大学普通化学总结

1、概念及定律体系及类型、状态函数、恒压热效应、焓、熵及其性质、热力学第一定律、分压定律、盖斯定律、标准生成焓fH、标准熵S、标准生成吉布斯函数fG。注意：S(完整晶体，0K)=0；

S(单质，298K)≠0第一章化学反应的基本规律P1第二章化学反应的方向和程度P24一、判断化学反应进行的方向2、标准态：(气体的分压p=p

，溶液中溶质的浓度c=c)(1)T=298K时：①②(2)T为任意温度：注意:

①

G<0反应正向进行。②温度对H和S的影响较小，在一定温度范围内，可认为：③计算时单位要一致，S的单位Jmol-1K-1化为kJmol-1K-1。

(2)T为任意温度：注意：GT的单位为Jmol-1。3、非标准态(任意态)：①吉布斯公式:

ΔG＝ΔH－T·ΔS（定性判断）

用来判断反应方向或者判断自发进行的温度条件。②热力学等温方程：注意:

(1)

G<0反应正向进行。(2)计算时G和G的单位采用Jmol-1。反应商Q<K

，反应正向进行。③任一可逆反应：c为任意态浓度二、化学平衡1、概念及其物理意义化学平衡的特点、标准平衡常数定义、活化能、多重平衡规则及其应用(电解质溶液、配位化合物)＊可逆反应的平衡常数是互为倒数的关系。对于任一可逆反应：平衡时，各物质浓度符合：

c—平衡浓度2、化学平衡的计算(1)利用公式：(2)利用标准平衡常数的表达式进行计算

（平衡时的相对浓度、相对分压）

(3)利用多重平衡规则3、化学平衡的移动及有关计算（吕·查德里原理）（判断反应平衡移动方向或者判断有利于产物生成所需要的浓度、压力、温度条件。）

45页：如果改变平衡体系的条件之一(如浓度、压力、温度)，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。三、化学反应速率P321、概念及定律：平均速率、催化剂、质量作用定律、反应速率方程、反应级数平均速率：无论用反应物还是生成物表示反应速率，反应速率数值都是相同的。注意：质量作用定律只适用于基元反应！填空：1、已知基元反应2NO(g)+Cl2=2NOCl(g)，该反应的速率方程是

，反应的级数是

；如果容器体积不变，将NO的浓度增加到原来的3倍，反应速率增加为原来的

倍。三、化学反应速率P322、影响化学反应速率的因素：

浓度、压力、温度、催化剂等如何影响反应速率？阿仑尼乌斯公式:原因？(21页)

催化剂的作用：催化剂改变了反应途径，降低了活化能，可同时加快正、逆反应速率，缩短反应达到平衡的时间，但不能改变平衡状态，即不能使平衡发生移动，不能改变K，也不能改变平衡转化率。判断题：1、标准态规定了温度为298K。（）

2、稳定单质在298K时的标准摩尔生成吉布斯函数和标准摩尔熵均为零。（）3、反应焓变等于反应热。

（）4、氧化还原反应达平衡时，标准电动势和K均为零。（）5、自发过程必使体系的熵值增大。

（）6、公式中的n是指氧化剂得到电子的数目。（）7、有一溶液中存在几种氧化剂，它们都能与某一还原剂反应，一般来说，电极电势代数值大的氧化剂与还原剂反应的可能性大。（）答案：1，2，3，4，5，6，7

选择题：1、下列函数均为状态函数的是：（）A.H，G，W

B.U，S，Q

C.T

，P，U

D.G，S，W

2、已知某化学反应是吸热反应，欲使此化学反应的速率常数k和标准平衡常数K都增加，则反应的条件是：（）A.

恒温下，增加反应物浓度；B.

升高温度；C.

恒温下，加催化剂；D.

