自学考试无机化学试题题及答案1.docx

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自学考试无机化学试题题及答案1

《无机化学》知识要点

第一章：

物质及其变化

1、理想气体状态方程式表达式：

PV=nRT

P:

气体压力，SI单位Pa

V:

气体体积，SI单位m3

n:

气体的物质的量，SI单位mol

T:

气体的热力学温度；SI单位K

R:

摩尔气体常数，通过实验测得：

8.314J·mol-1·K-1

2、道尔顿气体分压定律：

当体积一定时，混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。

P总=PA+PB+PC

理想气体状态方程同样适用于气体混合物。

（1）如混合气体中各气体物质的量之和为n总，温度T时混合气体总压为P总，体积为V，则P总V=n总RT

如以ni表示混合气体中气体i的物质的量，Pi表示其分压，V为混合气体体积，温度为T，则PiV=niRT

（2）当组分气体的温度和压力与混合气体相同时，组分气体单独存在时所占有的体积称为分体积，混合气体的总体积等于各分体积之和V总=VA+VB+VC

且：

PVi=niRT

推导可得：

Pi/P总=Vi/V总

例：

在27℃，101.3kPa下，取1.00L混合气体进行分析，各气体的体积分数为：

CO60.0%，H210.0%，其它气体为30.0%。

求混合气体中，

（1）CO和H2的分压；

（2）CO和H2的物质的量；

解：

（1）.P（CO）=P总×

=101.3kPa×0.600=60.8kPa

P（H2）=P总×

=101.3kPa×0.100=10.1kPa

（2）.n（CO）=

=

=2.40×10-2mol

n（H2）=

=

=4.00×10-3mol

3、固体可分为晶体和非晶体两大类。

与非晶体比较，晶体的特征：

有一定的几何外形、有固定的熔点及各向异性。

4、质量守恒定律：

参与化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量，这是化学反应的一个基本定律。

5、生成焓：

在一定温度（通常选定298K）及标准压力下由元素的稳定单质生成单位物质的量的某化合物时的焓变。

石墨为碳的稳定单质。

所以：

表示CO2生成热的反应是C（石墨）+O2（g）→CO2（g）;ΔrHmƏ=-393.5kJ·mol-1

习题

多选题

指出下列方程式中何者是正确的（AC）

A．p总V总=n总RTB.piVi=niRTC.piV总=niRT

D.piVi=n总RTE.p总Vi=niRT

名词解释：

质量守恒定律参与化学反应前各种物质的总质量等于反应后全部生成物的总质量，这是化学反应的一个基本定律。

第二章：

化学反应速率和化学平衡

1、影响反应速率的因素：

化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性，此外，还受浓度、温度、催化剂等外界条件的影响。

增加浓度反应速率加快，其本质原因是增加活化分子数。

催化剂加快反应速度的本质原因是：

改变反应历程，降低反应的活化能。

2、可逆反应的平衡常数表达式。

标准平衡常数也称为热力学平衡常数，以Kθ表示，它只是温度的函数。

标准平衡常数表达式是以配平后的化学计量数为指数的反应物的C/Cθ（或P/Pθ）的乘积除以生成物的C/C（或P/Pθ）的乘积所得的商（对于溶液取C/Cθ，对于气体取P/Pθ）。

反应式中若有纯固态、纯液态，它们的浓度在平衡常数表达式中不必列出。

如

（1）2NO（g）+O2（g）

2NO2（g）

（2）Fe3O4（s）+4H2（g）

3Fe（s）+4H2O（g）

在相同条件下，如有两个反应方程式相加（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（或商）。

例：

H2（g）+S（s）

H2S（g）；K1Ə

S（s）+O2（g）

SO2（g）；K2Ə

则反应：

H2（g）+SO2（g）

O2（g）+H2S（g）的平衡常数为K1/K2

3、化学平衡的移动

可逆反应在一定条件下达到平衡时，其特征是V正=V逆，反应系统中各组分的浓度（或分压）不再随时间而改变。

当外界条件（如温度、压力、浓度等）发生改变，这种平衡状态就会被破坏，其结果必然是在新的条件下建立起新的平衡。

（1）浓度：

增加反应物的浓度，反应向增加生成物的方向移动；增加生成物的浓度，反应向增加反应物的方向移动；若将生成物从平衡系统中取出，平衡向右移动。

（2）压力：

当ΔV>0，即生成物分子数大于反应物分子数时，平衡向左移动。

当ΔV<0，即生成物分子数小于反应物分子数时，平衡向右移动。

当ΔV=0，即反应前后分子数相等时，平衡不移动。

上述讨论可得出以下结论：

压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响；

在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数增加的方向移动。

（3）温度：

对于放热反应（ΔH<0），升高温度，会使平衡常数变小，平衡向左移动；

对于吸热反应（ΔH>0），升高温度，会使平衡常数变大，平衡向右移动；

（4）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，由于它以同样倍率加快正、逆反应速率，因此不会使平衡发生移动。

