无机及分析化学期末复习
无机及分析化学期末复习指导习题答案
无机及分析化学期末复习指导习题答案参考答案第1章化学反响速率和化学平衡一、选择题：1、B2、A3、A4、D5、A6、B7、B8、D9、A10、A 二、填空题 1、0.7250.725 2、0.550％ 3、不变4、加快、向左移动5、式平衡右移三、简答题： 1、答:(1)CH3COOH+CH3OH始:1100 平:1-X1-XXX =KC=4X=0.67 ?1=×100%=67%(2)y2/(1-y)(3-y)=Kc=4，y=0.9?2=90%?2>?1，是由乙酸的浓度增大，使平衡右移导致甲醇的转化率升高2、答:升高温度，可以加快正逆反响的反响速度，平衡将逆向移动.因升高温度使速度常数增大，反响速度那么加快.(或从活化分子百分数增大，有效碰撞增多，微观角度说明).依据勒夏特列原理，升高温度，平衡向吸热方向移动.给出反响，逆向吸热，正向放热，所以平衡将逆向移动.3、答:影响化学反响速率的主要因素有：温度、压力、浓度、催化剂等。
影响化学平衡的因素有：温度、压力、浓度。
四、计算题 1.解 CH3COOCH3+H2O kc???80Kp?kc?(RT)???80?(8.314?1000)?1?9.62?10?3K=Kp(p)-△ν=9.62?10?3×(101.325)1=0.9752．(0.25)2?0.625 Kc==0.1Kp=Kc(RT)2-1×523)1=26.8 (2)PCl5的分解百分率为:65% 3．Kp＝2.25K＝228.27第2章定量化学根底习题一、选择题1、B2、A3、C4、B5、A6、C7、C8、C9、B10、C 二、填空题1、实际能测得的数字，准确数字，估计。
2、酸碱滴定法、配位滴定法、氧化复原滴定法、沉淀滴定法。
3、0.02000mol/L，0.1200mol/L，6.702*10g·mL。
4、直接法和标定法。
5、直接滴定法、返滴定法、置换滴定法、间接滴定法。
1000150无机及分析化学_无机及分析化学复习_1002_FX
第七章
1、原子结构 （四个量子数 、多电子原子中的电子排布、 原子的电子构型与元素周期表，元素性质 的周期变化规律 ） 2、分子结构 （价键理论及共价键类型，杂化轨道理论、 杂化轨道的类型与分子构型的关系 ） 3、分子间作用力 （分子的极性、分子间作用力、氢键 ）
典型例题
1、分子中的化学键为极性键，则分子一定为极性分子。（错） 2、色散力是永远存在于分子间的一种分子间作用力。 （对） 3、氢键是有方向性和饱和性的一类化学键。 （错） 4、共价键具有方向性和饱和性 的特性。 5、H2O具有比H2S更高的沸点则是由于H2O分子间存在着氢键。 6、屏蔽效应使外层电子的能量增大；钻穿效应使外层电子的能量 降低。 7、NH3分子中心原子N的杂化轨道类型为 sp3不等性杂化 ，空间 构型为三角锥 。
第六章
1、电极电势 （原电池、标准电极电势、电池电动势、影响电极电 位的因素 —能斯特方程 ） 2、电极电势的应用 （计算电池电动势、比较氧化剂和还原剂的强弱，判 断氧化还原反应的方向，确定反应的平衡常数Ko， 选择氧化剂还原剂） 3、氧化还原滴定法 （滴定曲线、指示剂、高锰酸钾法、碘量法）
典型例题
第四章
1、酸碱平衡及酸碱溶液pH的计算 （酸碱质子理论 、同离子效应和盐效应与解离 度、一元弱酸及一元弱碱pH的计算 、缓冲溶 液pH的计算 ） 2、酸碱滴定法及其应用 （酸碱滴定曲线、指示剂的选择、影响滴定突 跃的因素或准确滴定的判据、盐酸及氢氧化 钠标准溶液的标定、基准物质 ）
典型例题
1、弱酸溶液越稀，其离解度就越大。 （对） 2、总浓度一定时，缓冲比越大，缓冲溶液的缓冲容量越大。 （错） 3、根据酸碱质子理论，酸与碱之间存在共轭关系，则强碱的共 轭酸必定也是强酸。 （错） 4、强碱滴定强酸（酸碱浓度均为0.1000 mol· -1）时，酚酞、甲 L 基橙都是合适的指示剂 （对） 5、对于难溶化合物，可以直接用它们的溶度积常数大小来比较 它们的溶解度大小。 （错）
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N：1s2 2s2 2p3 Z = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
•半满全满规则：
当轨道处于全满、半满时，原子较稳定。
Z 24 Cr： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 5
1
Ar3d 4s
5
1
Z 29 Cu：1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
[（SiO2)m • n HSiO3- • (n-x) H+]x- • x H+
胶粒带电，胶团不带电 （电中性）
第二章 化学反应速率
1、熵(S)：是反映体系内部质点运动 混乱程度的物理量。热力学第三定律： T = 0K时，纯净物质的完美晶体的熵 值为零，表示为S。= 0.
