡能接受質(zhì)子的物質(zhì)都是堿。6、 沉淀和溶解平衡 難溶電解質(zhì)溶度積常數(shù)表達(dá)式 對(duì)于相同類型的電解質(zhì)，溶度

12、積大的溶解度也大。因此，通過溶度積數(shù)據(jù)可以直接比較溶解度的大小。對(duì)于不同類型的電解質(zhì)如AgCl和Ag2CrO4，前者溶度積大而溶解度反而小，因此不能通過溶度積的數(shù)據(jù)直接比較它們?nèi)芙舛鹊拇笮　?、溶度積規(guī)則 （1）當(dāng)溶液中離子積Q 溶度積KSP，溶液呈過飽和狀態(tài)，有沉淀從溶液中析出，直到溶液呈飽和狀態(tài)。 （2）當(dāng)溶液中離子積Q 溶度積KSP，溶液呈不飽和狀態(tài)，無(wú)沉淀析出，若系統(tǒng)中原來有沉淀，則沉淀開始溶解，直到溶液飽和。（3）當(dāng)溶液中離子積Q =溶度積KSP，溶液呈飽和狀態(tài)，沉淀和溶解處于動(dòng)態(tài)平衡。通常認(rèn)為殘留在溶液中的離子濃度小于 110-5 molL-1 時(shí)，沉淀就達(dá)完全，即該離子被認(rèn)為已除

13、盡。8、鹽效應(yīng)：由于加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)溶解度增大的效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。 在沉淀操作中利用同離子效應(yīng)的同時(shí)也存在鹽效應(yīng)。故應(yīng)注意所加沉淀劑不要過量太多，否則由于鹽效應(yīng)反而會(huì)使溶解度增大。沉淀劑的用量一般以過量20%-50%為宜。9、分步沉淀：溶液中往往含有多種離子，隨著沉淀劑的加入，各種沉淀會(huì)相繼生成，這種現(xiàn)象稱為分步沉淀。 當(dāng)一種試劑能沉淀溶液中幾種離子時(shí)，生成沉淀所需試劑離子濃度最小者首先沉淀，即離子積首先達(dá)到其溶度積的難溶物先沉淀。如果各離子沉淀所需試劑離子的濃度相差較大，借助分步沉淀就能達(dá)到分離的目的。10、 沉淀的溶解 有以下幾個(gè)途徑：轉(zhuǎn)化成弱電解質(zhì)、發(fā)生氧化-還原反應(yīng)、生成難

14、離解的配離子、轉(zhuǎn)化為另一種沉淀再行溶解。 比如由于AgCl可溶于弱堿氨水，卻不溶于強(qiáng)堿氫氧化鈉是因?yàn)锳g+ 與NH3結(jié)合，生成了穩(wěn)定的配離子Ag(NH3)2+，從而大大降低了溶液中Ag+濃度，使Q，沉淀溶解。習(xí)題：?jiǎn)芜x題：. 向1L 0.1 molL-1的醋酸溶液中加入一些醋酸鈉晶體，會(huì)使 ( C )A. 醋酸的離解常數(shù)增大 B. 醋酸的離解常數(shù)減小 C. 溶液的pH值增大 D. 溶液的pH值減小. 有關(guān)緩沖溶液的描述中錯(cuò)誤的是 （ D ）A. 緩沖溶液的緩沖能力與弱酸及其鹽的濃度有關(guān) B. 緩沖溶液可由弱酸及其鹽組成C. 緩沖溶液能保持溶液的pH值相對(duì)穩(wěn)定 D. 緩沖溶液一定顯堿性. 欲使C

15、aCO3在水溶液中的溶解度增大，可以采用的辦法是 （ B ）A. 加入0.1 molL-1的Na2CO3 B. 升高溶液的pH值C. 加入0.1 molL-1的CaCl2 D. 降低溶液的pH值. 向飽和AgCl溶液中加水，下列敘述正確的是 （ B ）A. AgCl的溶解度增大 B. AgCl的溶解度、溶度積均不變 C. AgCl的溶度積增大 D. AgCl的溶解度、溶度積增大. 按酸堿質(zhì)子理論，在反應(yīng)NH3 + H2O NH4+ + OH-中，屬于酸的是（ B ）。 A. H2O和NH3 B. H2O和NH4+ C. H2O D. NH4+. 室溫下，某弱酸HB的Ka=1.010-5。0.1