恒温下，改变总压力3、已知下列反应的平衡常数：H2(g)+S(s)⇌H2S(g):K1;O2(g)+S(s)⇌SO2(g):K2;则反应：H2(g)+SO2(g)⇌O2(g)+H2S(g)的平衡常数为：()A.K1-K2

；B.K1·K2

；C.K2/K1

；

D.K1/

K2

4、pH改变，电极电势变化的电对是()。

A.Fe3+/Fe2+B.I2/I-C.MnO4-/Mn2+D.Ni2+/Ni

答案：1C，2B，3D，4C5、对于一个化学反应，下列说法正确的是：(D)

A.浓度越小，反应速率越快；B.温度越小，反应速率越快；

C.活化能越大，反应速率越快；D.活化能越小，反应速率越快

6、反应H2(g)+Br2(g)⇌2HBr(g)在800K时

K=3.8×105，1000K时K=1.8×103，则此反应是：(B)

A.吸热反应；B.放热反应；C.无热效应的反应；D.无法确定填空：1、根据阿仑尼乌斯公式，随温度的升高，其速率常数k将增大；对不同反应，其活化能越大，速率常数k将越小。2、反应NO2(g)+NO(g)⇌N2O3(g)，ΔH<0，当反应达到平衡时，①T一定，压缩容器体积，增大系统的总压，平衡向右移动；②T一定，保持容器体积不变，通入氖气使系统总压增加，平衡不移动。第三章电解质溶液P51一、酸碱质子理论：共轭酸、共轭碱、酸碱共轭关系二、弱电解质溶液中的解离平衡1、概念：解离常数、稀释定律、解离度、同离子效应、缓冲溶液及其缓冲原理*在酸碱质子理论中，给出质子的物质是酸，接受质子的物质是碱。酸和碱的相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸碱反应的实质是两个共轭酸碱对之间的质子的传递过程。2、计算：弱酸、弱碱、二元弱酸、缓冲溶液中H+离子浓度及pH值3、缓冲溶液的配制方法及有关计算类型：弱酸及弱酸盐弱碱及弱碱盐三、难溶电解质的沉淀溶解平衡

P701、概念：溶度积、同离子效应、盐效应、分步沉淀、沉淀的转化。盐效应：在弱电解质溶液中，加入不含弱电解质离子的强电解质，会使弱电解质的解离度增大。如何计算K?2、计算：(1)溶度积：(2)溶度积规则及其应用：离子积：Q<Ksp：溶液不饱和（无沉淀产生，或原有沉淀溶解）Q>Ksp：溶液过饱和（有沉淀析出，至达到饱和）Q=Ksp：溶液饱和，无沉淀生成或有沉淀不溶解。类型：计算溶度积、溶解度、判断沉淀是否生成（加入氨水或加入缓冲溶液）、判断分步沉淀的顺序、判断沉淀的转化等四、影响水解反应的因素水解离子的本性、盐溶液的浓度、温度和溶液的pH值。一、填空题：1、已知氨水溶液中，c(OH-)=2.410-3moldm-3，则此氨水的浓度为

0.32moldm-3。（Kb=1.810-5

）2、Ca(OH)2的Ksp=3.710-6，则Ca(OH)2饱和溶液的pH值为12.28。二、通过计算判断下列反应方向(未注明者为标准条件)(用箭头表示):1、Mg(OH)2(s)+2NH4+(→

)Mg2+(0.01moldm-3)+2NH3H2O(0.01moldm-3)已知：Ksp(Mg(OH)2)=1.810-11，K(NH3H2O)=1.7710-52、BaSO4(s)+CO32-(0.1moldm-3)(←)BaCO3(s)+SO4-2(0.01moldm-3)已知：Ksp(BaSO4)=1.110-10,Ksp(BaCO3)=5.110-9思路：计算Q和K，比较Q和K大小，从而判断反应方向。(1)Q=1.010-4,K=0.057(2)Q=0.1，K=0.022第四章氧化还原反应和电化学

P82一、离子-电子配平氧化还原反应二、原电池1、会写原电池符号、电池反应以及电极反应。2、会应用能斯特方程计算电极的电极电势：氢电极：2H++2e-=H2第四章氧化还原反应和电化学

