38無機化學萬題庫答案問答題79

（七）溶液與膠體用乙二醇較好。因為它的沸點高，難揮發(fā)。而乙醇的沸點比水還低，在汽車行駛時會使散熱器水箱受熱，溶液中的乙醇先揮發(fā)而容易著火。2．凝固點由低至高的順序為②<①<③<⑦<⑤<④<⑥3．蒸氣壓增加的順序為②<①<③<⑤<④<⑥4．將0℃的冰放在0℃的水中將出現(xiàn)冰水平衡共存現(xiàn)象，因為0℃的冰和0℃的水它們的蒸氣壓相等。但將0℃的冰放在0℃的鹽水中將發(fā)生冰融化為水，冰將消失的現(xiàn)象。因為冰的蒸氣壓大于鹽水的蒸氣壓。5．根據(jù)題意，KCl的物質(zhì)的量為0.12mmol，而AgNO3的物質(zhì)的量為0.5mmol，因此AgNO3是過量的。則AgCl膠團的結(jié)構(gòu)式為[(AgCl)m·nAg＋·(n－x)NO3－]x＋·xNO3－膠核電位離子反離子反離子吸附層膠粒擴散層膠團由于膠粒帶正電荷，所以電泳時膠粒向負極(陰極)移動。6．沸點由低至高的順序排列如下：⑥<④<⑤<⑦<③<①<②7．把相同質(zhì)量的葡萄糖和甘油分別溶于100g水中，所得溶液的沸點、凝固點、蒸氣壓和滲透壓都不相同。因為稀溶液的上述性質(zhì)主要與在一定量溶劑中所含溶質(zhì)的微粒數(shù)目有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。葡萄糖(C6H12O6)的分子量為180，甘油[C3H5(OH)3]的分子量為92，因而相同質(zhì)量的葡萄糖和甘油所含的分子個數(shù)并不相同，甘油的分子個數(shù)較多，當它們分別溶于100g水中，則甘油溶液的沸點較高，凝固點較低，蒸氣壓較低，滲透壓較大。如果把相同物質(zhì)的量的葡萄糖和甘油分別溶于100g水中，則所得兩種溶液中所含溶質(zhì)微粒數(shù)相同，因此上述稀溶液依數(shù)性的數(shù)值也相同。8．稀溶液的沸點不一定比純?nèi)軇└?。對于難揮發(fā)或揮發(fā)性比純?nèi)軇┑偷娜苜|(zhì)，其稀溶液的沸點比純?nèi)軇┑母?；而對于揮發(fā)性比純?nèi)軇┐蟮娜苜|(zhì)(例如在水中加入乙醇)溶液的蒸氣壓將比純?nèi)軇┑母?，此時溶液的沸點比純?nèi)軇┑汀?．可以用滲透壓來說明其主要原因。當土壤中溶液的濃度大于農(nóng)作物細胞液濃度時，細胞液中的水份將通過細胞膜向土壤滲透，則細胞達不到所需的水份。因此，鹽堿地中鹽的濃度較大時，農(nóng)作物的細胞會失水、甚至枯萎。同樣，施了太濃的肥料，農(nóng)作物的細胞也會失水，導(dǎo)致作物被“燒死”。10．因為北方冬天氣溫在0℃以下，凍梨內(nèi)有大量糖水，由于冰點下降，所以凍梨內(nèi)的溫度低于0℃。當把凍梨在涼水中浸泡，凍梨將從涼水中吸收熱量，而使凍梨表面的水因失熱而結(jié)冰，說明凍梨內(nèi)部已經(jīng)吸熱而解凍了。11．[(AgI)m·nI－·(n－x)K＋]x－·xK＋膠核電位離子反離子反離子吸附層膠粒擴散層膠團由于膠粒帶負電荷，所以電泳時膠粒向正極(陽極)移動。12．根據(jù)叔爾采－哈迪規(guī)則：與溶膠所帶電荷相反的離子的價態(tài)越高，聚沉能力越大(表現(xiàn)為聚沉值越小)。此外，當正離子電荷相同時，通常半徑小的正離子因水化能力強，水化半徑大，聚沉能力反而小。根據(jù)以上規(guī)律可排列聚沉能力大小順序如下：⑴因為KCl過量，所以形成的膠粒帶負電，起聚沉作用的是正離子：聚沉能力：AlCl3>MgSO4>K3[Fe(CN)6]⑵因為AgNO3過量，所以形成的膠粒帶正電，起聚沉作用的是負離子：聚沉能力：K3[Fe(CN)6]>MgSO4>AlCl313．溶液中微粒的總濃度越大，蒸氣壓將越低，所以可排序為：②<①<③<⑤<④<⑥14．[(Sb2S3)m·nHS－·(n－x)H＋]x－·xH＋電位離子：HS－；反離子：H＋15．該溶膠的膠粒應(yīng)帶正電，電泳方向是向負極。因為題目給出的電解質(zhì)正離子相同，而負離子不同，相同濃度時聚沉能力不同，顯然是負離子起聚沉作用，則膠粒必然是帶正電的。16．根據(jù)題意＝100×0.01＝1.0（mmol）＝50×0.005＝0.25（mmol）可見是AgNO3過量，所以膠團結(jié)構(gòu)式為[(Ag2CrO4)m·nAg＋·(n－x)NO3－]x＋·xNO3－膠粒帶正電荷，起聚沉作用的應(yīng)是負離子，聚沉值從大到小順序為：[Co(NH3)6]Cl3>MgSO4>K3[Fe(CN)6]（聚沉值越小，則聚沉能力越大）17．