五、无机及分析化学重要知识点汇编

华中科技大学2017年攻读硕士学位研究生入学考试试题

重要知识点汇编

（无机化学及分析化学）

绪论

一、化学的地位及作用

自然科学在纵向方面分为三个层次：工程技术、技术科学、基础科学。

化学是一门基础学科，它是在分子、原子或离子等层次上研究物质的组成、结构和性质以及可能发生的变化和变化中的能量转换。

化学理论已渗透到许多技术学科当中，如采矿和冶金工业的需要，推动了无机和分析化学的发展；纺织、印染、煤、石油的综合利用又使有机化学向前迈进了一大步。

二、四大化学

化学在发展过程中逐步形成了许多分支学科，如"四大化学"这些都属于纯粹的化学。

无机化学：以所有元素及其化合物（除C、H化合物及其衍生物）为研究对象；

有机化学：以C、H化合物及其衍生物为研究对象；

分析化学：研究物质的化学组成和鉴定方法及其原理；

物理化学：以应用物理测量方法和数学处理方法来研究物质及其反应，以寻求化学性质和物理性质间本质联系的普遍规律。

另外，随着化学在不同领域中的应用，又产生了许多应用化学：如工业化学、高分子化学、放射化学、环境化学、生物化学、半导体化学等等。

三、本课程的目的及主要内容

1、目的：化工类专业一门重要的基础课，是后续化学课程的基础。

2、主要内容：主要是研究无机物的组成、结构、性质、制备、应用以及其变化的基本原理。

本教程分为两部分：化学理论与元素及其化合物

其中化学理论又分为：四大平衡（化学平衡、酸碱平衡、沉淀溶解平衡、氧化还原平衡）及结构理论。

3、学习方法：

（1）理论课

大学的学习模式：每节课的讲授内容多，讲授内容重复性小，作业量少，无课堂练习，强调自学能力的提高。针对大学学习特点，提出如下要求：

①课堂认真听讲，跟上教师讲授思路，有弄不懂的问题暂且放下，待以后解决，不然，由于讲授速度快，容易积累更多的疑难问题。

②作好课堂笔记，留下一定的空白处，做标记，提出问题，写出结论。

（2）实验课

化学是以实验为基础的学科，实验对于理论的理解十分重要。

目的:掌握基础实验技能,通过实验深化理论问题的理解和记忆,提高分析问题和解决问题的能力。

要求:预习报告,实验记录,实验报告。

第一章气体与热化学方程式

在常温下，物质通常以三种不同的聚集状态存在，即气体、液体和固体。物质的每一种聚集状态有各自的特征。在这一章我们主要介绍气体。

1.1气体

气体是物质存在的一种形态，没有固定的形状和体积，能自发在充满任何容器。气体分子间的距离较大，所以容易压缩。气体的体积不仅受压力影响，同时还与温度、气体的物质的量有关。通常用气体状态方程式来反映这四个物理量之间的关系。

1.理想气体状态方程

在压力不太高和温度不太低时，气体的体积、压力和温度之间具有下列关系：

pV= nRT (1—1)

式中：p ——压力，Pa ； V ——体积，m 3； n ——物质的量，mol ； R ——热力学温度，K ；

T ——摩尔气体常数，又称气体常数。

该式称为理想气体状态方程式。我们把在任何压力和温度下都能严格地遵守有关气体基本定律的气体称为理想气体。理想气体状态方程式表明了气体的p 、V 、T 、n 四个量之间的关系，一旦任意给定了其中三个量，则第四个量就不能是任意的，而只能取按式(1—1)决定的惟一的数值。

物质的量n 与质量m 、摩尔质量M 的关系为

M

m

n =

则式(1—1)可变换成

RT M

m

pV =

(1—2) 结合密度的定义V m /=ρ，则式(1—1)可以变换为

RT

pM

=

ρ (1—3) 它反映了理想气体密度随T 、p 变化的规律。

在标准状况下，1mol 气体的体积3310414.22m V m -?=，代入式(1—1)得

)

/(314.8)

/(314.815.273110414.2210325.10133

33K mol J K mol m Pa K

mol m Pa nT pV R ?=??=????=

=- R 的数值与气体的种类无关，所以也称能用气体常数。

例1-1：一个体积为40.0dm 3的氮气钢瓶，在25℃时，使用前压力为12.5Mpa 。求钢瓶压力降为10.0 Mpa 时所用去的氮气质量。

解：作用前钢瓶中N 2的物质的量为

mol RT V p n 202)2515.273(314.8100.40105.123

611=+????==-

作用后钢瓶中的N 2的物质的量为

mol RT V p n 161)2515.273(314.8100.40100.103

622=+????==-

则所用氮气的质量为

kg g M n n m 1.1101.10.28)161202()(321=?=?-=-=

理想气体实际上是一个科学的抽象的概念，客观上并不存在理想气体，它只能看作是实际气体在压力很低时的一种极限情况。从微观的角度看，理想气体的模型把气体分子看作本身无体积且分子间无作用力。当压力很低时，实际气体体积中所含气体分子的数目很少，分子间距离很大，彼此的引力可忽略不计，实际气体就拉近理想气体。由于理想气体反映了实际气体在低压下的共性，所遵循的规律及表示这些规律的数学公式都比较简单，且容易获得，所以引入理想气体这样一个概念非常重要。

在常温常压下，一般的实际气体可用理想气体状态方程式(1—1)进行计算。在低温或高压时同，由于实际气体与理想气体有较大差别，将式(1—1)加以修正就行了。用这种方法来解决实际气体的问题要简单的多。

2.道尔顿分压定律

在生产和科学实验中，实际遇到的气体，大多数是由几种气体组成的气体混合物。如果混合气体的各组分之间不发生反应，则在高温低压下，可将其看作理想气体混合物。混合后的气体作不一个整体，仍符合理想气体定律。

气体具有扩散性。在混合气体中，每一组分气体总是均匀地充满整个容器，对容器内壁产生压力，并且互不干扰，就如各自单独存在一样。在相同温度下，各组分气体

占有与混合气体相同体积时，所产生的压力叫做该气体的分压。1801年，英国科学家道尔顿(J.Dalton)从大量实验中总结出组分气体的分压与混合气体总压之间的关系，这就是著名的道尔顿分压定律。分压定律有如下两种表示形式：

第一种表示形式：混合气体中各组分气体的分压之和等于该气体的总压力。例如，混合气体由C 和D 两组分组成，则分压定律可表示为：

p(D)p(C)+=总p (1—4)

式中，)()(D p C p 、——分别为C 、D 两种气体的分压。

第二种表示形式为：混合气体中组分i 的分压等于总压总p 乘以气体i 的摩尔分数

i x 。

i i x p p ?=总 (1—5)

总

n n x i

i =

摩尔分数i x 是指某气体的物质的量（i n ）与混合气体的物质的量（总n ）之比。 由于压力表测量混合气体的压力得到的是总压，而组分气体的分压一般是通过对混合气体进行分析，测出各组分气体的体积分数（总V V i /）再计算得到，i V 和总V 分别表示组分i 的分体积和混合气体的总体积。所谓分体积是指组分气体在保持混合气体的温度、压力下，单独存在时所占有的体积。例如，将各为101.3kPa 的1L 2N 和3L 2H 混合，欲使混合气体的总压力与原来各气体的压力相同，即为101.3kPa ，那么混合混合气体的总体积必为4L ，而2N 的分体积为1L ，2H 的分体积为3L 。

因为在相同的温度和压力下，气体的体积与其物质的量n 成正比，所以在混合气体中，组分i 的摩尔分数i x 等于其体积分数总V V i /，由此可得

i i i i x V n n p p ＝＝＝总

总总V

（1—6） 由式（1—6）可知，混合气体中某组分气体的分压等于总压乘以该气体的体积分数。

例1-2：25℃时，装有0.3MPa 2O 的体积为1L 的容器与装有0.06MPa 2N 的体积

为2L 的容器用旋塞连接。打开旋塞，待两边气体混合后，计算：

（1）2O 、2N 的物质的量。 （2）2O 、2N 的分压力。 （3）混合气体的总压力。 （4）2O 、2N 的分体积。

解：（1）混合前后气体物质的量没有发生变化：

m o l

RT V p O n 12.0)

27325(314.81103.0)(3112=+???== mol RT V p N n 048.0)

27325(314.82

1006.0)(3222=+???==

（2）2O 、2N 的分压是它们各自单独占有3L 时所产生的压力。当2O 由1L 增

加到3L 时：

MPa RT V p O p 1.03

13.0)(112=?==

当2N 由2L 增加到3L 时：

MPa RT V p N p 04.03

2

06.0)(222=?==

（3）混合气体总压力：

MPa N p O p p 14.004.01.0)()(22=+=+=总 （4）2O 、2N 的分体积：

L p O p V O V 14.214.01

.03)()(22＝＝总总??