2、 自由能
定义：等温等压下，体系中可作有用 功的能量称为自由能(自由焓)，符号G ， G = H －TS，自由能是体系的状态函数。
第四章 物质结构
1、四个量子数的意义和取值
2、 核外电子排布
核外电子分布三规则： • 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨 道上, 使整个原子系统能量最 低。
• Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式 相反的电子。
• Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽 可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。
当KI过量时，胶粒带负电荷 ，胶团结构如下：
[(AgI )m • n I- • (n - x ) K+] x- • x K+ Fe(OH)3溶胶： { [ Fe (OH)3]m • n FeO+ • (n - x) Cl-}x+ • xClAs2S3溶胶：
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因为沉淀I－离子所需Ag＋浓度比沉淀Cl－离子所需的 小得多 , 所以AgI先沉淀。当Ag＋离子浓度增加到使AgCl 开始沉淀时, 溶液对于AgI和AgCl来说都是饱和溶液。
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分步沉淀
以下两个关系式必须同时满足：
o 10 K sp, [Ag ][Cl ] 1 . 77 10 AgCl
2 SP：2 Ag CrO4 Ag 2CrO4 （砖红色） Ksp 1.2 10 12
条件：
A.指示剂用量 B.溶液酸度 C.注意事项
充分振摇，干扰离子事先去除
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第五章 电化学与氧化还原平衡
§5.1 氧化还原反应的基本概念 §5.2 电极电势 §5.3 电极电势的应用 §5.4 氧化还原滴定法
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标准电极电位的物理意义:
标准电极电势E(Ox/Red)是反映物质得失电子能力相 对大小的一个重要物理量
Ox - oxidizing state 氧化态 (高) Red - reducing state 还原态 (低)
E (Ox/Red) ↑，表示氧化型物质氧化性↑ E (Ox/Red) ↓，表示还原型物质还原性↑
标准电极电势
电极电势符号：E(氧化型/还原型)
如：E(Zn2+/Zn)，E(Cu2+/Cu)，E(O2/OH)，
E(MnO4 /Mn2+), E(Cl2/Cl)等。
标准电极电势符号：E
标准态：参加电极反应的物质中，有关离子浓度为 1molL1，有关气体分压为100kPa，液体和固体都 是纯物质。温度未指定，通常为298.15K，其他温度 须指明。
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3.6 酸碱滴定基本原理及指示剂选择
弱酸能被准确滴定的判别式：
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无机及分析化学第一章：1、 溶液浓度表示c B ，b B 等表示及x B ，w B 。
2、反应进度ξ = 1mol (必须有相应计量方程式)，当反应完全时：n B =a b n A 否则，∆n B = a b ∆n A3、稀溶液的通性拉乌尔定律—— 难挥发、非电解质、稀溶液，△p = p o ·χB ， p = p o ×χA 。
溶液沸点的升高和疑固点下降——△T b = K b ×b B △T f ＝K f ×b B 溶液的渗透压（П）—— П×V = n B ×R ×T 即 П= c B ×R ×T ，应用求分子量，注意：其他电解质的定性比较。
4、胶体溶液，胶团的结构： {（AgI ）m · nI -· （n-x ）K +}x-·xK +，带电性及有关性质。
5、高分子溶液，属真溶液，胶体分散系，有一些胶粒性质，是热力学稳定体系。
溶液的盐析作用，表面活性剂（油水乳液）等。
第二章：1、概念：状态函数，热和功（注意规定符号）途径函数。
∆U = Q + W 热力学第一定律，标准态 。
2、热化学，Q V = ∆U - W = ∆U ，Q p = H 2 -H 1 = ∆H ，⇒ 盖斯定律。
3、∆ f H m 的定义，∆ r H m =∑Bν B ∆f H m (B)(可以用298.15K 近似计算)。
4、熵（S ）——混乱度的量度，热力学第三定律即S *( 0 K ) = 0 ，标准摩尔熵S m (B,T )，∆ r S m =∑Bν B S m (B) (可以用298.15K 近似计算)注意：单质S m (B,T )不为零，而∆ f H m ，∆ f G m 及（H +,aq ）的人为规定值为零5、∆ r G m = ∑Bν B ∆ f G m (B) ，是T 的函数不在298.15K 时，∆ r G m = ∆ r H m - T ∆ r S m ，计算时注意S 的单位。
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Na 2S KW K b1 1.4 Ka2 c K
8 10 ;c K b1
KW K b2 7.7 108 K a1
8 4 10 ; K /K 10 b2 b1 b2
可被HCl准确分步滴定,形成两个突跃
第一化学计量点生成NaHS c( H ) k a1k a 2 1.6 10 P H 9.80
4、光度计的基本组成
光源
单色器
吸收池 检测器
显示
5、测定条件的选择
1).选择适当的入射波长：一般选λ max； 或选灵敏度稍低但能避免干扰的入射光波长。 2).控制A读数范围 0.2～0.8（或T为20％～70％) (1)控制c；(2)改变b； 3).选择合适参比溶液