[(As2S3)m·nHS－·(n－x)H＋]x－·xH＋由于膠粒帶負電荷，所以電泳時膠粒向正極(陽極)移動。18．從題目數(shù)據(jù)看是(NH4)2C2O4過量，所以草酸鈣溶膠的膠團結(jié)構(gòu)式為：[(CaC2O4)m·nC2O42－·2(n－x)NH4＋]2x－·2xNH4＋由于膠粒帶負電荷，所以電泳時膠粒向正極(陽極)移動。19．因為稀溶液的依數(shù)性主要與在一定量溶劑中所含溶質(zhì)的微粒數(shù)目有關(guān)，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。在相同的壓力下，相同質(zhì)量摩爾濃度的葡萄糖和食鹽水溶液中，由于食鹽是電解質(zhì)，而葡萄糖是非電解質(zhì)，所以它們的溶液中微粒數(shù)目不相同，食鹽溶液中的微粒數(shù)多一些，它的滲透壓也大一些。20．純?nèi)軇┑恼魵鈮翰煌谌芤旱恼魵鈮?。因為溶液中除了溶劑分子外，還含有溶質(zhì)分子。當溶液中的溶質(zhì)是難揮發(fā)的物質(zhì)時，則溶液的蒸氣壓實際上是溶液中溶劑的蒸氣壓。由于溶質(zhì)分子占據(jù)了一定的液面位置，使單位時間內(nèi)溶劑分子逸出的分子數(shù)減少，導(dǎo)致溶液的蒸氣壓比純?nèi)軇┫陆?。當溶質(zhì)是難揮發(fā)的非電解質(zhì)時，稀溶液蒸氣壓值符合拉烏爾定律:在一定溫度下，稀溶液的蒸氣壓等于純?nèi)軇┑恼魵鈮号c溶劑摩爾分數(shù)的乘積。在這種情況下，溶液的蒸氣壓必然小于純?nèi)軇┑恼魵鈮?。其?shù)學表達式為：當溶液很稀時，可以有如下近似計算公式：因此拉烏爾定律也可以作如下表述：在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降值與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。當溶質(zhì)為難揮發(fā)電解質(zhì)時，溶液的蒸氣壓也必然下降，但其具體數(shù)值因受電離程度的影響，無法以一些簡單公式進行計算。當溶質(zhì)也有揮發(fā)性時，若溶質(zhì)與溶劑相互間不發(fā)生作用(這種溶液也稱為理想溶液)，則拉烏爾定律分別適用于它們：則溶液的蒸氣壓等于各組分蒸氣壓之和。顯然，當溶質(zhì)的揮發(fā)性比純?nèi)軇┑膿]發(fā)性還大時，溶液的蒸氣壓可以大于純?nèi)軇┑恼魵鈮骸?1．純水的冷卻過程：從A點開始，水逐漸冷卻，溫度降至B點(0℃)時，水開始結(jié)冰。在水結(jié)冰的過程中，溫度保持不變，水和冰處于固－液平衡狀態(tài)。這時，曲線出現(xiàn)一水平直線BC。到C點時，水完全結(jié)成了冰。隨溫度的下降，冰的溫度繼續(xù)降低。水溶液的冷卻過程：從A1點開始，水溶液逐漸冷卻，溫度降至B1點(溫度低于0℃)時，溶液中的溶劑開始結(jié)冰。由于溶液的蒸氣壓低于純水的蒸氣壓，所以溶液的凝固點(實際是溶液中水的凝固點)低于純水的凝固點。隨著溶液中水以冰的形式不斷析出，溶液的濃度不斷增大，而溶液的蒸氣壓則繼續(xù)下降，因而溶液的凝固點也繼續(xù)降低，曲線中出現(xiàn)B1C1段。至C1點時，溶液中的溶質(zhì)由于達到飽和而隨同冰一起析出。由于溶質(zhì)和冰一起析出，溶液的濃度保持不變，則體系的溫度也保持不變，出現(xiàn)一水平直線C1D1。至D1點時，溶液全部凍結(jié)為固相，隨溫度的下降，凍結(jié)物的溫度繼續(xù)降低。對比上述過程，兩者的區(qū)別是：純水冷卻時，有固定的凝固點，而水溶液冷卻時，溶液中的水凝固沒有固定的凝固點。22．在水的相圖中，AO線、BO線、CO線分別表示氣－液、液－固和氣－固兩相的平衡曲線。具體是：OA線：水在不同溫度下的蒸氣壓曲線；OB線：水的凝固點(或冰的熔點)隨壓力變化的曲線；OC線：冰在不同溫度下的蒸氣壓曲線(也是冰的升華曲線)。OA線的物理意義：OA線是水的液相區(qū)和固相區(qū)的分界線。曲線上的任意一點，表示氣、液兩相處于平衡狀態(tài)。當曲線上某點壓力等于外界大氣壓時，則該點對應(yīng)的溫度就是水的沸點。如果壓力不變，改變溫度，則兩相平衡將被破壞，溫度降低則變?yōu)樗?