中山大学--无机化学课件

1、绪 言 课一、无机化学概况一、无机化学概况 化学发展史化学是研究物质组成、结构、性质及其变化规律的自然科学。她与社会的发展、人们的生活紧密联系。十九世纪初，化学被划分为无机化学和有机化学。化学四大分支学科 有机化学：以研究碳氢化合物及衍生物的结构、性质等为内容。 无机化学：除碳氢化合物及衍生物外，研究物质组成、 结构、性质及其变化规律的学科。 分析化学：以研究物质化学组成的鉴定方法及其原理为内容。 物理化学：应用物理测量方法和数学处理方法研究物质及其反应，寻求化学性质与物理性质之间本质联系的普遍规律。 无机化学发展简介复兴阶段标志：现代物理方法的引入、新兴工业和尖端科学技术的发展促进了无机化学

2、的飞跃发展人工元素的研究。结构理论的发展（VB法、MO法、配位理论），对物质结构、性质及变化规律更系统的认识，积累了丰富的热力学和动力学数据，无机反应规律被总结出来，建立了大规模的无机工业体系；工业的发展反过来又促进科学研究，相互促进。无机化学新分支学科： 希有元素化学、希土元素化学、金属有机化学、无机高分子化学、生物无机化学等。十九世纪以前化学的历史就是无机化学的历史十九世纪中二十世纪中有机化学蓬勃发展，无机化学相对停滞不前二十世纪五十年代后无机化学复兴时期现在无机化学与其他学科相互渗透，出现新分支学科。 无机化学研究对象和内容对象：除炭、氢化合物及其衍生物外所有元素的单质和化合物。内容：这

3、些对象的组成、结构、性质和反应规律以及它们之间的相互联系。二、课程的教学目的及安排二、课程的教学目的及安排1、任务： 承接作用：中学和大学两学习阶段的桥梁； 后续课程的基础：它是培养目标的整体知识结构和能力结构的重要组成部分。2、特点： 实验性； 课程内容多，杂。3、教学目的：、在中学化学知识的基础上，获得物质结构、化学反应基本原理等理论知识，把元素及其化合物方面的知识更加系统化和规律化。、具有分析处理一般无机化学问题的初步能力，在自学、文献检索等方面的能力有一定的发展。4、教学安排： 以元素周期系为线索，把化学反应原理、物质结构的基础知识与元素性质尽可能结合在一起，运用基本理论和规律去分析并

4、掌握元素及其化合物的基本性质。第一章 化学反应一般原理 15节第二章 酸碱反应 8节第三章 氧化还原反应 6节第四章 原子结构 6节第五章 分子结构、晶体结构 8节第六章 配位化合物 5节第七章 S区元素 4节第八章 d、ds区元素 11节第九章 P区元素 16节 三、希望和要求三、希望和要求1、预习：大学阶段的学习是不可缺少的。了解有关内容是必须的， 还应积极思考，提出问题。2、听课及笔记：大学课堂教学不是简单的知识传授，更重要的是如何灵活运用知识，处理解决问题，在这方面的能力的提高。“听”什么：结合预习，积极配合思考。“笔记”： 积累重要信息和资料，知识的线索和结构。做好笔记不是件易事，需

5、用心体会，不断总结。3、作业： 量不多，重在质。要求：必须做好（字）；两个本子，每周末交，全批改。4、课外阅读：非常重要。刊物：大学化学、化学教育、中学化学教育、无机化学学报等。建议：多做读书卡。5、考核管理：作业： 10%小论文、讨论：10%期中考试：30%期末考试：50%。第一章 化学反应一般原理化学反应所涉及的问题包括：反应判据 反应限度 反应速度 反应机理属于化学热力学范畴；属于化学动力学范畴。本章主要从反应重能量变化的研究开始，讨论反应的方向和限度，然后再考虑反应的快慢。仅涉及一些基本知识和思考的方法，重点在于实际应用。热力学简介它是研究能量转换过程中所遵循规律的一门学科。于19世纪

6、中叶，蒸汽机的发明和应用，研究热和机械功之间的转换关系形成，后来研究范围推广到各种能量之间的相互转换中。特点：1、基础是两个经验定律；2、结论具有统计意义：是讨论大量质点的平均行为，不涉及物质的微观结构和过程机理。局限性：不能讨论过程如何进行和进行的快慢； 结论不能说明过程进行的机理和快慢。热力学一些专门术语体系：研究对象。环境：与体系紧密联系的部分。状态函数：描述体系状态性质的函数。热量：发生变化时，体系与环境之间因温差传递的能量形式。它与变化相关联。规定：体系从环境吸热为正。功：除热以外的其他能量传递形式。规定环境对体系做功为正。内能：体系内部能量总和。热力学第一定律能量守恒U = Q +

