大学基础化学复习提要.docx

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大学基础化学复习提要

RevisedbyPetrelat2021

大学基础化学复习提要

大学基础化学复习提要

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本课程的主要内容

1.化学基本原理

*热化学

*化学平衡

*化学反应速率

2.化学平衡原理及应用

*酸碱平衡及酸碱滴定

*沉淀平衡

*氧化还原平衡及滴定

*配合平衡及配合滴定

3.物质结构

*原子结构

*分子结构

4.元素化学

*非金属元素及化合物的性质

*过渡元素及化合物的性质

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考试的基本题型

判断题、选择题、填充题、计算题

第一章热化学重点内容：

状态及状态函数

计算

注意点:

1、热力学标准状态：

在pθ（101325Pa）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、1mol×L-1浓度的溶液。

2、理解时，最稳定单质是指:

C（石墨），Cl2（g），Br2（l），I2（s）等。

3、

1）盖斯定律：

热化学方程相加减，相应的也相加减。

例1、298.15K时由于Na（g）Cl-（g）→NaCl（s）的=-770.8kJ·mol-1，则NaCl（s）的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。

（×）

解：

标准摩尔反应焓定义：

由最稳定单质生成1mol化合物的焓变。

本题中Na（g）Cl-（g）不是最稳定单质。

例2、反应Na2O（s）I2（g）->2NaI（s）O2（g）的为（C）

（A）2（NaI,s）-（Na2O,s）

（B）（NaI,s）-（Na2O,s）-（I2,g）

（C）2（NaI,s）-（Na2O,s）-（I2,g）

（D）（NaI,s）-（Na2O,s）

例3、已知

Zn（s）O2（g）=ZnO（s）1=-351.5kJ?

mol-1

（1）

Hg（l）O2（g）=HgO（s）2=-90.8kJ?

mol-1

（2）

Zn（s）HgO（s）=ZnO（s）Hg（l）（3）

的3为=-260.7kJ?

mol-1

解：

∵（3）=

（1）-

（2）

∴3=1-2

=-351.590.8

=-260.7kJ?