，溫度升高則變?yōu)樗魵狻Ｍ瑯?，如果溫度不變，改變壓力，兩相平衡也將被破壞，壓力增大，則變?yōu)樗?，壓力減小則變?yōu)樗魵?。所以，當溫度或壓力之一發(fā)生改變，另一項只能按曲線對應(yīng)的值改變才能保持平衡。OB線和OC線的物理意義也可作相類似的分析。23．經(jīng)過足夠長的時間后，A杯中的水會全部轉(zhuǎn)移至B杯中。因為純水的蒸氣壓總是大于溶液的蒸氣壓，則在該密閉容器中，水蒸氣壓對純水是飽和的，則對于溶液則是過飽和的，水蒸氣會凝聚到溶液中。而當水蒸氣對溶液是飽和的，則對純水卻是不飽和的，純水將繼續(xù)蒸發(fā)，再次重復(fù)上述過程，一直到純水全部轉(zhuǎn)移到溶液中為止。24．膠團結(jié)構(gòu)式為：{[Al(OH)3]m·nAl3＋·(3n－x)Cl－}X＋·xCl－膠核吸附層擴散層膠粒膠團由于膠粒帶正電，所以在電泳時膠粒向負極移動。25．分散質(zhì)粒子平均直徑為1nm～100nm之間的分散體系稱為膠體分散系。有穩(wěn)定劑存在下的高度分散的膠體分散系稱為溶膠。溶膠可分為：氣溶膠：以氣體為分散介質(zhì)，液體、固體為分散質(zhì)形成的溶膠。如云、霧、煙、塵。液溶膠：以液體為分散介質(zhì)，氣體、液體、固體為分散質(zhì)形成的溶膠。這是應(yīng)用最多的溶膠。在不指名情況下溶膠即指液溶膠。例如泡沫、牛奶、金溶膠等。固溶膠：以固體為分散介質(zhì)，氣體、液體、固體為分散質(zhì)形成的溶膠。如泡沫塑料、泡沫橡膠、泡沫陶瓷、有色玻璃、非均勻態(tài)合金、紅寶石等。溶膠(主要指液溶膠)具有如下基本性質(zhì)：⑴溶膠的光學性質(zhì)丁達爾現(xiàn)象在暗室中，當一束光通過溶膠時，在垂直于光路方向上可以觀察到一條明亮的光柱，這種現(xiàn)象稱為丁達爾現(xiàn)象。這是因為膠粒直徑小于入射光的波長，發(fā)生光的散射現(xiàn)象。丁達爾現(xiàn)象可以區(qū)別溶膠與溶液。⑵溶膠的電學性質(zhì)電泳現(xiàn)象溶膠粒子在電場中可以定向移動，這種現(xiàn)象稱為電泳。這是因為膠粒帶有一定的電荷，所以在電場中會向一定的電極方向移動。電泳現(xiàn)象可用于檢驗?zāi)z粒所帶電荷。⑶溶膠的動力學性質(zhì)布朗運動懸浮在水中的細小微粒不停地、無規(guī)則的運動稱為布朗運動。由于溶膠粒子很小，且呈不規(guī)則狀，與水分子大小有一定可比性，所以水分子從不同方向上對膠粒不均勻的撞擊及膠粒本身的熱運動，造成膠粒不停地、無規(guī)則的運動。溶膠體系因有巨大的表面積，從而有巨大的表面能，在熱力學上是不穩(wěn)定的。但布朗運動使膠粒能克服地心引力而不易沉降，使溶膠具有動力學穩(wěn)定性，是溶膠穩(wěn)定性因素之一。26．經(jīng)過長時間的放置后，濃的變稀，稀的變濃，只要時間足夠的長，兩杯糖水的濃度最終將變得濃度相等。因為溶液的蒸氣壓下降與溶液的質(zhì)量摩爾濃度成正比，所以濃溶液的蒸氣壓較小，稀溶液的蒸氣壓較大。在密閉的玻璃罩鐘內(nèi)蒸氣壓對稀溶液是飽和的，則對濃溶液則是過飽和的，水蒸氣將在濃溶液的液面凝聚為水，這樣對稀溶液又是不飽和的了，稀溶液的溶劑水將繼續(xù)蒸發(fā)，再重復(fù)上述過程，直至兩杯糖水濃度相等，才達到平衡。27．海水中鹽的濃度比淡水中要大得多，海水中的魚為適應(yīng)海水的生存條件，他們的細胞中的細胞液鹽的濃度高于淡水中鹽的濃度。若將海水魚放置在淡水中，則由于滲透作用，水通過魚的細胞壁進入細胞內(nèi)，導(dǎo)致魚的細胞內(nèi)液體過多，細胞壁將會脹破，因此海水中的魚在淡水中不能生存。28．由于正離子通常半徑較小，水化能力強。所以正離子對負溶膠起聚沉作用時不是以簡單離子去作用，而是帶著水化層去中和負溶膠的電荷的。而半徑小的正離子水化層的厚度較大，水化半徑要大于半徑大的正離子的水化半徑，所以電荷數(shù)相同的正離子對負溶膠的聚沉能力，是半徑大的強于半徑小的。29．稀的飽和溶液和濃的不飽和溶液都是可以存在的。對于一些難溶物質(zhì)(如難溶鹽)，達到溶解－沉淀平衡時，溶液中所含溶質(zhì)質(zhì)量很少。例如AgCl是一種難溶鹽，在其飽和溶液中溶解的AgCl量很少，濃度在10－5mol·L－1左右。而對于易溶鹽，例如AgNO3的溶解度很大，在室溫下即達200g以上/100g水。所以即使未達溶解平衡其濃度也已經(jīng)很大了。30．