= L p N p V N V 86.014

.004

.03)()(22＝＝总总??

= 1.2 化学反应中的能量关系

一、概念和术语 1.体系和环境

化学反应总是伴随着各种形式的能量变化，我们在研究化学反应中的能量关系时，常常需要把研究对象与周围其他部分划分开来，作为研究对象的这部分，就称为体系（），把体系以外的跟体系密切相关的部分叫做环境（）。例如研究溶液中的反应，溶液就是我们研究的体系，而盛溶液的烧杯，溶液上方的空气等都是环境。按照体系和环境之间物质和能量的交换情况不同，可以将体系分为以下三类：

敞开体系：这种体系和环境之间，既有物质交换，又有能量交换。

封闭体系：这种体系和环境之间，没有物质交换，只有能量交换。

孤立体系：这种体系和环境之间，既没有物质交换，又没有能量交换。

例如在一个敞开的广口瓶中盛水，盛水的广口瓶即为一个敞开体系，因为瓶内外既有热量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解。如在此广口瓶上盖上瓶塞，这样瓶内外只有热量的交换而无物质的交换，这时成为一个封闭体系。如将上述广口瓶换为带盖的杜瓦瓶（能绝热），由于瓶内外既无物质交换又无热量交换，而构成一个孤立体系。

2.过程和途径

体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程（）。如果体系的状态是在温度恒定的条件下发生变化，则此变化称为“定温过程”；同理，在压力和体积恒定的条件下，体系的状态发生了变化，则称“定压过程”。如果状态发生变化时，体系和环境没有热交换，则称“绝热过程”。

体系由一始态变到另一终态，可以经由不同的方式。这种由同一始态变到同一终态的不同方式就称不同的途径（），因此可以把体系状态变化的具体方式称为途径。

3.状态和状态函数

一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定，例如气体的状态可同压力、体积、温度及各组分的物质的量等参数来决定。当这些物理量都有确定值时，体系就处在一定的热力学状态，所以，状态（）是体系一切宏观性质的综合，而这些确定体系状态性质的物理量称为状态函数（）。

状态函数的一个重要性质，就是它们的数值大小只与体系所处的状态有关，也就是说，在体系从一种状态变化到另一种状态时，状态函数的增量只与体系的始态和终态有关，而与完成这个变化所经历的途径无关。例如，一种气体的温度由始态的25℃变到终态的50℃，它变化的途径不论是先从25℃降温到0℃，再升到50℃，或是从25℃直接升温到50℃，状态函数的增量T

只由体系的终态（50℃）和始态（25℃）所决定，其

结果都是相同的。

体系各个状态函数之间是相互制约的，若确定了其中的几个，其余的就随之而定。例如对于气体，如果知道了压力、温度、体积、物质的量这四个状态函数中的任意三个，就能用状态方程式确定第四个状态函数。

4.热和功

当体系和环境之间存在着温度差时，两者之间就会发生能量的交换，热会自动地从高温的一方向低温的一方传递，直到温度相等建立起热平衡为止。热（heat）用符号Q 表示。溶解过程中与环境交换的热称为溶解热；化学反应过程中与环境交换的热称为反应热。热力学上规定，体系吸热，Q为正值；体系放热，Q为负值。

除了热以外，我们把其他各种被传递的能量都称为功（work），如由于体系体积变化反抗外力作用而对环境做的体积功，还有表面功、电功等。“功”用符号W表示，本章只考虑体积功。热力学上规定：体系对环境做功，W为负值；环境对体系做功，W为正值。

热和功是能量传递的两种形式，它们与变化的途径有关。当体系变化的始、终态确定后，Q和W随着途径不同而不同，只有指明途径才能计算过程的热和功，所以热和功都不是状态函数。

5.热力学能

热力学能（thermodynamic energy）又称内能，是体系中一切形式能量的总和。它包括体系中原子、分子或离子的动能（平动能、转动能、电子运动能等），各种了、粒子间吸引和排斥所产生的势能，以及化学键能、核能等。

热力学能以符号U表示，具有能量单位。它仅决定于体系的状态，在一定状态下有一定的数值，所以热力学能是状态函数。当体系从一种状态变化到另一种状态时，热力学能的增量△U只与体系的始态与终态有关而与变化的途径无关。

由于物质结构的复杂性和内部相互作用的多样性，尚不能确定热力学能的绝对值。实际应用中只要知道热力学能的变化值就足够了。根据能量与转化定律，体系热力学能的变化可以由体系与环境之间交换的热和功的数值来确定。

二、化学反应中的能量变化

1.定压反应热、焓和焓变

大多数的化学反应都是在定压条件下进行的，例如在化学反应实验中，许多化学反应都是在敞口容器中进行，反应是在与大气接触的情况下发生。因此，体系的最终压力

必等于大气压力。由于大气压力变化比较微小，在一段时间内可以看作不变，所以反应可以看作是在定压下进行，因此讲座定压反应热效应具有实际意义。在定压下进行的化学反应，如有体积变化时，则要做体积功。功可以有两种：一种是体积功，另一种是非体积功（如表面功、电功等）。在定压下进行的化学反应，一般只做体积功，则

V p W ?=

这样，按热力学第一定律，在定压下进行的化学反应的热力学能变化为

V p Q W Q U p p ?-=+=? （1—7） 则

)()()(11221212pV U pV U V V p U U V p U Q p +-+=-+-=?+?=

式中U 、p 、V 都是状态函数，它们的组合（U+pV ）必须具有状态函数的性质。热力学上定义H ＝U+pV ，取名为焓（），即以H 表示。这样得出

H H H Q p ?=-=12 （1—8）

H ?为体系的焓变（chang of enthalpy ），具有能量单位。即温度一定时，在定压下，只

做体积功时，体系的化学反应热效应p Q 在数值上等于体系的焓变。因而焓可以认为是物质的热含量，即物质内部可以转变为热的能量。

焓像热力学能那样，不能确定其绝对值，在实际应用中涉及的都是焓变H ?。 通常规定放热反应H ?0<，吸热反应0>?H 。从H Q p ?=，可由热力学第一定律

V p Q U p ?-=?得到

V p U H ?=?-? （1—9）

由此可知，定压下U H ?-?，就是体系经由定压过程发生变化时所做的体积功。对始态和终态都是液体或固体的变化来说，统计体积变化V ?不大，可以忽略不计。这样得到

U H ?≈? （1—10）

对于有气体参加的反应，如

O H g O g H 2222)()(2=+

假定反应物和生成物都具有理想气体的性质，则

nRT RT n n V V p V p ?=-=-=?)()(1212

反应前后，气体的物质的量改变为n ?，它等于气体生成物的物质的量总和减去气体反应物的物质的量总和。在上述反应中，1)21(2-=+-=?n ，当K T 15.298=时，

13479.215.29810314.81--?-=???-=?=?mol kJ nRT U p

由此可见，即使在有气体参加的反应中，H ??与V p 相比也只是一个较小的值。因此，在一般情况下，可认为

U H ?≈?

