无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(酸碱平衡)

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《无机化学》(上)习题答案

第1章原子结构与元素周期律1-1在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有多少种含有不同核素的水分子？由于3H 太少，可忽略不计，问：不计3H 时天然水中共有多少种同位素异构水分子？解：共有18种不同核素的水分子共有9种不同核素的水分子1-2．答：出现两个峰1-3用质谱仪测得溴的两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为 79Br 78.9183 占 50.54%，81Br 80.9163 占 49.46%，求溴的相对原子质量。

解：1-4铊的天然同位素203Tl 和205Tl 的核素质量分别为202.97u 和204.97u ，已知铊的相对原子质量为204.39，求铊的同位素丰度。

解：设203Tl 的丰度为X ，205Tl 的丰度为1-X204.39 = 202.97X + 204.97(1-X) X= 29.00%1-5等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m （AgCl ）：m （AgI ）= 1：1.63810，又测得银和氯的相对原子质量分别为107.868和35.453，求碘的原子量。

解： X= 126.911-8为什么有的元素原子量的有效数字的位数多达9位，而有的元素的原子量的有效数字的位数却少至3～4位？答：单核素元素只有一种同位素，因而它们的原子量十分准确。

而多核素元素原子量的准确性与它们同位素丰度的测量准确性有关（样品的来源、性质以及取样方式方法等）。

若同位素丰度涨落很大的元素，原子量就不可能取得很准确的数据。

1-13．解：（1）r=c /λ=(3×108)/(633×10-9) = 4.74×1014 Hz 氦-氖激发是红光（2）r=c/λ=(3.0×108)/(435.8×10-9) = 6.88×1014 Hz 汞灯发蓝光18)33(313131323=+⨯=⋅+⋅c c c c 9)21(313121322=+⨯=⋅+⋅c c c c 91.79%46.499163.80%54.509183.78)Br (=⨯+⨯=Ar X 107.86835.453107.86863810.11)AgI ()AgCl (++==m m（3）r=c/λ=(3.0×108)/(670.8×10-9) = 4.47×1014 Hz 锂是紫红1-14 Br 2分子分解为Br 原子需要的最低解离能为190kJ.mol -1，求引起溴分子解离需要吸收的最低能量子的波长与频率。

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(1-4章)【圣才出

RT1
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（2）已知 p1＝1.02atm×101.325kPa/（1atm）＝103.4kPa，V1＝3.5×103L，V2＝5.10×103L，
T1＝T2＝273.15K。
由于 n，T 恒定，p1V1＝p2V2，因此
表 1-1-2 稀溶液的依数性
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1.2 课后习题详解
1．有多个用氦气填充的气象探测气球，在使用过程中，气球中氦的物质的量保持不变，它们的初始状态和最终状态的实验数据如下表所示。试通过计算确定表中空位所对应的物理量，以及由（2）的始态求得 M（He）和（3）的始态条件下ρ（He）。
某组分气体 B 的分压 pB 是 B 组分在相同温度下，与混合气体体积相同时所具有的压力，
分压 pB 与混合气体总压 p 间的关系为
pB
nB n
p
xB p
式中，xB 为组分 B 的物质的量分数，即摩尔分数。
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四、分体积定律
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分体积定律：混合气体体积等于各组分气体的分体积之和。
V V1 V2 VB
B
某组分气体 B 的分体积 VB 是 B 组分单独存在且与混合气体有相同压力和温度时所占体
积，分体积 VB 与混合气体总体积 V 间的关系为
pB p
nB n
VB V
xB
B
式中，xB 为组分 B 的摩尔分数；φB 为组分 B 的体积分数。
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大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(原子结构)【圣才出品】

第8章原子结构8.1 复习笔记一、氢原子光谱与Bohr 理论 1．氢原子光谱（1）线状光谱：元素的原子辐射所产生的具有一定频率的、离散的特征谱线。

（2）氢原子光谱特征：①线状光谱；②频率具有规律性。

（3）氢原子光谱的频率公式1512212113.28910()s v n n -=⨯- 【注意】n 2＞n 1，且均为正整数，n 1＝2时，n 2＝3，4，5，6。

2．Bohr 理论Bohr 理论（三点假设）：（1）定态假设：核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上稳定运行，且不辐射能量；（2）跃迁规则：①基态→激发态：电子处在离核最近、能量最低的轨道上（基态）；原子获得能量后，基态电子被激发到高能量轨道上（激发态）；②激发态→基态：不稳定的激发态电子回到基态释放光能，光的频率取决于轨道间的能量差。