吕·查德里原理——平衡移动原理：

对于已达平衡的动态平衡系统，如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如温度、压力、浓度等），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

习题

单选题：

<1>.为了提高CO在反应CO+H2O（g）

CO2+H2中的转化率，可以（B）

A．增加CO的平衡浓度B．增加水蒸气的浓度

C．按比例增加水蒸气和CO的浓度D．三种办法都行

<2>.增加浓度反应速率加快，其本质原因是（B）

A．增加活化分子的百分数B．增加活化分子数

C．降低活化能D．增加速率系数

<3>.可逆反应达到化学平衡后，各反应物浓度和生成物浓度（A）

A.不再随时间而发生改变B.均随时间而发生改变

C.是否改变不确定D.反应物浓度改变，生成物浓度不改变

<4>.下列那些因素不影响化学平衡的移动（D）

A．浓度B.压力C.温度D.催化剂

<5>.当反应2A（g）+B（g）

4C（g）（放热反应），达到平衡时，若改变一个条件能使平衡向正反应方向移动的是（D）

A．加压B．使用催化剂C．加热D．减少C的浓度

<6>.催化剂加快反应速度的本质原因是（C）

A.催化剂参与化学反应B.改变了化学反应的方向

C.降低了反应的活化能D.提高了活化分子百分数

<7>.增加浓度反应速率加快，其本质原因是（B）

A．升高活化能B．增加活化分子数

C．降低活化能D．增加速率系数

多选题

<1>温度升高导致化学反应速率明显增加的原因是（AD）

A．分子碰撞次数增加B．反应物压力增大C.活化能升高

D．单位体积内活化分子百分数增加E．活化能降低

填空题

<1>对于C（s）+CO2（g）

2CO（g）反应在某一温度下，达到平衡，若增加体系的总压，平衡朝逆反应方向移动，平衡常数（增大、减小、不变）不变。

名词解释：

吕·查德里原理对于已达平衡的动态平衡系统，如以某种形式改变一个平衡系统的条件（如温度、压力、浓度等），平衡就会向着减弱这个改变的方向移动。

第三章：

电解质溶液和离子平衡

1、弱酸、弱碱的离解平衡

离解常数Kθ表示弱电解质的离解程度，Kθ越大，离解程度越大，该弱电解质相对较强。

离解度、离解常数和浓度之间的关系：

对某一指定的弱电解质，因Kθ一定，当浓度越稀时，离解度越大，该关系称为稀释定律。

2、同离子效应：

在弱电解质溶液中，加人含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象叫做同离子效应。

3、缓冲溶液：

能保持PH相对稳定的溶液称为缓冲溶液。

　　　　　　　　缓冲溶液通常由弱酸及其盐或弱碱及其盐组成。

缓冲溶液同时具有抵抗外来少量酸或碱的作用，其抗酸、碱作用是由缓冲对的不同部分来担负的。

　　　　　缓冲溶液的pH值是由缓冲溶液的组成和组分浓度比决定的。

　　　　　　　　缓冲溶液的缓冲范围一般为PKa±1或PKb±1

４、盐类的水解

影响水解平衡的因素：

盐的本性、浓度、温度、酸碱度

5、酸碱质子理论：

质子理论认为凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。

6、沉淀和溶解平衡

难溶电解质溶度积常数表达式

对于相同类型的电解质，溶度积大的溶解度也大。

因此，通过溶度积数据可以直接比较溶解度的大小。

对于不同类型的电解质如AgCl和Ag2CrO4，前者溶度积大而溶解度反而小，因此不能通过溶度积的数据直接比较它们溶解度的大小。

7、溶度积规则

（1）当溶液中离子积Q>溶度积KSPƏ，溶液呈过饱和状态，有沉淀从溶液中析出，直到溶液呈饱和状态。

（2）当溶液中离子积Q<溶度积KSPƏ，溶液呈不饱和状态，无沉淀析出，若系统中原来有沉淀，则沉淀开始溶解，直到溶液饱和。

（3）当溶液中离子积Q=溶度积KSPƏ，溶液呈饱和状态，沉淀和溶解处于动态平衡。

通常认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5mol·L-1时，沉淀就达完全，即该离子被认为已除尽。