2.热化学方程式

表示化学反应及其热效应关系的化学方程式，叫做热化学方程式。如：

)(2)()(2222g O H g O g H =+ 164.483)15.298(-Θ?-=?mol kJ K H

该式表明，温度为298.15K ，诸气体压力均为标准压力

时，在定压条件下(大多数反应都是在定压条件下进行的)，水泵2molH 2(g)和1molO 2(g)，生成2molH 2O(g)所放出的热量为483.64kJ 。

因为反应热效应与许多因素有关，正确地写出热化学方程必须注意以下几点： (1)因反应热效应的数值与温度、压力有关，在热化学方程式中必须注明反应条件。

在同一温度下，物质的性质常随压力而变，热力学中规定了物质的标准状态：气态物质的标准状态是压力为100kPa 的理想气体。液态或固态物质的标准状态是在100kPa 压力下，其相应的最稳定的纯净物。对于溶液来说，溶质的标准状态是它的质量摩尔浓度为1mo l ﹒kg -1 ,实际应用中，稀溶液常近似用溶质的物质的量浓度1mo l ﹒L -1，压力为标准压力100kPa ；把稀溶液的溶剂看作纯物质，其标准状态是标准压力下的纯液体。诸物质处于标准状态时的反应焓变，称为标准焓变，以 表示。上例的焓变就是温度若不注明，温度通常指298.15K 。

(2)必须注明反应物和生成物的聚集状态(通常用g 表示气态，l 表示液态，s 表示固态)。如上述反应生成物的是H 2O(l)，而不是H 2O(g)，则放出的热量就会多些，因为水的汽化要吸收一定热量。

(3)焓变必须和一个化学反应方程式相对应。 3．生成焓

生成焓又称为生成热，它是反应热的一种。在热化学中，体系的标准状态是指压力为100kPa ，温度可以任意选定，通常选定在298.15K 。在标准状态下，由元素的最稳定的单质化合生成为1mo l 纯化合物时的反应焓变叫做该化合物的标准摩尔生成焓，用 表

。如果温度不是

，则需要在下标处注明温度，符号为 ，T 是实际反应温度。可以看到，热力学中的标准状态是指标准

压力条件，温度由实际反应而定。在化学手册中查到的

的数据常是298.15K 时的

1.1节中气体的标准状况相混淆。

根据上述定义，稳定单质的标准生成焓为零。应该指出，当一种元素有两种或两种以上单质时，只有一种是最稳定的。从书后标准生成焓附录中可以看到，碳的两种同素异形体石墨和金钢石，其中石墨是碳的稳定单质，它的标准生成焓为零。由稳定单质转变为其他形式单质时，也有焓变：

-1()C() H =1.897kJ mol C →??石墨金钢石

生成焓是热化学计算中非常重要的数据，通过比较相同类型化合物的生成焓数据，可以判断这些化合物的相对稳定性。例如，Ag 2O 与Na 2O 相比较，因Ag 2O 生成时放出热量少，因而比较不稳定(见表1-1)。

表1-1 Ag 2O 与Na 2O 生成焓的比较

4．盖

斯定

律

俄国化学家盖斯根据他对反应热效应实验测定结果分析，于1840年总结出一条定律：在定压下，反应热效应只与反应物和生成物的始态和终态(温度、物质的聚集状态和物质的量)有关，而与变化的途径无关。这个定律叫盖斯定律。

根据这个定律，我们可以计算出一些不能用实验方法直接测定的热效应。例如，在煤气生产中，我们需要知道下列反应在定温定压下(298.15K ，100kPa)的热效应：

21

()()()2

C s O g CO g +=

上述反应的热效应不能用实验直接测定。但是，C 燃烧生成CO2的热效应和CO 燃烧生成CO2的热效应是已知的：

△f H T

12211

222()()()393.5(1)1

()()()

283.0(2)

2

C g O g CO g H kJ mol CO g O g CO g H kJ mol

--+=?=-?+=?=-?

可以设想，生成CO2的途径，即从始态(C+O2)、终态(CO2)的途径有两条，如图1-1所示。第一条途径是一步完成的，以(1)表示；第二条途径是分两步完成的，即是由碳和氧气生成CO ，再由CO 和氧气生成CO2，分别以(3)和(2)表示。

根据盖斯定律，123

H H H ?=?+?，则

1312

393.15(283.0)110.5H H kJ mol -?=?=--=-?

由此求出反应(3)的热效应为-110.5kJ 。即

1

231

()()()

110.5(3)2

C s O g CO g H kJ mol -+=?=-?

实际上，根据盖斯定律，可以把热化学方程式像代数方程式那样进行运算。方程式相加(或相减)，其热效应的数值也相加(或相减)。例如，在上例中式(1)减去式(2)即得式(3)。即反应式(3)=(1)-(2)，则热效应3

12H H H ?=?-。

盖斯定律的实质是焓为状态函数，焓变与途径无关。 5．由标准生成焓计算化学反应热效应

盖斯定律的重要用途就是利用化合物的标准生成焓，来计算各种化学反应的热效应。因为在任何反应中，反应物和生成物所含有的原子和种类和个数总是相同的(质量守恒定律)，用相同种类和数量的单质既可以组成全部反应物，也可以组成全部生成物。如果分别知道了反应物和生成物的生成焓，即可以求出反应的热效应。现以氨的氧化反应为例说明。

22

221-1 C+O CO →图的反应途径

例1-3：由热力学数据表中查得：

1311

2

(,)46.11(,)90.25(,

)241.82f

f f H

NH g kJ mol H NO g kJ mol H H O g kJ mol

---?=-??=??=-?

计算氨的氧化反应3224()5()4()6()NH g O g NO g H O g +→+的标准反应热(即标准焓变)(298)H K ?。

解：反应物和生成物都可以看作是由2molN 2,6molH 2,5molO 2反应生成的，以单质为始态，以生成物为终态，反应物为中间状态，可得关系图1-2。

反应物标准生成焓的总和：

1321

4,)5,)

4(46.11)50184.44f f NH g g kJ mol

-?=?+?=?-+?=-?

生成物标准生成焓的总和：

222

265N H O ++2

?2O 32

5+1-2 图氨氧化反应关系图

221

4

,)

6,

)

4

90.256(241.82)

1089.92f

f

NO g

H O g kJ mol

-?=?+?=?+?-=-?

根据盖斯定律：

12=

1211089.92(184.44)905.48kJ mol -??=---=-?

由上述例子可知，在相同温度和压力下，标准反应热等于生成物的标准生成焓总和减去反应物的标准生成焓总和。

()()- (1-11)i f i f i H H H υυυ?=??∑∑生成物反应物其中为生成物的化学反应计量数。

2.1 化学反应速率

一、化学反应速率的表示方法

化学反应速率是指在一定条件下，化学反应中反应物转变为生成物的速率，往往用单位时间内反应物或生成物浓度变化的正值（绝对值）表示，单位：mol.L-1.时间。时间可以为s 、min 或其他时间单位。

反应速率 =

变化所需时间

浓度变化 即 通过上式计算得出的实际上是平均速率，当时间间隔趋于0时，平均速率即转化为瞬时速率。如图

在浓度随时间变化的图上，某时刻的速率即该时刻切线的斜率。以后提到的速率均指瞬时速率。显然，反应刚开始，速率大，然后不断减小，体现了反应速率变化的实际情况。

2.2 化学反应速率理论简介

1、化学反应历程（机理）

一个化学反应，在一定条件下，反应物变成生成物实际经过的途径。

基元反应：在反应中反应物分子直接转化成生成物的反应—简单反应。

复杂反应：在反应中反应物分子经过多步才转化成生成物的反应----非基元反应。基元反应

CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)

非基元反应

H2(g) + I2(g) = 2HI(g

I2(g) =2 I(g) 快

H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢

2、化学反应速率理论

（1）有效碰撞理论

化学反应发生的必要条件是反应物分子（或原子、离子）间的碰撞。

只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学反应，称“有效碰撞”；活化分子是反应物分子中能量较高的分子，其比例很小；

理论要点：

※有效碰撞：能发生反应的碰撞；

※活化分子：具有较大的动能并且能发生有效碰撞的分子；

※活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差；

※其他条件相同时，活化能越低的化学反应，反应速率越高。

活化能（E a）是化学反应的“能垒”，E a越高，反应越慢；E a越低，反应越快。E a 可以通过实验测定。

一般化学反应的活化能约在40~400 kj.mol-1之间；

多数化学反应的活化能约在60~250 kj.mol-1之间；

反应的活化能小于 40 kj.mol -1时，反应速度很快； 反应的活化能大于 400 kj.mol -1时，反应速度很慢； 中和化学反应的活化能约在13~25 kj.mol -1之间。 （2）过渡状态理论

化学反应并不是通过反应物分子的简单 碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，先形成一种过渡状态，即反应物分子活化形成配合物的中间状态。 如 A + BC 「A …B …C 」 ABC