7、 W能量最低原理与自然现象1-1自发过程一定条件下，无需外力作用能自动进行的过程。“自发”不含“快速”之意“非自发”不等于“不可能”第一节 化学反应方向可逆反应在某条件下，反应方向如何判断？热效应焓变计算处理熵增原理自由能G最小原理能量最低原理计算1-2化学反应热效应，反应焓变1.反应热一定温度下，只对抗外压作膨胀功时，反应吸收或放出的热量。恒容反应热 QV=U恒压反应热 QP=H2.焓（H）新物理量物质的又一种能量形式。 H U + PV如何理解 QP=H 恒温恒压下，反应物、产物各自有不同的焓。当反应物的焓比产物的焓高时，由反应物转变为产物，就要释放出那多余的部分( 3.状态函数特征状态一

8、定值一定，殊途同归变化等，周而复始变化零。4.Hess定律反应一步完成的热效应等于分步进行的各步热效应之和。反应的热效应只与始终态有关，与变化途径无关。小结：条件相同的反应或聚集状态相同的同种物质才能相消或合并。反应式乘（或除）以某数，相应的热效应也要同乘（除）以该数。5、热化学方程式（表示反应热）思考：中学的热化学方程式与用表示的热化学方程式有何差异？书上的单位为KJ/mol，mol-1表示什么？对同一反应，反应是书写不同，值有无变化？代表是么？6、标准态物质状态的参比基准线规定：标准压强下物质的确切聚集状态。注 对温度没有规定。比较 气体标准状态。说明：、气体的标准态：P = 1.0131

9、05、溶液中溶质的标准态：标准压强下，溶质的浓度为 1mol/, 即 C =1mol/、液体和固体的标准态： P下的纯物质。7、反应热的计算、原则Hess定律问题 能否通过较少的实验数据获得任意化学反应的热效应？分析 反应 A + B C + D = 产物反应物 、标准生成焓 定义：温度T、标态时，由指定单质生成1mol某物质（以化学式表示）的焓变。说明指定单质：多为元素的最稳定单质，状态亦指定。生成反应：指定单质反应生成1mol生成物的过程。推论： 指定单质 =0 非绝对值熟悉元素的指定单质、物质的生成过程。问题 已知物质的 ，如何计算反应的？设计 反应物 产物 各种指定单质思路过程 由各指

10、定单质直接生成产物；过程 由各指定单质先生成反应物，然后 反应物再转化为产物必有：过程热效应 = 过程热效应公式 =产物 - 反应物 1-3标准态时反应的方向许多放热反应为自发过程：如：3Fe(s) + 2O2(g) Fe3O4(s) =1120KJ 2H2 + O2 2H2O(g) =483.6KJ但有些吸热过程也能自发进行：如：常温常压下H2CO3(aq) H2O() + CO2(g) 该反应= +19.3KJ，但自发进行。为什么仔细考察这类过程有共同的特点：混乱程度增大。所以，体系的混乱度也对过程的方向有影响：有序到无序利于自发，反之不利于自发。1、熵S表征体系组成微粒分布混乱程度的函数

11、。 S值越大，混乱度越大，有序性越差。规律：熵值 、固体液体气体 、混合物纯净物 、S随温度升高增大热力学第三定律：各种纯化学物质的最完整晶体，在0K时熵值为零粒子的热运动完全停止，内部排列达到最有序程度。即S0K=0设： A0K ATK 2、标准熵定义：1mol纯物质在标准态时的熵值。ST 单位：Jmol-1K-1比较 与 STST 为绝对值， 为相对值；指定单质 =0，而ST 0。3、 计算与 计算原则、方法一样。 = 产物 反应物分析：前述自发吸热过程都是0故 自发过程的方向受两大因素制约： 、 小结 0 ， 0 自发； 0 。 0， 非自发。 0 ， 0 0 。 0，美Gibbs提出：

12、恒温恒压下，Gibbs自由能变量。关系： = = T4、自由能 （又一新能量形式） 最小自由能原理：恒温恒压下 0 自发； 0 非自发 0 标态自发； 0 标态非自发由关系 = T 假设 、不随温度变化，可估计自发反应进行的温度范围。 计算（相似） 、由 标准生成自由能计算、由 = T 计算本节小结：介绍了化学热力学的初步知识，主要讨论了焓、熵、自由能等状态函数，其意义不深究，解决了反应方向的判据。重点在于应用：、 、计算、用判断自发反应方向。第二节 反应限度 化学平衡反应方向确定后，反应进行到什么程度才停止呢？2-1 反应限度的判据1、能量判据分析恒温恒压下，根据最小自由能原理，反应之所以自