mol-1

第二章化学平衡重点内容：

*标准平衡常数

*标准平衡常数的应用（计算）

*多重平衡规则

*化学平衡移动

1、标准平衡常数表达式

注意

1）各种条件下平衡常数表达式的正确书写

2）平衡常数的物理意义

3）能进行化学平衡常数的有关计算

根据已知条件求算平衡常数；

根据平衡常数计算c平（p平）或α。

2、多重平衡规则：

温度不变时

化学反应式相加，相应平衡常数相乘

化学反应式相减，相应平衡常数相除

正反应与负反应的平衡常数互为倒数

方程式前系数乘2，平衡常数取平方。

注意：

和盖斯定律应用的关系式不要搞混。

3、化学平衡移动

1）浓度：

增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正向移动。

2）压力：

若反应前后气体分子数不同，则增加压力，平衡向气体分子数减小方向移动。

3）温度：

升高温度，反应向吸热方向移动

降低温度，反应向放热方向移动

例1、升高温度可使化学平衡向放热方向移动。

（×）

例2、可使任何反应达到平衡时增加产率的措施是（C）

（A）升温（B）加压

（C）增加反应物浓度（D）加催化剂

例3、有助于反应3O2（g）→2O3（g）△Hθ＞0正向进行的条件是（B）

（A）高温和低压（B）高压和高温

（C）低温和低压（D）低温和高压

例4、下列哪种变化将导致下列平衡向左移动（D）

２X（g）Y（g）=２Z（g）=45kJ·mol-1

（A）增加X的浓度（B）增加总压力

（C）降低Z的浓度（D）降低温度

例5、对于反应2CO（g）O2（g）=2CO2（g），=-569kJ·mol-1，提高CO的理论转化率的措施（D）

（A）提高温度

（B）使用催化剂

（C）充惰性气体以提高总压力

（D）增加O2的浓度

例6、500K时，反应SO2（g）O2（g）=SO3（g）的Kθ=50，在同温下，反应2SO3（g）=2SO2（g）O2（g）的Kθ必等于（D）

（A）100（B）2′10-2

（C）2500（D）4′10-4

第三章化学反应速率重点内容：

*平均反应速率

*影响反应速率的因素：

浓度、温度、催化剂

*质量作用定律和基元反应

例1、对于基元反应A2B→C，其速率方程式v=kc（A）c（B）2。

（V）

例2、反应2A2B→C，其速率方程式v=kc（A）[c（B）]2，则对A而言，反应级数为（C）

（A）4（B）3（C）1（D）2

例3、反应AB→C，其速率方程式v=k[c（A）]3/2[c（B）]2，则对A而言，反应级数和总反应级数分别为（C）

（A）1，2（B）2，2（C）1.5，2（D）1.5，3.5

第四章酸碱平衡重点内容：

*酸碱质子理论

*弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算

1）.稀释定律

2）.弱酸（弱碱）溶液中pH值的近似计算

*理解pH值的意义，并进行有关计算

*同离子效应和缓冲溶液

1.酸碱质子理论

质子理论的酸、碱定义，共轭酸碱对、两性物质的定义。

酸碱强弱不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。

2.弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算

水的质子自递常数

酸的离解常数

碱的离解常数

共轭酸碱对间离解常数的转化

3.理解pH值的意义，并进行有关计算

pH=-lg[H]

一元弱酸（碱）溶液pH值近似计算

当解离度c/Ki≥500

电离度α与K的关系--稀释定律

同离子效应和缓冲溶液

例1、根据酸碱质子理论，HCO3-是酸。

（×）

例2、按酸碱质子理论，Na2HPO4是（D）

（A）中性物质（B）酸性物质

（C）碱性物质（D）两性物质

例3、根据酸碱质子理论，SO42-是碱，其共轭酸是HSO4-，HPO42-是两性，它的共轭酸是H2PO4-，共轭碱是PO43-。

例4、NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液是缓冲溶液。

（V）

例5、在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱时，其pH值基本不变。

（V）

例6、将缓冲溶液无限稀释，其pH值基本不变。

（×）

例7、能作为缓冲溶液的，通常是（B）

（A）弱酸弱碱盐溶液

（B）弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液

（C）强酸与弱酸混合溶液

（D）弱碱和强碱的混合溶液

例8、为配制pH=5.0的缓冲溶液，下列溶液中可选的是（C）

（已知KaHAc=1.75×10-5，KbNH3·H2O=1.8×10-5）

（A）HClNaOH（B）HAcH2O

（C）HAcNaAc（D）NH3·H2ONH4Cl

例9、影响NH3·H2O-NH4Cl缓冲系统pH值的主要因素是（B）

（A）NH3·H2O的浓度

（B）NH3·H2O-NH4Cl的浓度比和NH3·H2O的标准离解常数

（C）NH4Cl的浓度

（D）NH3·H2O的解离度

例10、用HAc（K=1.75×10-5）和NaAc溶液配制pH=4.50的缓冲溶液，cHAc/cNaAc=（C）

（A）1.55（B）0.089（C）1.8（D）0.89

例11、浓度为0.010mol·L-1的一元弱碱（Kb=1.0×10-8）溶液的pH=（C）

（A）8.70（B）8.85（C）9.00（D）10.50

例12、在氨水中加入NH4Cl，使NH3·H2O的解离度变__小___，pH值_变小_；如果在氨水中加入NaOH，则会使NH3·H2O的解离度变__变小__，pH值变__变大__。

例13、已知K（NH3·H2O）=1.8×10-5，50mL0.20mol·L-1NH3·H2O与50mL0.10mol·L-1NH4Cl混合后溶液的pH=__9.56__。

在该溶液中加入很少量NaOH溶液，其pH值将__不变__。

第五章酸碱滴定重点内容：

*滴定曲线：

突跃和化学计量点

*滴定条件:

*滴定终点判断─指示剂法：

指示原理、变色范围、常见指示剂、选择原则

*定量计算

例1、当弱酸的（C）方可准确滴定。

（A）cKa≤10-8（B）c/Ka≥105

（C）cKa≥10-7（D）cKa≥10-8

例2、若要满足滴定条件，弱酸的离解常数K和其浓度c的乘积必须大于（C）

（A）10－9（B）10－7

（C）10－8（D）102

例3、酸碱指示剂的变色范围为pH=（B）

（A）Ka±1（B）pKa±1

（C）lgKa±1（D）pKa±10

例4、强碱滴定弱酸的化学计量点为中性。

（×）

例5、下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是（A）

（A）0.1mol·L-1HF（pKa=3.18）

（B）0.1mol·L-1HCN（pKa=9.21）

（C）0.1mol·L-1NaAc[pKa（HAc）=4.74]