P82三、电极电势的应用（综合计算题）1、计算原电池的电动势：2、判断氧化剂或还原剂的相对强弱：注意：(1)标准态时根据的大小比较；(2)非标准态时根据的大小比较。3、判断氧化还原反应进行的方向：(1)标准态时通过的符号判断；(2)非标准态时通过G或E的符号判断。第四章氧化还原反应和电化学

P824、判断氧化还原反应进行的程度：

注意:n指的是什么？四、电解:判断电极产物及电极反应五、金属材料的腐蚀与防腐1、防腐类型及电极反应：析氢腐蚀、吸氧腐蚀、差异充气腐蚀(概念、实例？)2、防腐措施（具体的方法）：牺牲阳极保护法、外加电流法T=298K：计算题：已知：298K时，酸性介质中，(MnO4-/Mn2+)=1.49V；(Cl2/Cl-)=1.36V。(1)将此两个标准电极组成原电池，写出电池符号、反应反应和电池反应。(2)当时c(Mn2+)=0.1moldm-3时(其它不变)，计算此时反应的G。(3)计算298K时该反应的标准平衡常数K。提示：①G=-nFE=-1096485(1.502-1.36)=-137.01103Jmol-1=-137.01kJmol-1

②③2MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O第五章原子结构与周期系P127一、概念理解波函数、原子轨道、几率密度、电子云、角度分布图、四个量子数、电子层、电子亚层、能级、能级组、等价轨道、电负性的概念及物理意义。核外电子运动状态的特征：①量子化特征：氢原子光谱是线状光谱，证实核外电子运动的能量具有量子化特性。②波粒二象性：电子的衍射实验证实电子运动具有波动性。量子化和波粒二象性是微观粒子的共同特征，核外电子运动状态不能用经典力学描述。19二、四个量子数如何描述电子运动状态及其取值范围：用薛定谔方程求解波函数时，方程的解和一组整数有关，这三个量子数为主量子数n，角量子数l和磁量子数m。量子数是解薛定谔方程时自然得到的，并不是人为的假定，而Bohr的量子数是假定的。波函数Ψn,l,m

表明：(波函数与原子轨道看作同义词)

①轨道的大小(电子层数，电子出现最大概率区域离核的远近，例如：1s电子在r=52.9pm，2s电子在r=211pm)；②轨道的形状；③轨道在空间的伸展方向。四个量子数之间的关系(量子数取值相互限制

)：n=1，2，3，4，，nl=0，1，2，3，，n-1m=0，1，2，，lms=½四个量子数n、l、m、ms可将一个电子的运动状态描述出来。20三、概率密度和电子云原子核外的电子并不是沿一定的轨道运动，由于电子的波粒二象性，电子运动符合统计规律，不可能同时准确测定电子的位置和速度，只能用统计的方法确定电子在核外空间某区域出现的机会(概率)。|Ψ|2表示电子在核外某处单位微体积内出现的概率，即概率密度。

电子云就是电子的概率密度的形象化描述，是用统计方法描述在不同方向上电子出现概率密度的大小。注意：原子轨道与电子云角度分布图的区别。四、鲍林近似能级图与氢原子轨道能级图比较五、基态原子的核外电子排布三原则(152页)能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则21六、能写出36号元素前的核外电子排布式、外层电子构型、未成对电子数：Be、B、C、N、O、F、S、Sc、Ti、Cr、Fe、Ni、Cu、Zn等。七、柯顿能级图(145页)：原子轨道能级与原子序数关系图八、元素周期表和元素性质的周期性(原子半径、电负性)掌握好各种元素电子层结构及其变化是学好元素周期律的关键九、根据外层电子构型判断36号元素前在周期表的位置。

（周期；族；区）例题：下列各组表示核外电子运动状态的量子数中合理的是()。A.n=3，l=3，m=2，ms=-1/2；B.n=2，l=0，m=1，ms=+1/2；C.n=1，l=0，m=0，ms=+1/2；D.n=0，l=0，m=0，ms