16、 molL-1HB溶液的pH值是（ B ）。A. 2 B. 3 C. 5 D. 6. 在NaCl飽和溶液中通入HCl(g)時(shí)，NaCl(s)能沉淀析出的原因是 （B ） A. HCl是強(qiáng)酸，任何強(qiáng)酸都導(dǎo)致沉淀 B. 共同離子Cl-使平衡移動(dòng)，生成NaCl(s) C. 酸的存在降低了Ksp(NaCl)的數(shù)值 D. Ksp(NaCl)不受酸的影響，但增加Cl-離子濃度，能使Ksp(NaCl)減小. AgCl溶度積為1.81010，在100 mL 0.01 molL-1的KCl溶液中，加入1 mL 0.01 molL-1 AgNO3 溶液，下列說法正確的是： （ B ） A. 有AgCl沉淀析出 B

17、. 無(wú)AgCl沉淀 C. 無(wú)法確定 D. 有沉淀，但不是AgCl. 按酸堿質(zhì)子理論，在水溶液中屬于酸的物質(zhì)是 （ C ） A. NaAc B. NaHCO3 C. NH4Cl D. NaCl. 下列物質(zhì)中，不屬于共軛酸堿對(duì)的是 （ C ）A. NH4+NH3 B. H3O+H2O C. H2PO4-PO43- D. HAcAc-. 計(jì)算0.1 molL-1 Na2HPO4溶液H+的近似公式是 （ D ） A. B. C. D. . 下列溶液能組成緩沖溶液的是 （ B ） AH2SO4-Na2SO4 BHAc-NaAc CHCl-NaOH DNH3-NaCl. 已知Ag2CrO4在水溶液中溶解達(dá)

18、到平衡時(shí)的溶解度為S molL-1，則其溶度積為 （ D ） A. S2 B. 2S2 C. S3 D. 4S3. 設(shè)AgCl在純水中、0.01molL-1CaCl2、0.01molL-1NaCl、0.05molL-1AgNO3的溶解度分別為S0、S1、S2、S3，這些數(shù)據(jù)之間的正確關(guān)系應(yīng)是 （ B ） A. S0S1S2S3 B. S0S2S1S3 C. S0S1=S2S3 D. S0S2S3S1. 下列物質(zhì)的水溶液一定顯堿性的是 （ D ） A. 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽 B. 強(qiáng)酸弱堿鹽 C. 弱酸弱堿鹽 D. 強(qiáng)堿弱酸鹽多選題. 在HAc溶液中分別加入下列物質(zhì)，可使其離解度減小的是 （ ABE ）A

19、. NaAc B. HCl C. NaOH D. 水 E. H2SO4. 影響鹽類水解平衡的因素有以下幾個(gè)方面 （ ABCD ）A. 鹽的本性 B. 濃度 C. 溫度 D. 溶液的酸堿度 E. 壓力填空題. 一般情況下，溶度積 大 的沉淀容易轉(zhuǎn)化為溶度積 小 的沉淀，兩者的溶度積相差越大，轉(zhuǎn)化的越完全。. 緩沖系的緩沖范圍是 PKa 1 或 PKb 1 。. 同離子效應(yīng)使難溶電解質(zhì)的溶解度 減小 。 . AB2與AB型的溶度積都為Ksp，在它們的飽和水溶液中溶解度大的為 AB 型。. 根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，CO32-，NH4+屬于酸的是 NH4+ ，屬于堿的是 CO32- 。 . 緩沖溶液的pH值