§9
1、配合物的组成、命名，EDTA配合物特点 2、影响滴定突跃的因素 CM与Kf’（酸度和 Kf决定Kf’ ） ' C MY MY MY MY ' K MY ' ' .K MY C M .CY M M Y Y M Y
lg K
10
选用百里酚酞为指示剂
第二化学计量点生成H 2 S cK a1 20 KW ; c / K a1 500 c( H ) K a1c 6.5 10 5 (c 0.033mol L1 ) P H 4.2 选用甲基橙为指示剂
例：称取可能含NaOH，NaHCO3，Na2CO3或以上几种物
§3
1、化学平衡定律与化学平衡常数
产物相对浓度 (分压）系数次方的积 K 反应物相对浓度 (分压）系数次方的积
2、应用Kθ 要注意: （1）同一反应, 写法不同,则Kθ不同，但有一定关系
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无机与分析化学复习资料第一部分复习提纲第6章氧化还原平衡和氧化还原滴定法1.氧化还原的基本概念(1)氧化数：氧化数是指元素原子的荷电数。
(2)氧化还原反应：在化学反应中，若反应前后有元素的氧化值发生变化，这样的化学反应称为氧化还原反应。
(3)氧化还原电对：氧化剂与其还原产物、还原剂与其氧化产物组成的电对称为氧化还原电对，简称电对。
2.原电池和电极电势(1)化学反应作为电池反应的原电池符号(2)电极反应(3)标准电极电势3.影响电极电势的因素(1)用Nemst方程计算各种类型电极的电极电势(2)计算氧化型、还原型形成沉淀时电对的电极电势4.电极电势的应用(1)判断原电池的正负极、计算电动势；(2)比较氧化剂、还原剂的相对强弱；(3)判断氧化还原反应的方向；(4)判断氧化还原反应的程度。
5.元素电势图及其应用(1)元素电势图(2)元素电势图的应用1.判断原电池的正负极，计算电动势；2.比较氧化剂和还原剂的相对强弱；3.判断氧化还原反应进行的方向；4.判断氧化还原反应进行的程度；5.设计原电池测量(计算)反应的平衡常数6.氧化还原滴定法(1)条件电极电势定义和测定方法(2)氧化还原滴定曲线滴定分数、对称电对间滴定的计量点电势的计算、影响滴定突跃的因素(3)氧化还原滴定的预处理为什么要预处理以及对预处理剂的要求(4)氧化还原滴定的指示剂三类指示剂、氧化还原指示剂的变色原理(5)高镒酸钾法%1高镒酸钾标准溶液的配制和标定%1用草酸钠标定高镒酸钾标准溶液的反应条件%1高镒酸钾法测铁(6)重铭酸钾法重铭酸钾法测铁(7)碘量法%1直接碘量法和间接碘量法%1碘和硫代硫酸钠标准溶液的配制和标定%1碘和硫代硫酸钠反应的适宜条件%1碘量法测铜(8)氧化还原滴定结果的计算滴定结果的计算、称样量的估算第8章化学键和分子结构1.离子键离子键的强度、晶格能与离子晶体的硬度和熔点、离子的特征、离子半径、离子的电子构型；离子晶体——立方晶系三种典型的离子晶体的结构特征、离子半径与配位数；离子极化一一正离子的极化作用与负离子的变形性、离子极化物质性质的影响2.共价键(1)价键理论价键理论的基本要点、原子轨道的重叠与共价键的特征和类型；共价键的键参数——键能、键长和键角(2)杂化轨道理论一一s、p杂化的三种类型与分子的空间构型、不等性sp3 杂化'(3)分子轨道理论一一分子轨道能级图、电子的排布、键级与分子的稳定性3.分子间力和氢键(1)极性分子和非极性分子、偶极矩、分子的变形性(2)分子间力不同分子间存在哪些作用力、这些作用力的相对大小；分子间力对物质物理性质的影响(3)氢键氢键的形成、氢键的存在情况、氢键对物质物理性质的影响第9章配位平衡和配位滴定法1.配合物的组成(1)中心离子(2)配位体一一单基配体和多基配体、螯合物(3)配位数(4)简单配合物的命名：总原则：配体数目一配体名称一合中心离子名称(氧化数)配体的先后顺序规则：%1先无机配体后有机配体%1在无机配体和有机配体中按负离子一正离子一中性分子的次序命名%1同类配体按配位原子的字母顺序先后命名2.配合物的价键理论(1)中心离子的杂化类型与配离子的空间构型(2)配合物的磁性与内、外轨型配合物3.配位平衡(1)平衡常数的各种表示方法(2)配体的量远大于中心离子的量时配位平衡的计算(3)配位平衡的移动配位平衡与沉淀溶解平衡(计算离子浓度，判断沉淀的生成与溶解)配离子间的移动(计算反应的平衡常数，判断反应方向)配位平衡与氧化还原平衡（计算标准电极电势，判断氧化还原能力的变化）配位平衡与酸碱平衡（计算反应的平衡常数和离子浓度）4.影响金属EDTA配合物稳定性的因素（1）主反应和副反应（2）EDTA的酸效应和酸效应系数（3）金属离子的配位效应（4）条件稳定常数只考虑酸效应的条件稳定常数、同时考虑酸效应和金属离子配位效应的条件稳定常数5.配位滴定曲线（1）滴定突跃及影响滴定突跃的因素（2）准确滴定的条件（3）配位滴定的最低pH值和酸效应曲线6.金属指示剂（1）金属指示剂的作用原理（2）金属指示剂应具备的条件（3）金属指示剂的封闭现象和僵化现象7.配位滴定的方式与应用（1）单组分的测定%1直接滴定法Bi3+, Fe3+, Zn2+, Pb2+, Cu2+, Ca2+, M「+等%1返滴定法A「+的测定%1置换滴定法AP+的测定（2）混合溶液的滴定①用控制的酸度方法消除干扰和用控制酸度的方法进行连续滴定C M .Kgy ,判断依据：7―-10实例：Bi3+（或Fe3+）, Pb2+（或Zn2+, Cu2+,）混合溶液滴定就+ （或Fe‘+）Fe3+, Al3+, Ca2+, Mg?+混合溶液滴定Fe’*、Al3+Bi3+（或Fe3+）＞ Pb2+（或Cu2+）和Zi?+的分别测定。
XX大学《无机及分析化学》期末考试复习题及参考答案(一)
称 取 褐 铁 矿 试 样 0.4017g , 溶 解 并 还 原 成 Fe2+, 用 0.02048mol⋅L−1 的 K2Cr2O7 溶 液 滴 定， 消 耗 26.45mL 。 计 算 褐 铁 矿 中 Fe2O3 的 百 含 量 。
10、(本小题 5 分)
= 0.005608g/mL ?