光能与轨道能级能量的关系式为 h ν＝E 2－E 1＝ΔE氢原子能级图如图8-1-1所示。

图8-1-1 氢原子光谱中的频率与氢原子能级能级间能量差为H 221211()E R n n ∆=-式中，R H 为Rydberg常数，其值为2.179×10－18J 。

n 1＝1，n 2＝∞时，ΔE ＝2.179×10－18J ，为氢原子的电离能。

二、微观粒子运动的基本特征 1．微观粒子的波粒二象性定义：具有粒子性和波动性的微观粒子。

微观粒子的波长为h hmv pλ==式中，m 为实物粒子的质量；v 为粒子的运动速度；p 为动量。

2．不确定原理Heisenberg 不确定原理：处于运动状态的微观粒子的动量和位置不能同时确定。

表示为4hx p π∆⋅∆≥式中，Δx 为微观粒子位置的测量偏差；Δp 为微观粒子的动量偏差。

【注意】波动性是大量粒子运动或一个粒子多次重复运动所表现出来的性质。

三、氢原子结构的量子力学描述 1．薛定谔方程与量子数（1）薛定谔方程()2222222280mE V x y z hψψψπψ∂∂∂+++-=∂∂∂ 式中，ψ为量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式，即原子轨道；E 为轨道能量（动能与势能总和）；V 为势能；m 为微粒质量；h 为普朗克常数；x ，y ，z 为微粒的空间坐标。

《无机化学》习题解析和答案

《无机化学》习题解析和答案1、教材《无机化学》师大学、华中师大学、师大学无机化学教研室编，高等教育，2002年8月第4版。

2、参考书《无机化学》师大学、华中师大学、师大学无机化学教研室编，高等教育，1992年5月第3版。

《无机化学》邵学俊等编，大学，2003年4月第2版。

《无机化学》大学、大学等校编，高等教育，1994年4月第3版。

《无机化学例题与习题》徐家宁等编，高等教育，2000年7月第1版。

《无机化学习题精解》竺际舜主编，科学，2001年9月第1版《无机化学》电子教案绪论（2学时）第一章原子结构和元素周期系（8学时）第二章分子结构（8学时）第三章晶体结构（4学时）第四章配合物（4学时）第五章化学热力学基础（8学时）第六章化学平衡常数（4学时）第七章化学动力学基础（6学时）第八章水溶液（4学时）第九章酸碱平衡（6学时）第十章沉淀溶解平衡（4学时）第十一章电化学基础（8学时）第十二章配位平衡（4学时）第十三章氢和稀有气体（2学时）第十四章卤素（6学时）第十五章氧族元素（5学时）第十六章氮、磷、砷（5学时）第十七章碳、硅、硼（6学时）第十八章非金属元素小结（4学时）第十九章金属通论（2学时）第二十章s区元素（4学时）第二十一章 p区金属（4学时）第二十二章 ds区元素（6学时）第二十三章 d区元素（一）第四周期d区元素（6学时）第二十四章d区元素（二）第五、六周期d区金属（4学时）第二十五章核化学（2学时）1 ．化学的研究对象什么是化学？●化学是研究物质的组成、结构、性质与变化的一门自然科学。

（太宽泛）●化学研究的是化学物质 (chemicals) 。

●化学研究分子的组成、结构、性质与变化。

●化学是研究分子层次以及以超分子为代表的分子以上层次的化学物质的组成、结构、性质和变化的科学。

●化学是一门研究分子和超分子层次的化学物种的组成、结构、性质和变化的自然科学。

●化学研究包括对化学物质的①分类；②合成；③反应；④分离；⑤表征；⑥设计；⑦性质；⑧结构；⑨应用以及⑩它们的相互关系。

武汉大学、吉林大学《无机化学》(第3版)笔记和课后习题(含考研真题)详解-化学平衡(圣才出品)

的乘积与反应物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
达到平衡时，其经验平衡常数 Kp 可表示为：
Kp
=
( (
) pG g ) pA a
( (
) pH h ) pB b
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之，平衡向逆反应方向移动。
②对于放热反应， rHmθ＜0 ，温度升高，平衡常数减小，平衡向逆反应方向移动；反
之，平衡向正反应方向移动。
Байду номын сангаас
总之，当温度升高时，平衡向吸热方向移动；温度降低时，平衡向放热方向移动。
总结起来，外界条件变化对化学平衡的影响均符合合里·查得里原理，即：如果对平衡体
系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。
2．标准平衡常数
对于气相反应
aA(g) + bB(g)⎯⎯⎯⎯→gG(g) + hH(g)
其标准平衡常数 Kθ 可表示为：
Kθ
=
pG pθ
pA pθ
g a
pH pθ
pB pθ
h b
对于所有反应，其标准平衡常数 Kθ 均为无量纲的值。
液相反应的 Kc 与其 Kθ 在数值上相等，而气相反应的 Kp 一般不与其 Kθ 的数值相等。
4．选择合理生产条件的一般原则（1）对于任何一个反应，增大反应物的浓度均可提高反应速率，实际生产中，常使一种价廉易得的原料适当过量，提高另一原料的转化率；也常采取不断取走产物的方法，使反
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无机化学__第九章_酸碱平衡