8、盐效应：

由于加入易溶强电解质而使难溶电解质溶解度增大的效应称为盐效应。

在沉淀操作中利用同离子效应的同时也存在盐效应。

故应注意所加沉淀剂不要过量太多，否则由于盐效应反而会使溶解度增大。

沉淀剂的用量一般以过量20%-50%为宜。

9、分步沉淀：

溶液中往往含有多种离子，随着沉淀剂的加入，各种沉淀会相继生成，这种现象称为分步沉淀。

当一种试剂能沉淀溶液中几种离子时，生成沉淀所需试剂离子浓度最小者首先沉淀，即离子积首先达到其溶度积的难溶物先沉淀。

如果各离子沉淀所需试剂离子的浓度相差较大，借助分步沉淀就能达到分离的目的。

10、沉淀的溶解

有以下几个途径：

转化成弱电解质、发生氧化-还原反应、生成难离解的配离子、转化为另一种沉淀再行溶解。

比如由于AgCl可溶于弱碱氨水，却不溶于强碱氢氧化钠是因为Ag+与NH3结合，生成了稳定的配离子[Ag（NH3）2]+，从而大大降低了溶液中Ag+浓度，使Q<

，沉淀溶解。

习题：

单选题：

<1>.向1L0.1mol·L-1的醋酸溶液中加入一些醋酸钠晶体，会使（C）

A.醋酸的离解常数增大B.醋酸的离解常数减小

C.溶液的pH值增大D.溶液的pH值减小

<2>.有关缓冲溶液的描述中错误的是（D）

A.缓冲溶液的缓冲能力与弱酸及其盐的浓度有关

B.缓冲溶液可由弱酸及其盐组成

C.缓冲溶液能保持溶液的pH值相对稳定

D.缓冲溶液一定显碱性

<3>.欲使CaCO3在水溶液中的溶解度增大，可以采用的办法是（B）

A.加入0.1mol·L-1的Na2CO3B.升高溶液的pH值

C.加入0.1mol·L-1的CaCl2D.降低溶液的pH值

<4>.向饱和AgCl溶液中加水，下列叙述正确的是（B）

A.AgCl的溶解度增大B.AgCl的溶解度、溶度积均不变

C.AgCl的溶度积增大D.AgCl的溶解度、溶度积增大

<5>.按酸碱质子理论，在反应NH3+H2ONH4++OH-中，属于酸的是（B）。

A.H2O和NH3B.H2O和NH4+C.H2OD.NH4+

<6>.室温下，某弱酸HB的Kaθ=1.0×10-5。

0.1mol·L-1HB溶液的pH值是（B）。

A.2B.3C.5D.6

<7>.在NaCl饱和溶液中通入HCl（g）时，NaCl（s）能沉淀析出的原因是（B）

A.HCl是强酸，任何强酸都导致沉淀

B.共同离子Cl-使平衡移动，生成NaCl（s）

C.酸的存在降低了Ksp（NaCl）的数值

D.Ksp（NaCl）不受酸的影响，但增加Cl-离子浓度，能使Ksp（NaCl）减小

<8>.AgCl溶度积为1.8×10ˉ10，在100mL0.01mol·L-1的KCl溶液中，加入1mL

0.01mol·L-1AgNO3溶液，下列说法正确的是：

（B）

A.有AgCl沉淀析出B.无AgCl沉淀

C.无法确定D.有沉淀，但不是AgCl

<9>.按酸碱质子理论，在水溶液中属于酸的物质是（C）

A.NaAcB.NaHCO3C.NH4ClD.NaCl

<10>.下列物质中，不属于共轭酸碱对的是（C）

A.NH4+—NH3B.H3O+—H2OC.H2PO4-—PO43-D.HAc—Ac-

<11>.计算0.1mol·L-1Na2HPO4溶液[H+]的近似公式是（D）

A.

B.

C.

D.

<12>.下列溶液能组成缓冲溶液的是（B）

A．H2SO4-Na2SO4B．HAc-NaAcC．HCl-NaOHD．NH3-NaCl

<13>.已知Ag2CrO4在水溶液中溶解达到平衡时的溶解度为Smol·L-1，则其溶度积为（D）

A.S2B.2S2C.S3D.4S3

<14>.设AgCl在纯水中、0.01mol·L-1CaCl2、0.01mol·L-1NaCl、0.05mol·L-1AgNO3的溶解度分别为S0、S1、S2、S3，这些数据之间的正确关系应是（B）