20、是由_ 緩沖溶液的組成 和組分濃度比 _決定的。. H2PO4-的共軛堿是_HPO42-_，共軛酸是H3PO4_ 。 . 當(dāng)被沉淀離子濃度小于或等于 110-5 molL-1時(shí)，認(rèn)為該離子沉淀完全了。. Mg(OH)2與Fe(OH)2的溶度積分別為5.6110-12和4.8710-17，在它們的飽和水溶液中， Fe2+比Mg2+ 小 。判斷題. 酸性水溶液中不含OH-堿，性水溶液中不含H+。 ( ) . 弱電解質(zhì)的解離度隨電解質(zhì)濃度的降低而增大。 ( ). 任何一個(gè)可逆的化學(xué)反應(yīng),當(dāng)達(dá)到平衡時(shí)各反應(yīng)物和生成物的濃度相等。 ( ). 多元弱酸在水中的離解是分步的。 ( ). 在常溫下，Ag2Cr

21、O4和BaCrO4的溶度積分別為2.010-12和1.610-10，前者小于后者，因此，Ag2CrO4 要比BaCrO4難溶于水。 . 溶液的酸堿性取決于溶液中c（H+）和c（OH-）的相對(duì)大小。 ( ) . 對(duì)于共軛酸堿對(duì)，酸的酸性越強(qiáng)，其相應(yīng)的共軛堿的堿性就越弱。 ( ) . 鹽效應(yīng)與同離子效應(yīng)對(duì)沉淀溶解度的影響相同。 ( )名稱解釋. 鹽效應(yīng): 由于加入易溶強(qiáng)電解質(zhì)而使難溶電解質(zhì)溶解度增大的效應(yīng)稱為鹽效應(yīng)。. 同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中，加人含有相同離子的易溶強(qiáng)電解質(zhì)，使弱電解質(zhì)離解度降低的現(xiàn)象叫做同離子效應(yīng)。. 分步沉淀：溶液中往往含有多種離子，隨著沉淀劑的加入，各種沉淀會(huì)相繼生成，

22、這種現(xiàn)象稱為分步沉淀。. 緩沖溶液：能保持PH相對(duì)穩(wěn)定的溶液稱為緩沖溶液。簡(jiǎn)答題：相同溫度下，將HAc的解離度從大到小排列。 a. 0.1mol /L HAc溶液 b. 0.1mol /L HAc溶液加少量NaClc. 0.1mol /L HAc溶液加少量NaAc d. 0.05 mol /L HAc溶液加少量NaCl答：abdc. 如何用溶度積規(guī)則來判斷沉淀的生成和溶解。答：（1）當(dāng)溶液中離子積Q 溶度積KSP，溶液呈過飽和狀態(tài)，有沉淀從溶液中析出，直到溶液呈飽和狀態(tài)。 （2）當(dāng)溶液中離子積Q 溶度積KSP，溶液呈不飽和狀態(tài)，無(wú)沉淀析出，若系統(tǒng)中原來有沉淀，則沉淀開始溶解，直到溶液飽和。（3

23、）當(dāng)溶液中離子積Q =溶度積KSP，溶液呈飽和狀態(tài)，沉淀和溶解處于動(dòng)態(tài)平衡。 . 請(qǐng)解釋AgCl可溶于弱堿氨水，卻不溶于強(qiáng)堿氫氧化鈉答：因?yàn)锳g+ 與NH3結(jié)合，生成了穩(wěn)定的配離子Ag(NH3)2+，從而大大降低了溶液中Ag+濃度，使Q，沉淀溶解。計(jì)算題：. 工業(yè)上分析水中的Cl-含量，常用AgNO3作滴定劑，K2CrO4作指示劑。在水樣中逐滴加人AgNO3時(shí)，有白色AgCl沉淀析出。繼續(xù)滴加AgNO3，當(dāng)開始出現(xiàn)磚紅色Ag2CrO4時(shí)，即為滴定的終點(diǎn)。(1) 試解釋為什么AgCl 比Ag2CrO4先沉淀；(2) 假定開始時(shí)水樣中C(Cl-) = 7.1 10-3 mol/L，C(CrO42-