由于海水中含鹽量大約為2～3％，導(dǎo)致海水的凝固點下降。當海水在0℃以下結(jié)冰時，實際上是海水中的水結(jié)冰析出，海水中的鹽因遠未達到飽和而不會析出。海水中的鹽要與冰一道析出，必須是大量水結(jié)冰后，溫度繼續(xù)下降，海水中鹽的濃度達到飽和時才會發(fā)生。而海水的量很大，盡管析出了許多冰山，但海水中的鹽仍然不會達到飽和狀態(tài)，所以鹽不會析出，形成的冰山都是由水結(jié)冰而析出的。（八）電解質(zhì)溶液1．強酸溶液：[H3N－CH2－C－OH]＋‖O強堿溶液：[H2N－CH2－C－O]－‖O純水溶液：＋[H3N－CH2－C－O]－‖O2．不相同。中和醋酸所需NaOH的量較多。因為HCl是強酸，在水中完全電離。pH＝3.80時[HCl]＝[H＋]＝10－3.80＝1.6×10－4(mol·L－1)而HAc是弱酸，在水中只部分電離。pH＝3.80時[H＋]＝＝1.6×10－4(mol·L－1)[HAc]＝＝1.4×10－3(mol·L－1)可見[HAc]>[HCl]，在相同體積情況下，HAc的量要比HCl多得多，所以中和醋酸所需NaOH的量較多。3．草酸是個二元弱酸，溶液中存在下列離解平衡：H2C2O4H＋＋HC2O4－HC2O4－H＋＋C2O42－加入Ca2＋離子溶液后，[Ca2＋][C2O42－]>KspΘCaC2O4，因而析出CaC2O4沉淀。當過濾出沉淀后，溶液中[Ca2＋][C2O42－]＝KspΘCaC2O4，溶液中仍然存在以下平衡：H2C2O4H＋＋HC2O4－HC2O4－H＋＋C2O42－加氨水于濾液中，由于NH3中和了H＋：NH3＋H＋＝NH4＋，促使上述平衡向右移動，體系中[C2O]增大，于是又使[Ca2＋][C2O42－]>KspΘCaC2O4，再次析出CaC2O4沉淀。4．加入KI溶液后，將有黃色AgI沉淀析出。因為Ag2CrO4固體在水中將有少量溶解，Ag2CrO42Ag＋＋CrO42－溶液中[Ag＋]2[CrO42－]＝KspΘAg2C2O4＝1.1×10－12，設(shè)Ag2CrO4的溶解度為smol·L－1，則[Ag＋]＝2s，[CrO42－]＝s，即(2s)2·s＝1.1×10－12，可計算得s＝6.5×10－5(mol·L－1)而[Ag＋]＝2s＝1.3×10－4(mol·L－1)當加入KI溶液后，若[Ag＋][I－]>8.3×10－17，就會有AgI沉淀析出。即[I－]>＝＝6.4×10－13(mol·L－1)該[I－]是一個很小的數(shù)值，所以稍微滴加少許KI溶液就有黃色AgI沉淀析出。若加入足夠的KI溶液，就可以把磚紅色的Ag2CrO4固體全部轉(zhuǎn)化為黃色的AgI沉淀。5．在水中形成酸的有：P4P6、Mn2O7、Cl2O、B2O3、I2O5、SO2、Cl2O7、CO2、SO3；在水中形成堿的有：Na2O。它們與水反應(yīng)的方程式如下：P4P6＋6H2O＝4H3PO3Mn2O7＋H2O＝2HMnO4Cl2O＋H2O＝2HClOB2O3＋3H2O＝2H3BO3I2O5＋H2O＝2HIO3SO2＋H2O＝H2SO3Cl2O7＋H2O＝2HClO4CO2＋H2O＝H2CO3SO3＋H2O＝H2SO4Na2O＋H2O＝NaOH6．根據(jù)酸堿質(zhì)子理論：酸：H2S、HCl；堿：CO、NO、CH3COO－、OH－；既是酸又是堿：HS－、H2PO、NH3、H2O。7．HCN＋H2O＝H3O＋＋CN－酸1堿2酸2堿1Ka＝＝KHCN＝4.93×10－10NO＋H2O＝OH－＋HNO2堿1酸2堿2酸1Kb＝＝＝＝2.2×10－11S2－＋H2O＝OH－＋HS－堿1酸2堿2酸1Kb＝＝＝＝1.4PO＋H2O＝OH－＋HPO堿1酸2堿2酸1Kb＝＝＝＝4.5×10－28．因為鹽的水解實質(zhì)是它與水反應(yīng)生成弱電解質(zhì)，具體地說是組成鹽的正負離子分別加合OH－或H＋生成弱堿或弱酸。在周期表中堿金屬離子不能結(jié)合水中的OH－離子生成弱電解質(zhì)，所以它們幾乎不水解。酸根離子的水解常數(shù)Kh＝，所以Ka越小酸越弱，即酸根離子加質(zhì)子能力越強，則水解常數(shù)Kh越大。可見，酸根離子的水解常數(shù)與它們加合質(zhì)子的能力成正比。9．