A.S0>S1>S2>S3B.S0>S2>S1>S3C.S0>S1=S2>S3D.S0>S2>S3>S1

<15>.下列物质的水溶液一定显碱性的是（D）

A.强酸强碱盐B.强酸弱碱盐C.弱酸弱碱盐D.强碱弱酸盐

多选题

<1>.在HAc溶液中分别加入下列物质，可使其离解度减小的是（ABE）

A.NaAcB.HClC.NaOH

D.水E.H2SO4

<2>.影响盐类水解平衡的因素有以下几个方面（ABCD）

A.盐的本性B.浓度C.温度

D.溶液的酸碱度E.压力

填空题

<1>.一般情况下，溶度积大的沉淀容易转化为溶度积小的沉淀，两者的溶度积相差越大，转化的越完全。

<2>.缓冲系的缓冲范围是PKa±1或PKb±1。

<3>.同离子效应使难溶电解质的溶解度减小。

<4>.AB2与AB型的溶度积都为Ksp，在它们的饱和水溶液中溶解度大的为AB型。

。

<5>.根据酸碱质子理论，CO32-，NH4+属于酸的是NH4+，属于碱的是CO32-。

<6>.缓冲溶液的pH值是由_缓冲溶液的组成和组分浓度比_决定的。

<7>.H2PO4-的共轭碱是_HPO42-_____，共轭酸是H3PO4_______。

<8>.当被沉淀离子浓度小于或等于1×10-5mol·L-1时，认为该离子沉淀完全了。

<9>.Mg（OH）2与Fe（OH）2的溶度积分别为5.61×10-12和4.87×10-17，在它们的饱和水溶液中，

[Fe2+]比[Mg2+]小。

判断题

<1>.酸性水溶液中不含OH-碱，性水溶液中不含H+。

（×）

<2>.弱电解质的解离度随电解质浓度的降低而增大。

（√）

<3>.任何一个可逆的化学反应,当达到平衡时各反应物和生成物的浓度相等。

（×）

<4>.多元弱酸在水中的离解是分步的。

（√）

<5>.在常温下，Ag2CrO4和BaCrO4的溶度积分别为2.0×10-12和1.6×10-10，前者小于后者，因此，Ag2CrO4要比BaCrO4难溶于水。

<6>.溶液的酸碱性取决于溶液中c（H+）和c（OH-）的相对大小。

（×）

<7>.对于共轭酸碱对，酸的酸性越强，其相应的共轭碱的碱性就越弱。

（√）

<8>.盐效应与同离子效应对沉淀溶解度的影响相同。

（×）

名称解释

<1>.盐效应:

由于加入易溶强电解质而使难溶电解质溶解度增大的效应称为盐效应。

<2>.同离子效应：

在弱电解质溶液中，加人含有相同离子的易溶强电解质，使弱电解质离解度降低的现象叫做同离子效应。

<3>.分步沉淀：

溶液中往往含有多种离子，随着沉淀剂的加入，各种沉淀会相继生成，这种现象称为分步沉淀。

<4>.缓冲溶液：

能保持PH相对稳定的溶液称为缓冲溶液。

简答题：

<1>．相同温度下，将HAc的解离度从大到小排列。

a.0.1mol/LHAc溶液b.0.1mol/LHAc溶液加少量NaCl

c.0.1mol/LHAc溶液加少量NaAcd.0.05mol/LHAc溶液加少量NaCl

答：

a>b>d>c

<2>.如何用溶度积规则来判断沉淀的生成和溶解。

答：

（1）当溶液中离子积Q>溶度积KSPƏ，溶液呈过饱和状态，有沉淀从溶液中析出，直到溶液呈饱和状态。

（2）当溶液中离子积Q<溶度积KSPƏ，溶液呈不饱和状态，无沉淀析出，若系统中原来有沉淀，则沉淀开始溶解，直到溶液饱和。

（3）当溶液中离子积Q=溶度积KSPƏ，溶液呈饱和状态，沉淀和溶解处于动态平衡。

<3>.请解释AgCl可溶于弱碱氨水，却不溶于强碱氢氧化钠

答：

因为Ag+与NH3结合，生成了稳定的配离子[Ag（NH3）2]+，从而大大降低了溶液中Ag+浓度，使Q<

，沉淀溶解。

计算题：

<1>.工业上分析水中的Cl-含量，常用AgNO3作滴定剂，K2CrO4作指示剂。

在水样中逐滴加人AgNO3时，有白色AgCl沉淀析出。

继续滴加AgNO3，当开始出现砖红色Ag2CrO4时，即为滴定的终点。

（1）试解释为什么AgCl比Ag2CrO4先沉淀；

（2）假定开始时水样中C（Cl-）=7.1×10-3mol/L，C（CrO42-）=5.0×10-3mol/L，计算当Ag2CrO4开始沉淀时，水样中的Cl-是否已沉淀完全？