2.3 影响化学反应速率的主要因素

内因：反应的活化能 外因：浓度、温度、催化剂

一、浓度或分压对反应速率的影响

1.基元反应： 对于简单反应，反应物分子在有效碰撞中经过一次化学变化就能转化为产物的反应。

2.基元反应的化学反应速率方程式：可由质量作用定律描述。

在一定温度下,对某一基元反应,

反应速率与各反应物浓度(以化学方程式中该

物质的计量数为指数)的乘积成正比

如：aA + bB = gG + dD 为基元反应， 则:)B ()A (v c kc b

a

?=

称作质量作用定律数学表达式。 而对于非基元反应，有：

)B ()A (v c kc n

m

?=

称作反应速率方程式。其中m 、n 要通过实验来确定。

（a+b ）或（m+n ）称为反应级数。

例1 S 2O 8 2- + 3I - = 2SO 42- + I 3- 非基元反应

该反应为2级反应。

k 称为反应速率常数, 可用来表征反应的速率。

k 与温度、催化剂有关，而与浓度无关。对于n 级反应其单位是(mol ?dm -3)(n-1)?s -1

)

)((282--

=I O S k v

反应级数的意义：

①表示了反应速率与物质的量浓度的关系；

②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关

速率常数的单位

零级反应: υ = k(c

A

)0 k的量纲为mol·dm-3·s-1

一级反应:υ = kc

A

； k的量纲为s-1

二级反应:υ = k(c

A

)2 k的量纲为mol3·dm-1·s-1气体反应可用气体分压表示

2NO

2??→

←?? 2NO + O2；

v = k c c(NO2 )2；或v = k p p(NO2 )2；kc≠k P

二、温度对反应速率的影响

范特霍夫规则

一般情况下：在一定温度范围内，对化学反应温度每升高10度反应速率大约增加到原来的2

~

4倍。

温度升高使反应速率显著提高的原因是：升温是反应物分子的能量增加，大量的非活化分子获得能量后变成活化分子，单位体积内活化分子的百分数大大增加，由小碰撞次数增多，从而反应速率明显增大。

三、催化剂对反应速率的影响

催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。

正催化：加速反应速率负催化：减慢反应速率

1.催化剂影响反应速率的原因

催化作用的实质是改变了反应的机理，降低了反应的活化能，因而提高了反应速率。不改变反应前后物质的组成和质量，也不改变平衡常数K；缩短平衡到达的时间，加快平衡的到来。

2．特点：

⑴高效性（用量少，作用大）

⑵选择性

一种催化剂只能催化一种或几种反应；同一反应用不同催化剂得到不同产物。

⑶反应前后组成和质量不变

⑷酶的活性要在一定温度、一定pH范围时才最大。

2.4 化学平衡

一、化学反应的可逆性和化学平衡

1.化学平衡及特征

在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆方向进行的反应称可逆反应。如反应：

CO（g）+H

2O（g）??→

←?? H2（g）+CO2（g）

在高温下CO与H

2O能反应生成H

2

和CO

2

，同时H

2

与CO

2

也能反应生成CO和H

2

O。对这样的

反应，为强调可逆性，在反应式中常用??→

←??代替等号。

化学平衡及特征：

几乎所有反应都是可逆的，只是有些反应在已知的条件下逆反应进行的程度极为微小，以致可以忽略，这样的反应通常称之为不可逆。如KClO3加热分解便是不可逆反应的例子。

可逆反应在进行到一定程度，便会建立起平衡。例如，一定温度下，将一定量的CO 和H2O加入到一个密闭容器中。反应开始时，CO和H2O的浓度较大，正反应速率较大。一旦有CO2和H2生成，就产生逆反应。开始时逆反应速率较小，随着反应进行，反应物的浓度减少，生成物的浓度逐渐增大。正反应速率逐渐减少，逆反应速率逐渐增大。当正、逆反应速率相等时，即达到平衡状态。正、逆反应速率相等时的状态叫做化学平衡。化学平衡有两个特征：

（1）化学平衡是一种动态平衡。表面上看来反应似乎已停止，实际上正逆反应仍在进行，只是单位时间内，反应物因正反应消耗的分子数恰等于由逆反应生成的分子数。

（2）化学平衡是暂时的、有条件的平衡。当外界条件改变时，原有的平衡即被破坏，直到在新的条件下建立新的平衡。

2. 化学平衡常数

(1)实验平衡常数

在一定温度下液相达平衡时，都能建立如下的关系式 aA + bB

dD + eE

d e

a b c ()() ()()K c D c E c A c B =

K c 为浓度平衡常数。

对气体反应，还可用气体的分压代替浓度。平衡常数表达式可写成K p ，

d e

a b p p()p() p()p()K D E A B =

K c 、K p 统称为实验平衡常数。

(2)标准平衡常数（热力学平衡常数）

标准平衡常数表达式

对溶液中的反应：a A （S ）+b B e E+ d D

{}{}

{}

d

e

b

c

c()/c c(E)/c c(B)/c K

D θθθθ

=

（固体A 不参与此式的书写）

对气相反应要用分压表示

(3)书写和应用平衡常数的几点说明：

①平衡常数表达式需与计量方程式相对应，同一化学反应用不同计量方程式表示时，平衡常数表达式不同，得到的数值也不同。 例 N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2NH 3 (g)

K 1

= 1.60 ? 10 -5

1/2N 2 (g) + 3/2 H 2 (g) NH 3 (g)

K 2 = 3.87 ? 10 -2 K 1 ≠ K 2 ， K 1

= K 22

②纯固体与纯液态及水溶液中参加反应的水的浓度在平衡常数表达式中不出现；

k θ 例： Ca 2CO 3 (s) CaO(s) + CO 2

③ 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，必须是在系统达到平衡状态时相应的值。气体只可用分压表示。

④ 温度发生改变，化学反应的平衡常数也随之改变，因此，在使用时须注意相应的温度。 ●平衡常数的意义

①平衡常数是可逆反应的特征常数。对同类反应来说k θ越大，反应进行得越完全。 ②由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和非平衡态时反应进行的方向。 ●多种平衡的平衡常数

多重平衡的规则：在相同条件下，如有连个反应方程式相加或相减得到第三个反应方程式，则第三个反应方程式的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积或之商。 即 K 3 = K 1 × K 2 或 K 3 = K 1/K 2

3 .平衡常数与平衡转化率

转化率 ：

a = 某反应物已转化的量/某反应物的重量×100％ 若反应前后体积不变，反应的量可以用浓度表示

a =（某反应物的起始浓度 - 某反应物的平衡浓度）/某反应物的起始浓度×100％

2.5 化学平衡的移动

一、浓度对化学平衡的影响

在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，化学平衡向着正反应方向移动；增加生成物的浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向着逆反应的方向移动。

在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经常用过量的另一种物质和它作用。 不断将生成物从反应体系中分离出来，则平衡将不断向生成产物的方向移动。

二、压力对化学平衡的影响

等温下，增大总压强，平衡向气体分子数减少的方向移动；减压，则

2()

p CO K p θθ

=

平衡向气体分子数增加的方向移动。如：

673K时反应：N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)

