大学基础化学复习提要

1、大学基础化学复习提要-本课程的主要内容1. 化学基本原理ü 热化学ü 化学平衡ü 化学反应速率2. 化学平衡原理及应用ü 酸碱平衡及酸碱滴定ü 沉淀平衡ü 氧化还原平衡及滴定ü 配合平衡及配合滴定3. 物质结构ü 原子结构ü 分子结构4. 元素化学ü 非金属元素及化合物的性质ü 过渡元素及化合物的性质-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由 说明反应体系的热量变化注意点:1、热力学标准状态：在p（101325Pa）压力下，理想气体、液态

2、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

3、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= -351.5 kJmol-1 (1) Hg(l) + O2(g) = HgO(s) 2=-90.8 kJmol-1 (2) Zn(s) + HgO(s) = ZnO(s) + Hg(l) (3) 的3为 = -260.7 kJmol-1解： （3）=（1）-（2） 3 = 1 - 2 = -351.

4、5 + 90.8 =-260.7 kJmol-1第二章 化学平衡重点内容：ü 标准平衡常数ü 标准平衡常数的应用(计算）ü 多重平衡规则ü 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。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)

5、 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） H0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 )X(g)+Y

6、(g) =Z(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、500 K时，反应SO2(g) +O2(g) = SO3(g) 的K = 50，在同温下，反应2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 的K必等于（ D ） (A) 100 (B) 2 ´ 10-2 (C) 2500

7、(D) 4 ´ 10-4第三章 化学反应速率重点内容：ü 平均反应速率ü 影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂ü 质量作用定律和基元反应 例1、对于基元反应A+2BC，其速率方程式v=kc(A)c(B)2。（ V ）例2、反应2A+2BC，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A+BC，其速率方程式v=kc(A)3/2c(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：&

8、#252; 酸碱质子理论ü 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 ü 理解pH值的意义，并进行有关计算ü 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 = -lgH+一元弱酸（碱）溶液pH值近似计算当解离度c/Ki500电离度与K的关系 稀释定律

9、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

10、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)HCl+NaOH (B)HAc+H2O (C)HAc+NaAc (D)NH3·H2O+NH4Cl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)NH4

11、Cl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_

12、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：ü 滴定曲线：突跃和化学计量点ü 滴定条件: ü 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 ü 定量计算例1、当弱酸的（ C ）方可准确滴定。(A)cKa10-8 (B) c/Ka105 (C) cKa10-7 (D) c

13、Ka10-8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) 109 (B) 107 (C) 108 (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) 0.1 mol·L-1HF (pKa = 3.18) (B) 0.1 mol·L-1HCN (pKa = 9.21) (C) 0.1 mol·L-

14、1NaAc pKa(HAc) = 4.74 (D) 0.1 mol·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

15、.00ml，求盐酸溶液（HCl）的准确浓度。（MNa2CO3=106g/mol）。Na2CO3 + 2HCl = NaCl + CO2 + H2O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）4.00 mL回滴定（此时有机酸完全被中和），计算有机酸的分子量。 H2A + 2NaOH = Na2A + H2O +HCl NaCl + H2O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，

16、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)=4Ag+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´10-3mol·L-1，则MgF2的标准溶度积常数为（ A ）(A)6.41´10-9 (B)4.00´1

17、0-9 (C)1.60´10-9 (D)3.20´10-12例6、已知 (AgCl)=1.8´10-10，欲使含2.0´10-4mol·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-)

18、2(C) = 2c(Ag+) c(S2-) (D) = c(Ag+)2 c(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-1 NH3·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 NH3 +

19、H2O <=> NH4+ + OH 开始 0.05 0.05 0 变化 x +x +x 平衡 (0.05x) (0.05+x) 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

20、5;(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：ü 氧化还原基本概念、方程式配平ü 原电池组成ü 电极电势及其计算ü 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

21、电势相差越大，反应就进行得越快。( × )例2、因为电对Ni2+2e=Ni的为-0.23V，故2Ni2+4e=2Ni的为-0.46V。（ × ）例3、 由金的电势图Au3+ Au+ Au可知，Au+在溶液中不能存在。（V）例4、MnO2+H2O2+OH-=MnO42-+H2O+H+，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(Fe3+/Fe2+) = +0.77 V， (Fe2+/Fe) = -0.44 V，则(Fe3+/Fe)的值为（A ） (A) -0.037 V (B) +0.55 V (C) +0