13、发进行，是因为0 。随着反应进行，必有产增大，反降低。故有趋势。=0时，反应失去推动力，宏观上反应“不再进行”，即自发反应进行到反应限度的能量判据： =0比较 高中知识对可逆反应，最终有正=逆，正反应单位时间内消耗的反应物必然为逆反应所补偿，宏观上各组分的量不再随时间而变，达到化学平衡。 正=逆为反应限度的质量判据。2、化学平衡反应的限度恒温恒压下，反应达到正=逆或=0时的状态 化学平衡建立的条件：恒温恒压， 正=逆 =0 平衡建立的标志：各组分的数量不再随时间而变。 化学平衡的特征（定性）：动态平衡。是恒温恒压封闭体系中可逆反应进行的最大限度或最终状态。问题化学平衡的定量特征,平衡组成之间的

14、关系？3、化学平衡定律活度商（反应商）Qi反应 aA + bB cC + dDbadcbadc)CC()CC()CC()CCc(Q)PP()PP()PP()PPc(QBADiBADi Vant Hoff恒温方程式：平衡时， 的性质、意义：2-2多重平衡规则K的组合一定温度下，若反应可表示为多个分反应之和或差，则该反应平衡常数等于各分反应平衡常数之积或商。即平衡常数与达到平衡的途径无关。分析若：总反应=反应1+反应2KO=KO1KO2注 各反应必须是同一温度，各物质集聚状态相同才能组合。2-3 应用平衡计算内容 1、K.根据 .多重平衡规则.实验测定2、计算平衡组成平衡转化率：简称转化率平衡时已

15、转化的某反应物的量与转化前该物质的量之比。还有离解率、分解率之说它也反映了反应进行的程度注意 产率、收率等概念例：已知反应CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g) T=1473K时Kc=2.3，求：当CO2、H2起始浓度均为0.01mol/ 当CO2起始浓度为0.01mol/，H2起始浓度为0.02mol/ 两种情况下。CO2的转化率。小结：K和转化率都可表示反应进行的程度，但转化率与反应物起始浓度和反应温度有关，K而仅为温度的函数注意解题步骤。例：已知水煤气反应在1000K时K0=1.0，若密闭反应罐中通入1.013105Pa水汽与足量的红炭反应。求平衡时各气体的压力和水汽的转化率

16、。2-4 平衡移动化学平衡为动态平衡，当改变平衡条件，使平衡被破坏。平衡移动：反应从旧平衡点转变到新平衡点的过程浓度、压力、温度等因素都可使平衡发生移动。分析： =讨论恒温下 当 ，平衡不移动 仅改变温度，旧平衡 改变温度平衡被破坏 移动至 关键是 1、浓度的影响定性定量处理例 CO+H2O=CO2+H2 T=1073 K,密闭容器中2molCO和H2O混合，平衡时转化率为50%。若再加入3mol H2O，问平衡能否维持？各组分的量为多少？实际应用利用廉价原料或不断移走产物，以提高某反应物的转化率。2、压力的影响定性改变压力，可导致体积的变化，而影响化学平衡。较复杂。对无气体参与的固液反应体系

17、，几乎无影响对有气体参加的反应压力的变化，可能有影响。分析 PV = nRT仅改变体积 PV-1改变体积为原来的m倍，则P=Pm-1反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)平衡时平badCKpBADCppPP改变体积为原来的m倍，则总压及各物质均为旧平衡的m-1倍。则：bacd)P()P()P()P(QBm1Am1Cm1Dm1pQp=Kp(1/m)(c+dab) 令n=c+dab = Kp (1/m)n讨论若n=0 反应前后气体分子数无变化，改变体积Qp=Kp不影响平衡。若n0当n0 0m1即总压增大，QpKp 逆向移动 m1 即总压减小， QpKp 正向移动当n0 0m1

18、即总压增大，QpKp 正向移动 m1 即总压减小，QpKp 逆向移动3、温度的影响分析K是温度的函数，改变温度，K变，平衡被破坏。4、催化剂对化学平衡的影响结论催化剂只改变反应速度，对已达到平衡的反应，加入催化剂，同等程度改变正逆反应速度，故对平衡无影响。即催化剂不能改变平衡状态。总结 Le.Chatelier原理改变影响平衡的某一因素，平衡就沿着减弱这种影响的方向移动，直至新平衡。第三节 化学反应速度引 计算 常温反应2H2 + O2 2H2O() 的平衡常数。思考该条件实际反应情况与反应趋势。说明反应速度与热力学之间没有直接的联系。3-1 反应速度的表示 2、表示：单位时间某物质的浓度变化

