大学基础化学期末复习资料doc.docx
《大学基础化学期末复习资料doc.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《大学基础化学期末复习资料doc.docx（20页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
大学基础化学期末复习资料doc
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
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
△，心算
©由△心明反应体系的热量变化
△，研为是吸热，△问为是放热
注意点：
1、热力学标准状态：
在p。
（101325Rz）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、lmol・L.l浓度的溶液。
2、理解△///：
时，最稳定单质是指：
C（石墨）,C12（g）,Br2
（1）,I2（s）等。
3、△，反，:
计算
1）盖斯定律：
热化学方程相加减，相应的也相加减。
2）AX=E^A7^（S）B
例1、298.15K时由于Na+（g）+Cl-（g）-*NaCI（s）的=・770.8kJmol・l,则NaCl（s）的标准摩尔生成嬉是
-770.8kJmol-lo（X）
解：
标准摩尔反应大含定义：
由最稳定单质生成Imol化合物的培变。
本题中Na+（g）+Cl-（g）不是最稳定单质。
例2、反应Na2O（s）+12（g）—>2NaI（s）+102（g）的AH，为（C）
（A）2Q.H：
（Nal,s）-AfW^（Na20,s）
（B）（NaI,s）-A.H《（Na2O,s）-△出七（12,g）
（C）2AfH^（Nal,（Na20,s）-（12,g）
（D）（Nd,（Na2O,s）
解:
公式为△「比比㈤
B
例3、己知
Zn（s）+02（g）=ZnO（s）-351.5kJ*mol-l
（1）
Hg（l）+02（g）=HgO（s）2=-90.8kJ*mo!
-l
（2）
Zn（s）+HgO（s）=ZnO（s）+Hg（l）（3）
的△r"《3为=-260.7kJ*mol-l
解：
V（3）=
（1）-
（2）
.・.△「况3=ArH：
2
=-351.5+90.8
=-260.7kJ・mol-l
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。
平3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）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°（X）
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）AHO＞。
正向进行的条件是（B）
（A）同温和低压（B）局压和|nj温
（C）低温和低压（D）低温和商压
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）,△，乩：
=-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）增力口02的浓度
例6、500K时，反应S02（g）+|02（g）=S03（g）的K。
=50,在同温下，反应2SO3（g）=2SO2（g）+02（g）的X。
必等于（D）
（B）
（A）100
（C）2500
2x10-2
（D）4x10-4
第三章化学反应速率重点内容：
平均反应速率*=土必
AZ
/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
々A+bB►xX+yY
y=kc\c，B
例1、对于基元反应A+2B-C,其速率方程式v=Zrc（A）c（B）2o（V）
例2、反应2A+2B-C,其速率方程式炒妃（A）£（B）]2,则对A而言，反应级数为（C）
（A）4（B）3（C）l（D）2
例3、反应A+B-C,其速率方程式"灯c（A）]3/2[c（B）]2,贝附A而言，反应级数和总反应级数分别为（C）
（A）l,2（B）2,2（C）1.5,2（D）1.5,3.5
第四章酸碱平衡
酸碱质子理论
重点内容：
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，共轴酸碱对、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
g_[HA]
碱的离解常数
b一[B]
共机酸碱对间离解常数的转化K?
（ha）K»）=
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函iN500\H30+]=\0H]=
电离度。
与K的关系——稀释定律K?
=c/
例1、根据酸碱质子理论，HC03-是酸。
（X）
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，SO?