（D）0.1mol·L-1NH4Cl[pKb（NH3）=4.75]

例6、酸碱滴定曲线描述了随着标准溶液的加入溶液中的pH变化情况。

以滴定曲线为依据选择指示剂时，被选择的指示剂的变色范围应部分或全部落入突跃范围内。

例7、甲基橙的变色范围是pH=3.1~4.4，当溶液的pH小于这个范围的下限时，指示剂呈现红色，当溶液的pH大于这个范围的上限时则呈现黄色，当溶液的pH处在这个范围之内时，指示剂呈现橙

色。

例8、用无水碳酸钠测定盐酸溶液得浓度，若称取0.1325g无水Na2CO3，滴定所消耗的盐酸体积25.00ml，求盐酸溶液（HCl）的准确浓度。

（MNa2CO3=106g/mol）。

Na2CO32HCl=NaClCO2H2O

例9、滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液（0.3030mol·L-1）38.00mL，并又用了HCl液（0.2250mol·L-1）4.00mL回滴定（此时有机酸完全被中和），计算有机酸的分子量。

H2A2NaOH=Na2AH2O

HCl

NaClH2O

第六章沉淀平衡重点内容：

溶度积常数

与溶解度s的关系

规则

1、若Q＞反应逆向进行，生成沉淀

2、若Q=反应达到平衡

3、若Q＜反应正向进行，沉淀溶解

规则应用

a）沉淀生成

b）分步沉淀

c）沉淀溶解

d）沉淀转化

例1、Ag2CrO4的标准溶度积常数表达式为：

（Ag2CrO4）=4[Ag]2·[CrO42-]。

（×）

例2、只能比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小。

（V）

例3、欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂越多越好。

（×）

例4、溶度积规则适用于难溶电解质，质量作用定律只适用于基元反应。

（V）

例5、已知298K时，MgF2的溶解度是1.17′10-3

mol·L-1，则MgF2的标准溶度积常数为（A）

（A）6.41′10-9（B）4.00′10-9

（C）1.60′10-9（D）3.20′10-12

例6、已知（AgCl）=1.8′10-10，欲使含2.0′10-4

mol·L-1Ag溶液产生AgCl沉淀，所需c（Cl-）为（A）。

（A）9.0′10-7mol·L-1（B）3.6′10-14mol·L-1

（C）9.0′10-6mol·L-1（D）3.6′10-6mol·L-1

例7、Ag2S的溶度积的表示式为（D）

（A）=c（Ag）c（S2-）

（B）=c（Ag）c（S2-）2

（C）=2c（Ag）c（S2-）

（D）=c（Ag）2c（S2-）

例8、根据溶度积规则，沉淀溶解的必要条件是Q＜，沉淀产生的必要条件是Q>。

例9、将0.10mol·L-1CaCl2溶液与等体积的0.10mol·

L-1NH3·H2O和0.10mol·L-1NH4Cl溶液混合。

通过计算判断有无Ca（OH）2沉淀生成。

（已知（Ca（OH）2）=5.5′10-6，（NH3·H2O）=1.8′10-5）

解：

思路：

判断有无沉淀

[Ca2]已知求[OH-]->NH3-NH4Cl缓冲液

NH3H2O<=====>NH4OH－

[开始]0.050.050

[变化]－xxx

[平衡]（0.05－x）（0.05x）x

∴Q=[Ca2][OH-]2=0.05×（1.80×10-5）2

=1.62×10-11

=5.5′10-6

∴此刻无Ca（OH）2沉淀生成

例10、已知=1.8′10-11，=1.8′10-5。

将0.020mol·L-1MgCl2溶液与6.00mol·L-1NH3·H2O等体积混合。

通过计算回答有无沉淀产生

解：

∴Q=[Mg2][OH-]2=0.01×（7.3×10-3）2

=5.3×10-7

∴此刻有Mg（OH）2沉淀生成

第七章氧化还原平衡重点内容：

*氧化还原基本概念、方程式配平

*原电池组成

*电极电势及其计算

*电极电势的应用

1.原电池:

电极反应与电池反应

电对

原电池的符号表示法

原电池的正负极

原电池的电动势

2.电极电势及其计算：

3.电极电势的应用

1）判断氧化剂或还原剂相对强弱，决定原电

池的正、负极，并计算原电池的电动势

2）判断氧化还原反应的进行方向

3）判断反应进行的程度

4）判断氧化还原反应的进行次序

5）元素电势图

例1、在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快。

（×）

例2、因为电对Ni22e=Ni的φ为-0.23V，故2Ni24e=2Ni的φ为-0.46V。

（×）

例3、由金的电势图Au3AuAu可知，Au在溶液中不能存在。

（V）

例4、MnO2H2O2OH-=MnO42-H2OH，此方程式配平正确。

（×）

例5、氧化数有正负之分，既可以是整数，也可以是分数。

（V）

例6、已知φθ（Fe3/Fe2）=0.77V，φθ（Fe2/Fe）

=-0.44V，则（Fe3/Fe）的值为（A）

（A）-0.037V（B）0.55V

（C）0.40V（D）1.65V

例7、一原电池：

（-）PtH2（100kPa）H（1.0mol·L-1）Cl-（0.1mol·L-1）Hg2Cl2（s）Hg（），它的电池反应为（A）

（A）Hg2Cl2H2=2Hg2Cl-2H

（B）2Hg2Cl-2H=H2Hg2Cl2

（C）Hg22H2=2Hg2H

（D）2Hg2H=Hg22H2

例8、将下列自发进行的反应，Fe2（c1）Ag（c2）=Fe3（c3）Ag组成一原电池，其电池符号为（C）

（A）（-）Fe3（c3）Fe2（c1）Ag（c2）Ag（）；

（B）（-）PtFe3（c3）Fe2（c1）Ag（c2）Ag（）；

（C）（-）PtFe2（c1），Fe3（c3）Ag（c2）Ag（）；

（D）（-）Pt?

