2013-2014第一学期无机化学复习资料
无机化学本科试卷B及答案
石家庄学院2013—2014学年第 一 学期《无机化学》 期末考试试卷（闭卷）（注：允许使用计算器）题号一 二 三 四 五 六 七 八 九 十 总分 得分一、单项选择题（本大题共30小题，每题1分，共30分） 1.能使任何反应达平衡时，产物增加的措施是( D )。
A. 升温 B. 加压 C. 加催化剂 D.增大反应物起始浓度2．一瓶盛有N 2和H 2的混合气体，当选择H 2作为体系时，则环境为( A )。
A. N 2、瓶子及瓶外其他物质B. 瓶子及瓶外其他物质C. N 2和瓶子D. N 23．体系不做非体积功的等压过程，吸收的热Q p 与体系焓变关系为( C )。
A. Q p ＞ΔHB. Q p ＜ΔHC. Q p = ΔHD. Q p = ΔU 4．相变H 2O(s) H 2O(g)的ΔH 和ΔS 为( C )。
A. ΔH 为正，ΔS 为负B. ΔH 为负，ΔS 为正C.均为正值D.均为负值5．已知H 2O(l)的mf G ∆Θ= －237.19 kJ·mol －1，水的分解反应2H 2O(l) = 2H 2(g) + O 2(g)，在标准状态下，该反应的吉布斯函数变是( D )kJ·mol －1。
A. －237.19 B. 237.19 C. －474.38 D. 474.386.某一反应方程式中，若反应物的计量数刚好是速率方程中各物质浓度的指数，则该反应是否为基元反应？（C ）。
A.一定是B.一定不是C.不一定是D.上述都不对 7．配制澄清的氯化亚锡溶液的方法是( C )。
A. 用水溶解B. 用水溶解并加热C. 用盐酸溶解后加水D. 用水溶解后加酸 8．温度一定时，在纯水中加入酸后溶液的( C )。
A. +H c ·-OH c 变大B. +H c ·-OH c 变小C. +H c ·-OH c 不变D.+H c =-OH c 9．下列物质中，两性离子是( C )。
无机化学本科试卷B及答案
1石家庄学院2013—2014学年第 一 学期《无机化学》 期末考试试卷（闭卷）（注：允许使用计算器）题号一 二 三 四 五 六 七 八 九 十 总分 得分一、单项选择题（本大题共30小题，每题1分，共30分） 1.能使任何反应达平衡时，产物增加的措施是( D )。
A. 升温B. 加压C. 加催化剂D.增大反应物起始浓度 2．一瓶盛有N 2和H 2的混合气体，当选择H 2作为体系时，则环境为( A )。
A. N 2、瓶子及瓶外其他物质B. 瓶子及瓶外其他物质C. N 2和瓶子D. N 23．体系不做非体积功的等压过程，吸收的热Q p 与体系焓变关系为( C )。
A. Q p ＞ΔHB. Q p ＜ΔHC. Q p = ΔHD. Q p = ΔU 4．相变H 2O(s) → H 2O(g)的ΔH 和ΔS 为( C )。
A. ΔH 为正，ΔS 为负B. ΔH 为负，ΔS 为正C.均为正值D.均为负值5．已知H 2O(l)的m f G ∆Θ= － kJ·mol －1，水的分解反应2H 2O(l) = 2H 2(g) + O 2(g)，在标准状态下，该反应的吉布斯函数变是( D )kJ·mol －1。
A. － B. 237.19 C. － D.6.某一反应方程式中，若反应物的计量数刚好是速率方程中各物质浓度的指数，则该反应是否为基元反应？（C ）。
A.一定是B.一定不是C.不一定是D.上述都不对 7．配制澄清的氯化亚锡溶液的方法是( C )。
A. 用水溶解B. 用水溶解并加热C. 用盐酸溶解后加水D. 用水溶解后加酸 8．温度一定时，在纯水中加入酸后溶液的( C )。
A. +H c ·-OH c 变大B. +H c ·-OH c 变小C. +H c ·-OH c 不变D.+H c =-OH c 9．下列物质中，两性离子是( C )。
A. CO 32－ － － －溶液被稀释后（ A ）。
2013-2014学年第一学期无机化学期末考试试卷(B)
曲阜师范大学化学与化工学院2013-2014学年第一学期无机化学期末考试模拟试卷（B）满分100一、选择题（在下列各题中，选择出符合题意的答案将其代号填入括号内）(本大题分15小题,每小题2分,共30分)1、下列各组量子数中错误的是………………………………………………………（ A ）(A)n = 3,ｌ＝0, m =1 (B)n = 2,ｌ＝1, m =–1(C)n = 4,ｌ＝1, m = 0 (D)n = 3,ｌ＝1, m =–12、氢原子的原子轨道能量取决于量子数……………………………………………（ A ）(A)n；(B)n和l；(C)l；(D)m。