已知：

KSPƏ（AgCl）=1.8×10-10

KSPƏ（Ag2CrO4）=1.1×10-12

提示：

（1）欲使沉淀生成，溶液中离子积应大于溶度积

设生成AgCl和Ag2CrO4沉淀所需的最低Ag+浓度分别为C1和C2

AgCl和Ag2CrO4的沉淀-溶解平衡式为

AgCl（s）

Ag++Cl-,Ag2CrO4（s）

2Ag++CrO42-

C1’´=KSPƏ（AgCl）/C’（Cl-）=1.8×10-10/7.1×10-3=2.5×10-8

C1=2.5×10-8mol·L-1

C2’=

=1.5×10-5

C2=1.5×10-5mol·L-1

从计算得知，沉淀Cl-所需Ag+最低浓度比沉淀CrO42-小得多，故加入AgNO3时，AgCl先沉淀。

（2）当Ag2CrO4开始沉淀时，溶液中Cl-浓度为

C（Cl-）’´=KSPƏ（AgCl）/C’（Ag+）=1.8×10-10/（1.5×10-5）=1.2×10-5

C（Cl-）=1.2×10-5mol·L-1

Cl-浓度接近1×10-5mol·L-1，故Ag2CrO4开始沉淀时，可认为Cl-已基本沉淀完全。

<2>.已知25℃时，KƏ（HAc）=1.75×10-5。

计算该温度下0.10mol·L-1的HAc溶液中H+、Ac-离子的浓度以及溶液的PH，并计算该浓度下HAc离解度。

提示：

HAc的解离平衡式为：

HAc

H++Ac-

起始浓度C0/mol·L-10.1000

平衡浓度C/mol·L-10.10–xxx

=

=

=1.75×10-5

因KƏ（HAc）很小，可近似地认为0.10-x≈0.10

=1.3×10-3

C（H+）=C（Ac-）=1.3×10-3mol·L-1

PH=-lgC`（H+）=-lg1.3×10-3=2.89

α=（1.3×10-3/0.10）×100%=1.3%

<3>.已知某溶液中含有0.10mol·L-1Ni2+和0.10mol·L-1Fe3+，试问能否通过控制PH的方法达到分离二者的目的。

已知：

KSPƏ[Ni（OH）2]=2.0×10-15KSPƏ（[Fe（OH）3]=4×10-33

提示：

欲使Ni2+沉淀所需OH-的最低浓度为

C1（OH-）’=

=

=1.4×10-7

C1（OH）=1.4×10-7mol·L-1PH=7.2

欲使Fe3+沉淀所需OH-的最低浓度为

C2（OH-）’=

=

=7.4×10-13

C2（OH-）=7.4×10-13mol·L-1PH=1.87

可见当混合溶液中加入OH-时，Fe3+首先沉淀。

设当Fe3+的浓度降为1.0×10-5mol·L-1时，它已被沉淀完全，此时溶液的OH-浓度为

C3（OH-）’=

=

=1.6×10-11

C3（OH-）=1.6×10-11mol·L-1PH=3.20

PH=3.20时，Ni（OH）2还未沉淀。

因此只要控制3.2

第四章：

氧化和还原

1、氧化还原反应

在氧化还原反应中，失电子的过程称为氧化，失去电子的物质为还原剂；得到电子的过程称为还原，得电子的物质为氧化剂。

氧化与还原必然同时发生。

每个氧化还原反应可表示为两个半反应。

每个半反应中包括着同一种元素的两种不同氧化态物种，如Fe2+和Fe；Cu2+和Cu，它们被称为氧化还原点对。

电对中氧化值较大的为氧化型，氧化值较小的为还原型。

2、离子-电子法配平化学反应方程式的基本原则

（1）反应中氧化剂得到的电子总数，必须等于还原剂失去的电子总数。

（2）根据质量守恒定律，方程式两边各种元素的原子总数必定相等。

同时，方程式左右两边的离子电荷总数也应相等。

3、原电池

在原电池中，给出电子的电极称为负极，发生氧化反应；接受电子的电极称为正极，发生还原反应。

习题

单选题

<1>.下列各半反应中发生还原过程的是（B）

A.Fe→Fe2+B.Co3+→Co2+C.NO→NO3-D.H2O2→O2

<2>.在半电池Cu|Cu2+溶液中，加入氨水，可使ECu|Cu2+的值（B）

A.增大B.减小C.不变D.等于零

<3>.已知EƏMn2+/Mn