24、) = 5.0 10-3 mol/L，計(jì)算當(dāng)Ag2CrO4開始沉淀時(shí)，水樣中的Cl-是否已沉淀完全？ 已知：KSP(AgCl) = 1.8 10-10 KSP(Ag2CrO4) = 1.1 10-12 提示：(1) 欲使沉淀生成，溶液中離子積應(yīng)大于溶度積 設(shè)生成AgCl和Ag2CrO4 沉淀所需的最低Ag+濃度分別為C1和C2 AgCl和Ag2CrO4 的沉淀- 溶解平衡式為AgCl(s) Ag+ + Cl- , Ag2CrO4(s) 2Ag+ + CrO42-C1 = KSP(AgCl)/C（Cl-）= 1.8 10-10 / 7.1 10-3 = 2.5 10-8 C1 = 2.5 10-

25、8 molL-1 C2 = 1.5 10-5 C2 = 1.5 10-5 molL-1 從計(jì)算得知，沉淀Cl-所需Ag+最低濃度比沉淀CrO42-小得多，故加入AgNO3時(shí)，AgCl先沉淀。 (2) 當(dāng)Ag2CrO4開始沉淀時(shí)，溶液中Cl- 濃度為 C(Cl-) = KSP(AgCl)/C（Ag+）= 1.8 10-10 /( 1.5 10-5 )= 1.2 10-5C(Cl-) = 1.2 10-5 molL-1 Cl- 濃度接近1 10-5 molL-1，故Ag2CrO4 開始沉淀時(shí)，可認(rèn)為Cl-已基本沉淀完全。. 已知25時(shí)，K(HAc) = 1.75 10-5 。計(jì)算該溫度下0.10

26、molL-1 的HAc溶液中H+、Ac-離子的濃度以及溶液的PH，并計(jì)算該濃度下HAc離解度。 提示：HAc的解離平衡式為： HAc H+ + Ac- 起始濃度C0/ molL-1 0.10 0 0 平衡濃度C/ molL-1 0.10 x x x = = = 1.75 10-5 因K(HAc)很小，可近似地認(rèn)為0.10-x 0.10 =1.3 10-3 C(H+) = C(Ac-) = 1.3 10-3 molL-1 PH = - lgC (H+)= - lg1.3 10-3 = 2.89 = （1.3 10-3/0.10） 100% = 1.3%. 已知某溶液中含有0.10 molL-1

27、Ni2+和0.10 molL-1 Fe3+，試問能否通過控制PH的方法達(dá)到分離二者的目的。 已知：KSP Ni(OH)2 = 2.0 10-15 KSP (Fe(OH)3 = 4 10-33 提示： 欲使Ni2+沉淀所需OH-的最低濃度為 C1（OH-） = = =1.4 10-7 C1 (OH) = 1.4 10-7 molL-1 PH = 7.2 欲使Fe3+沉淀所需OH-的最低濃度為 C2（OH-） = = = 7.4 10-13 C2（OH-）= 7.4 10-13 molL-1 PH = 1.87 可見當(dāng)混合溶液中加入OH-時(shí)，F(xiàn)e3+首先沉淀。 設(shè)當(dāng)Fe3+的濃度降為1.0 10-

28、5 molL-1時(shí)，它已被沉淀完全，此時(shí)溶液的OH-濃度為 C3（OH-） = = = 1.6 10-11 C3（OH-）= 1.6 10-11 molL-1 PH =3.20 PH=3.20時(shí)，Ni(OH)2還未沉淀。因此只要控制3.2PH7.2，就能使二者達(dá)到分離。第四章：氧化和還原1、氧化還原反應(yīng) 在氧化還原反應(yīng)中，失電子的過程稱為氧化，失去電子的物質(zhì)為還原劑；得到電子的過程稱為還原，得電子的物質(zhì)為氧化劑。氧化與還原必然同時(shí)發(fā)生。 每個(gè)氧化還原反應(yīng)可表示為兩個(gè)半反應(yīng)。每個(gè)半反應(yīng)中包括著同一種元素的兩種不同氧化態(tài)物種，如Fe2+和Fe；Cu2+和Cu，它們被稱為氧化還原點(diǎn)對(duì)。電對(duì)中氧化值較