3、某反应3A(s)+2B(g)→A3B2(s)，在低温时为自发的，其逆反应在高温时自发进行，由此可知该反应………………………………………………………………………………（ A ）(A)△rHm<0，△rSm<0；(B)△rHm<0，△rSm>0；(C)△rHm>0，△rSm<0；(D)△rHm>0，△rSm>0。
4、已知某化学反应是吸热反应，如果升高温度，则对反应的反应速率系数k和标准平衡常数K的影响将是.....................（B）。
(A)k增加，K减小；(B)k、K均增加；(C)k减小，K增加；(D)k、K均减小。
5、催化剂的作用是通过改变反应进行的历程来加快反应速率，这一作用主要是由于（ A ）(A)降低反应活化能；(B)减小速率系数值；(C)增大平衡常数；(D)增大碰撞频率。
6、密闭容器中，A、B、C三种气体建立了化学平衡，有关反应是：A(g)+2B(g)——C(g)。
相同温度下体积增大一倍，则标准平衡常数K为原来的………………………（ D ）(A)4倍；(B)2倍；(C)3倍；(D)1倍。
7、下列各物质加到1L水中，能配制成缓冲溶液的是……………………………（ D ）(A)1molH2SO4和1molHCl；(B)1molNaOH和1molKOH；(C)1molNaOH和1molHCl；(D)1molHAc和0.5molNaOH。
无机与分析化学复习资料.doc
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。
(word完整版)高中化学复习提纲无机化学部分知识点,推荐文档
高中化学复习提纲第一部分：必修一第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六）考点一 物质的分离与提纯1．过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。
如：粗盐的提纯。
2．蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。
3．蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。
如：酒精与水的分离。
主要仪器： 酒精灯、石棉网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。
4．分液：适用于分离互不相容的两种液体。
5．萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。
如：用CCl 4萃取溴和水的混合物。
分层：上层无色，下层橙红色。
注：不用酒精萃取。
第二节 化学计量在实验中的应用 考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量 1.物质的量（1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。
符号为：n ，单位为：摩尔（mol ）。
（2）物质的量的基准（N A ）：以0.012kg 12C 所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。
阿伏加德罗常数可以表示为N A ，其近似值为6.02×1023mol -1 2.摩尔质量（M ）1摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是g/mol 。
1mol 任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于不同粒子的质量不同，因此，1 mol 不同物质的质量也不同；12C 的相对原子质量为12，而12 g 12C 所含的碳原子为阿伏加德罗常数，即1 mol 12C 的质量为12g 。
同理可推出1 mol 其他物质的质量。
3.关系式：n ＝AN N ；n ＝Mm特别提醒：1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物质。
如1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述都是错误的。