19、。 注意：可用不同物质的浓度变化表示反应速度； 其数值不一定相等，但意义相同，有关系 单位：mol/s对大多数反应，物质浓度随时间的变化不是呈线性关系故有平均速度和瞬时速度之分平均速度瞬时速度：实验测定物质浓度随时间变化的数据，处理曲线某点切线的斜率。问题为什么反应速度千差万别？3-2 速度理论简介碰撞理论要点：反应进行的先决条件：分子相互碰撞；有效碰撞：发生反应的碰撞；活化分子：发生有效碰撞的分子，它比一般分子的能量高。一定条件下，分子能量分布一定。活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差。(Ea)意义：由反应物转变为产物所要逾越的“能量障碍”。活化能越大，反应逾越的能量障碍

20、越大，反应速度越小。如反应N2+3H2 2NH3 所要逾越的“能量障碍”很大。常温常压自发，但高，活化分子数少，速度极小。EaHA+BC+D活化分子平均能量反应进程根据碰撞理论增大反应速度：增大单位时间内分子碰撞总数；增大碰撞总数中有效碰撞的百分数。3-3影响反应速度的外部因素浓度、压力、温度、催化剂一、浓度（压力）的影响定性分析：浓度（压力）增大，单位时间内分子碰撞总数增多，有效碰撞增加，速度增大；定量处理速率方程式：反应物浓度与反应速度的数学关系式。反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)VCACB= k CACB说明 k 为比例常数，称速率常数、为反应分级数， +为反

21、应总级数，他们反映了浓度（压力）对速度的影响程度。速率常数的意义和性质分析当反应物浓度均为单位1时 V=k、一定温度下， k值只取决于反应本性，不同反应k不同， k反映V的内因。、 k 值不随浓度、压力而变，与温度、催化剂有关、 k 单位与反应级数有关。强调反应级数与反应计量系数并非一回事，不一定相符合。反应级数是实验值，可为整数、分数、小数。所以对一般反应，级数不能直接从计量系数导出。要深入了解浓度对反应速度的影响，必须涉及反应经历的具体历程。 反应机理反应经历的途径、基元步骤：有效碰撞中一步转化为产物的过程。、简单反应：仅由一个基元步骤构成的反应。如：2NO22NO+O2 已证明是一个简单

22、反应、复杂反应：由多个基元步骤构成的反应。（普遍）小结、基元步骤直接反映了反应经历的具体途径，所以基元步骤的速率方程，反应级数与计量系数一致。、复杂反应只能通过实验测得，或由反应机理推导出（不要求）。、动力学研究的问题较热力学复杂。二、温度的影响定性分析升高温度，加速反应，早就被人所知。浓度不变，分子总数不变，温度升高，部分分子获得能量，变成活化分子，即活化分子百分数增加，有效碰撞增加，反应速度加快。定量 Arrhenuis公式：k=A-(Ea/RT) 或A 常数，称频率因子或指前因子表明： k与 呈指数变化关系， 微小的变化， k就有较大变化。思考 k随温度的变化越大。三、催化剂的影响概念

23、改变反应速度，自身在反应前后的质量和化学组成不变的组分。正、负催化剂；酶、触媒、防老剂等。催化剂对V的有效影响是浓度、温度无法比拟的。研究表明 催化剂通过改变反应途径，改变反应活化能实现对反应速度的影响，它参与了反应。EaHA+BC+K活化分子平均能量反应进程AK+B+K催化剂特性、选择性、不能起动反应，不能使非自发反应发生、不能改变反应的平衡常数反应原理综合应用方法1、方向判断及反应自发进行的温度范围确定；2、改变转化率的条件确定；3、改变反应速度的条件确定；4、其他考虑的因素。实例分析水煤气变换条件分析 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)、热力学数据：=41KJ =42.4

24、 JK-1 =28.5KJ常温常压反应自发。、自发反应温度范围T / 700、从平衡移动角度分析K随温度升高而减小，即CO平衡转化率降低。增加水汽量可提高CO转化率；综合反应条件：解决冲突，考虑经济核算及操作控制。投料比：CO：H2O=1：58，过多水汽温度难控制。总压：57105Pa讨 论 题1、评述下列陈述：因为G =RT ，所以温度升高，平衡常数减小；可逆反应建立平衡时，必有=0；对放热反应，其他条件一定，温度越高，反应物的转化率越低；吸热反应的活化能高，放热反应的活化能低。2、下列陈述对否？为什么？单质的焓，自由能为零单质的生成焓为零。反应所吸收或放出的热量为反应的焓变。由于CaCO3