=-1/2。22第六章分子结构和晶体结构P165一、现代价键理论的基本要点、共价键的类型、特征要点：①两原子接近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对形成稳定的化学键。②成键电子的原子轨道重叠越多，两核间电子的概率密度就越大，形成的共价键就越稳定。还要符合原子轨道对称性一致，即重叠的波函数符号必须相同。根据原子轨道的重叠方式，共价键有σ键、π键两种类型。

共价键具有饱和性和方向性的特征。

二、杂化轨道理论及分子的空间构型(1)等性杂化：sp(BeCl2)、sp2(BF3

)

、sp3(CH4)(2)不等性杂化：sp3

不等性杂化：H2O

、

NH3sp2不等性杂化：SO2杂化类型spsp2sp3sp3不等性sp3不等性杂化轨道几何构型直线三角形正四面体四面体四面体中心原子Be(Ⅱ),Hg(Ⅱ)B(Ⅲ)C(Ⅳ),Si(Ⅳ)N(Ⅴ),P(Ⅴ)O(Ⅵ),S(Ⅵ)分子几何构型直线正三角形(正)四面体三角锥V型实例HgCl2、BeCl2、CO2、CS2BF3BCl3CH4、CCl4

SiH4、SiCl4CH3Cl、CHCl3NH3NF3PCl3PH3H2OOF2H2S键角18012010928’10718’10445’分子的极性无无无有有表1s-p杂化及分子的空间构型分子间力三、分子间力类型、氢键对物质熔沸点的影响在共价化合物中，键的极性大小与成键两元素的电负性差值有关。分子极性的大小可用偶极矩来量度。氢键的特征：方向性和饱和性。氢键的类型：分子间氢键和分子内氢键。分子间氢键的形成使沸点和熔点升高，使冰的密度比水的小，使某些溶液的粘度大。分子内氢键的形成使沸点、熔点降低，如硝酸、邻硝基苯酚。分子分子间力的种类产生原因非极性分子之间色散力瞬时偶极非极性分子-极性分子色散力、诱导力瞬时偶极、诱导偶极极性分子之间色散力、诱导力、取向力瞬时偶极、诱导偶极、固有偶极四、晶体类型、质点间作用力及熔沸点高低判断表2

晶状固体结构与性质关系小结晶体类型晶格结点上的微粒粒子间作用力晶体的熔点物质实例金属晶体金属原子和正离子金属键熔点低或高金属或合金如Mg、Cr、W、Ag、Ti、Cu、Au离子晶体正、负离子离子键熔点较高活泼金属的氧化物和盐类等，如NaCl、NaF、CaF2、MaO、BaO原子晶体原子共价键熔点高金刚石、Si、B、SiC、石英SiO2、BN、AlN分子晶体分子分子间力、氢键熔点低稀有气体、多数非金属单质、非金属化合物、有机物，如干冰CO2，单质碘I2，冰、H2同一晶体类型熔点比较：

离子晶体：熔点高低可用晶格能U或离子键衡量，离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大或离子键越强，熔点越高。分子晶体：结构相似的同系列物质，相对分子质量越大，分子变形性越大，分子间力越强，熔、沸点越高。石墨中原子之间有三种作用力：共价键、金属键、分子间作用力，所以石墨兼具原子晶体、金属晶体和分子晶体的性质。练习：

比较下列各对物质的溶沸点高低，并说明原因。(1)NaF和MgO(2)SiO2和SO2σ键：原子轨道以“头碰头”的形式重叠所形成的键对键轴(x轴)具有圆柱形对称性

π键：原子轨道以“肩对肩”的形式重叠所形成的键对xy平面具有反对称性

即重叠部分对xy平面的上、下两侧，形状相同、符号相反。第七章配位化合物P208一、配合物的组成、命名能够写出内界、外界、中心离子及其电荷、配体、配位原子、配位数等。配位数是指与中心离子直接结合的配位原子的总数。配体命名顺序：先无机，后有机；先离子，后分子，先少齿，后多齿；同类配位，字母为序。二、配合物的价键理论