酸碱质子理论
强酸给出质子的能力很强，其共轭碱则较弱，几乎不能结合质子，因此反应几乎完全进行(相当于电离理论的全部电离)。
HCl + H2O H3O++Cl-
酸1 碱2
酸2 碱1
弱酸给出质子的能力很弱，其共轭碱则较强，因此反应程度很小，为可逆反应(相当于电离理论的部分电离)。
HAc + H2O H3O++Ac-
2020/8/10
酸碱盐溶液中的电离平衡
再如，H2SO4在水中的“完全电离”仅指其一级电离生成H+和HSO4-而已，而HSO4-的电离则并不完全，属于中强酸的范畴。
还须指出，上述的“完全电离”只对稀溶液才是合理的近似，对于浓溶液，情况就完全不同了。
二、弱电解质弱电解质跟强电解质一样是经典电离理论的概念，它是指弱酸和弱碱在水中的电离。
酸1 碱2
酸2 碱1
2020/8/10
酸碱质子理论
氨和水的反应，H2O给出质子，由于H2O是弱酸所以反应程度也很小，是可逆反应(相当于NH3在水中的电离过程)。
H2O + NH3 NH4+ +OH-
酸1 碱2
酸2 碱1
可见在酸的电离过程中，H2O接受质子，是一个碱，而在NH3的电离过程中，H2O放出质子，又是一个酸，所以水是两性物质。
第9章酸碱平衡
• 9-1 酸碱质子理论 • 9-2 水的离子积和PH • 9-3 酸碱盐溶液中的电离平衡 • 9-4 水溶液化学平衡的计算 • 9-5 缓冲溶液 • 9-6酸碱指示剂 • 习题
2020/8/10
9-1 酸碱质子理论
一、酸碱的定义
酸：凡能给出质子的物质都是酸。

无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(电化学基础)

2．半电池、原电池符号、电极的分类
（1）仸何氧化还原半反应都可以设计成半电池，两个半电池连通，可以形成原电池。
（2）用如下的符号来表示原电池，称为电池符号，如：
符号的约定如下： ①用“ ”隔开电极和电解质溶液； ②用“ ”隔开两个半电池（通常为盐桥）； ③负极在左，正极在右。必要时，还可标出电解质的浓度等条件。（3）电极的分类 ①有的半反应并无可导电的电极，半反应中所有物质都在电解质溶液中，这些半反应设
势的相对数值。
②标准电极电势的应用
a．判断氧化剂和还原剂Байду номын сангаас强弱；
b．判断氧化还原反应的方向；
c．计算原电池的电动势、原电池反应的自由能、平衡常数等热力学数据；
d．计算其他半反应的标准电极电势。
③使用标准电极电势数据时，需明确：
a．电极电势的数值不半反应的方向无关；
b．半反应的计量系数丌会改变电极电势的数值；
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势将发生改变，只有当电极电势改变的幅度丌大时，用标准电极电势对氧化剂还原剂强度以及反应方向的判断才有效。
4．能斯特方程非标态下的电极电势可用能斯特方程求出：
三、实用电池 1．酸性锌锰电池（Leclanche 电池）电池外壳是作为负极的锌筒，电池中心是作为正极导电材料石墨棒，正极区为围绕石墨棒的粉状二氧化锰和炭粉，负极区为糊状的 ZnCl2 和 NH4C1 混合物。 2．碱性锌锰电池（1）电池结构电池中心是负极，锌呈粉状，正极区在外层，是 MnO2 和 KOH 混合物，外壳是钢筒。碱性锌锰电池的电解质是 KOH。（2）电池反应及电极反应电极反应：负极：正极：电池反应：