如果气态反应物的总分子数和气态生成物总分子数相等，在等温下，增加或降低总压强，对平衡没有影响。如：

773K时反应 CO+H2O H2+CO2

三、温度对化学平衡的影响

升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，使平衡向放热方向移动。

体系放热时?r H θ为负值，吸热时为正值。

四、催化剂与化学平衡

催化剂不会使平衡发生移动，但使用催化剂能降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。

五、平衡移动原理——吕·查德里原理

2.6 反应速率与化学平衡的综合利用

1、是一种价廉易得的反应物过量，以提高里一种原料的转化率。

2、升高温度能增大反应速率，对于吸热反应还能增加转化率。

3、对于气体反应，增加压力会使反应速率加快，对分子数减少的反应还能提高转化率。

4、选用催化剂时，须考虑催化剂的催化性、活化温度、价格等，对容易中毒的催化剂须注意原料的纯化。

第三章原子结构和元素周期表

3.1 原子核外电子的运动状态

一、玻尔的原子结构理论

1913年，丹麦青年物理学家玻尔(N.Bohhr)在氢原子光谱和普朗克(M.Planck)量子理论的基础上提出了如下假设：

(1)原子中的电子只能沿着某些特定的、以原子核为中心、半径和能量都确定的轨道上运动，这些轨道的能量状态不随时间而改变，称为稳定轨道(或定态轨道)。

无机及分析化学答案全

第8章习题答案 1.命名下列配合物： （1）K2[Ni(CN)4] （2）(NH4)2[FeCl5(H2O)] （3）[Ir(ONO)(NH3)5]Cl2 （4）Na2[Cr(CO)5] 解：（1）四氰根合镍（Ⅱ）酸钾 （2）五氯?一水合铁（III）酸铵 （3）二氯化亚硝酸根?五氨合铱（III） （4）五羰基合铬（-Ⅱ）酸钠（参考P172） 2.写出下列配合物（配离子）的化学式？ （1）硫酸四氨合铜(Ⅱ) （2）四硫氰?二氨合铬（III）酸铵 （3）二羟基?四水合铝（III）离子（4）二苯合铬(0) 解：（1）[Cu(NH3)4]SO4 （2）(NH4)[Cr(NH3)2(SCN)4] （3）［Al(H2O)4(OH-)2］+ (4)[Cr(C6H6)2] 6.试用价键理论说明下列配离子的键型（内轨型或外轨型）、几何构型和磁性大小。 （1）［Co(NH3)6］2+ （2）［Co(CN)6］3- 解：(1)Co最外层价电子排布为：27Co：3d74s2 Co2+的最外层价电子排布为：27Co2+：3d74s0 [ ][ ][ ][ ][ ] [ ] [ ][ ][ ] [ ][ ][ ][ ][ ] 3d7 4S0 4P0 4d0 [ ][ ][ ][ ][ ] [ ][ ][ ][ ][ ][ ] [ ][ ][ ] SP3d2杂化、成键，形成［Co(NH3)6］2+ 因为：形成［Co(NH3)6］2+时用的是Co2+最外层4S、4P、4d空轨道以SP3d2杂化、成键，而且中心离子Co2+形成配离子的前后单电子数没变，所以：该［Co(NH3)6］2+配合离子是外轨型，SP3d2杂化，几何构型为正八面体。 因为：以SP3d2杂化、成键形成［Co(NH3)6］2+后，具有3个单电子，所以：［Co(NH3)6］2+的磁矩为：，因为具有单电子分子是顺磁性分子，无单电子分子是抗磁性分子，所以形成［Co(NH3)6］2+后，具有3个单电子，［Co(NH3)6］2+是顺磁性分子。 (2) Co最外层价电子排布为：27Co：3d74s2 Co3+的最外层价电子排布为：27Co3+：3d64s0 [ ][ ][ ][ ][ ] [ ] [ ][ ][ ] 3d6 4S0 4P0 [ ][ ][ ] [ ][ ][ ][ ][ ][ ] d2SP3杂化、成键，形成［Co(CN)6］3- 因为：形成［Co(CN)6］3-时用的是Co3+内层d轨道，即(n-1)层d轨道与nS、nP空轨道以d2SP3杂化、成键，而且中心离子Co3+形成配合离子前有4个单电子，形成配合离子后没有单电子，中心离子Co3+形成配合离子前、后内层电子发生了重新排布，所以：该［Co(CN)6］3-配合离子是内轨型，d2SP3杂化，几何构型为正八面体。 因为：以d2SP3杂化、成键形成［Co(CN)6］3-后，没有单电子，所以：［Co(CN)6］3-的磁矩为：，因为具有单电子分子是顺磁性分子，无单电子分子是抗磁性分子，所以形成［Co(CN)6］3-后，没有单电子，［Co(CN)6］3-是抗磁性分子。 7.有两个化合物A和B具有同一化学式：Co(NH3)3(H2O)2ClBr2.在一干燥器中，1molA很快失去1molH2O，但在同样条件下，B不失去H2O。当AgNO3加入A中时，1molA沉淀出1molAgBr,而1molB 沉淀出2molAgBr。试写出A和B的化学式。 解：∵在干燥器中，1molA很快失去1molH2O，但在同样条件下，B不失去H2O知，说明A中的H2O 是外配位体，而B中的水是内配位体。当AgNO3加入A溶液中时，1molA沉淀出1molAgBr,而1molB 沉淀出2molAgBr，说明1molA中外配体为1mol Br-，而1mol B中外配体为2 mol Br-。因此它们

无机及分析化学考试题及参考答案

无机及分析化学期末考试试题 一、判断题(每小题1分共10分) 1．σ键和π键在分子中均可单独存在。（） 2．系统误差是不可测的。（） 3．极性分子间仅存在取向力，非极性分子间只存在色散力。（） 4．等价轨道处于全充满、全空、半充满状态时原子能量较低。（） 5．施肥过多造成的“烧苗”现象，是由于植物细胞液的渗透压小于土壤溶液的渗 透压引起的。（） 6．醋酸溶液经稀释后其解离度增大，因而可使其H+ 浓度增大。（） 7．BF3和NH3都具有平面三角形的空间结构。（） 8．CO2与CH4的偶极矩均为零。（） 9．共价键和氢键均有饱和性与方向性。（） 10．在消除了系统误差之后，测定结果的精密度越高，准确度也越高。（） 选择题( 每小题2分，共30分) 1．质量摩尔浓度的单位是（）。 A. mol·L-1 B. mol·kg-1 C. g·L-1 D. mg·g-1 2．已知反应H2(g)＋S(s)＝H2S(g)和S(s)＋O2(g) ＝SO2(g)的平衡常数为K 1和K 2，则反应: H2(g)＋SO2(g)＝H2S(g)＋O2(g)的平衡常数为（）。 A. K 1＋K 2 B. K 1/K 2 C. K 1×K 2 D. K 1-K 2 3．下列量子数取值错误的是（）。 A. 3，2，2，+ B. 2，2，0，- C. 3，2，1，+ D. 4，1，0，- 4．主量子数n=3的电子层可容纳的轨道数和电子数为（）。 A. 3和6 B. 3和9 C. 6和12 D. 9和18 5．下列卤化氢分子极性由大到小的顺序正确的是（）。 A. B. C. D. 6．Fe3O4中铁的氧化数是（）。 A. 2 B. -2 C. 8/3 D. 3 7．下列关于分子间力的说法正确的是（）。 A. 分子型物质的沸点总是随相对分子质量的增大而增加 B. 色散力存在于所有分子间 C. 极性分子间仅存在取向力 D. 大多数含氢化合物中都存在氢键 8．能组成缓冲溶液的是（）。 A. HAc-NaAc B. NaCl-HCl C. NaOH-NaCl D. HCl-H2O 9．定量分析工作要求测定结果的误差（）。 A. 在允许误差范围之内 B. 等于零 C. 略大于允许误差 D. 没有要求 10．下列各式中，有效数字位数正确的是（）。 A. 0.0978（4位） B. pH=3.24 (3位) C. pKa=1.80 (2位) D. 0.420（2位） 11．随机误差可通过（）方法减免。

高二化学重点知识点归纳总结

高二化学重点知识点归纳总结 高二化学重点知识点归纳总结 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和 反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的.关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓，ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