(1)中心离子Mn+和配体L间的结合是由Mn+提供空轨道，L提供孤电子对而形成的配位键(键)。(2)Mn+提供的空轨道必须进行杂化，杂化轨道的类型决定配离子的空间构型和稳定性。(3)不同类型的杂化轨道具有不同的空间构型。配合物的空间构型与杂化轨道类型、配位数及配体的种类有关。三、配合物的磁性含有未成对电子的配合物具有顺磁性，不含有未成对电子(中心离子的电子全部偶合成对)的配合物具有反磁性。用磁矩表征配合物在磁场中产生的磁效应。磁矩与配合物的未成对电子数n之间的近似定量关系是：能运用磁矩判断配合物几何构型或内轨型或外轨型，步骤：①判断形成配合物前的中心离子的未成对电子数；②根据磁矩计算配合物的中心离子未成对电子数n，推测其价电子分布情况；③判断内轨型还是外轨型及杂化方式中心离子的外层电子构型不发生变化，即电子不发生重排，则形成外轨型配合物。中心离子的外层电子构型发生变化，d轨道电子发生重排，未成对电子数减少或等于0，则形成内轨型配合物。四、配合物的空间构型(1)内轨型：dsp2([Ni(CN)4]2－)：平面四方形；d2sp3

([Fe(CN)6]3－)：正八面体型(2)外轨型：sp([Ag(NH3)2]＋)：直线型；sp3

([Zn(NH3)4]2＋)

：正四面体型；sp3d2([FeF6]3-)：正八面体型

稳定性：内轨型＞外轨型，如：[Fe(CN)6]3-比[FeF6]3-稳定。

电负性较大的配为原子如F、O(F-、H2O)与中心离子成键时，不易提供孤电子对，中心离子的电子层结构不发生变化，仅用外层的空轨道ns-np-nd进行杂化，形成外轨型配合物。

电负性较小的配位原子C、N(CN-、NO2-、CO)与中心离子成键时，较易给出孤电子对，对中心离子的影响较大，使其电子层结构发生变化，(n-1)d轨道上的成单电子被强行配位，腾出内层能量较低的d轨道，接受配体的孤电子对，形成内轨型配合物。五、配离子的解离平衡及有关离子浓度的计算P2261、稳定常数K稳：

(要会用稳定常数计算中心离子浓度：一般配体过量时，可忽略配离子的逐级解离，认为中心离子几乎全部形成最大配位数的配离子，可以简化计算。)K稳可以比较同类型配合物的稳定性大小。不同类型配合物的稳定性要通过计算。同类型指的是:①中心离子相同，配位数相同，配体不同②配体、配位数相同，中心离子不同。结论：①对于具有相同配位数的配离子，反应方向：K稳小K稳大②配离子有系数时，K稳应有方次数（多重平衡规则推导K）。2、配位平衡与其他平衡的关系(1)(要会运用多重平衡规则计算平衡常数)(2)与沉淀平衡的竞争实质是配合剂与沉淀剂争夺金属离子能力的大小，K稳越大或Ksp越小，争夺金属离子能力就越大。①两种类型（a.计算AgCl溶于氨水的浓度P230例题b.计算AgCl溶于氨水的浓度所需要氨水的最低浓度）判断AgI沉淀是否生成注意：配离子或沉淀有系数时，Ｋ稳或Ｋsp应有方次数。例：2[Ag(CN)2]-+S2-⇌Ag2S+4CN-①2Ag++S2-⇌Ag2S③2②+③=①[Ag(CN)2]-⇌Ag+