无机化学酸碱平衡

004×10-7 Kw= 1.
一般写为 [ Cu(NH3)4]2+ =[Cu(NH3)3]2++ NH3 K1,不稳
T一定时，Ka不变，c↓,a↑,但[H+]是下降的。
KH4,稳In == H+ + In –
稀释过度时，弱电解质及水的电离不可忽略，此时溶液的pH也会改变，一般认为当c<0.
Ka/[H+] 只适用于一元弱酸弱碱，且无同离子存在 = [In-]/[HIn]
=
[H+]时，呈混合
色〔橙〕。可见指示剂的变色区间与其Ka, Kb是直接相
关的。常见的见P136
又如酚酞 OH OH
O O-
O-
O-
§5.2弱酸弱碱的离解平衡 5.2.1一元弱酸弱碱的电离平衡 1.电离常数和电离度
弱电解质水溶液中存在其分子与其电离出的离子间的平衡，对弱酸弱碱而言，此平衡常数即其电离〔解离〕常数，例如
5.2.2多元弱酸〔碱〕的电离平衡多元酸的分步电离：以H2S为例
H2S == H+ + HS- Ka1=1.0×10-7 HS- == H+ + S 2- Ka2=1.3×10-13 对多元弱酸碱，由于其K1>>K2>>K3…故溶液中氢离子主要来自第一级电离。可忽略后面电离的氢离子
. c/K>=500时,进一步近似为[H+] = (cKa )1/2.
而有时,c/K>500,但cK~Kw,此时[H+] = (cKa + Kw)1/2
.例:计算1)0.001M盐酸稀释100000倍后PH(1.05E-7,6.98)
2)1.0E-5M的HCN溶液pH(Ka=5.8E-10)(1.26E-7,6.90)

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(p区元素(二))【圣才】

第14章p区元素（二）14.1 复习笔记一、氮族元素概述1．氮族元素氮族元素：元素周期表中第ⅤA族元素（N、P、As、Sb、Bi）。

2．氮族元素的性质（1）价电子构型：ns2np3；（2）常见氧化值：＋3，＋5；（3）电负性：不大；（4）稳定型：氮族元素氢化物的稳定性和碱性从NH3到BiH3依次减弱；（5）酸性：氮族元素氢化物酸性依次增强，氧化物酸性依次减弱。

二、氮族元素单质单质存在方式：（1）氮：以单质N2形式；（2）磷：以磷酸盐形式；（3）砷、锑和铋：以硫化物矿的形式。

【拓展】磷的同素异形体有白磷、红磷和黑磷三种。

白磷化学性质活泼，易氧化，能自燃，有剧毒。

三、氮族元素化合物1．氮的化合物（1）氨与铵盐①氨的性质三角锥构型，极性分子；分子间可形成氢键；有特殊刺激性气味；极易溶于水；易液化，可用作制冷剂。

②反应类型氨的主要反应类型主要包括：a．作为Lewis碱发生加合反应；b．氨分子中的氢被取代；c．作为还原剂被氧化。

③铵盐的性质无色晶体；易溶于水，在水中发生水解反应；固体铵盐受热易分解。

④固体铵盐受热分解的规律固体铵盐的分解产物与铵盐的酸的物理化学性质有关，主要可分为以下几点：a．无氧化性、易挥发性的酸的铵盐（如（NH4）2CO3等）分解为氨和相应的酸；b．无氧化性、不挥发性的酸的铵盐（如（NH4）3PO4等）分解为氨和相应的酸或酸式盐；c．氧化性的酸的铵盐（如（NH4）2Cr2O7等）分解为氮气等产物。

（2）氮的氧化物、含氧酸及其盐①亚硝酸：弱酸，不稳定，易分解。

②亚硝酸盐：易溶于水，碱金属、碱土金属的亚硝酸盐热稳定性较高；酸性溶液中亚硝酸盐具有氧化性。

③硝酸：强酸；不稳定，受热易分解；具有强氧化性，与非金属反应时，其还原产物为NO；浓硝酸与金属反应时被还原为NO2；稀硝酸与金属反应时一般被还原为NO；活泼金属可将稀硝酸还原为N2O或NH4＋。

④硝酸盐物化性质：离子型化合物；易溶于水，水溶液基本没有氧化性；固体硝酸盐高温时为强氧化剂。

无机化学课后习题答案

无机化学课后习题答案第九章酸碱平衡9-1 以下哪些物种是酸碱质子理论的酸,哪些是碱,哪些具有酸碱两性?请分别写出它们的共轭碱或酸。

SO -24, S-2, H 2PO -4, NH 3, HSO -4, [Al(H 2O)5OH]+2, CO -23, NH +4, H 2S, H 2O,OH -,H 3O +, HS -, HPO -24。

解：质子酸—共轭碱H 2PO -4 — HPO -24 HSO -4 — SO -24 [Al(H 2O)5OH]+2—[Al(H 2O)4(OH)2]+NH +4 —NH 3 H 2S — HS -H 2O — OH -H 3O +— H 2O HS -— S-2 HPO -24— PO -34 质子碱—共轭酸SO -24 — HSO -4 S-2 — HS -NH 3 — NH +4 HSO -4— H 2SO 4[Al(H 2O)5OH]+2—[Al(H 2O)6]+3 CO -23 — HCO -3 H 2O — H 3O +OH -— H 2O HS -— H 2S HPO -24 — H 2PO -4酸碱两性：H 2PO -4， HSO -4， [Al(H 2O)5OH]+2， H 2O ， HS -， HPO -24。