Fe(Ⅲ ) 配 位 物 的 常 数 如 下 :
( 1 ) Fe − 氟 配 合 物 K1 = 1.6×105 , K2 = 1.0×104 , K3 = 5.0×102 ;
( 2 ) Fe− 柠 檬 酸 配 合 物 K 不 稳 = 1.0×10−25 ;
A. 甲 基 橙；
B. 甲 基 红；
C. 酚 酞 ；
D. A.B.C 都 不 是
答（ ）
5、 对 于 酸 碱 指 示 剂， 全 面 而 正 确 的 说 法 是 : A. 指 示 剂 为 有 色 物 质；
B. 指 示 剂 为 弱 酸 或 弱 碱； C. 指 示 剂 为 弱 酸 或 弱 碱， 其 酸 式 或 碱 式 结 构 具 有 不 同 颜 色；
__________________________________________ 的 颜 色 ， 终 点 时 的 颜 色 是 _____________________________ 的 颜 色。 5、(本小题 2 分)
EDTA 产 生 的 副 反 应 有 ____________________、___________________ 。 6、(本小题 2 分)
A. 进 行 对 照 试 验；
无机及分析化学期末考试卷及答案
无机及分析化学期末考试卷及答案一、选择题（每题2分，共20分）1、在下列元素中，哪个不是稀土元素？A.镧B.钕C.钷D.铀2、下列哪个反应不是氧化还原反应？A.铁生锈B.燃烧C.电解水D.呼吸作用3、下列哪个是极性分子？A. H2OB. CO2C. N2D. C2H64、在下列酸中，哪个是强酸？A.盐酸HClO4B. H2SO3C. H3PO4D. H2CO35、下列哪个物质有最外层电子排布式4s2？A. FeB. CoC. NiD. Ru答案：1. D，2. C，3. A，4. A，5. A二、填空题（每空2分，共30分）1、请写出元素周期表中的前五个周期的元素数。
第一周期：个元素；第二周期：个元素；第三周期：个元素；第四周期：个元素；第五周期：个元素。
2、请写出氧化还原反应中的氧化剂和还原剂。
氧化剂：，还原剂：。
3、请写出酸雨的主要成分。
酸雨的主要成分是和。
4、请写出金属铁和水蒸气反应的化学方程式。
5、请写出稀土元素的名称和英文缩写。
答案：1.第一周期：2个元素；第二周期：8个元素；第三周期：8个元素；第四周期：18个元素；第五周期：18个元素。
2.请写出氧化还原反应中的氧化剂和还原剂。
氧化剂：得到电子的物质，还原剂：失去电子的物质。
3.请写出酸雨的主要成分。
酸雨的主要成分是硫酸和硝酸。
4.请写出金属铁和水蒸气反应的化学方程式。
3Fe + 4(g) ==== Fe3O4 + 4H2。
5.请写出稀土元素的名称和英文缩写。
稀土元素的名称有镧、钕、钷、钐、铕、钆、铽、镝、钬、铒、铥、镱、镥，英文缩写分别是La、Nd、Pm、Sm、Eu、Gd、Tb、Dy、Ho、Er、Tm、Yb、Lu。
A.氧化还原反应B.中和反应C.分解反应D.取代反应A.水B.甲烷C.二氧化碳D.氯化钠请填写下列元素的化学符号：氢__，碳__，氧__，钠__。
请填写下列化学式的电子数：H2O__，CO2__，NaCl__。
答案：H2O的电子数为10，CO2的电子数为22，NaCl的电子数为28。
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名词解释1、酸碱反应：是正离子与负离子化合而形成溶剂分子的反应。
2、共轭酸碱对：一个质子的得失而互相转变的每一对酸碱。
3、酸碱半反应：各个共轭酸碱对的质子得失反应。
4、质子的自递作用：水分子之间存在着质子的传递作用。
5、酸的离解常数：酸的平衡常数用K a表示，又叫酸度常数。
6、碱的离解常数：碱的平衡常数用K b表示，又叫碱度常数。
7、区分性溶剂：具有分区效应的溶剂。
8、拉平效应：将各种不同强度的酸拉平到溶剂化质子水平的效应。
9、拉平性溶剂：具有拉平效应的溶剂。
10、活度（有效浓度）：把溶液中这种有效的自由运动的离子浓度称为活度或有效浓度。
11、软硬酸碱规则：硬酸与硬碱结合，软酸与软碱结合，常可形成稳定的配合物，简称硬亲硬，软亲软。
12、分布分数：组分的浓度在总浓度中所占的分数。
13、物料平衡方程（物料平衡）：是指在一个化学平衡体系中，某种组分的总浓度等于它的各种存在形式的平衡浓度之和。
14、电荷平衡方程（电荷平衡）：在电解质水溶液中，根据电中性原理，正离子的总电荷数等于负离子的总电荷数，即单位体积内正电荷的物质的量与负电荷的物质的量相等。
15、质子平衡方程（质子平衡）：酸碱平衡时，酸失去质子的物质的量与碱得到质子的物质的量相等。
16、质子参考水准：质子平衡方程是表示酸碱平衡中质子转移的数量关系，要描述这种数量关系，通常选择溶液中大量存在的并参与质子转移的酸碱组分作为参考水准。
17、两性物质：既能给出质子又能接受质子的物质。
18、缓冲溶液：溶液具有保持PH相对稳定的性能。
具有保持PH相对稳定的性能的溶液。
19、标准缓冲溶液：有一些作为测量溶液PH时参照标准用的缓冲溶液。
20、缓冲范围：缓冲作用的有效PH范围。