金屬硫化物和碳酸鹽均屬于弱酸鹽，它們的弱酸根離子水解程度都很大：S2－＋H2OHS－＋OH－HS－＋H2OH2S＋OH－CO32－＋H2OHCO3－＋OH－HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－難溶金屬硫化物和碳酸鹽或多或少會溶解一點，溶解部分是完全電離的，進而發(fā)生水解。由于水解，將使S2－、CO32－濃度減小它們與金屬離子結(jié)合成難溶物的機會也相應(yīng)減小，從而會使難溶金屬硫化物和碳酸鹽的溶解度有所增大。10．由于硫化鋁是弱酸弱堿鹽，在水中強烈水解(所謂雙水解)，其水解產(chǎn)物是難溶的弱堿和易成氣體逸出的H2S。水解過程進行非常完全：Al2S3＋6H2O2Al(OH)3↓＋3H2S↑所以硫化鋁不能在水中重結(jié)晶11．醋酸的電離平衡式如下：HAcH＋＋Ac－當加入鹽酸時，由于鹽酸是強電解質(zhì)，所以溶液中加入了大量H＋離子，由于同離子效應(yīng)，醋酸的電離平衡將向左移動，即醋酸的電離度將減小。當加入強電解質(zhì)NaAc后，由于NaAc電離出的醋酸根對醋酸的電離平衡起同離子效應(yīng)，將降低醋酸的電離度。當加水稀釋時，由于溶液變稀，H＋和Ac－結(jié)合成HAc的機會減少，即平衡會向右移動，使HAc的電離度增大。12．⑴不對。因為氨水是弱電解質(zhì)，在稀釋時電離度有所增大。其中[OH－]與其濃度的平方根成正比：[OH－]＝。所以，當濃度降低1倍時，[OH－]將減少到原來的。⑵不對。因為在一定溫度下弱電解質(zhì)的電離常數(shù)在稀溶液中不隨濃度而變。⑶對。因為NaOH是強電解質(zhì)，在水中完全電離，所以將NaOH溶液的濃度稀釋一倍，溶液中的OH－離子濃度就減少到原來的一半。⑷不對。因為HCl是強電解質(zhì)，在水中完全電離，所以[H＋]＝[HCl]。而HAc是弱電解質(zhì)，在水中僅有小部分電離，[H＋]＝。若以[HAc]＝c0，[HCl]＝2c0，KaHAc＝1.8×10－5計，則兩者的濃度比為：≈471倍。13．酸性由強至弱的順序為：H2SO4>H2PO>H2O>NH3>OH－。14．堿性由強至弱的順序為：OH－>NH3>HPO>H2O>HSO。15．因為HAc在電離的過程將放出質(zhì)子，因此凡能加合質(zhì)子的物質(zhì)將促進HAc的電離。所以HAc在液氨中的電離常數(shù)最大，在液態(tài)氫氟酸中的電離常數(shù)最小。因為液氨加合質(zhì)子的能力最大，液態(tài)氫氟酸加合質(zhì)子的能力最小。16．質(zhì)子理論認為，質(zhì)子傳遞反應(yīng)是由強堿和強酸作用生成較弱的酸和堿。①反應(yīng)方向HAc＋COHCO＋Ac－因為HAc的酸性大于HCO，而CO的堿性大于Ac－。②反應(yīng)方向H3O＋＋HS－H2S＋H2O因為H3O＋是水中的最強酸，H2S的酸性比它小得多。③反應(yīng)方向H3O＋＋OH－H2O＋H2OH3O＋是水中的最強酸，而OH－是水中最強堿。④反應(yīng)方向H3PO4＋S2－HS－＋H2PO酸性H3PO4>HS－；堿性S2－>H2PO⑤反應(yīng)方向HSO＋OH－H2O＋SOOH－是水中最強堿，HSO的酸性強于H2O。⑥反應(yīng)方向HCN＋S2－HS－＋CN－酸性HCN>HS－；堿性S2－>CN－。17．因為在pH＝pKi時，是酸堿指示劑的變色點，pH小于變色點，則指示劑呈酸型色；pH大于變色點，則指示劑呈堿型色。所以pH為1、3、4時，溶液中溴酚綠顯黃色；pH為5時溴酚綠顯綠色(即黃色和藍色的中間色)；pH為7、10時，溴酚綠顯藍色。NaOH和HCl滴定的等當點pH＝7，NH3和HNO3滴定的等當點為5左右，所以它們選溴酚綠作指示劑都是可以的。NaOH滴定NH4Cl則不可用溴酚綠作指示劑。18．使難溶沉淀溶解主要有如下幾種方法：⑴加酸溶解：常用于難溶弱酸鹽沉淀。如：CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋CO2↑＋H2O⑵加氧化劑或還原劑溶解：3CuS＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋3S↓＋2NO↑＋4H2O⑶加入配位劑溶解：AgCl＋2NH3＝[Ag(NH3)2]＋＋Cl－19．