9-2 为什么pH=7并不总表明水溶液是中性的。

解：因为水的解离是一个明显的吸热过程，因此水的离子积是温度的函数，只有在常温下K w =1.0×1014-,即[H +]=[OH -]=1.0×107-,所以pH ＝7，其他温度下则不然。

9-3 本章表示电解质及其电离产物的浓度有两种，一种如c(HAc)、c(NH +4),另一种如[HAc],[NH +4]等，它们的意义有何不同？什么情况下电离平衡常数的表达式中可以用诸如c(HAc)、c(NH +4)等代替诸如[HAc],[NH +4]等？有的书上没有诸如c(HAc)、c(NH +4)这样的浓度符号，遇到浓度时一律用诸如[HAc],[ NH +4]等来表示，这样做有可能出现什么混乱？解：c(HAc)、c(NH +4)用来表示初始状态的浓度，而[HAc],[ NH +4]用来表示平衡状态下的浓度。

无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(化学动力学基础)

第7章化学动力学基础7.1 复习笔记一、化学反应速率 1．概述（1）化学反应，有的进行得很快，例如爆炸反应等；有的则进行得很慢，例如岩石的风化等；（2）化学热力学只讨论反应的可能性、趋势与程度，却不讨论反应的速率；（3）化学反应的趋势大小和反应的速率不是一回事，反应的实际进程不一定与反应的热力学顺序一致，平衡常数大只是表明反应的趋势大，并不表明反应一定快；（4）控制化学反应速率是许多实践活动的需要。

2．平均速率与瞬时速率（1）平均速率①化学反应的平均速率是反应进程中某时间间隔（Δt ）内参与反应的物质的量的变化量，可以用单位时间内反应物减少的量或者生成物增加的量来表示，可用一般式表示为：式中的是时间间隔内的参与反应的物质B 的物质的量的变化量②对于在体积一定的密闭容器内进行的化学反应，化学反应的平均速率可以用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加来表示，可用一般式表示为：/B r c t ≡∆∆式中是参与反应的物质B在的时间内发生的浓度变化。

③对于化学反应中的物质，可以选用统一的表达式，从而不管使用哪一个物质的浓度表达，化学平均速率相同：式中的是物质B在配平的化学方程式中的化学计量数，反应物取负值，生成物取正值。

（2）瞬时速率若将测定时间的间隔缩小到无限小，这时，我们就用符号的d来代替符号△，表达如下：或：这种速率称为瞬时速率。

3．反应进度（1）定义反应进度是表达反应进行的程度的物理量。

对于化学反应的通式：上式中大写字母A、B、C、D表示参与反应的物质为相应物质的化学计量数（反应物取负号，生成物取正号），表达式为：上式中为反应起始时物质B的物质的量，B＝A，B，C，D。

（2）用反应进度来表达化学反应速率①平均速率：②瞬时速率：二、浓度对化学反应速率的影响１．反应速率方程（质量作用定律）以蔗糖在氢离子催化下水解成葡萄糖和果糖的反应为例，蔗糖的物质的量随时间t 的变化率具有如下速率方程：反应系统体积一定，上式也可表为：２．反应级数（1）定义速率方程中各物质浓度的指数称为相应物质的反应级数，它们之和称为总反应级数，在不发生混淆的情况下，也可简称反应级数。

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第6版)笔记和课后习题(含考研真题)详解(13-18章)【圣