是碱,其共辄酸是HSO#，HPO；-是两性,它的共辄酸是H2PO4-,共辄碱是P0：
。
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。
（X）
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=1.75X10-5,廊NH3H2O=1.8X10-5）
（A）HCl+NaOH（B）HAc+H2O
（C）HAc+NaAc（D）NH3-H2O+NH4C1
例9、影响NH3H2O-NH4C1缓冲系统pH值的主要因素是（B）
（A）NH3.H2O的浓度
（B）NH3H2O-NH4C1的浓度比和NH3H2O的标准离解常数
（ONH4C1的浓度
（D）NH3H2O的解离度
例10、用HAc（K=1.75X10-5）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
解：
pH=pK%4广垣也lgW=pK；5-pH=4.76-4.50=0.26
CAcCAc
例11、浓度为0.010mol・L-l的一元弱碱（险=1.0X10-8）溶液的pH=（C）
（A）8.70（B）8.85（Q9.00（D）10.50
解:
[OH]=应f=7o.Olxl.OxlO-8=IO"5mol-L-1
例12、在氨水中加入NH4C1,使NH3.H2O的解离度变,dH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—变大一
例13、己知K（NH3H2O）=1.8X10-5,50mL0.20mol-L-1NH3-H2O与50mL0.10molL-lNH4C1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—丕夜
cf）I
M：
pOH=pK；1g工=4.74-1g杀=4.44
M005
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：
cKe>10"
/滴定终点判断一指示剂法：
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）cKaW10-8（B）c/KaM105
（C）cKaN10-7（D）cKa310-8
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±l
（C）lgKa土1（D）pKa±10
例4、强碱滴定弱酸的化学计量点为中性。
（X）
例5、下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是（A）
（A）0.1niol-L-lHF（p/fa=3.18）
（B）0.1molL-lHCN（pKa=9.21）
（C）0.1mol-L-lNaAc[pKa（HAc）=4.74]
（D）0.1mol-L-lNH4Cl[p/Tb（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dH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=_3J_~4Af当溶液的pH小于这个范围的下限时，指示剂呈现真色，当溶液的pH大于这个范围的上限时则呈现堕色，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（HC1）的准确浓度。
（MNa2CO3=106g/mol）。
Na2CO3+2HC1=NaCl+CO2+H2O
2x
MV
Na,CO»rHCI
c0.1325
=2x
106x25.00x10-3
=0.1000/〃况•尸
例9、滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液（0.3030mol・L-l）38.00n】L,并又用了HC1液（0.2250mol-L-l）4.00mL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
l+HCl
I►NaCl+H2O
0wh2a
2x=
noA
=（cU）NaOH-（cV）hci
Mha=
H2A
_2x〃Wa
（cV.aOH-（cV）hq
_2x0.6300
'（0.3030x38.00-0.2250x4.00）xlO3
=119.8g•mol'
第六章沉淀平衡重点内容:
K：
与溶解度s的关系K%=心宁5
y规则
1、若Q>K；反应逆向进行，生成沉淀
2、若Q=反应达到平衡
3、若Q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：
K；（Ag2CrO4）=4[Ag+]2・[CrO42-]。
（X）
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。
（X）
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、己知298K时,MgF2的溶解度是1.17x10-3
mol-L-1,则MgF2的标准溶度积常数为（A）
（A）6.41xl0-9（B）4.00xl0-9
（C）1.60x10-9（D）3.20x10-12
解：
K；=秫"，矿史+〃=2之s’=4x（1.17x10-3）3=6.41x10-9
例6、已知（AgCI）=1.8x10-10,欲使含2.0x10-4
mol-L-lAg+溶液产生AgCl沉淀，所需c（Cl-）为（A）。
（A）9.0xl0-7mol-L-1（B）3.6x10-14mol-L-l
（C）9.0x10-6molL-l（D）3.6x10-6molL-l
解：
K；=[Ag+][Cl][Cn=-^-
[Ag]
例7、Ag2S的溶度积的表示式为（D）
（A）K*,=c（Ag+）c（S2-）
（B）K；=c（Ag+）c（S2-）2
（C）K；=2c（Ag+）c（S2-）
（D）K"c（Ag+）2c（S2-）
例8、根据溶度积规则，沉淀溶解的必要条件是。
K%
例9、将0.10molL-lCaCI2溶液与等体积的O.lOmol-
L-lNH3-H2O和0.10molL-lNH4Cl溶液混合。
通过计算判断有无Ca（0H）2沉淀生成。
（己知（Ca（OH）2）=5.5xlO-6,（NH3H2O）=1.8x10-5）
解：
思路：
判断有无沉淀
[Ca2+]己知求[OH-]—>NH3-NH4C1缓冲液
[OH]=K?
nh
^1.8xl05x°（b-X=L8xlO50.05+x
.・.Q=[Ca2+][OH]2=0.05X（1.80X1O'5）2
=1.62XIOJ,
•・•=5.5x10-6
.•・此刻无Ca（OH）2沉淀生成
例10、己知Kl=1.8x10-11,=1.8x10-5o将0.020mol・L.lMgC12溶液与
叩Mg（OH）2nNH3H2Od
6.00molL-lNH3H20等体积混合。
通过计算回答有无沉淀产生？
解:
[OHl=JcK：
=j3x1.8x10-5
=7.3x103moleL1
•••
Q=[Mg2+][OH]2=0.01X（7.3XIO3）2=5.3XIO’
•,Q>K：
pMN）Hh
•••
此刻有Mg（0H）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：