29、大的為氧化型，氧化值較小的為還原型。2、 離子-電子法配平化學(xué)反應(yīng)方程式的基本原則 （1）反應(yīng)中氧化劑得到的電子總數(shù)，必須等于還原劑失去的電子總數(shù)。 （2) 根據(jù)質(zhì)量守恒定律，方程式兩邊各種元素的原子總數(shù)必定相等。同時(shí)，方程式左右兩邊的離子電荷總數(shù)也應(yīng)相等。3、 原電池 在原電池中，給出電子的電極稱為負(fù)極，發(fā)生氧化反應(yīng)；接受電子的電極稱為正極，發(fā)生還原反應(yīng)。習(xí)題單選題. 下列各半反應(yīng)中發(fā)生還原過程的是 ( B ) A. FeFe2+ B. Co3+Co2+ C. NONO3- D. H2O2O2. 在半電池Cu | Cu2+溶液中，加入氨水，可使ECu | Cu2+的值 （ B ） A. 增大

30、 B. 減小 C. 不變 D. 等于零 . 已知EMn2+ / Mn = 1.029V，EFe3+ / Fe2+= 0.771V，EI2 / I- = 0.535V，判斷氧化劑強(qiáng)弱的順序是 （ A ） A. Mn2+ Fe3+ I2 B. I2 Fe3+ Mn2+ C. Fe3+ Mn2+ I2 D. I2 Mn2+ Fe3+ 多選題. 下列各半反應(yīng)中，發(fā)生還原過程的是 （ BE ） A. Fe Fe2+ B. Co3+ Co2+ C. NO NO3- D. H2O2 O2 E. Ag+ Ag 填空題 . 原電池中，發(fā)生還原反應(yīng)的電極為 正 極，發(fā)生氧化反應(yīng)的電極為 負(fù) 極。. 單質(zhì)中元素原子

31、的氧化數(shù)為 0 ，氧在H2O2和BaO2中的氧化數(shù)為 -1 。第5章 、原子結(jié)構(gòu)域元素周期律1、 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài) （1）波函數(shù)與原子軌道：波函數(shù)是量子力學(xué)描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，波函數(shù)稱為原子軌道函數(shù)或簡(jiǎn)稱原子軌函、原子軌道，但此處的原子軌道絕無(wú)宏觀物體固定軌道的含義，它只是反映了核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)表現(xiàn)出的波動(dòng)性和統(tǒng)計(jì)性規(guī)律，表示電子在空間各點(diǎn)出現(xiàn)的概率。（2） 四個(gè)量子數(shù) 主量子數(shù)n：其取值為從1開始的正整數(shù)（1，2，3，4,5,6.）。主量子數(shù)表示電子離核的平均距離，n越大，電子離核平均距離越遠(yuǎn)。電子離核越近，其能量越低。n是決定電子能量的主要量子數(shù)。n值又代表電子層數(shù)，不

32、同的電子層用不同的符合表示：K，L，M，N，O，P. 角量子數(shù)l：是用來描述不同亞層的量子數(shù)，l的取值受n的制約，可以取從0到n-1的正整數(shù)。每個(gè)l值代表一個(gè)亞層，亞層用光譜符合s，p，d，f表示。同一亞層中，隨著l數(shù)值的增大，原子軌道能量也依次升高。 磁量子數(shù)m：是用來描述原子軌道在空間的伸展方向的。磁量子數(shù)的取值受角量子數(shù)的制約。當(dāng)角量子數(shù)為l時(shí)，m的取值可以從+l到-l并包括0在內(nèi)的整數(shù)，即m = 0， 1，2，.，l。每個(gè)取值表示亞層中的一個(gè)有一定空間伸展方向的軌道。因此，一個(gè)亞層中m有幾個(gè)數(shù)值，該亞層中就有幾個(gè)伸展方向不同的軌道。 用n，l，m三個(gè)量子數(shù)即可決定一個(gè)特定原子軌道的大小