2．p 区元素特征（1）各族元素性质自上而下呈规律性变化同族自上而下：原子半径↑，金属性↑，非金属性↓。（2）多种氧化值 ns2np1～6 的价电子构型使大部分 p 区元素具有多种氧化值。（3）电负性大电负性：p 区元素＞s 区元素。（4）第二周期元素具有反常性第二周期元素单键键能（N、O、F）＜第三周期元素单键键能（P、S、Cl）。（5）第四周期元素表现出异样性 d 区元素的插入，使第四周期元素的原子半径显著减小，性质展现出特殊性。
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第 13 章 p 区元素（一）
13.1 复习笔记
一、p 区元素概述 1．p 区元素 p 区元素：除 H 以外的所有非金属元素和部分金属元素。惰性电子对效应：同族元素，自上而下，氧化值低的化合物的稳定性高于氧化值高的化合物的现象。
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③加合反应：B2H6＋2NH3→[BH2·（NH3）2]＋＋[BH4]－【注意】①乙硼烷自燃和水解放热较大，可用于制作火箭燃料。②乙硼烷是剧毒物质，空气中其最高允许含量为 0.1µg/g。（2）硼的含氧化合物 ①三氧化二硼 B2O3 a．物理性质颜色：白色固体；密度：2.55g·cm－3；熔点：450C。 b．化学性质被碱金属还原：B2O3＋3Mg→2B＋3MgO 与水反应：
B 2 O 3 HH 22OO 2 H B O 2 HH 22OO 2 H 3 B O 3
②硼酸 H3BO3 化学性质：硼酸为一元弱酸（固体酸）；与多羟基化合物发生加合反应；受热易分解。 ③硼砂硼砂：硼酸盐的一种，水解呈碱性；溶液中，n（H3BO3）＝n（B（OH）4－），具有缓冲作用。（3）硼的卤化物 ①三卤化硼 BX3 BX3 在湿空气中发生水解反应 BX3＋3H2O→B（OH）3＋3HX ②氟硼酸 H[BF4] H[BF4]的酸性比 HF 强，可利用 BF3 的水解制备，反应方程为

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(课后习题详解酸碱平衡)

解：（1） pH 3 ，则 c（（1H0 3molgL1 ，电离方程为
则酸的解离常数为
（2）酸的解离度为
（3）当该溶液被稀释一倍后，未解离前函数，故 HA 浓度变化，而不变。故稀释后的解离常数为
，因仅是温度的
10.写出下列各种盐水解反应的离子方程式，并判断这些盐溶液的 pH 大于 7，等于 7，还是小于 7。
。
（3）酸式盐溶液中的 c（H+）可利用下列公式计算：
采用此方法计算必须满足：酸式盐浓度不太小，且 c0 / c ? Kn1 ，
(c0
/
c
)
K
n
?
K
w
。
。0.10mol·L-1 的
可认为不太稀，
。
=4.5
1013
，
K
a(
n1)
K
a2
(
H
3
PO4
)
6.2 108 ， c0
?
K
a(n
1)
，则
。
100℃下
K
w
的大小相差较大，所以需查出两个温度下的
K
w
（2）溶液中 c（（ H =0.2molgL1 ， pH lg c（（ H =0.7
（3）根据题意可得，溶液中
，所以
故
。
（4）稀释后，溶液中 H+的浓度为
故
。
（5）两种强酸混合后，溶液中 H+浓度为：
故
。
（6）强酸强碱混合后首先会发生中和反应，溶液的 pH 的大小取决于混合后剩余的
解：水解反应的离子方程式如下：（1）
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pH>7
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北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室《无机化学》(第4版)(上册)笔记和课后习题(

第6章化学平衡常数6.1 复习笔记一、化学平衡状态1．化学平衡（1）化学平衡的定义化学平衡是指系统内发生的化学反应既没有向正向进行的自发性（或“推动力”）又没有向逆向进行的自发性（或“推动力”）时的一种状态。

（2）化学平衡的特性①化学平衡是一种动态平衡；②化学平衡中相互转化着的是物质——反应物与产物，达到平衡时，它们的量不再改变；③化学平衡状态只有在封闭系统里才能够达成，反应物与产物双方不断地相互转换着，当各自的量及总量都不变时，才达成平衡态。

2．勒沙特列原理（1）定义勒沙特列原理是指一旦改变维持化学平衡的条件，平衡就会向着减弱这种改变的方向移动。

（2）应用时需要注意的几点①并不是改变任何条件，化学平衡都会移动，而只有改变维持平衡的条件，平衡才会移动；②勒沙特列原理说平衡向着减弱引起平衡破坏的因素的方向移动，却没有说移动的结果可以完全抵消这种引起平衡破坏的因素，而使平衡恢复到原来的状态。

（3）勒沙特列原理的缺点勒沙特列原理并不能实际判定某一系统是否达到平衡，而只是预言了平衡态的破坏将导致系统自发地向新的平衡移动的方向。

而且它是不能进行定量计算的方程。

二、平衡常数1．标准平衡常数（1）标准平衡常数KΘ在平衡状态下，定义J KΘ：≡平衡以上三个方程分别适用于气相平衡、气体与溶液同时存在的平衡以及溶液中的平衡。

（2）标准平衡常数的物理意义①在一定温度下，当气相系统达到化学平衡时，参与反应的各气体的分压与热力学标压之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数；②当溶液系统达到化学平衡时，参与反应的各溶质的浓度与热力学标态浓度之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数。