21、活度积：K sp是只随温度而变的热力学常数。
22、溶度积：K sp是微溶化合物MA的溶度积常数。
23、同离子效应：在微溶化合物的饱和溶液中，加入含有共同离子的易溶强电解质，而使微溶化合物溶解度减小的效应。
无机及分析化学期末复习
期末复习一、名词解释1.状态函数；2.盖斯定律；3.化学反应速率；4.可逆反应；5.有效数字；6.缓冲溶液；7.缓冲作用；8.基准物质；9.标准溶液；10.滴定终点；11.离子键；12.共价键；13.质子酸；14.质子碱；15.氧化剂；16.还原剂；17.返滴定法；18.间接滴定法；19.复合光；20.单色光。
二、单项选择1. 下列情况属于封闭体系的是A．用水壶烧开水B．氢气在盛有氯气的密闭绝热容器中燃烧C．NaOH与HCl在烧杯中反应D．反应N2O4(g)2NO2(g)在密闭容器中进行E．在一个敞口的广口瓶中盛水2. 下列不属于状态函数的是A. 温度B. 压强C. 焓D. 热3. 在N2+3H22NH3+Q反应中，加入催化剂的作用是（）A．使平衡向左移动B．使平衡向右移动C．加大正反应速度D．缩短达到平衡的时间E．加大逆反应速率4.关于催化剂的叙述不正确的是（）A．能改变反应的历程B．能降低反应的活化能C．反应前后本身质量不变D．能使不能反应的物质发生反应E．有正催化剂也有负催化剂5.可逆反应CO2 + H2 CO + H2O（气）的平衡常数为K c，则CO + H2O（气）CO2 + H2的平衡常数K c´可表示为A. K c´ = K cB. K c´ = 1/K cC. K c´ = 2K cD. K c´ = K c26. 经验表明，如果温度每升高10℃，反应速率就增大到原来的2倍；若使反应温度由原来的20℃升高到60℃，则反应速率增加到原来的（）A．4倍B．8倍C．16倍D．64倍E．32倍7. 决定核外电子运动状态的量子数为A．n, l B．n, m C．n, l, m D．n, l, m, m s E．l, m8.多电子原子的能量E由下列哪一组量子数决定的A．主量子数n B．n和l C．n，l，m D．l E．m9.对原子中的电子来说，下列成套量子数中不可能存在的是A．3，1，1，-1/2 B．2，1，-1，+1/2 C．3，3，0，+1/2D．4，3，-3，-1/2 E．3, 2, -2, -1/210. 占有同一轨道的电子数最多为（）A．1 B．2 C．8 D．18 E．1011. 下列哪一个代表3d电子量子数的合理状态：A．3、2、+1、+1/2 B．3、2、0、-1/2 C．A、B都不是D．A、B都是E．无法判断12.下列量子数组合表示电子的运动状态，不合理的是_______A．n=2 l=2 m=1 m s=+ B．n=2 l=1 m=0 m s= -C．n=3 l=2 m=1 m s= - D．n=3 l=0 m=0 m s=+13.铜的价电子构型为3d104s1，而不是3d94s2，这主要是由________决定的。
无机及分析化学期末考试复习题及参考答案-专升本
《无机及分析化学》复习题一、填空题1、在相同体积相同浓度的HAc(aq)和HCl(aq)中，所含的氢离子浓度 ；若用相同浓度的NaOH 溶液去完全中和这两种溶液时，所消耗的NaOH 溶液的体积 ，恰好中和时两溶液的pH 值 。
（填“相同”或“不同”）2、任何电对的电极电势的绝对值都不能直接测定，在理论上，某电对的标准电极电势E 是将其与 电极组成原电池测定该电池的电动势而得到的。
国际上规定上述电极的标准电极电势为 。
3、配合物[Co(NH 3)4Cl 2]Cl 的名称是 ，中心离子的配位数是 。
4、某元素最高氧化数为+6，基态原子最外层电子数为1，其原子半径为同族元素中最小的，该元素的价电子层结构式为 ，元素名称为 ，该元素属于 族。
5、用莫尔法测Cl -时的适宜pH 范围是 ，滴定是 ，指示剂是 。
6．滴定分析中有不同的滴定方式，除了 这种基本方式外，还有 、 、 等。
7、分析测试数据中，随机误差的特点是大小相同的正负误差出现的概率 ，大误差出现的概率 ，小误差出现的概率 。
8、四氯化碳与单质碘之间存在的作用力类型为 。
9、准确称取20.0mg 某水溶性多肽溶于20.0mL 水中，298.15K 时，测得该溶液渗透压为2.48×103Pa ，则该多肽的相对分子量为 ，其凝固点下降值为 。
（已知水的k f =1.86K ⋅kg ⋅mol -1）10、NH 3极易溶于水，其原因是 。
11、标准摩尔生成焓 m f H ∆为零的物质称 。
标准摩尔燃烧焓 m c H ∆为零的物质为 。
12、已知K(HAc) = 1.75 ×10-5，用 0.025 mol.L-1 HAc溶液和等体积0.050 mol.L-1 NaAc 溶液配制的缓冲溶液，其pH = ，在该溶液中加入很少量HCl溶液，其pH值将。
13、取一支小试管，向其中加入10滴1 mol⋅L-1KI溶液，加10滴CCl4，再向其中加入5滴1 mol⋅L-1FeCl3溶液，振荡，CCl4层变为色，该反应的离子方程式，该实验说明Fe3+的氧化能力比I2的氧化能力_____。
无机及分析化学学习复习