質(zhì)子酸相應(yīng)的共軛堿質(zhì)子堿相應(yīng)的共軛酸NH4＋NH3Ac－HAcHFF－PO43－HPO42－Al(H2O)63＋[Al(OH)(H2O)5]2＋HCOOHHCOO－兩性物質(zhì)相應(yīng)的共軛酸相應(yīng)的共軛堿[Al(OH)2(H2O)4]＋[Al(OH)(H2O)5]2＋[Al(OH)3(H2O)3]HSO4－H2SO4SO42－H2PO4－H3PO4HPO42－CH3NH2CH3NH3＋CH3NH＋20．因為在pH＝pKi時，是酸堿指示劑的變色點。所以酚紅的變色點pH＝－lg1×10－8＝8.0。理論上酸堿指示劑的變色范圍是pH＝pKi±1，所以酚紅的變色范圍是7～9。pH小于變色點，則指示劑呈酸型色；pH大于變色點，則指示劑呈堿型色。所以pH為6、7時，溶液中酚紅顯黃色；pH為8時酚紅顯橙色(即黃色和紅色的中間色)；pH為9、12時，酚紅顯紅色。21．因為pH＝7.20的緩沖溶液應(yīng)由H2PO4－－HPO42－共軛酸堿對組成，而弱酸型緩沖溶液：pH＝pKaΘ－lg所以[H2PO4－]＝[HPO42－]時，該緩沖溶液pH＝pKaΘ2＝7.20。若用H3PO4和NaOH來配制該緩沖溶液，則H3PO4的第一個H離子將完全中和，第二個H離子需中和一半。即n(H3PO4)∶n(NaOH)＝1∶1.5或2∶3。22．⑴既是酸又是堿的物質(zhì)；H2PO，HPO，HS－，H2O，NH3。⑵是質(zhì)子酸的物質(zhì)：NH，HAc，HNO3；它們的共軛堿分別是NH3，Ac－，NO3－；⑶是質(zhì)子堿的物質(zhì)：SO，S2－；它們的共軛酸分別是HSO4－，HS－。23．屬于路易斯酸的有：H＋，Zn2＋，SO3，BF3。屬于路易斯堿的有：F－，OH－，CN－，NH3。24．根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，一個物種加合一個質(zhì)子則成為其共軛酸；失去一個質(zhì)子則成為其共軛堿。所以共軛酸物種共軛堿NH4＋NH3NH2－NH3NH2－NH2－NH2－NH2－N3－H3O＋H2OOH－H2I＋HII-25．根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，屬于質(zhì)子酸的物質(zhì)：⑴HCNO（aq）其共軛堿是CNO－⑵HClO3（aq）其共軛堿是ClO3－⑸CH3NH3＋（aq）其共軛堿是CH3NH2根據(jù)酸堿質(zhì)子理論，屬于質(zhì)子堿的物質(zhì)：⑶ClNH2（aq）其共軛酸是ClNH3＋⑷BrO－（aq）其共軛酸是HBrO⑹HONH2（aq）其共軛酸是HONH3＋26．Ag(CN)2－的離解平衡Ag(CN)2－Ag＋＋2CN－平衡表達式＝K不穩(wěn)①CN－加合H＋H＋＋CN－HCN平衡表達式＝②根據(jù)物料平衡Ag＋∶CN－＝1∶2所以2[Ag＋]=[CN－]＋[HCN][HCN]＝2[Ag＋]－[CN－]③將③代入②得＝整理上式得[CN－]＝④將④代入①得＝K不穩(wěn)令[Ag(CN)2－]＝c上式可整理得[Ag＋]＝以K不穩(wěn)＝代入上式得[Ag＋]＝該關(guān)系式適用于配位數(shù)為2的配離子。從上式中可見：⑴[H＋]和Ka一定時，溶液中的[Ag＋]與成反比，即K穩(wěn)越大，配離子的離解度越??；K穩(wěn)越小，配離子的離解度越大。⑵K穩(wěn)和Ka一定時，[H＋]2/3與配離子的離解度呈正比關(guān)系，即[H＋]越大，配離子的離解度越大。⑶[H＋]和K穩(wěn)一定時，酸的Ka值與配離子的離解度成反比，即Ka值越大，酸越強，配離子的離解度越??；反之，Ka值越小，酸越弱，配離子的離解度越大。堿度增大，從弱酸離解度增大的作用看，配體濃度會增大，對形成配離子是有利的，但并不是堿度越大越好，過高的堿度會使過渡金屬離子(特別是高價金屬離子)生成氫氧化物沉淀，反而會使配離子遭到破壞。27．電離理論的含義：HAc在水溶液中電離成H＋離子和Ac－離子，平衡時三者濃度有如下關(guān)系式：＝KaHAc質(zhì)子理論的含義：質(zhì)子酸HAc在給出質(zhì)子H＋后變?yōu)槠涔曹棄AAc－；而質(zhì)子堿Ac－在加合質(zhì)子H＋后變?yōu)槠涔曹椝酘Ac。但這兩個半反應(yīng)不能獨立存在，質(zhì)子酸HAc必須與它的共軛堿以外的質(zhì)子堿(例如H2O)相作用才能顯示出酸性；同樣，質(zhì)子堿Ac－也必須與其共軛酸以外的酸例如(H3O＋)相作用才能顯示出堿性?？梢婋婋x理論的電離過程在質(zhì)子理論中是一個質(zhì)子傳遞的過程。