（3）平衡常数的特性①平衡常数是温度的函数。

温度不变，平衡常数不变；②对于一个特定气相系统，在一定温度下，无论化学平衡是如何达成的，达到平衡时每一气体的分压具体数值可大可小，但是总起来看，所有气体分压之间的关系，必须遵从平衡常数的制约；③同一反应，在同一温度下，平衡常数的具体数值是与方程式的写法相关的，方程式写法不同，表达式中的指数不同，平衡常数不同；④平衡常数表达式中没有固体、溶剂等浓度不发生变化的物质。

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》笔记和课后习题(含考研真题)详解(p区元素(三))【圣才】

第15章p区元素（三）15.1 复习笔记一、卤素概述1．卤素卤素：元素周期表中第ⅦA族元素（F、Cl、Br、I、At）。

其中，氟的非金属性最强，碘有微弱的金属性，砹是放射性元素。

2．卤素的性质（1）价电子构型：ns2np5；（2）常见氧化值：F（－1），Cl、Br、I（－1，＋1，＋3，＋5，＋7）；（3）电负性：大，F＞Cl＞Br＞I；（4）单质氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2。

二、卤素单质1．卤素单质的物理性质卤素单质的物理性质如表15-1-1所示。

表15-1-1 卤素单质的物理性质2．卤素单质的化学性质卤素单质与水作用会发生置换反应和歧化反应。

（1）置换反应：2X2＋2H2O→4HX＋O2，激烈程度：F2＞Cl2＞Br2＞I2。

（2）歧化反应：X2＋H2O⇌HX＋HXO，激烈程度：Cl2＞Br2＞I2。

【注意】需要重点掌握几种卤素单质的颜色及其反应类型，溶液鉴别类题目中经常会涉及到此部分内容。

三、卤化物1．卤化物（1）定义卤化物是卤素与电负性较小的元素生成的化合物。

（2）分类根据卤化物的元素种类，可分为金属卤化物和非金属卤化物；根据卤化物的键型，可分为离子型卤化物和共价型卤化物。

（3）金属卤化物和非金属卤化物金属卤化物：碱金属、碱土金属等元素卤化物属于离子型卤化物，熔、沸点较高，易溶于水，熔融状态和水溶液中可导电；高氧化值金属卤化物，如AlCl3、FeCl3等，属共价型卤化物，熔沸点低，熔融后不导电，极易水解。

非金属卤化物：共价型卤化物，熔沸点随卤素原子序数的增大而升高。

（4）卤化物的键型及性质的递变规律同周期：从左到右，离子型向共价型过渡，离子半径↓，阳离子电荷数↑，熔沸点↓，导电性↓。

同一金属不同卤素：随着卤素X 离子半径↑，极化率↑，共价性↑。

同一金属不同氧化值：氧化值高的卤化物具有明显共价性，熔沸点相对较低。

2．卤化氢（1）物理性质无色、具有刺激性气味的气体，液态的卤化氢不导电。

大连理工大学无机化学教研室《无机化学》(第5版)(复习笔记酸碱平衡)

大的酸是较强的酸。
K
θ a
受温度影响变化不大。
弱酸的解离常数可用 pH 计测定溶液的 pH 值来确定。通过计算可得一定浓度的弱酸
溶液的平衡组成。通常情况下，
K
θ a
?
K
θ w
，在计算
HA
溶液中的
c
（H3O+）时，可以忽
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略水的解离平衡。
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5.1 复习笔记
一、酸碱质子理论的基本概念 1．酸能释放质子 H+的任何含氢原子的分子或离子的物种，即质子的给予体。
2．碱任何能与质子结合的分子或离子的物种，即质子的接受体。
3．两性物质既能给出质子，又能接受质子的物质。水就是两性物质之一。
4．共轭酸碱对酸给出质子生成相应的碱（共轭碱），而碱结合质子后又生成相应的酸（共轭酸）；酸与碱之间的这种依赖关系称共轭关系。相应的一对酸碱被称为共轭酸碱对，例如：HAc 的共轭碱是 Ac-，Ac-的共轭酸是 HAc，HAc 和 Ac-是一对共轭酸碱对。
5．酸碱解离反应根据酸碱质子理论，可知酸碱解离反应实质是质子转移反应。酸和碱的强弱不仅决定于酸和碱本身释放质子和接受质子的能力强弱，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。同一种物质在不同溶剂中的酸碱性不同，因此，为了比较不同种酸、碱的强度，应在同一溶剂中进行。通常以水作为溶剂比较酸、碱传递质子的能力。
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6．溶剂的区分效应根据各种弱酸、弱碱的标准解离常数可以比较酸、碱的强弱，这就表现了溶剂水的区分能力。同一溶剂能区分不同酸（或碱）相对强弱的作用，称为溶剂的区分效应。