25、分解是吸热反应。故CaCO3的生成焓小于零。3、可逆反应C(S)+H2O(g)CO(g)+H2(g)H0，下列陈述对否，为什么？升高温度，使正反应速率增加，逆反应速率减小，故平衡正向移动。加入催化剂，可大大提高正反应速率，平衡正向移动。4、选择：、任何一个化学反应，影响平衡常数数值的因素有反应物、产物浓度 催化剂 体积 温度、对反应，CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)（ ）是正确的。Kp=1 KpKc KpKc KpKc若G为负值，则反应（ ）吸热 放热 自发反应 不发生、如果某反应的H0，要它成为自发过程必须满足的条件是（ ）S0，高温S0，高温S0，低温S0，低温5、是非题：

26、反应A+B C H0，平衡后，若升高温度，则产物C的量将减少，反应速度减慢。反应在一定温度和浓度下，不论是否使用催化剂，只要达到平衡，产物的浓度总是相同的。升高温度速率常数和平衡常数都增大。指定单质的fH298、fG298均为零，但其S298不为零。第二章 酸碱反应引 本章应用反应一般原理，讨论无机物在水溶液中的反应规律。特点反应速度较大，故重点集中在反应的方向和限度上。思考标题含义。第一节 酸碱理论一、 电离理论 2、要点：电离：电解质在水中或熔融状态下离解为自 由移动的离子的过程。酸：在水溶液中电离产生的阳离子全部是H+ 的化合物；阴离子全部是OH的化合物是碱。即：H+是酸的特征，OH是碱

27、的特征。 酸碱反应的实质：H+和OH结合成水，另一产物称为盐。二、质子理论mol/ mol/ NH3H2O+NH4Cl(aq)NH4+Cl-+OH-H+H2O+NH4+H+H2O+NH3H2O+K=NH3H+NH4+=KwKb2+H2SO4(a)H2SO4(b)H2SO4(c)、)值与电极写法无关；仅适用于水溶液。为还原电位，即发生还原反应，故其电位的代数值越大，该电对中氧化型的氧化能力越强。；前提不考虑反应速度，水溶液中，标准态。问题电池电动势与热力学的自由能变有何联系？ 标态下，又 = 由可计算例：借助 确定AgCl的KspAgCl(s） Ag+Cl-第三节 影响电极电势的因素讨论实验室制

28、取氯气反应MnO2+Cl2说明 要受到外界因素的影响(仅讨论浓度、压力)半反应：Fe3+ + Fe2+ + + Fe2+Fe3+ 又 ，= + Fe2+Fe3+ + (Fe3+Fe2+ + (氧化型还原型注Nerst方程式应用的温度恒定；一般为298K式中的氧化型和还原型为参与电极反应的所有物种二、应用1、氧化剂、还原剂浓度对 的影响定性分析=0.52v，KspCuCl=10-6;求：CuCl 2、酸度对的影响 PH电势图对有H+、OH-参与的电极反应，溶液酸度的变化对 有影响。PH电势图：将恒温恒浓下， PH与图。纵坐标为PH，其关系必为一条直线，截距为，斜率为-A0.05915n A为H+

29、的计量系数分析线上方为氧化型的优势区，线下方为还原型优势区，线上为平衡状态。应用预测物质在水中的稳定区域应用判断不同PH氧化还原反应进行的方向例：Cl2+H2O HCl+HClONa+/NaPHH+/ H2I2 / IFe3+/Fe2+HClO/Cl2Cl2 / ClO2 / H2O3、元素电势图若元素有多种氧化态，则可组成多个电对，将各电对的关系以图表方式表示，称元素电势图。规定：按氧化数从高低顺序排列。如：氯元素ClClHClOClOClO36. 121.631.4331.194分析元素电势图中物种左边的数值表征其还原能力，右边数值表征其氧化能力。应用：判断某物质能否发生岐化反应原则： 该

30、物质发生岐化反应（标态）计算某电对的例：计算氯元素电势图中ClO3-Cl2电对的原子结构的复杂性)(822222222VEhmzyxm核外电子排布和原子结构周期性SPdds结构特征nS12nS12nP16(n-1)d19nS12(n-1)d10nS12一、填空（一、填空（24分）分）1 1、加入、加入 、 或或 都能使都能使HAc溶液的溶液的PH值值增大，其中加入增大，其中加入 和和 所得的溶液可具有缓所得的溶液可具有缓冲能力。冲能力。2 2、NH3、OH、Na+、NH2、NH4+、Cl、H+物种中，属共物种中，属共轭酸碱对的是轭酸碱对的是 。3 3、已知：、已知：电对电对 MnO4 Mn2