33、、形狀和伸展方向。 自旋量子數(shù)ms：是描述電子自旋運(yùn)動(dòng)的量子數(shù)，取值是+1/2和-1/2，符合用和表示，由于自旋量子數(shù)只有兩個(gè)取值，因此每個(gè)原子軌道最多容納2個(gè)電子。 2、 原子中電子的排布 （1）基態(tài)原子中電子的排布原理 能量最低原理：原子核外電子的排布遵循能量最低原理，隨著原子序數(shù)的遞增，電子總是優(yōu)先進(jìn)入能量最低的能級(jí)。 泡利不相容原理：泡利提出：在同一原子中，不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的2個(gè)電子。換句話說，在同一軌道上最多只能容納2個(gè)自旋方向相反的 電子 洪德原理：在同一亞層的等價(jià)軌道上，電子將盡可能占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。習(xí)題單選題. 決定原子軌道的量子數(shù)是 （ A ） A.

34、n, l, m B. m, ms C. n, l, ms D. n, l. 在n = 5的電子層中，能容納的電子數(shù)是 （ A ） A. 50 B. 30 C. 25 D. 15. 下列各組量子數(shù)中（n , l , m , ms）合理的一組是 （ C ）A.（2 , 1, -1, 0） B.（3 , 1, 2 , +1/2） C.（3, 2, 0, -1/2） D.（2, 0, 1 , +1/2）多選題. 基態(tài)原子中電子的排布原理包括 （ ABC ） A. 能量最低原理 B. 泡利不相容原理 C.洪德原理 D. 平衡移動(dòng)原理 E. 黑斯定律. 關(guān)于原子軌道的下述觀點(diǎn)，正確的是 （ BCE ） A

35、原子軌道是電子運(yùn)動(dòng)的軌道； B. 某一原子軌道是電子的一種空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，即波函數(shù)；C原子軌道表示電子在空間各點(diǎn)出現(xiàn)的概率；D. 原子軌道表示電子在空間各點(diǎn)出現(xiàn)的概率密度；E. 原子軌道反應(yīng)了核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)表現(xiàn)出的波動(dòng)性和統(tǒng)計(jì)規(guī)律；. 同一原子中，可能存在下列量子數(shù)的兩個(gè)電子 （ C ） A. （1，1，0，+）和（1，0，0，-） B. （2，0，1，+）和（2，0，0，-） C. （3，2，0，-）和（3，2，1，-） D. （1，0，0，-）和（1，0，0，-）名詞解釋. 泡利不相容原理：泡利提出：在同一原子中，不可能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的2個(gè)電子。換句話說，在同一軌道上最多只能容納2個(gè)

36、自旋方向相反的電子. 洪德原理: 在同一亞層的等價(jià)軌道上，電子將盡可能占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。第六章、分子結(jié)構(gòu)與晶體結(jié)構(gòu)1、共價(jià)鍵：兩個(gè)原子由于共用電子對(duì)吸引兩個(gè)相同的原子核而結(jié)合在一起，電子成對(duì)并共用之后，每個(gè)原子都達(dá)到穩(wěn)定的8電子結(jié)構(gòu)。這種通過共用電子對(duì)形成的鍵叫做共價(jià)鍵。一般來說，電負(fù)性相差不大的元素原子之間常形成共價(jià)鍵。（1）價(jià)鍵理論的要點(diǎn)：電子配對(duì)原理：兩個(gè)鍵合原子互相接近時(shí)，各提供1個(gè)自旋方向相反的電子彼此配對(duì)，形成共價(jià)鍵，故價(jià)鍵理論又稱為電子配對(duì)法。最大重疊原理：成鍵電子的原子軌道重疊越多，則兩核間的電子概率密度越大，形成的共價(jià)鍵越牢固。（2）共價(jià)鍵的特征：飽和性和方向性