第一章溶液和胶体（一）填空题4、主要决定于溶解在溶液中粒子的数目，而不决定于这些粒子的性质的特性称为。
5、溶胶离子带电的原因是和。
6、68% HNO3（相对分子质量为63，密度 为1.40 g·mL-1）水溶液，硝酸的摩尔分数为，质量摩尔分数为。
8、FeCl3溶液滴入沸水制得Fe(OH)3溶胶，胶团结构为，其中胶核是，胶粒是，电位离子是。
电泳实验向极运动。
9、防止水在仪器中结冰，可加入甘油降低凝固点，若需将冰点降至－2℃，每100 g水中应加入甘油g。
（M=92 g·mol-1，水的K f =1.86℃·kg·mol-1）。
甘油10、胶体的性质有：，和。
11、聚沉带正电的胶粒，试分别将MgSO4，K3[Fe(CN)6]和AlCl3三种电解质按聚沉能力由小到大的顺序排列。
12、烟草的有害成分尼古丁的实验式是C5H7N，今将496mg尼古丁溶于10.0g水中，所得溶液在101kPa下的沸点为100.17℃（水的K b=0.52K∙ kg ∙mol-1），尼古丁的分子式是。
（二）选择题3、将0.001 mol·L-1 NaI和0.002 mol·L-1 AgNO3等体积混合制成溶胶，分别用下列电解质使其聚沉，聚沉能力最大的为（）A、Na3PO4B、NaClC、MgSO4D、Na2SO44、称取同样质量的两种难挥发的非电解质A和B，分别溶解在1L水中，测得A溶液的凝固点比B溶液的凝固点低，则（）A、B的相对分子质量小于A的相对分子质量B、A的相对分子质量和B的相对分子质量相同C、B的相对分子质量大于A的相对分子质量6、关于溶液依数性规律，下列叙述中不正确的是（）A、稀溶液有些性质与非电解质溶液的本性无关，只与溶质的粒子数目有关，称依数性。
B、非电解质的稀溶液都遵循依数性规律。
C、遵循依数性规律的主要原因是由于溶液的部分表面被难挥发的溶质粒子占据，单位时间内逸出液面的溶剂分子数减少，引起蒸发压降低。
【期末复习】电大无机及分析化学试期末考试题库及参考答案
电大无机及分析化学试期末考试题库及参考答案一、选择题1、下列电解质对Fe(OH)正溶胶聚沉能力最大的是( A ) 3A NaPOB MgSOC NaClD MgCl 34 4 22、将难挥发的非电解质溶于溶剂后，将会引起( D )A 沸点下降B 凝固点升高C 渗透压下降D 蒸气压下降 3、易挥发溶质溶于溶剂之后可能会引起( C )A 沸点上升B 凝固点降低C 蒸气压上升D 渗透压下降 4、在HAsO的稀溶液中通入过量的HS得到AsS溶胶，其胶团结构式为( C ) 33223— n-+A [(AsS)? nHS] ?nH 23m—+ n+B [(AsS)? nH] ?nHS 23m—+ x-+C [(AsS)? nHS?(n—x)H] ?xH 23m——+ x+ D [(AsS)? nH?(n—x)HS] ?x HS23m5、在外电场的作用下，溶胶粒子向某个电极移动的现象称为( A )A 电泳B 电渗C 布郎运动D 丁达尔效应 6、100g水溶解20g非电解质的溶液，经实验测得该溶液在-5.85?凝固，该溶质的分子量为( D )(已知水的K =1.86 K?Kg/mol) fA 33B 50C 67D 647、给定可逆反应,当温度由T升至T时,平衡常数K>K,则该反应的( A ) 1221AΔH>0 BΔH<0 CΔH=0 D无法判断θθ8、下列反应中, 哪个是表示ΔH=ΔH的反应?( C ) fAgBr(s)+-A Ag (aq) +Br(aq)=AgBr (s) B 2Ag(s) +Br=2AgBr (s) 2C Ag (s) +1/2Br( l ) =AgBr (s) 2D Ag (s)+1/2Br(S) =AgBr (s) 29、通常情况下, 平衡常数K, K, K, K的共性是 ( D ) abwhA与温度无关 B受催化剂影响 C与溶质的种类无关 D与浓度无关 10、根据ΔG(NO,g)=86.5KJ/mol, ΔG(NO,g)=51.3KJ/mol判断反应 f f 2(1) N(g)+O(g) = 2NO(g), 22(2) 2NO(g)+O(g) = 2NO(g)的自发性,结论正确的是( A ) 22A (2)自发(1)不自发B (1)和(2)都不自发C (1)自发(2)不自发D (1)和(2)都自发θ11、已知在标准状态下，反应N(g)+2O(g) ? 2NO(g), ΔH=67.8 KJ/mol，则NO(g)的标准生成焓为( B )KJ/mol。
《无机及分析化学》期末考试复习题
C. 0.30 V
D. 0.33 V
18. 下列氢键最强的是（ ）。
A. O―H•••O B. N—H•••N C. F—H•••F D. C—H•••N
19. 反应 2NO (g) + O2 (g) ＝ 2NO2 (g)，△rHӨm = -144 kJ•mol-1，△rSӨm =
-146 J• mol-1• K-1，则反应由自发变为不自发的转变温度为（
V
MnO2
0.95
V
Mn3+
1.51
V
Mn 2+
-1.18V
Mn
由此判断下列哪 2 种物质在水溶液中能发生歧化反应
A. MnO42-和 Mn
B.