31、、Fe3 Fe2 、Cl2Cl 、MnO2Mn2 的的 分别为分别为1.49、0.77、1.36、1.23， 则氧化性减弱顺序则氧化性减弱顺序为为 ；将；将MnO4 Mn2 和和Fe3 Fe2 组成原电池，电池符号为组成原电池，电池符号为 。4 4、氧化还原反应中，氧化剂是由、氧化还原反应中，氧化剂是由 电对中的电对中的 型型充当，还原剂发生充当，还原剂发生 反应，是氧化数反应，是氧化数 的过程。的过程。5 5、中性溶液是指、中性溶液是指 的溶液。的溶液。6 6、若某反应的若某反应的 H 0，要它成为自发过程，必须满足的条件要它成为自发过程，必须满足的条件是是 。影响反应平衡常数数值的因素有。

32、影响反应平衡常数数值的因素有 .二、选择题（二、选择题（10分）分）1 1、I2和和H2S反应生成硫单质，说明反应生成硫单质，说明( )( )。I2的氧化性比的氧化性比S更强更强 H2S是氧化剂是氧化剂 硫是比碘更强的还原剂硫是比碘更强的还原剂 S2被还原为被还原为S S2 2、下列下列( )( )溶液可做缓冲溶液。溶液可做缓冲溶液。CH3COOH+一定量一定量NaOH CH3COOH+一定量一定量HCl CH3COOH+一定量一定量NaCl CH3COOH+一定量一定量KCl3 3、水溶液中酸的强度与水溶液中酸的强度与( )( )有关。有关。浓度浓度 电离度电离度 电离常数电离常数 溶解度溶

33、解度4 4、Ag2SO4的饱和溶液浓度为的饱和溶液浓度为2.5102，则该温度下，则该温度下它的溶度积为它的溶度积为( )( )6.251053.911076.251043.911055 5、符合甲烷生成焓定义的反应是、符合甲烷生成焓定义的反应是( )( )。C(石墨)+2H2(g) CH4(g) C(g)+2H2(g)CH4(g)C(石墨)+4H(g) CH4(g) C(g)+4H(g)CH4(g)三、完成并配平反应式（三、完成并配平反应式（1 1题用氧化数法，题用氧化数法，2 2题用题用离子离子电子法电子法 10分）分） NH4NO3 N2 + HNO3 + H2OCrO2+ H2O2 +

34、 OH CrO42四、是非题（错误处用横线标明并改正之四、是非题（错误处用横线标明并改正之 12分分）1 1、一定温度下，溶液的、一定温度下，溶液的PH值变，水的离子积不变。值变，水的离子积不变。2 2、某物质的电极电势代数值越小，表明它的氧化性、某物质的电极电势代数值越小，表明它的氧化性越弱，还原性越强。越弱，还原性越强。 3 3、一定温度下，溶液越稀，弱电解质的电离度越大，、一定温度下，溶液越稀，弱电解质的电离度越大，溶液中离子的浓度却越小。溶液中离子的浓度却越小。4 4、HAc和和Ac是共扼酸碱对，是共扼酸碱对，HAc是弱酸，是弱酸，Ac是强碱是强碱5、碳酸钠溶液中通入二氧化碳便可得到一

35、种缓冲溶液碳酸钠溶液中通入二氧化碳便可得到一种缓冲溶液6、硫酸是强酸，故其水溶液一定是强酸性的。、硫酸是强酸，故其水溶液一定是强酸性的。五、简答题（五、简答题（1414分）分）1 1、在、在HAc溶液中分别加入少量的溶液中分别加入少量的NaAc、HCl、NaOH，HAc的电离度有何变化？加水稀释又如何？说明之。的电离度有何变化？加水稀释又如何？说明之。2 2、根据酸表中的标准电极电势说明下列物质相遇，哪些能起、根据酸表中的标准电极电势说明下列物质相遇，哪些能起氧化还原反应？氧化还原反应？ I、Sn2+、Fe3+、Zn2+、Cr2O72六、计算题（六、计算题（24分）分）1 1、1升升0.3mo

36、l/ HCl中含有中含有Cd2+ 0.001mol，在室温下通在室温下通H2S使使之饱和之饱和( (浓度为浓度为0.1mol/ ) )。问溶液中尚有未被沉淀的问溶液中尚有未被沉淀的Cd2+为为多少？多少？( (以以mgml表示表示) )。2 2、溶液中含有、溶液中含有0.1mol/ Li+和和0.1mol/ Mg2+，滴加滴加NaF( (忽略体忽略体积变化积变化) )，哪种离子先被沉淀出来？当第二种沉淀析出时，哪种离子先被沉淀出来？当第二种沉淀析出时，第一种沉淀的离子是否沉淀完全？两种离子有无可能分离第一种沉淀的离子是否沉淀完全？两种离子有无可能分离开？开？3 3、在、在100ml 0.2mo