37、（3）鍵參數(shù)：鍵長(zhǎng)、鍵能、鍵角 2、雜化軌道理論與分子幾何構(gòu)型 （1）SP雜化：同一個(gè)原子的1個(gè)S軌道和1個(gè)P軌道之間進(jìn)行的雜化，形成2個(gè)等價(jià)的SP雜化軌道。兩個(gè)軌道在一直線上，雜化軌道間的夾角是1800.如HgCl2分子的幾何構(gòu)型為直線型。 （2）SP2雜化: 同一個(gè)原子的1個(gè)S軌道和2個(gè)P軌道之間進(jìn)行的雜化，形成3個(gè)等價(jià)的SP3軌道，分子幾何構(gòu)型是平面三角形，鍵角為1200. 如BF3分子。 （3）SP3雜化：同一個(gè)原子的1個(gè)S軌道和3個(gè)P軌道之間進(jìn)行的雜化，形成4個(gè)等價(jià)的SP3軌道，分子幾何構(gòu)型是正四面體形，鍵角為109.50. CH4分子的幾何構(gòu)型：C原子的價(jià)層電子為2S22P2，只有

38、兩個(gè)未成對(duì)電子。成鍵過程中，經(jīng)過激發(fā)，成為2S12Px12Py12Pz1，同時(shí)發(fā)生雜化，組成4個(gè)新的等價(jià)的SP3雜化軌道，4個(gè)雜化軌道的大頭指向正四面體的4個(gè)頂點(diǎn)，雜化軌道間的夾角為109.5，4個(gè)H原子的S軌道以“頭頂頭”方式與4個(gè)雜化軌道形成4個(gè)鍵。所以，CH4分子為正四面體，C原子位于其中心。3、分子間力與分子晶體 （1）分子的極性：對(duì)于雙原子分子來說，分子的極性與化學(xué)鍵的極性一致。對(duì)于多原子分子來說，分子有無(wú)極性，由分子的組成和結(jié)構(gòu)而定。 （2）分子間力：包括色散力、誘導(dǎo)力和取向力，通稱為范德華力。習(xí)題單選題：. 每個(gè)氨分子中1個(gè)氮原子只能與3個(gè)氫原子結(jié)合，這是 （ D ）A. 由N和

39、H原子的半徑比決定的 B. 由N和H原子的非金屬性決定的 C. 由N和H原子電子總數(shù)決定的 D. 共價(jià)鍵的飽和性和方向性決定的. 下列各組物質(zhì)之間，能形成氫鍵的是 （ D ）A. HCl和H2O B. CH4和HCl C. N2和H2O D. HF和H2O多選題. 下列說法那些是不正確的 （ ABCDE ） A. SP3雜化軌道是指1S軌道與3P軌道混合而成的軌道 B. 極性鍵組成極性分子，非極性鍵組成非極性分子 C. Hg原子在基態(tài)時(shí)，最外層2個(gè)6s電子已成對(duì)，所以不能形成共價(jià)鍵。 D. 所有AB3型分子的偶極矩都不為零，故都是極性分子。 E. 原子晶體中只有共價(jià)鍵，故凡是以共價(jià)鍵結(jié)合的物質(zhì)

40、一定都形成原子晶體；. 下列分子中的共價(jià)鍵為極性共價(jià)鍵的是 （ ABE ） A. HCl B. NH3 C. H2 D. N2 E. H2S. 分子間力包括哪幾種 （ ABC ） A. 色散力 B. 誘導(dǎo)力 C. 取向力 D. 共價(jià)力 E. 彈力. 下列屬于非極性分子的是 （ AC ） A. CO2 B. H2O C. CH4 D. SO2 E. NH3填空題. 原子間通過共用電子對(duì)而形成的化學(xué)鍵稱為 共價(jià)鍵 。. 成鍵時(shí)有一個(gè)原子提供共用電子對(duì)，一個(gè)原子提供空軌道形成的共價(jià)鍵稱為 配位鍵 。簡(jiǎn)答題：試用雜化軌道理論說明CH4分子的幾何構(gòu)型 答：C原子的價(jià)層電子為2S22P2，只有兩個(gè)未成對(duì)電子。成鍵過程中，經(jīng)過激發(fā)，成為2S12Px12Py12Pz1，同時(shí)發(fā)生雜化，