-
MnO4
和
Mn2+
C. MnO42-和 Mn3+
D.
-
MnO4
和
Mn3+
39.某符合比耳定律的有色溶液，当浓度为 c 时，其透光度为 T，若浓度增
大 1 倍，则此溶液的透光度为
37. 已知[Ni(NH3)6]2+逐级稳定常数对数值为：2.63、2.10、1.59、1.04、0.60、
0.08，其 K 稳应为(
)
A. 8.04
B. 1.10×108
C. 4.3×102
D. 2.74×106
38.在酸性介质中, 锰元素的电势图为：
MnO− 4
0.546
V
MnO2− 4
2.27
A. 能量守恒原理
B. 泡利不相容原理
C. 能量最低原理
D. 洪特规则
31.量子数 n，l 和 m 不能决定
A. 原子轨道的能量
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• 等性杂化和不等性杂化（NH3和H2O） • NH3分子中氮原子的价电子结构为2s22p3，成键 时氮原子中的一个s轨道和三个p轨道混合，形成 四个能量相等的sp3杂化轨道。其中一个杂化轨道 已有一对孤对电子，故不参与成键，只有三个sp3 杂化轨道与三个氢原子的s轨道重叠成键，由于孤 对电子对另外三个成键的轨道有排斥压缩作用， 致使键角均为107·18′。NH3分子的空间构型是三 角锥形。
无机及分析化学
---------总复习
分散体系 化学热力学基础 化学反应速率与化学平衡 物质结构 酸碱平衡及酸碱滴定 沉淀-溶解平衡 配位平衡 氧化还原平衡 其他
第一章 分散体系
• 溶胶的制备 • 例：
向H3AsO3溶液中通入过量的H2S制备As2S3溶胶： 2H3AsO3 + 3H2S = As2S3 + 6H2O
• 反应3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)是放热反应，使 用催化剂不能提高NH3的产率。 • 已经达到化学平衡的体系，改变组分的浓 度，当反应商Q ＞ KΘ时平衡向逆方向移动 。
第四章 物质结构
• • • • • • • 四个量子数 n和l决定多电子原子轨道能级的量子数。（p110,4-2） 四个量子数的取值规律。（p110,4-1） (A)2、2、1、-1/2 (B) 2、0、1、+1/2 (C)1、0、0、+1/2 (D) 1、0、-2、+1/2 核外电子排布规律 例：某元素与Kr同周期，该元素失去3(2)个电子后，其 l=2的轨道内呈半充满状态。 • 具有Ar电子层结构的-1价离子的元素。
例7：欲使0.01molAgCl溶于1.0LKCN溶液中，CN－ 的平衡浓度为多少？通过计算说明AgCl能否溶于 KCN溶液？ 21；Ksp(AgCl)＝1.77×10-10 已知：K = 1.3 × 10 f
解： 平衡浓度 （mol/L）
j
AgCl ＋ 2CN- ＝ [Ag(CN)2]- + x 0.01
• CS2、CO2等非极性分子间只存在色散力。 • 由于存在分子间的氢键，使得乙醇（氨）在水中 有很大的溶解度。 • 电子在原子核外运动的能量越高，它与原子核的 距离就越远，并非任何时候1s电子都比2s电子更 靠近原子核。
第六章 酸碱平衡和酸碱滴定法
• 0.50 mol· L-1HAc溶液与0.30 mol· L-1NaOH溶液等体 积混合，计算所得溶液的pH值。（缓冲溶液） • 试液pH=6.30，其中所含某三元酸（H3A）各种型 体中，浓度最大的为H2A-，其次是HA2- 。 （Ka1Θ=7.5×10-3，Ka2Θ=6.2×10-8，Ka3Θ =4.4×1013，） • 对于二元酸，如果Ka1Θ＞＞Ka2Θ，其酸根离子浓度 近似等于Ka2Θ（p149）
0.012 x= 2.3 1011
=2.09×10-8（mol/L）
故AgCl能溶于KCN溶液。
Cl0.01
c[Ag(CN)-2 ] c(Cl- ) 21 10 11 K＝ K [ Ag(CN) ] K ( AgCl ) ＝ 1 . 3 10 1 . 77 10 2 . 3 10 f 2 sp c2 (CN )
0.01 0.01 11 ＝ 2.3 × 10 x2
• 化学平衡的影响因素
• 反应H2(g)+I2(g)═2HI (g) △rHmΘ=-28.33 kJ· mol-1低 温下，正向反应自发进行。 • 可逆反应CO(g) +H2O= H2(g) + CO2(g)，ΔrHmΘ = 37.9kJ· mol-1。温度升高，平衡向逆方向移动，KΘ 值减小。
• 某可逆反应A(g)+2B(g)=C(g)+D(g)，ΔrHmΘ＞0，A 和B可能有最高转化率的条件是：高温高压
积为V1，甲基橙作指示剂，变色时终点消耗HCl
的体积为V2，若V1 <V2，试样组成为Na2CO3和
NaHCO3的混合物。
• Na2CO3%=
c HCl V1 MrNa2CO3 ms 1000
×100%
• NaHCO3%=
c HCl (V2 V1 )MrNaHCO 3 ms 1000
解： ∵（4）=（2）× 2 + （3）× 2 -（1） ∴ △rHm(4) = △rHm(2)×2 + △rHm(3) × 2 - △rHm(1)
△rHm(4) =(-393.5)×2 + (-285.5)×2 -(-870.3)
= -488.3 kJ.mol-1