无机及分析化学答案(第二版)第一章

第一章物质的聚集状态（部分） 1-3．用作消毒剂的过氧化氢溶液中过氧化氢的质量分数为0.030，这种水溶液的密度为1.0g?mL-1，请计算这种水溶液中过氧化氢的质量摩尔浓度、物质的量浓度和摩尔分数。 解：1L溶液中，m( H2O2) = 1000mL?1.0g?mL-1?0.030 = 30g m( H2O) = 1000mL?1.0g?mL-1?(1-0.030) = 9.7?102g n( H2O2) = 30g/34g?moL-1=0.88mol n( H2O) = 970g/18g.?mol-1=54mol b( H2O2)= 0.88mol /0.97kg = 0.91mol?kg-1 c( H2O2)= 0.88mol/1L = 0.88mol?L-1 x( H2O2) = 0.88/(0.88.+54) = 0.016 1-4．计算5.0%的蔗糖(C12H22O11)水溶液与5.0%的葡萄糖(C6H12O6)水溶液的沸点。 解：b(C12H22O11)=5.0g/(342g.?mol-1?0.095kg)=0.15mol?kg-1 b(C6H12O6)=5.0g/(180g.?mol-1?0.095kg)=0.29mol?kg-1 蔗糖溶液沸点上升 ?T b=K b?b(C12H22O11)= 0.52K?kg?mol-1?0.15mol?kg-1=0.078K 蔗糖溶液沸点为：373.15K+0.078K=373.23K 葡萄糖溶液沸点上升 ?T b=K b?b(C6H12O6)= 0.52K?kg?mol-1?0.29mol?kg-1=0.15K 葡萄糖溶液沸点为：373.15K + 0.15K = 373.30K 1-5．比较下列各水溶液的指定性质的高低(或大小)次序。 (l)凝固点: 0.1mol?kg-1 C12H22O11溶液，0.1mol?kg-1 CH3COOH溶液，0.1mol?kg-1 KCl溶液。 (2)渗透压：0.1mol?L-1 C6H12O6溶液，0.1mol?L-1CaCl2溶液，0.1mol?L-1 KCl溶液，1mol?L-1 CaCl2溶液。（提示：从溶液中的粒子数考虑。） 解：凝固点从高到低： 0.1mol?kg-1 C12H22O11溶液>0.1mol?kg-1 CH3COOH溶液>0.1mol?kg-1 KCl溶液 渗透压从小到大： 0.1mol?L-1 C6H12O6溶液<0.1mol?L-1 KCl溶液<0.1mol?L-1 CaCl2 溶液<1mol?L-1CaCl2溶液 1-6．在20℃时，将5.0g血红素溶于适量水中，然后稀释到500mL, 测得渗透压为0.366kPa。试计算血红素的相对分子质量。 解：∏= c?R?T c =∏/RT = [0.366/(8.314?293.15)] mol?L-1 = 1.50?10-4 mol?L-1 500?10-3L?1.50?10-4mol?L-1 = 5.0g/M M = 6.7?104g?mol-1 1-7．在严寒的季节里为了防止仪器中的水冰结，欲使其凝固点下降到-3.00℃，试问在500g水中应加甘油(C3H8O3)多少克? 解：ΔT f = K f(H2O) ?b(C3H8O3) b(C3H8O3) =ΔT f / K f(H2O) =[3.00/1.86] mol?kg-1 =1.61 mol?kg-1 m(C3H8O3)=1.61?0.500?92.09g =74.1g 1-8．硫化砷溶胶是通过将硫化氢气体通到H3AsO3溶液中制备得到：2H3AsO3 + 3H2S = As2S3 + 6H2O试写出该溶胶的胶团结构式。 解：[(As2S3)m?n HS-?(n-x)H+]x-?x H+ 1-9．将10.0mL0.01mol?L-1的KCl溶液和100mL0.05mo1?L-1的AgNO3溶液混合以制备AgCl溶胶。试问该溶胶在电场中向哪极运动?并写出胶团结构。 解：AgNO3是过量的，胶团结构为：

无机及分析化学-模拟考试试题及答案

《无机及分析化学》试题（1） 闭卷 适用专业年级： 学号 专业 班级 本试题一共三道大题，共四页，满分100分。考试时间120分钟。 注： 2.试卷若有雷同以零分计。 一、选择题（请将正确的答案填写在答题卡上每题2分共50分） 1. 含有Cl -和Br -的混合溶液，欲使Br -氧化为Br 2而不使Cl -氧化，应选择 ( ) （θ /Sn Sn 24++? =0.15 V ，θ /Cl Cl 2-?=1.3583 V ，θ/Br Br 2-?=1.087 V ，θ/Cr O Cr 3272+-?=1.33 V ， θ/Mn MnO 24+-?=1.51 V , θ/Fe Fe 23++?=0.771 V ） A. SnCl 4 B. K 2Cr 2O 7 C. KMnO 4 D. Fe 3+ 2. 已知下列反应的平衡常数 PbSO 4(S) Pb 2++SO 42- K sp Θ(1) PbS (S) Pb 2++S 2- K sp Θ(2) 反应PbSO 4+S 2- PbS+SO 4- 的K 为 ( ) A. K SP Θ(1) . K sp Θ(2) B. K sp Θ(1) /K sp Θ(2) C. K sp Θ(2) /K sp Θ(1) D. ( K sp Θ(1) /K sp Θ(2) )2 3. 0.04mol·L -1的H 2CO 3的水溶液, K 1Θ﹑K 2Θ 分别为它的电离常数，该溶液的c (H +) 浓度和c (CO 32-)的浓度分别为 ( ) A. 04.0θ1?K , K 1Θ B. 04.0θ1?K , 04.0θ2?K C. 04.0θ2θ1??K K , K 2Θ D. 04.0θ1?K , K 2 Θ 4. 已知某一元弱酸的浓度为c ，用等体积的水稀释后，溶液的c (H +)浓度为 ( )

无机及分析化学复习题与参考答案

《无机及分析化学实验》复习题及参考答案 1、化学试剂分为几大类实验室中最普遍使用的一般试剂分为几个等级如何选用化学试剂答：化学试剂的选用应以实验要求，如分析任务、分析方法的灵敏度和选择性、分析对象的含量及对分析结果正确度要求等为依据，合理选用不同等级的试剂。不同等级的试剂价格差别很大，纯度越高价格越贵，试剂选用不当，将会造成资金浪费或影响实验结果，故在满足实验要求的前提下，选择试剂的级别应就低而不就高。 此外应注意，不同厂家、不同原料和工艺生产的化学试剂在性能上有时会有显着差异，甚至同一厂家、不同批号的同一类试剂在性质上也很难完全一致，因此在较高要求的分析中，不尽要考虑试剂的等级，还应注意生产厂家、产品批号等事项，必要时应作专项检验和对照实验。 2、在容量分析实验中使用的玻璃仪器中，哪些玻璃仪器在用蒸馏水淋洗后，还要用待装溶液淋洗简述玻璃仪器的一般洗涤过程及其是否洗净的检验方法。 答：容量分析操作中常用的玻璃仪器有滴定管、移液管、吸量管、容量瓶和锥形瓶，其它可能使用的玻璃仪器还有烧杯、量筒等，其中滴定管、移液管和吸量管在清洗干净和用蒸馏水淋洗后，还需用少量待装溶液淋洗2～3次，各次淋洗时待装溶液的用量约为10mL、5mL、5mL。 玻璃仪器的洗涤方法应根据实验的要求、污物的性质及其弄脏程度来选择，洗涤玻璃仪器的一般步骤是：⑴用自来水刷洗：用大小合适的毛刷刷洗，使附着在器壁上的灰尘和不溶性杂质脱落，再用自来水冲刷掉已脱落的灰尘、不溶性杂质和可溶性杂质。⑵用去污粉或合成洗涤剂刷洗：用大小合适的毛刷蘸取去污粉或合成洗涤剂刷洗，使附着器壁的有机物和油污脱落，再用自来水冲洗；若油垢和有机物仍洗不干净，可将合成洗涤剂或肥皂液适当加热再洗涤。⑶用洗液洗涤：先将玻璃仪器中的水尽量除去，再把洗液加入玻璃仪器内，洗液用量约为玻璃仪器总容量的1/5，倾斜仪器并慢慢转动（注意！勿将洗液流出），使仪器内壁全部被洗液润湿。数分钟后，将洗液倒回洗液瓶中（可反复使用至洗液颜色变绿色时才失效），再用自来水完全洗去残留在器壁上的洗液。 洗涤过的玻璃仪器用水淋湿后倒置，如果水即沿器壁流下，器壁上留下一层薄而均匀的水膜，没有水珠挂着，则表示玻璃仪器已被洗净。洗净后的玻璃仪器不能再用布或滤纸擦，因为布或滤纸的纤维会留在器壁上，弄脏仪器。 3、粗食盐中的可溶性杂质有哪些各用什么试剂除去这些杂质除杂试剂的加入次序是怎样的其原因是什么 答：粗食盐中含有钙、镁的硫酸盐和氯化钾等可溶性杂质。BaCl2溶液除去食盐溶液中的SO42-离子，Ca2+、Mg2+离子则用Na2CO3的NaOH溶液除去，KCl的溶解度大于NaCl，且在食盐中的含量较少，可在NaCl结晶时留在溶液中达到除去的目的。除去杂质的沉淀剂需按BaCl2溶液、Na2CO3的NaOH溶液和HCl溶液的次序依次加入。一般来说，除去天然样品中的阴离