无机化学练习题(含答案)第4章酸碱平衡

第4章酸碱平衡4-1: 对于下面两个反应，指出其中的酸和碱，并说明各个过程是配合物的生成过程还是酸碱置换过程。

(a) SO3 + H2SO4→H2S2O7(b) H2S2O7(H2SO4·SO3) + H2O→H2SO4 + H2SO4答：(a) 路易斯酸SO3, 碱H2SO4, 配合物的生成过程;(b) 两个碱: H2O 和H2SO4·SO3 中的H2SO4, 置换过程。

4-2: 给出用HF 腐蚀SiO2 玻璃的反应式，并用路易斯和布朗斯特酸碱理论解释SiO2+ 4HF = SiF4+ 2H2O, 其中，SiO2 和SiF4 为碱，HF 和H2O 为酸。

4-3: 苯甲酸（可用弱酸的通式 HA 表示，相对分子质量122）的酸常数Ka= 6.4×10-5，试求：（1）中和1.22g苯甲酸需用0.4 mol·L-1的 NaOH 溶液多少毫升？（2）求其共轭碱的碱常数Kb。

（3）已知苯甲酸在水中的溶解度为2.06 g·L-1，求饱和溶液的pH 。

4-4: 将下列路易斯酸按照最强酸到最强碱的顺序排序：(a) BF3 , BCl3 , BBr3 ; (b) SiF4 , SiCl4 , SiBr4 , SiI4 ; (c) BeCl2 , BCl3 .请解释。

答：路易斯酸性是表示物种接受电子对能力的强弱。

在上述(a)、(b)两卤化物序列中，卤素原子的电负性越大，中心原子上电荷密度越小，接受外来电子对的能力应该越强，序列(b)符合这种情况。

序列(a)则相反，原因在于BX3 中形成了π键，而B 原子的体积较小，形成的π键比较强，同时卤素原子的体积按F，Cl，Br 的顺序增大，形成的π键依次减弱的缘故。

4-5: 计算下列各种溶液的 pH ：（1）10mL 5.0×10-3 mol·L-1 的 NaOH 。

（2）10mL 0.40 mol·L-1 HCl 与 10mL 0.10 mol·L-1 NaOH 的混合溶液。

无机化学教研室《无机化学》(上)笔记和课后习题(含真题)详解(配合物)

第4章配合物4.1 复习笔记一、配合物的基本概念1．配合物的定义配位化合物简称配合物，又称络合物，是一大类化合物的总称。

2．配合物的组成（1）形成体①中心离子（或中心原子）称为配合物的形成体；②中心离子大多数是带正电荷的金属阳离子，以过渡金属离子居多，如Mn2＋、Fe3＋、Co2＋、Ni2＋、Cu2＋、Ag＋等；少数高氧化态的非金属元素也可作中心离子，如[BF4]－、[SiF6]2－中的B（Ⅲ）、Si（Ⅳ）等；③中心原子如[Ni（CO）4]、[Fe（CO）5]中的Ni、Fe原子。

（2）配位个体、配体及配位原子①由形成体结合一定数目的配体所形成的结构单元称为配位个体，即配合物的核心部分；②在配合物中与形成体结合的离子或中性分子称为配体；③在配体中提供孤电子对与形成体形成配位键的原子称为配位原子。

（3）配体分类根据配体中所含配位原子数目的不同，可分为单齿配体和多齿配体。

①单齿配体：一个配体中只有一个配位原子，如NH3、OH－、X－、CN－、SCN－等；②多齿配体：一个配体中有两个或两个以上的配位原子。

（4）配位数①定义配位数是指在配位个体中与一个形成体形成配位键的配位原子的总数。

②配位数与配体的关系ａ．由单齿配体形成的配合物，中心离子的配位数等于配体的数目；ｂ．若配体是多齿的，那么配体的数目不等于中心离子的配位数。

③形成体和配体的性质对配位数的影响ａ．中心离子正电荷越多，配位数越大；ｂ．中心离子半径较大时，其周围可容纳较多的配体，易形成高配位的配合物，但是中心离子半径若过大时，有时配位数反而减小；ｃ．配体的负电荷越多，配位数减小；ｄ．配体的半径增大时，中心离子周围可容纳的配体数减少，配位数减小；ｅ．配体浓度大、反应温度低，易形成高配位配合物。

（5）配离子的电荷配离子的电荷为形成体和配体电荷的代数和。

3．配合物的化学式及命名（1）配合物的化学式①含配离子的配合物，其化学式中阳离子写在前，阴离子写在后；②配位个体中，先列出形成体的元素符号，再依次列出阴离子和中性配体；③无机配体列在前面，有机配体列在后面，将整个配位个体的化学式括在方括号内；④在括号内同类配体的次序，以配位原子元素符号的英文字母次序为准。