+2CN-②第八章无机化合物P237一、会写反应式

氯化物和碳酸盐水解反应、硝酸盐热分解反应、有关H2O2、Fe、Cr、Mn的相关反应及有关离子的鉴定。二、离子极化理论

离子极化、极化力、变形性、附加极化

解释熔沸点高低，判断碳酸盐热稳定性、氯化物水解产物类型（水解度大小判断）、用ROH规则判断氢氧化物酸碱性变化规律。离子的极化力主要取决于离子的电荷、离子的半径和离子的外层电子构型。离子极化是指离子发生变形产生诱导偶极过程。离子的极化力是指(使邻近的异号电荷离子极化变形的能力)，其影响因素有(离子电荷、离子半径、离子的外层电子构型)；离子的变形性是指(离子在外电场作用下可以被极化的程度)，其影响因素有(离子电荷、离子半径、离子的外层电子构型)。在一般情况下，主要是(正离子)对(负离子)的极化。离子极化的结果会导致(键的极性)减弱，使键型发生从(离子键)向(共价键)的转变，进而导致晶体类型由(离子晶体)转变为(过渡型晶体)乃至转变为(共价型(分子)晶体)。物质的(熔沸点)随之发生相应的变化。（由高变低）

同周期：从左到右酸性增强，碱性减弱；同族：从上到下，碱性增强，而酸性减弱；同一元素：高价态氧化物及水合物的酸性较强，而低价态的碱性较强；氧化物酸碱性的一般递变规律：ROH规则1、用离子极化理论解释氯化物熔、沸点高低（如过渡型晶体、第二主族元素氯化物、同一金属元素组成的不同价态氯化物的熔、沸点），各举一例。答：主要考虑正离子对负离子的极化作用：（负离子半径大、电荷高变形性大：18、917e>8e）正离子的电荷越高，半径越小，极化力越大；极化力：18、18+2e>917e>8e构型；随着离子极化的加强，使正、负离子的电子云发生变形而导致原子轨道部分重叠，产生了从离子键向共价键的过渡，所以离子极化使化合物的熔沸点下降，在水中溶解度减小，颜色加深。（1）NaCl>MgCl2>AlCl3>SiCl4>PCl5（2）BeCl2<MgCl2<CaCl2<SrCl2<BaCl2

(因为极化力：Ba2+<Sr2+<Ca2+<Mg2+<Be2+)（3）FeCl3<FeCl2(极化力Fe3+>Fe2+)2、用离子极化理论解释水解度大小，举例说明；并写出水解方程式。（课本249页）答：卤化物中发生水解的是正离子。正离子在水溶液中是以水合离子形式存在的。而极化力弱的正离子如Na+、K+、Ba2+离子，水分子发生取向，但不发生水解。若正离子的极化力比较强，如Mg2+、Al3+、Fe3+离子，会使水分子极化，发生变形，正离子对水分子中氧(带有负电荷)的吸引力会增强，而对水分子中的氢(带有正电荷)的斥力增强，这样就削弱了O—H间的化学键。当正离子和水分子的极化作用增大到一定程度时，就会使水分子中的O—H键断裂，H＋被分离出来，OH－则与正离子结合，发生水解。具有很强极化力的正离子，如Si4+、P5+离子，使水分子断裂，分离出H+离子的倾向更加显著，因此水解作用更强烈。

3、用ROH规则（离子极化理论）解释氢氧化物酸碱性。答：（酸式）RO-+H+

ROHR++OH-（碱式）若正离子Rx+的电荷越高，半径越小（如高价过渡金属），对O2-的极化力越强，吸引力大过与H+同O2-间的吸引力，越容易发生酸式解离,此元素的氢氧化物便是酸性氢氧化物，如H3PO4。相反Rx+的电荷越低，半径越大，对O2-的极化力越弱，越容易发生碱式解离，此元素的氢氧化物便是碱性氢氧化物，如NaOH。如果Rx+对O2-的吸引力与O2-同H+间的吸引力差不多，则有可能按两种方式解离，这便是两性氢氧化物。同周期从左到右：酸性增强；同族从上到下：碱性增强；高价态Rx+氢氧化物易发生酸式解离，酸性较强。