无机及分析化学期末试题

一、选择题（每小题2分，共40分。每小题只有一个正确答案） 1、减小随机误差常用的方法是（ C ）。 A.空白实验 B.对照实验 C.多次平行实验 D.回收实验 2、下列说法正确的是（ C ）。 A.准确度越高则精密度越好 B.精密度越好则准确度越高 C.只有消除系统误差后，精密度越好准确度才越高 D.只有消除系统误差后，精密度才越好 3、四份质量相等的水中，分别加入相等质量的下列物质，水溶液凝固点最低的是( D )。 A.葡萄糖(式量180) B.甘油(式量92) C.蔗糖(式量 342) D.乙醇(式量46) 4、医学上称5%的葡萄糖溶液为等渗溶液，这是因为( C )。 A.它与水的渗透压相等 B.它与5%的NaCl 溶液渗透压相等 C.它与血浆的渗透压相等 D.它与尿的渗透压相等 5、下列反应中，反应的标准摩尔焓变等于生成物的标准摩尔生成焓的是（D ） A.CO 2(g) + CaO(s) → CaCO 3(s) B.1/2H 2(g) + 1/2I 2 (g) →HI(g) C.H 2(g) + Cl 2(g) →2HCl(g) D.H 2(g) +1/2O 2 (g) →H 2O(g) 6、反应CaCO 3(s)≒CaO(s) + CO 2(g)，在高温时正反应自发进行， 其逆反应在298K 时为自发的，则逆反应的Δr H m Θ与Δr S m Θ是（C ） A.Δr H m Θ＞0和Δr S m Θ＞0 B. Δr H m Θ＜0和Δr S m Θ＞0 C. Δr H m Θ ＞0和Δr S m Θ ＜0 D. Δr H m Θ ＜0和Δr S m Θ ＜0 7、质量作用定律适用于：（B ） A.化学方程式中反应物和生成物系数均为1的反应 B.基元反应 C ．任何均相反应 D.任何能够进行的反应 8、温度一定时，有A 和B 两种气体反应，设c(A)增加一倍，反应速率增加了100％，c(B)增加了300％，该反应速率方程式为：（C ） A. v=k c(A) c(B) B. v=k c 2(A) c(B) C. v=k c (A) c 2 (B) D.以上都不是 9.在饱和BaSO 4溶液中，加入适量的NaCl ，则BaSO4的溶解度（A ） A.增大 B.不变 C.减小 D.无法确定 10、核外电子运动状态的描述较正确的是( C ) A.电子绕原子核作圆周运动 B.电子在离核一定距离的球面上运动 C.电子在核外一定的空间范围内运动 D.电子的运动和地球绕太阳运动一样 11、形成Π键的条件是（ C ）。 A.s 与s 轨道重叠 B.p 与p 轨道“头碰头”重叠

无机及分析化学课后习题答案完整版

无机及分析化学课后习 题答案 Document serial number【NL89WT-NY98YT-NC8CB-NNUUT-NUT108】

一、选择题 1．等压下加热5％的下列水溶液，最先沸腾的是（） A. 蔗糖（C 12H 22 O 11 ）溶液 B. 葡萄糖（C 6 H 12 O 6 ）溶液 C. 丙三醇（C 3H 8 O 3 ）溶液 D. 尿素（ (NH 2 ) 2 CO）溶液 解：选A。在等压下，最先沸腾就是指溶液的蒸气压最低。根据难挥发非电解质稀溶液的依数性变化规律，溶液质量摩尔浓度增大，溶液的蒸气压下降。这里，相同质量分数下，溶质的摩尔质量越小，质量摩尔浓度越大。选项D中非电解质尿素的摩尔质量最小，尿素溶液的质量摩尔浓度最大，蒸气压最低，在等压下最先沸腾。 2．0.1mol·kg－1下列水溶液中凝固点最低的是（） A. NaCl溶液 B. C 12H 22 O 11 溶液 C. HAc溶液 D. H 2 SO 4 溶液 解：选D。电解质溶液的依数性虽然不能用拉乌尔定律进行统一的定量计算，但仍然可以参照难挥发非电解质稀溶液的依数性进行定性描述。即溶质的粒子数目增大，会引起溶液的蒸气压降低，沸点升高，凝固点下降和溶液的渗透压增大。此 题中，在相同质量摩尔浓度下，溶液中的粒子数目估算出来是H 2SO 4 溶液最多，所 以其凝固点最低。 3．胶体溶液中，决定溶胶电性的物质是（） A. 胶团 B. 电位离子 C. 反离子 D. 胶粒 解：选D。根据胶团结构，胶核和吸附层的整体称为胶粒，胶粒中反离子数比电位离子数少，故胶粒所带电荷与电位离子符号相同。即胶粒带电，溶胶电性由胶粒决定。 4．溶胶具有聚结不稳定性，但经纯化后的Fe(OH) 3 溶胶可以存放数年而不聚沉，其原因是（） A. 胶体的布朗运动 B. 胶体的丁铎尔效应 C. 胶团有溶剂化膜 D. 胶粒带电和胶团有溶剂化膜 解：选D。溶胶具有动力学稳定性和聚结稳定性，而聚结稳定性是溶胶稳定的根本原因，它包含两个方面，胶粒带有相同电性的电荷，当靠近时会产生静电排斥，阻止胶粒聚结合并；而电位离子和反离子形成的溶剂化膜，也会阻隔胶粒的聚结合

高中化学必背知识点归纳及总结

掌门1对1教育高中化学 高中化学学习方法 经过初中的学习，学生对化学这一学科有了基础的了解。但针对高中有化学学习，在部分学生还 茫然无措。现在就结合高中化学元素的特点，谈谈我对高中化学的认识和学方法的总结初中化学来说，知识量更加庞大，内容更加繁杂。但经过细细的摸索和分析，它仍有规律可循。只要把握好这些规律，高中化学的学习将会变得比较简单。 首先，牢牢地把握好元素周期律这些规律，就为我们学习元素打下了艰实的基础，然后结合具体元 素的特殊性，加以补充，这样对元素这部分的学习就显得相当容易。 其次，紧紧抓住“结构决定性质，性质决定用途”这条原则，切实掌握物质的结构和性质，并与 应用结合起来，这样就能够从识记的水平提高到运用的水平。这也是高考考查的能力之一。 还要学会活学活用，通过类比的方法，掌握一系列元素的性质，一类化学反应的实质。这样就在很大程度上解决了记忆量大，内容繁多的问题。 下面我谈谈高中化学的课堂学习方法： 考虑到高中学生的素质，切实做好预习是不可能的，但这并不等于放弃课前预习。要对老师的问题有些了解，为听课做好准备。 课堂上务必要认真听课，跟着老师的点拨思路走，通过老老师的引导，最终解决问题。在课堂上一定要慎防发做笔记代替听课，这样会大大降低听课质量。笔记可以在课后根据自己的记忆和理解补记。课堂上一定要勤，勤问，勤思，勤动手。做到以上这些，就会使课堂学习变得充实而有效。 课后复习也是非常重要的一个环节。要对老师讲过的知识加以总结，再思考，最后成为自己的东西。 希望同学们根据以上学习方法，结合自身学习状况，形成一套适合自已的学习方法，以此来提高学习成绩。 高中化学必背知识点归纳与总结 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打Ｎa2CO3、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：

无机及分析化学试题库

无机及分析化学试题库 一、选择题 1、下列电解质对Fe(OH)3正溶胶聚沉能力最大的是（A） A Na3PO4 B MgSO4 C NaCl D MgCl2 2、将难挥发的非电解质溶于溶剂后，将会引起（ D ） A 沸点下降 B 凝固点升高 C 渗透压下降 D 蒸气压下降 3、易挥发溶质溶于溶剂之后可能会引起（ C ） A 沸点上升 B 凝固点降低 C 蒸气压上升 D 渗透压下降 4、在H3AsO3的稀溶液中通入过量的H2S得到As2S3溶胶，其胶团结构式为（ C ） A [（As2S3）m· nHS—]n-·nH+ B [（As2S3）m· nH+ ]n+·nHS— C [（As2S3）m· nHS—·（n—x）H+ ]x-·xH+

D [（As2S3）m· nH+·（n—x）HS—]x+·x HS— 5、在外电场的作用下，溶胶粒子向某个电 极移动的现象称为（ A ） A 电泳 B 电渗 C 布郎 运动 D 丁达尔效应 6、100g水溶解20g非电解质的溶液，经实 验测得该溶液在-5.85℃凝固，该溶质的分 子量为（ D ）（已知水的K f = K·Kg/mol） A 33 B 50 C 67 D 64 7、给定可逆反应,当温度由T1升至T2时,平 衡常数K2>K1,则该反应的( A ) AΔH>0 BΔH<0 CΔH=0 D无法判断 8、下列反应中, 哪个是表示ΔHθ=ΔH fθAgBr(s) 的反应( C ) A Ag+ (aq) +Br-(aq)=AgBr (s)