22、.40 V (D) +1.65 V例7、一原电池：(-)Pt½H2(100kPa)½H+(1.0mol·L-1) Cl-(0.1mol·L-1)½Hg2Cl2(s)½Hg(+)，它的电池反应为（ A ） (A) Hg2Cl2 + H2 = 2Hg + 2Cl- + 2H+ (B)2Hg + 2Cl- + 2H+ = H2 + Hg2Cl2 (C)Hg22+ H2 = 2Hg + 2H+ (D)2Hg + 2H+ = Hg22+ H2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

23、，其电池符号为（ C ）(A)(-)Fe3+(c3)½Fe2+(c1) Ag+(c2)½Ag(+)；(B)(-)Pt½Fe3+(c3)½Fe2+(c1) Ag+(c2)½Ag(+)；(C)(-)Pt½Fe2+(c1)，Fe3+(c3) Ag+(c2)½Ag(+)；(D)(-)Pt½Fe3+(c3)，Fe2+(c1) Ag+(c2)，Ag(+)例9、已知：Fe3+ + e = Fe2+ = 0.77 V Cu2+ + 2e = Cu = 0.34 V Fe2+ + 2e = Fe = -0.44 V Al3+ + 3

24、e = Al = -1.66 V 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298 K (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-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O例11、已知298K时 MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O = 1.49 V SO42-+ 4H+ + 2e = H2SO3 + H2O =

25、-0.20 V(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 = 2Mn2+ + 3H2O+5SO42-+ 4H+ ；(2) 标准态时的电池符号 (-) Pt½H2SO3， H2SO4 ，MnO4-，Mn2+， H+½ Pt(+) ；(3) E = _1.69V _。例12、由反应Fe+HCl®FeCl2+H2组成的原电池，其正极的电极反应为_2H+2e®H2_；负极的电极反应为_Fe2+2e ®Fe_。被氧化的物质是_Fe_，被还原的物质是_HCl_。例13、若将反应Sn2+2Fe

26、3+ = 2Fe2+Sn4+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：l 四个量子数概念、物理意义、取值范围、相互关系l 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l 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_37_，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_VII B_族，属于_d_区元素。 (核外电子在2430个的要掌握）第

27、九章 分子结构重点内容：l 化学键：离子键、共价键、金属键l 共价键理论：价键理论、杂化轨道理论l 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 BF3sp34109.50正四面体CH4sp3 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

28、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)

29、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l 基本概念：定义、组成、命名原则l 化学键理论l 配合物稳定性Kq稳Kq不稳l Kq稳

30、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KAg(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)4SO4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l EDTA与金属离子配

31、合物的稳定性 l 配合滴定的指示剂金属指示剂l 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9-10.5Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Co2+等封闭二甲酚橙（XO）紫红色黄6.3Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Ni2+等封闭例1、EDTA的七种形式中，只有4-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=811范围使用，其目的是为减少干扰离子的影响。（× ）例4、

32、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,它与金属离子形成配合物显红色, pKa2=6.3 pKa3=11.6 H2In- <=> HIn2- <=> In3- 紫红 蓝 橙 使用该指示剂的酸度范围是

33、( C ) (A) pH < 6.3 (B) pH > 11.6 (C) pH = 6.311.6 (D) pH = 6.3±1 例8、EDTA的化学名称为_乙二胺四乙酸_，其中含有_6_个配位原子，和金属离子配位时，配位比为_1:1_。例9、KMY叫做 条件稳定常数 ，它表示有 副反应 存在时配位反应进行的程度。例10、 EDTA法可测定 金属 离子，在测定这些离子时，主要要控制溶液的 pH 。例11、铬黑T最合适的酸度是 811 ，终点时溶液由 酒红 色变为 兰 色。例12、用CaCO3基准物质标定EDTA的浓度，称取0.1005g CaCO3基准试剂, 溶解后定容为

34、100.0mL。移取25.00mL钙溶液，在pH=12时，以待标定的EDTA滴定之，用去24.90mL，计算EDTA的浓度。（已知) 第十二章 元素化学一、非金属1、非金属氢化物2、含氧酸及其盐 二、金属1、铬的化合物的性质2、锰的化合物的性质3、铁、钴、镍的化合物的性质非金属性质H2O2 + KI + 2HCl I2 2H2O 2KCl氧化剂H2O2 + MnO4- + H+ Mn2+ + O2­ + H2O还原剂Cu 4HNO3(浓) Cu(NO3)2 2NO2­2H2OCu 8HNO3(稀) 3Cu(NO3)2 2NO­ 4H2ONaNO3 > NaNO2 + O2铬的性质