4、用离子极化理论解释碳酸盐热稳定性大小，举例。答：把M2+、C4+、O2-都看作离子。在CO32-中，C4+对O2－有极化作用,使O2-产生诱导偶极，负电荷一端指向C4+，正电荷朝向外侧。金属离子M2+可以看作是CO32-的一个外加电场，当靠近CO32-时，对一个O2-产生极化作用，它会吸引负电荷而排斥正电荷，这样对O2-产生反极化作用。加热时，离子热运动比较剧烈，有利于M2+靠近CO32-，使反极化作用加强。当作用力大到一定程度，就会使原来的偶极反向，导致CO32-破裂，分解成MO和CO2。所以碳酸盐的热分解实际上就是金属离子与C4+离子争夺O2-的过程。显然，金属离子的极化力越强，其碳酸盐越不稳定，越容易分解。∵Na＋、K＋、Ba2＋等活泼金属离子电荷低，半径大，且为8e构型，极化力弱，所以它们的碳酸盐比较稳定；H＋离子同M2+一样对一个O2-产生反极化作用，它的半径非常小，极化力很强，很容易夺取CO32-中的O2-，∴H2CO3

特别不稳定。酸式盐容易分解，不如正盐稳定也是因为其中有H＋参加极化的原因。碳酸盐热稳定性的一般规律为：碱金属盐>碱土金属盐>过渡金属盐>铵盐。碳酸盐>碳酸氢盐>碳酸；如Na2CO3>MgCO3>FeCO3第八章无机化合物

部分关反应式CrO42–⇌Cr2O72–⇌Cr3+⇌Cr(OH)3⇌CrO2–①2CrO42–+2H+→Cr2O72–(橙红)

+H2O②Cr2O72–+3SO32–+8H+→2Cr3++3SO42–+4H2O（2Ba2+

+

Cr2O72–+H2O

→BaCrO4↓

+2H+）③Cr3++3OH–→Cr(OH)3↓(灰绿)④Cr(OH)3

+OH–→CrO2–+2H2O⑤CrO2–+2H2O≜Cr(OH)3↓+OH–123456789⑥Cr(OH)3↓+3H+→Cr3++3H2O⑦10Cr3++6MnO4–+11H2O→5Cr2O72–+6Mn2++22H+⑧Cr2O72–+2OH–→2CrO42–+H2O⑨2CrO2–(绿)+3H2O2+2OH–→2CrO42–(黄)

+4H2OMn2+←MnO4–

→MnO2→Mn2+

MnO42–①2MnO4–(紫红)

+5SO32–+6H+→2Mn2+–(无色)

+5SO42–+3H2O(思考：酸性介质中MnO4–过量，反应式有哪些？)②2MnO4–

+3SO32–+H2O→2MnO2

↓–(棕色)

+3SO42–+2OH–③2MnO4–

+SO32–+2OH–→2MnO42––(绿色)

+SO42–+H2O(思考：碱性介质中Na2SO3过量，反应式有哪些？)321【思考】用稀HCl则反应不能发生，为什么？

解释：标准态下：MnO2不会使Cl－氧化。增大HCl浓度时，

c(H+)↗→↗；c(Cl－)↗→↘当＞时，反应既可正向进行。酸性介质中MnO2氧化性较强：

Fe3+的鉴定反应①Fe3++nSCN–→[Fe(NCS)n]3-n

(血红色)(n=1-6)②4Fe3++3[Fe(CN)6]4–→Fe4[Fe(CN)6]3↓(蓝色)掩蔽Fe3+:[Fe(NCS)n]3–n

+6F–→[FeF6]3–(无色)+nSCN–Fe2+的鉴定反应3Fe2++2[Fe(CN)6]3–→Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色)水解反应式解释水解反应式硝酸盐分解反应式氧化还原反应式填空题：1、用电对MnO4-/Mn2+，Cl2/Cl-组成的原电池，其正极反应为