28．質(zhì)子酸對應(yīng)的共軛堿質(zhì)子堿對應(yīng)的共軛酸H3PO4H2PO4－HSO4－H2SO4HSO4－SO42－HS－H2SAl(H2O)63＋[Al(OH)(H2O)5]2＋H4IO6－H5IO6HS－S2－CO32－HCO3－H4IO6－H3IO62－Cl－HCl29．溶液中存在如下平衡：HCO3－H＋＋CO32－HCO3－＋H＋H2CO3H2OH＋＋OH－由于給出質(zhì)子和接受質(zhì)子的總數(shù)相同，所以[H2CO3]＋[H＋]＝[CO32－]＋[OH－]①H2CO3的KaΘ1、KaΘ2表達式如下：KaΘ1＝KaΘ2＝把KaΘ1、KaΘ2表達式代入①式中得：＋[H＋]＝＋整理后得[H＋]＝②②式為精確計算式。假定HCO3－離子給出質(zhì)子和接受質(zhì)子的能力都很弱，則[HCO3－]≈c，當c×KaΘ2≥20×KwΘ時，則[H＋]主要由HCO3－離子的電離提供，而忽略水的電離，即忽略公式中的KwΘ項，可得如下近似計算式③：[H＋]＝③若>20，則③式分母中的1可以忽略，可得如下最簡近似計算式④：[H＋]＝④30．這種說法不對。因為在水溶液中除了酸電離出H＋離子外，水也能微弱電離出H＋離子。只有當酸電離的H＋離子遠遠多于水電離的H＋離子時，才能在計算中忽略水的電離。當酸電離的H＋離子與水電離的H＋離子相近時，必須考慮水的電離。純水電離的H＋離子濃度為10－7mol·L－1，當HCl濃度為10－8mol·L－1時，HCl電離的H＋離子濃度比水電離的H＋離子濃度還小，所以此時溶液的pH值約為7。在一般水溶液的pH計算中，由于強酸或強堿的加入，水的電離都受到同離子效應(yīng)的影響，因此，當外加強酸或強堿的濃度>10－6mol·L－1時，可以忽略水電離的H＋離子或OH－離子。31．溶劑能使不同強度的強酸(或強堿)變成與溶劑酸(或溶劑堿)同等強度的酸(或堿)，這種現(xiàn)象叫溶劑的拉平效應(yīng)。例如，HCl、HNO3、HClO4都是強酸，它們在水中都完全電離，無法建立一個電離平衡，因而無法確定它們的電離常數(shù)，也就無法比較它們的強弱。同樣，NaNH2、NaH在水中都完全水解：NH2－＋H2O＝NH3＋OH－H－＋H2O＝H2＋OH－所以在水溶液中也無法區(qū)分它們的堿性強弱。因為在水中，H＋離子(實際上存在的是H3O＋)是最強酸，OH－是最強堿，凡是比H＋離子更強的酸在水中將不能獨立存在，完全轉(zhuǎn)化為H＋離子；凡是比OH－離子更強的堿在水中也不能獨立存在，完全轉(zhuǎn)化為OH－離子。只有比H＋離子弱的酸和比OH－離子弱的堿在水中才可以有分子形式存在，才能建立離解平衡，也才能比較酸性強弱。選用特定的溶劑，即可把不同強度的酸或堿予以區(qū)分的作用稱為溶劑的區(qū)分效應(yīng)。例如，HCl、HNO3、HClO4都是強酸，在水中不能區(qū)分它們的強弱。但把它們放在純HAc中，它們都不能完全電離，從而可以測定它們的電離常數(shù)，得到它們的相對強弱順序為：HClO4>HCl>HNO3。32．只有很少數(shù)難溶電解質(zhì)的溶解度能從KspΘ直接計算出來，例如：AB型難溶電解質(zhì)(AgCl、BaSO4)S＝AB2型難溶電解質(zhì)(Ag2CrO4)S＝對多數(shù)難溶電解質(zhì)來說，這樣換算誤差都較大，原因有幾個方面：⑴難溶電解質(zhì)常有固有溶解度通常把以分子或離子對形式溶于水的部分稱為固有溶解度。盡管固有溶解度通常不大，但對于溶度積極小的難溶鹽而言，固有溶解度在總?cè)芙舛戎兴急壤秃艽?，甚至比用溶度積換算出的溶解度還要大。⑵離子發(fā)生水解反應(yīng)難溶電解質(zhì)電離出的正、負離子，由于發(fā)生水解形成羥合離子或質(zhì)子加合物，從而使難溶電解質(zhì)溶解度增大，有些可以比從溶解度換算的溶解度大幾千倍。如PbS在水中有Pb(OH)＋、Pb(OH)2、HS－、H2S生成，實際的PbS溶解度除了考慮Pb2＋和S2－外，還要加上上述水解產(chǎn)物部分。⑶離子發(fā)生配位反應(yīng)如AgCl溶于水時，電離的Ag＋和Cl－可以生成配離子以AgCl、AgCl2－形式溶解，特別是當Cl－離子濃度較大時，配位溶解的部分會更多。⑷活度因子f的影響嚴格地說，溶度積應(yīng)是各離子活度的系數(shù)方次的乘積，離子的活度等于離子濃度乘以活度系數(shù)。