• 熵 • 在孤立体系中， ΔrSmΘ > 0的变化总是自发进行的。
第二章
化学热力学基础
• 则某体系经过循环过程回到起始状态，Q不一定 为零。
• 273K，100kPa时冰融化为水，其H = Qp
第二章 化学热力学基础
• 焓与Hess定律
已知：(1) CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g) + 2H2O(l)
△rHm(1)= - 870.3kJ.mol-1
H2S发生电离：
H2S =
H+ + HS-
As2S3 选择吸附HS- 而带负电荷， HS- 为电位离 子，H+为反离子。
例：50.00mL0.60 mol· L-1K2CrO4和50.00mL0.20 mol· L1AgNO 混合制备Ag CrO 溶胶，加入浓度相同的① 3 2 4
K3[Fe(CN)6] ② Al(NO3)3; ③ MgSO4；请问几种电解质凝结 快慢的正确顺序。
• 往100mL0.20 mol· L-1HAc溶液中加入少量NaAc晶 体，使之溶解，可使溶液的pH值增大。 • 某二元酸的pKa1= 1.6，pKa2= 5.8。若控制溶液 的pH值为1.6，可使溶液中的[HA-] = [H2A]。 • 用0.1000mol/L NaOH滴定同浓度的HClPH突越范 围是4.3 - 9.7 。若HCl和NaOH的浓度均增大（减 小）10倍，则pH突越范围是3.3-10.7（5.3-8.7）。
x
稀溶液的依数性 1、凝固点下降 • 当食盐和冰放在一起，食盐就会溶解于冰表面 的水中，使水的凝固点降低，导致冰的融化。在 融化的过程中因为大量吸热而使环境温度降低。 2、渗透压 • 植物的细胞膜是半透膜，如果施肥过量，使 土壤溶液浓度过高，渗透压高于植物根系细胞液 ，植物体内水分会渗入土壤，使植物枯萎，俗称 “烧苗”。
• （2）设需要加入固体NH4Cl m(g)，则
m Mr c( NH 4 ) V a V 103 lg 0.75 m V Mr
• 可求出m
• 例3:向一含有0.10 mol· L-1 NH3 -NH4Cl的缓冲溶液 中加入0.015 mol· L-1 CuCl2溶液（忽略体积变化） ，混合溶液中有无Cu(OH)2沉淀生成？已知： • KspΘ(Cu(OH)2 ) = 5.6×10-20，Kf Θ([Cu(NH3)4] 2+) = 1.38 × 1014，KbΘ (NH3) = 1.77 × 10-5。
• NaOH溶于水是放热反应，过程的ΔH ＜ 0，ΔS ＞ 0，ΔG ＜ 0
• 反应Sn(白锡) = Sn(灰锡)的反应过程为：放热，熵 减少。 所以当压力100KPa，温度低于291K时， 灰锡比白锡稳定；温度高于291K时，白锡比灰锡 稳定。
第三章 化学反应速率和化学平衡 当逆反应速率等于正反应速率时，化学反应达到平 衡。 • 一支300K真空容器中N2O4(g) = 2NO2(g)，达到平 衡时总压为100KPa，N2O4有50%分解为NO2，计 算反应的KΘ值。 • 对于一个化学反应来说，△rGmΘ的大小与其反应 速率无关。 • 催化剂可以加快反应速率的主要原因是改变反应 历程，降低活化能。 • 升高温度可以加快反应速度的原因是增加活化分 子数目。
(2) C(石墨) + O2(g) = CO2(g)
△rHm(2)
= - 393..5kJ.mol-1
(3) H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(l)
△rHm(3)= - 285.5kJ.mol-1 计算 (4) 2C (石墨) + 2H2(g) + O2(g) = CH3COOH(l) △rHm(4) = ?
• 例4：一溶液中含有Fe3+和Fe2+，它们的浓度都是a mol· L-1。如果要求Fe(OH)3沉淀完全而Fe2+不生成 Fe(OH)2沉淀，问溶液的pH应控制为何值？ • 解:(1) Fe(OH)3完全沉淀时的pH： 根据KΘsp (Fe(OH)3) = c3(OH-) ×c(Fe3+) 求出c(OH-)，pHL=-log c(OH-) • (2)不生成Fe(OH)2沉淀时的pH： 根据 KΘsp (Fe(OH)2) = c2(OH-) ×c(Fe2+) 求出c(OH-)，pHH=-log c(OH-) 所以，溶液的pH值应控制 在pHL～ pHH之内。
• 例1：某试样可能含有Na2CO3、NaHCO3和NaOH 中的一种或者某两种的混合物，同时存在中性杂 质。称取该试样ms(g)，用酚酞作指示剂，滴定时 用去c(mol· L-1)HCl溶液V1(mL)，加入甲基橙后继 续滴定，又消耗HCl溶液V2(mL)。问试样中有哪 些组分?各组分的含量是多少？
×100%
• 例2：欲配制pH为10.00的缓冲溶液，应往V(mL)a(mol· L-1 • )NH3· H2O溶液中加入多少毫升b(mol· L-1)HCl溶液？或加入 固体NH4Cl多少克？（假设体积不变） • 解：（1）设需加入b(mol· L-1)HCl x(mL)，则 c( NH 3 ) pH pKa lg c( NH 4 ) c( NH 3 ) 10.00 14.00 pKb lg c( NH 4 ) c( NH 3 ) a V bx lg lg 0.75 c( NH 4 ) bx • 可求出x