Fe3（c3），Fe2（c1）Ag（c2），Ag（）

例9、

已知：

Fe3e=Fe2=0.77V

Cu22e=Cu=0.34V

Fe22e=Fe=-0.44V

Al33e=Al=-1.66V

则最强的还原剂是（D）

（A）Al3（B）Fe2

（C）Fe（D）Al

例10、用Nernst方程式j=

，计算MnO4-/Mn2的电极电势j，下列叙述不正确的是（C）

（A）温度应为298K

（B）Mn2浓度增大则j减小

（C）H浓度的变化对j无影响

（D）MnO4-浓度增大，则j增大

解：

MnO4-8H5e=Mn24H2O

例11、已知298K时

MnO4-8H5e=Mn24H2O=1.49V

SO42-4H2e=H2SO3H2O=-0.20V

（1）MnO4-在酸性溶液中把H2SO3氧化成SO42-，配平的离子方程式为

2MnO4-5H2SO3=2Mn23H2O5SO42-4H；

（2）标准态时的电池符号（-）PtH2SO3，H2SO4，MnO4-，Mn2，HPt（）；

（3）Eθ=__1.69V_。

例12、由反应FeHClFeCl2H2组成的原电池，其正极的电极反应为_2H2eH2_；负极的电极反应为_Fe22eFe_。

被氧化的物质是_Fe_，被还原的物质是__HCl__。

例13、若将反应Sn22Fe3=2Fe2Sn4组成原电池，其正极电对是_Fe3/Fe2_；电池电动势与正、负极电极电势的关系式是E＝。

第八章原子结构重点内容：

*四个量子数概念、物理意义、取值范围、相互关系

*原子的核外电子排布原子轨道近似能级图和电子填充三原则

*核外电子排布与元素周期表与周期、族的关系、与元素的分区的关系

例1、填充合理的量子数：

n≥__3~7____，l=2，m=0，ms=；

n=3，l=1，m=__1，0，-1____，ms=。

例2、某元素的原子核外有25个电子，该元素的化学符号为__Mn___；在周期表中处于第__四__周期，第__VIIB____族，属于__d__区元素。

（核外电子在24~30个的要掌握）

第九章分子结构重点内容：

*化学键：

离子键、共价键、金属键

*共价键理论：

价键理论、杂化轨道理论

*分子间力和氢键：

F色、F诱、F取、氢键

共价键理论：

　　共价键成键本质

　　共价键特点

杂化轨道理论：

类型杂化轨道夹角分子构型实例

　　Sp21200直线CO2

　　sp231800平面三角形BF3

　　sp34109.50正四面体CH4

　　sp3不等性：

NH3：

1对孤对电子，三角锥形

　　H2O：

2对孤对电子，角形

分子间力

类型

极性-极性

极性-非极性

非极性-非极性

力的名称

F取

取向力

F诱

诱导力

F色

色散力

力的本主

静电引力

静电引力

静电引力

出现场合

极性分子间

极性分子间

极性-非极性

一切分子间

例1、I2的CCl4溶液中，分子间主要存在的作用力是色散力。

（×）

例2、H2O分子中O原子的成键杂化轨道应是（D）

（A）sp（B）sp2

（C）sp3d（D）sp3不等性

例3、分子间的取向力存在于（C）

（A）非极性分子间

（B）非极性分子和极性分子间

（C）极性分子间

（D）任何分子间

例4、下列各组分子中，只存在色散力的是（A）

（A）I2和CCl4（B）NH3和H2O

（C）I2和H2O（D）HCl和HF

例5、下列分子中几何构型为三角形的是（B）

（A）ClF3（B）BF3

（C）NH3（D）PCl3

例6、下列分子中，其形状不呈直线形的是（C）

（A）CO（B）CO2

（C）H2O（D）HCl

例7、BCl3分子中中心原子杂化轨道类型为等性sp2，分子空间结构为平面三角型，分子有无极性无。

例8、分子间力可分为_色散力__、___诱导力__和_取向力__，其本质都是_静电__作用。

例9、HI分子间的作用力有色散力__、_诱导力__和_取向力__，其中主要的作用力是色散力。

例10、CH4分子为正四面体型分子，其中心原子采取sp3杂化，分子有无极性无。

例11、根据杂化轨道理论，NH3分子的空间构型是三角锥型，其中中心原子的杂化轨道类型是不等性sp3杂化。

第十章配位化合物

*基本概念：

定义、组成、命名原则

*化学键理论

*配合物稳定性Kq稳Kq不稳

*Kq稳应用

　　判断反应方向

　　计算离子浓度

　　多重平衡

例1、配合物形成体是指接受配体孤对电子的原子或离子，即中心原子或离子。

（√）

例2、配合物中，提供孤对电子与形成体形成配位键的分子或离子称为配位体或配体。

（√）

例3、配合物的配体中与形成体直接相连成键的原子称为配位原子。

（√）

例4、配位数就等于中心离子的配位体的数目。

（√）

例5、配合物K[Ag（CN）2]的配位体是_CN-__；配位原子是__C__；配位数是__2__；命名为__二氰合银（I）酸钾___。

例6、配合物[Zn（NH3）4]SO4的配位体是_NH3_；配位原子是_N___；配位数是__4___；命名为___硫酸四氨合铜（II）__。

第十一章配合滴定法

*EDTA与金属离子配合物的稳定性

*配合滴定的指示剂-金属指示剂

*配合滴定条件

只考虑酸效应

　　滴定时酸度的控制

　　pHminpHmax

由滴定误差决定由水解Ksp决定

常用指示剂

指示剂名称

终点变色

最佳使用pH范围

特征

铬黑T

（EBT,BT）

酒红色~兰

9-10.5

Fe3,Al3,Ti4,Co2

等封闭

二甲酚橙

（XO）

紫红色~黄

＜6.3

Fe3,Al3,Ti4,Ni2

等封闭

例1、EDTA的七种形式中，只有Ｙ4-能与金属离子直接配合。

（√）

例2、金属指示剂与金属离子生成的配合物的稳定性应比金属EDTA配合物的稳定性要差一些。

（√）

例3、铬黑T指示剂在pH=8~11范围使用，其目的是为减少干扰离子的影响。

（×）

例4、一般情况下，EDTA与金属离子形成的配合物的配位比是（A）

（A）1:

1（B）2:

1（C）1:

3（D）1:

2

例5、以EDTA滴定Zn2，选用（B）作指示剂。

（A）酚酞（B）二甲酚橙（C）二苯胺磺酸钠（D）淀粉

例6、配合滴定中，金属指示剂应具备的条件是（A）

（A）金属指示剂配合物易溶于水（B）本身是氧化剂（C）必须加入配合掩蔽剂（D）必须加热

例7、铬黑T在溶液中存在下列平衡,它与金属离