矿标准电极电势
（P实际电极电势
e0.0592|［氧化型］"=”十也函画
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lgK°
0.0592
4）判断氧化还原反应的进行次序
5）元素电势图仍6=〃阴1）+"2饥2）
（〃]+〃2）
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。
（X）
例2、因为电对Ni2++2e=Ni的0为-0.23V,故2Ni2++4e=2Ni的S为-0.46V。
（X）
141V168V
例3、由金的电势图Au3+里空-Au+史性-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。
（X）
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4）e（Fe3+/Fe2+）=+0.77V,4）9（Fe2+/Fe）
=-0.44V,贝0（Fe3+/Fe）的值为（A）
（A）-0.037V（B）+0.55V
（C）+0.40V（D）+1.65V
（pe=0.34V
（p°=-0.44V
（p°=-1.66V
（B）Fe2+
（D）A1
o0.0591［氧化剂］
IW谜两
例7、一原电池：
（-）Pt|H2（100kPa）|H+（1.0mol・L-l）Cl-（O.lmol-L-l）|Hg2C12（s）IHg（+）,它的电池反应为（A）
（A）Hg2C12+H2=2Hg+2C1-+2H+
（B）2Hg+2C1-+2H+=H2+Hg2CI2
（C）Hg22++H2=2Hg+2H+
（D）2Hg+2H+=Hg22++H2
例8、将下列自发进行的反应，Fe2+（cl）+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）（-）Pt|Fe3+（c3）|Fe2+（cl）
（C）（-）Pt|Fe2+（c1）,Fe3+（c3）
（D）（-）Pt|Fe3+（c3）,Fe2+（cl）例9、
Ag+（c2）Ag（+）；
Ag+（c2）Ag（+）；
Ag+（c2）,Ag（+）
己矢口：
Fe3++e=Fe2+（p°=0.77V
Cu2++2e=Cu
Fe2++2e=Fe
Al3++3e=Al
则最强的还原剂是（D）
（A）A13+
（C）Fe
例10^用Nernst方程式cp=
，计算MnO4-/Mn2+的电极电势ip，下列叙述不正确的是（C）（A）温度应为298K
（B）Mn2+浓度增大则cp减小
（C）H+浓度的变化对（P无影响
（D）MnO4-浓度增大,则伊增大
解：
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O
0.059
+nS[Mn2+]
例11、已知298K时
MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O=1.49V
S042-4-4H++2e=H2SO3+H2O=-0.20V
⑴MnO4-在酸性溶液中把H2SO3氧化成SO42-,配平的离子方程式为
2MnO§+5H?
SC）3=2Mn爵+3H，O+5SOf+4H*；
（2）标准态时的电池符号（-）PtIH^SOj,H?
SOj,MnO「Mn",FTIPl（+）；
（3）"=1.69Vo
Egg-J/=1.49-（-0.20）=1.69V
例12、山反应Fe+HCIFeC12+H2组成的原电池，其正极的电极反应为负极的电极反应为_Fe^±2e^±Fe_o被氧化的物质是_也_,被还原的物质是_旦£1。
例13、若将反应Sn2++2Fe3+=2Fe2++Sn4+组成原电池，其正极电对是_E戏匿L；电池电动势与正、负
极电极电势的关系式是已=9仲*+・9Sn4+/Sn2+o
重点内容:
概念、物理意义、取值范围、相互关系原子轨道近似能级图和电子填充三原则与周期、族的关系、与元素的分区的关系
第八章原子结构
•四个量子数
•原子的核外电子排布
•核外电子排布与元素周期表
例1、填充合理的量子数：
例2、某元素的原子核外有25个电子，该元素的化学符号为_;在周期表中处于第周期，第
VIIB族，属于顼_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、FmF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：
杂化轨道
2
3
4
类型
Sp
Sp2
Sp'
夹角120°180°109.5°
分子构型直线平面三角形
正四面体
实例
CO,
BF.3
CHj
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
极性一极性
极性一非极性
非极性一非极性
力的名称
FIR取向力
F法诱导力
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
极性分子间极性一非极性
一切分子间
例1、12的CC14溶液中，分子间主要存在的作用力是色散力。
（X）
例2、H20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）12和CCI4（B）NH3和H20
（C）12和H20（D）HCI和HF
例5、下列分子中几何构型为三角形的是（B）
（A）C1F3（B）BF3
（C）NH3（D）PC13
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）HC1
例7、BC13分子中中心原子杂化轨道类型为等性sp?
分子空间结构为平面三角型，分子有无极性
例8、分子间力可分为一色散力、i秀导力和一取向力,其本质都是静电作用。
例9、HI分子间的作用力有色散力__、一诱导力…和一取向力一一，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sp’杂化,分子有无极性无。
例11、根据杂化轨道理论，NH3分子的空间构型是二角锥型，其中中心原子的杂化轨道类型是不
等性sd3杂化o
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
•配合物稳定性产稳K6不稳=—
K稳
•产稳应用
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。
（V）
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。
（V）
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。
（J）
例4、配位数就等于中心离子的配位体的数目o（V）
例5、配合物K[Ag（CN）2]的配位体是CM一：
配位原子是C:
配位数是2:
命名为_二勿合银（I）酸钾一。
例6、配合物[Zn（NH3）4]SO4的配位体是NH3；配位原子是；配位数是—；命名为硫酸四氨合铜。
第十一章配合滴定法
•EDTA与金属离子配合物的稳定性
•配合滴定的指示剂一金属指示剂
•配合滴定条件
只考虑酸效应
lg^+lgcWo>6滴定条件
滴定时酸度
升级会员 