只不過在溶液很稀的情況下，活度系數(shù)接近1，而可以用濃度代替活度。在溶液中離子濃度不是很小的情況下，由于離子強度較大，活度系數(shù)f變小，從而引起溶解度增大。（九）氧化還原反應(yīng)與電化學1．⑴最強的氧化劑是MnO4－；最強的還原劑是Fe。⑵要使Cl－氧化應(yīng)選MnO4－作氧化劑。⑶要使Fe3＋還原可選I－、Fe作還原劑，最好是Fe。2．Co(OH)2的KspΘ大。因為電對Co(OH)3/Co(OH)2的Θ值<Co3＋/Co2＋的Θ值，說明在Co(OH)3和Co(OH)2共存的溶液中，[Co3＋]<[Co2＋]，因此KspΘCo(OH)3<KspΘCo(OH)2。3．⑴不對。因為稀硝酸雖然可以把鐵粉氧化為Fe3＋離子，但過量的鐵粉又可把Fe3＋離子還原為Fe2＋離子。⑵不對。因為電極電勢Θ是強度性質(zhì)，其數(shù)值不受方程式擴大的影響。4．說法不對，因為兩個電極反應(yīng)的介質(zhì)條件不同。前者是酸性介質(zhì)，后者是堿性介質(zhì)。若處于堿性介質(zhì)條件下，[OH－]＝1.0mol·L－1時，由于KspΘFe(OH)3<<KspΘFe(OH)2，所以Fe(OH)3/Fe(OH)2的Θ值<Fe3＋/Fe2＋的Θ值，此時Fe3＋不能把I－氧化成IO－。5．所得結(jié)果是一致的。根據(jù)公式ΔrGmΘ＝－nFEΘ，可得如下判斷結(jié)果：ΔrGmΘ<0，EΘ>0，正向反應(yīng)自發(fā)進行；ΔrGmΘ＝0，EΘ＝0，體系處于平衡狀態(tài)；ΔrGmΘ>0，EΘ>0，逆向反應(yīng)自發(fā)進行。6．在酸性介質(zhì)中，若H2O2作還原劑，H2SO3作氧化劑，則：Θ(O2/H2O2)＝0.69v>Θ(H2SO3/S)＝0.45v，可見H2SO3不能氧化H2O2。若H2O2作氧化劑，H2SO3作還原劑，則：Θ(H2O2/H2O)＝1.77v>Θ(SO42－/H2SO3)＝0.17v，可見H2O2能氧化H2SO3，H2O2＋H2SO3＝H2SO4＋H2O7．在元素電勢圖中，Θ右>Θ左時，處于中間氧化態(tài)的物種將自發(fā)歧化。相反，若Θ右<Θ左時，將發(fā)生歸中反應(yīng)。所以⑴2Cu＋＝Cu2＋＋Cu⑵CuO＋＋Cu＋＋2H＋＝2Cu2＋＋H2O8．⑴3SO32－＋H2O＝2SO42－＋S＋4OH－3S＋6OH－＝SO32－＋2S2－＋3H2O⑵S2O82－＋SO32－＋2OH－＝3SO42－＋H2O9．⑴在水溶液中In＋能發(fā)生歧化反應(yīng)：3In＋＝In3＋＋2In⑵H＋把In氧化為In3＋。2In＋6H＋＝2In3＋＋3H2⑶所得產(chǎn)物是InCl3。2In＋3Cl2＝2InCl310．⑴Θ(MnO4－/MnO2)＝＝1.69(v)⑵Mn3＋自發(fā)歧化為MnO2和Mn2＋；MnO42－自發(fā)歧化為MnO4－和MnO2。⑶先發(fā)生如下反應(yīng)MnO4－＋5Fe2＋＋8H＋＝Mn2＋＋5Fe3＋＋4H2O當KMnO4過量時會將Mn2＋氧化而析出MnO2沉淀：2MnO4－＋3Mn2＋＋2H2O＝5MnO2↓＋4H＋11．⑴K2Cr2O7在酸性介質(zhì)中能氧化Fe2＋和H2O2：Cr2O72－＋6Fe2＋＋14H＋＝2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H2OCr2O72－＋3H2O2＋8H＋＝2Cr3＋＋3O2＋7H2O⑵欲使CrO2－在堿性介質(zhì)中氧化，選擇H2O2作氧化劑為好：2CrO2－＋3HO2－＝2CrO42－＋H2O＋OH－⑶K2Cr2O7在1.0mol?L－1HCl中不能氧化Cl－，因為Θ(Cr2O72－/Cr3＋)<Θ(Cl2/Cl－)如在12mol?L－1濃HCl中，假定[H＋]＝[Cl－]＝12mol?L－1，則(Cr2O72－/Cr3＋)＝1.33＋(12)14＝1.48(v)(Cl2/Cl－)＝1.36＋＝1.30(v)(Cr2O72－/Cr3＋)>(Cl2/Cl－)，則K2Cr2O7可以氧化HCl。12．⑴上述電對中，最強的氧化劑是H2O2，最強的還原劑是Fe。⑵因為Θ(Fe3+/Fe2+)－Θ(Cu2+/Cu)>0.2v所以2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋⑶因為Θ(Br2/Br－)>Θ(Fe3+/Fe2+)