，负极反应为

，电池的电动势等于

0.15V，电池符号为

(-)Pt，Cl2(g)|Cl-(c)||MnO4-(c)，Mn2+(c)，H+(c)

|Pt(+)。（已知：(MnO4-/Mn2+)=1.49V；(Cl2/Cl-)=1.36V）。2.判断氧化剂、还原剂相对强弱的依据是

，判断氧化还原反应进行方向的原则是

G<0

，判断氧化还原反应进行的程度的关系式是

。判断：1、两原子之间形成共价键时，首先形成的一定是共价键。（）

2、就轨道的形成和分布来说，杂化轨道的分布向一个方向集中，这样对形成共价键有利。（）3、氯原子轨道的能级只与主量子数n有关。

（）4、原子形成共价键的数目，等于基态原子未成对的电子数。

（）5、同一能级组中的原子轨道都是等价轨道。

（）6、因为PH3的分子量比NH3大，所以PH3的熔点比NH3高。

（）

填空：1、CO2、SiO2、MgO、Ca的晶体类型分别是

，熔点最高的是

，熔点最低的是

。2、H2O的中心原子O采用

杂化，H2O分子的空间构型为

，其晶体属于

晶体；由于H2O分子间存在

，使其熔点比同族氢化物的熔点

。3、在配合物[Co(NH3)5Cl](NO3)2中，中心离子的电荷是

。4、H3BO3、HNO2、HNO3、H3AlO3的酸性由弱到强的顺序是

。5.核外电子排布遵循的三个原则是

、

、

，它们是从原子光谱实验数据中归纳出来的。

6.29Cu元素原子的核外电子排布式为

，有

个未成对电子，Cu2+的外层电子构型为

，未成对电子数为

。

7.元素24Cr的外层电子构型是

，该元素在周期表中属于第

周期，

族，

区。8.使水汽化，需要克服

，而使水分解需要克服

。9.波函数ψ是描述

的数学函数式，它通常被称为

。

选择：1、下列化合物中，含有极性键的有()，含有非极性键的有()，极性分子有（）。A.P4B.BF3C.IClD.CCl42、中心离子以dsp2杂化轨道成键而形成的配合物，其空间构型是

。A.直线形B.平面四方形C.正四面体型D.八面体型3、下列物质中热稳定性最好的是（

）。

A.Mg(HCO3)2B.MgCO3C.H2CO3D.SrCO3

4、下列物质中水解度最大的是（

）。

A.FeCl3B.FeCl2C.BCl3D.BeCl2

5、在下列氧化剂中，其氧化性强弱与c(H+)无关的是()。

A.H2O2B.O2C.Cr2O72-D.Br2

6、氧化还原反应达到平衡状态时，下列等式成立的是()。

A.

G=0

B.

K=0

C.

E=0（或者+=-）

D.

+=-

7、在PCl3分子中含有()

A.1个sp3–p键B.2个sp3–p键

C.3个sp3–p键D.5个sp3–p键

8、既能衡量元素金属性强弱，又能衡量其非金属性强弱的物理量是：()A.电负性；B.电离能；C.电子亲核能；D.偶极矩9、下列分子间存在氢键的是()A.HClB.C2H6C.CH3OHD.H2S10、下列物质中熔点最高的是()A.FeCl2B.NaClC.FeCl3D.SiCl411、石墨晶体中层与层之间的结合力是(C)A.金属键B.共价键C.分子间力D.离子键12、NH3和水之间的作用力包括(D)①取向力②诱导力③色散力④氢键A.①B.④C.①④D.①②③④

13、已知反应C(s)+CO2(g)=2CO(g),

若温度升高，（）。

A、变大B、变小C、基本不变D、无法判断14、下列物质中酸性最强的是（）。

A、H3PO4；B、H3AsO4；C、H2SO4;

D、HClO4

15、下列各原子轨道不合理的是（）。A、Ψ（100）；B、Ψ（210）；C、Ψ（220）；D、Ψ（211）。16、下列两反应在标准态时均能正向进行，

Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3++6Fe3++7H2O2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+，其中最强氧化剂和最强还原剂分别是（）。A.Cr2O72-，Sn2+C.Cr2O72-/Cr3+，Sn4+/Sn2+B.Fe3+，Fe2+

D.Cr2O72-，Fe2+

11、计算在1dm3NH3·H2O中完全溶解0.01molAgCl，所需NH3·H2O的最低浓度为