B 2Ag(s) +Br2 =2AgBr (s) C Ag (s) +1/2Br2 ( l ) =AgBr (s) D Ag (s)+1/2Br2 (S) =AgBr (s) 9、通常情况下, 平衡常数K a, K b, K w, K h的共性是 ( D ) A与温度无关B受催化剂影响C与溶质的种类无关D与浓度无关 10、根据ΔG f (NO,g)=mol, ΔG f (NO2,g)=mol 判断反应 (1) N2(g)+O2(g) = 2NO(g), (2) 2NO(g)+O2(g) = 2NO2(g)的自发性,结论正确的是( A ) A (2)自发(1)不自发 B (1)和(2)都不自发 C (1)自发(2)不自发 D (1)和(2)都自发 11、已知在标准状态下，反应N2(g)+2O2(g) → 2NO2(g), Δr H mθ= KJ/mol，则NO2（g）的标准生成焓为（ B ）KJ/mol。

高中化学知识点总结与归纳

目录 高中化学学习方法………………………………………( 2 ) 高中化学必背知识点……………………………………( 3 ) 高中化学重点……………………………………………( 16 ) 化学计算………………………………………………....( 2 1 ) 解题技巧…………………………………………………( 2 5 ) 高中化学学习方法 经过初中的学习，学生对化学这一学科有了基础的了解。但针对高中有化学学习，在部分学生还 茫然无措。现在就结合高中化学元素的特点，谈谈我对高中化学的认识和学方法的总结初中化学来说，知识量更加庞大，内容更加繁杂。但经过细细的摸索和分析，它仍有规律可循。只要把握好这些规律，高中化学的学习将会变得比较简单。 首先，牢牢地把握好元素周期律这些规律，就为我们学习元素打下了艰实的基础， 然后结合具体元素的特殊性，加以补充，这样对元素这部分的学习就显得相当容易。 其次，紧紧抓住“结构决定性质，性质决定用途”这条原则，切实掌握物质的结 构和性质，并与应用结合起来，这样就能够从识记的水平提高到运用的水平。这也是 高考考查的能力之一。 还要学会活学活用，通过类比的方法，掌握一系列元素的性质，一类化学反应的实质。这样就在很大程度上解决了记忆量大，内容繁多的问题。 下面我谈谈高中化学的课堂学习方法： 考虑到高中学生的素质，切实做好预习是不可能的，但这并不等于放弃课前预习。要对老师的问题有些了解，为听课做好准备。 课堂上务必要认真听课，跟着老师的点拨思路走，通过老老师的引导，最终解决问题。在课堂上一定要慎防发做笔记代替听课，这样会大大降低听课质量。笔记可以在课后根据自己的记忆和理解补记。课堂上一定要勤，勤问，勤思，勤动手。做到以上这些，就会使课堂学习变得充实而有效。 课后复习也是非常重要的一个环节。要对老师讲过的知识加以总结，再思考，最后成为自己的东西。 希望同学们根据以上学习方法，结合自身学习状况，形成一套适合自已的学习方法，以此来提高学习成绩。

高中化学重要知识点详细总结[完整版]

高中化学重要知识点详细总结 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2 (OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象：

高中化学知识点总结[完整版]

高中化学全部知识点总结 一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。 二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液 FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2 (OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象：

兰叶青 无机及分析化学课后习题答案(所有章节)

第二章 习题解答 2－10解：（1）×；（2）×；（3）√；（4）×；（5）×；（6）×； （7）×；（8）×；（9）；（10）×；（11）× 2－11解：（1）敞开体系；（2）孤立体系；（3）敞开体系； 2－12解：（1） Q =100kJ W=-500 kJ △U = Q + W=-400 kJ （2）Q =-100kJ W=500 kJ △U = Q + W=400 k 2－13解：因为此过程为可逆相变过程，所以 Q p =△H= 40.6kJ ·mol -1 W=-p 外△V ≈-n R T =-8.314×373.15=-3.10 kJ ·mol -1 △U = Q + W= 40.6+（-3.10）=37.5 kJ ·mol -1 2－14解：（1） r m B f m B f m 2f m f m f m 231 B) 3CO g Fe,s 3CO,g Fe O ,s 3393.51203(110.52)(822.2)26.77kJ mol H H H H H H -?=ν?=??-?+?=?-?-?---=-?∑（（，）+2（）（）（） （）+ΘΘ ΘΘ ΘΘ （2） r m B f m B f m 2f m 2f m f m 21 B) CO g H ,g CO,g H O,g 393.510(110.52)(241.82)41.17kJ mol H H H H H H -?=ν?=??-?+?=-----=-?∑（（，）+（）（）（） （）+ΘΘ ΘΘ ΘΘ （3） r m B f m B f m 2f m f m 2f m 31 B) 6H O l NO,g 5O ,g 4NH ,g 6285.834(90.25)504(46.11)1169.54kJ mol H H H H H H -?=ν?=??-?+?=?-?-?-?-=-?∑（（，）+4（）（）（） （）+ΘΘ ΘΘ ΘΘ 2－15解：乙醇的Θm f H ?反应r m H ?Θ 为： （4） 2C （s ，石墨）+3H 2（g ）+1/2O 2（g ）= C 2H 5OH （l ），所以： 反应（4）=反应（2）×2+反应（3）×3-反应（1） r m r m r m r m -1 (4)2(2)3(3)(1) 2(393.5)3(571.6)(1366.7)1135.1kJ mol H H H H ?=?+?-?=?-+?---=-?ΘΘΘΘ 对反应2C （s ，石墨）+ 2H 2（g ）+ H 2O （l ）= C 2H 5OH （l ）

无机及分析化学答案

1.根据下列酸碱的解离常数，选取适当的酸度是共轭碱来配 置PH=4.50和PH=10.00的缓冲溶液，其共轭酸，碱的浓度比应是多少？ HAC，NH3·H2O，H2C2O4 ，NaHCO3 ，H3PO4 ，NaAC，NaHPO4，C6H5NH2，NH4cl 解：选择HAC和NaAC来配置PH=4.50的缓冲液，共轭酸碱的浓度比可由以下来计算 检表得：K aΘ（HAC）=1.8×10-5K bθ（AC-）=Kw/K aΘ=10-14/(1.85×10-5)=5.6×10-10 由PH=14-Pk bθ+lg（（C（AC-））/（C（HAC）））可得 4.50=14-lg（ 5.6×10-10）+lg（（C（AC-））/（C（HAC））） 解得：（C（AC-））/（C（HAC））=4/7=1.74 选择NH3·H2O和NH4cl来配制PH=10.00的缓冲液，共轭酸碱的浓度比如下 K bθ（NH3·H2O）=1.8×10-5 PH=14- K bθ（NH3·H2O）+lg（C（NH3·H2O）/C（NH4cl）） 10=14-lg（1.8×10-5）+ lg（C（NH3·H2O）/C（NH4cl）） 解得：C（NH3·H2O）/C（NH4cl）=5:1 2.欲配制250mlPH=5.00的缓冲液，问在125ml， 1.0mol·L-1NaAC溶液中应加入多少毫升6.0 mol·L-1溶液？ 解：由题意得可设还应加入xml，6.0 mol·L-1的HAC溶液

检表得K aΘ（HAC）=1.8×10-5 PH=Pk aθ（HAC）+ lg（（C（AC-））/（C（HAC））） 5=-lg（1.8×10-5）+ lg（（C（AC-））/（C（HAC））） 解得：（C（AC-））/（C（HAC））=1.82 n（AC-）=0.125×1mol·L-1=0.125mol；n（HAC）=6x×10-3mol 0.125/(0.125+x×10-3)/（6x×10-3/(0.125+x×10-3)） =0.125/（6x×10-3） 解得：x=11.6ml 3.计算下列各溶液的PH： （3）20.0ml 0.10 mol·L-1NaOH和20.0ml 0.20 mol·L-1NH4cl 溶液混合 解：由题意的 检表可得 K b（NH3）θ= 1.8×10-5 ； K aθ（NH4+）=Kw/ K b（NH3）θ=10-14/（1.8×10-5 ）=5.56×10-10 n（OH-）=0.002mol n（NH4+）=0.004mol C(NH3·H2O)=0.002/（0.02+0.02）=0.05 mol·L-1 C（NH4+）=0.02/（0.02+0.02）=0.05 mol·L-1 PH=Pk aθ（NH4+）+lg（C（NH3·H2O）/C（NH4cl））=-lg（5.56×10-10）+0=9.26 （5）20.0ml 0.10 mol·L-1Hcl和20.0ml 0.20 mol·L-1NaAC