37、l/ MnCl2溶液中，加入溶液中，加入100 ml含含NH4Cl的的0.02mol / 氨水溶液，欲阻止氨水溶液，欲阻止Mn(OH)2沉淀形成，上述氨水沉淀形成，上述氨水中需含多少克中需含多少克NH4Cl。七、附加题（七、附加题（20分）分）计算计算Mg(OH)2在在1M NH4Ac溶液中的溶解度为多少？溶液中的溶解度为多少？2 2、在、在Fe(OH)3的饱和水溶液中，的饱和水溶液中，OH浓度是否为浓度是否为Fe3+浓度的浓度的三倍，计算三倍，计算Fe(OH)3饱和溶液的饱和溶液的PH值并说明之。值并说明之。化 学 键分子间作用力 作 用 力离子键 金属键共价键氢 键范氏力产生原因静电引力共

38、用自由电子原子间共用电子对氢核吸引高电负性原子偶极作用力条件大金属原子间小F、O、N分子间强度强强强较强弱方向无无有有无饱和无无有有无性质极性大无有晶体结构晶体性质类型质点作用力熔沸点硬度加工性能液导电性固导电性分子晶体分子范氏力氢键低小尚可差差原子晶体原子共价键高大脆差差差离子晶体离子离子键高大脆差好差金属晶体原子离子金属键高大好好好第六章 配位化合物第二节配位化合物的结构意义：表征配合物在水中离解程度的大小。二、逐级常数与多元弱电解质一样，配合物的离解或配位也是分步的。规律： 1、第七章第七章 S区元素区元素元素部分知识：S区、P区、ds区、d区第一过渡系等元素单质和化合物的重要知识。元素

39、分类（粗分、细分）一、碱金属、碱土金属元素结构特征及元素性质变化规律。二、成键特征及特殊性。三、单质在水溶液中的行为活泼性变化规律（）四、重要化合物性质。1、氧化物和氢氧化物性质知识。氧化物与水作用与CO2作用 氧化还原性质氢氧化物水中溶解性碱性变化规律ROH规则热稳定性2、氢化物结构特点性质3、重要盐类溶解性特点硬水及其软化对角线规则S区讨论题1、按110种元素，有多少种金属、准金属、非金属？2、S区元素结构特征？3、碱金属、碱土金属名称由来？包括哪些元素？4、解释下列事实：用金属Cs制造光电管。过氧化物或超氧化物可用于急救、高空飞行、潜水、登山中。过氧化物上用作分解矿石的熔剂、漂白剂。5、

40、何为焰色反应？应用它应注意些什么？6、根据电极电势变化规律，锂电位反常，如何理解？锂与水实际作用如何？为什么？7、碱金属、碱土金属元素在自然界中的存在形式为何？如何理解？怎样保存其单质？8、钙在空气中燃烧后的产物与水作用，有气体产生，为何物？9、盛Ba(OH)2溶液的瓶子，放置后，内壁会被蒙上一层白膜，为何物？除去它，如何洗涤？10、如何配制不含CO32-的氢氧化钠溶液？11、ROH规则及其理解。12、解释碱金属、碱土金属氢氧化物溶解性、碱性及热稳定规律。13、归纳碱金属、碱土金属盐类性质的突出特点。14、对角线规则的理解。15、硬水危害及软化方法。16、P305 7、12、15、20、22题

41、17、实验习题。第八章第八章d区、区、ds区元素元素区元素元素概述结构特征“过渡元素”名称由来分类性质变化规律物性之最：导热、导电、廷展性、熔点、硬度、密度化学性质： 金属性、氧化态、颜色、配位性原子半径变化特点d区元素铬、锰单质的物理化学特性及重要反应重要化合物（1）Cr+3价化合物、氧化物和氢氧化物性质特征、盐类存在形态氧化还原性+6价化合物、存在形态、CrO42-与Cr2O72-的关系、溶解性、氧化性、鉴定反应（2）Mn常见氧化态分析MnO2性质特征Mn2+性质特征锰酸盐存在条件及性质特征MnO4-、氧化性及还原物规律、不稳定性（二）铁系元素1、包括哪些元素，为什么把它们归在一起讨论？2

42、、概述通性：物理性质化学性质氧化态3、重要化合物氧化物性质特征氢氧化物性质特征盐类配合物ds区元素 概述 1、氧化数 2、离子极化的影响 3、化合物颜色 4、金属单质特性重要化合物（铜、银、锌、镉、汞）1、氧化物和氢氧化物颜色 溶解性 酸碱性2、卤化物、硫化物的颜色和溶解性3、配合物NH3、CN、S2O32、SCN4、Cu()与Cu()、Hg()与Hg() 的相互转化关系讨论题讨论题1、含铬废水处理方法综述（小报告）、含铬废水处理方法综述（小报告）2、完成下列转化、完成下列转化Mn+2MnMn(OH)MnO(OH)MnOMnOMnOMnOOMn242 244723 7 2 2 52 3 3 2

43、 4 2 2 23 7 2 2 7 2 2 4 24 l Cr C Or CK Or C l Cr C l Cr C ) H O ( r C Or CK Or CK ) Or C ( Fe Or C Or C a N Or CK Or CK OCr Ba3、分析加热高锰酸钾固体后的产物、分析加热高锰酸钾固体后的产物4、某绿色固体、某绿色固体A可溶于水，其水溶液中通入可溶于水，其水溶液中通入CO2即得棕黑色即得棕黑色沉淀沉淀B和紫红色溶液和紫红色溶液C。B与浓盐酸共热时放出黄绿色气体与浓盐酸共热时放出黄绿色气体D，溶液近乎无色，将此溶液溶液近乎无色，将此溶液C和溶液混合，即得沉淀和溶液混合，即得

44、沉淀B。将气体将气体D通入通入A溶液，可得溶液，可得C。试判断试判断A是哪种钾盐。是哪种钾盐。5、某棕黑色粉末，加热情况下和浓硫酸作用会放出、某棕黑色粉末，加热情况下和浓硫酸作用会放出助燃性气体，所得溶液与助燃性气体，所得溶液与PbO2作用作用(稍加热稍加热)时会出现时会出现紫红色。若再加入紫红色。若再加入3%的的H2O2溶液，颜色能褪去，并溶液，颜色能褪去，并有白色沉淀出现。问此棕黑色粉末为何物？有白色沉淀出现。问此棕黑色粉末为何物？6、分析：、分析： 水溶液中，碳酸钠分别与硫酸亚铁和硫水溶液中，碳酸钠分别与硫酸亚铁和硫酸铁作用产物。酸铁作用产物。Fe分别与氯气和盐酸作用产物分别与氯气和盐酸

45、作用产物7、金属、金属M溶于稀盐酸生成溶于稀盐酸生成MCl2，其磁矩为其磁矩为5.0 B.M.在无氧条件下操作，在无氧条件下操作，MCl2遇遇NaOH溶液产生白色沉淀溶液产生白色沉淀A。A接触空气就逐渐变绿，最后变成棕色沉淀接触空气就逐渐变绿，最后变成棕色沉淀B。灼灼烧时，烧时，B变成红棕色粉末变成红棕色粉末C。C经不彻底还原，生成黑经不彻底还原，生成黑色的磁性物质色的磁性物质D。B溶于稀盐酸生成溶液溶于稀盐酸生成溶液E。E能使碘能使碘化钾溶液氧化出化钾溶液氧化出I2，但如在加入碘化钾之前先加入氟但如在加入碘化钾之前先加入氟化钠，则不会析出化钠，则不会析出I2。若向若向B的浓的浓NaOH悬浮液

46、中通入悬浮液中通入氯气，可得紫红色溶液氯气，可得紫红色溶液F，加入加入BaCl2时就析出红棕色时就析出红棕色固体固体G。G是一种很强的氧化剂。试确定是一种很强的氧化剂。试确定M及及AG代代表的物质。表的物质。8、某一无色溶液，加入氨水时生成白色沉淀；加入、某一无色溶液，加入氨水时生成白色沉淀；加入稀稀NaOH时生成黄色沉淀；若逐滴时生成黄色沉淀；若逐滴KI加入，先析出红加入，先析出红色沉淀而后溶解；若加少量汞，振荡可溶解。此无色色沉淀而后溶解；若加少量汞，振荡可溶解。此无色溶液中含有何物？溶液中含有何物？9、分离并鉴定各组离子、分离并鉴定各组离子 Cu2+,Ag+,Hg2+ Cu2+,Zn2+,Cd2+33+2233+23+2+2+3+3Fe,Al,Ba Ni,Cr,Fe Ni,Cr,Mn Co,Cr,Al 第九章 P区元素一、一、P区元素概述区元素概述结构特点单质在水中的行为氧化态键型及配位性二、卤素元素二、卤素元素通性结构 元素性质特征成键特征 存在状态单质制备方法小结性质物性，化性变化规律：与水、金属、非金属作