2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。
如1mol 水（不正确）和1molH 2O （正确）；1mol 食盐（不正确）和1molNaCl(正确)3.语言过于绝对。
大学无机化学复习题
大学无机化学复习题目录第一章原子结构和元素周期系 (2)第二章分子结构 (9)第三章晶体结构 (13)第四章配合物 (14)第五章化学热力学基础 (18)第六章化学平衡常数 (22)第七章化学动力学基础 (25)第八章水溶液 (27)第九章酸碱平衡 (28)第十章沉淀溶解平衡 (30)第十一章电化学基础 (32)第十一章电化学基础 (35)第十二章配位平衡 (37)第十三章氢稀有气体 (37)第十四章卤素 (40)第十五章氧族元素 (43)第十六章氮、磷、砷 (46)第十七章碳、硅、硼 (49)第十八章非金属元素小结 (52)第十九章金属通论 (55)第二十章 s区金属 (57)第二十一章 p区金属 (60)第二十二章 ds区金属 (63)第二十三章 d区金属(一) (66)第二十四章 d区金属（二） (69)第一章原子结构和元素周期系一。
是非题1.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。
任何时候,1s电子总比2s电子更靠近原子核，因为 E2s 〉 E1s。
………………………………………（Χ)2。
原子中某电子的各种波函数，代表了该电子可能存在的各种运动状态,每一种状态可视为一个轨道。
………………………………………………………………（√）3.氢原子中，2s与2p轨道是简并轨道,其简并度为4;在钪原子中，2s与2p 轨道不是简并轨道，2px ,2py，2pz为简并轨道,简并度为3. …………………………………（√）4。
从原子轨道能级图上可知，任何原子在相同主量子数的轨道上，能量高低的顺序总是f > d 〉p 〉s；在不同主量子数的轨道上,总是（n-1)p > （n—2)f > （n-1）d > ns。
…………………………………………………………………………………(Χ）5.在元素周期表中，每一周期的元素个数正好等于该周期元素最外电子层轨道可以容纳的电子个数. ………………………………………………………………（Χ）6。
无机化学大一上期末知识点
无机化学大一上期末知识点作为化学学科中的一支重要分支，无机化学在大一上学期的课程中占据了重要的地位。
本文将对无机化学大一上期末考试中的重要知识点进行深入探讨，以帮助同学们更好地复习和理解这些内容。
本文将涵盖以下几个方面的知识点：原子结构与周期表、化学键、物质的物理性质、氧化还原反应和酸碱中和反应。
一、原子结构与周期表原子结构是无机化学的基础知识之一。
在大一上学期的课程中，我们学习了原子的组成和结构，包括原子核、质子、中子和电子等基本概念。
了解原子的结构可以帮助我们理解元素的化学性质和化合物的形成过程。
在原子结构的学习中，周期表也是不可或缺的部分。
周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，包括周期数、族、原子序数、原子量等信息。
了解周期表可以方便我们快速查找元素的信息，并且可以帮助我们理解元素之间的关系和趋势。
二、化学键化学键是无机化学中的重要概念之一。
化学键是原子之间的相互作用力，包括共价键、离子键和金属键等。
共价键是指原子通过共用电子对形成的化学键，离子键是指正负离子之间的静电相互吸引力，而金属键则是指金属原子之间的电子云共享。
了解化学键的种类和性质可以帮助我们理解化学反应的机理和过程。
同时，也有助于我们对化合物的性质和结构进行预测和分析。
三、物质的物理性质无机化学中的物质物理性质是我们学习的重要内容之一。
物质的物理性质包括颜色、熔点、沸点、密度、溶解度等指标。
了解物质的物理性质有助于我们进行实验操作和化学分析，也是设计化学实验和工艺的重要依据。
物质的物理性质还与其结构和化学键的特性有关。
通过对物质的物理性质进行观察和实验，我们可以推测出物质的分子结构和化学键的特性，从而进一步了解其化学性质。
四、氧化还原反应氧化还原反应是无机化学中的基础知识之一。
在大一上学期的课程中，我们学习了氧化还原反应的基本概念、反应类型和化学方程式的平衡。
氧化还原反应是指原子、离子或分子中发生电子的转移过程。
在氧化还原反应中，氧化剂接受电子，而还原剂释放电子。
无机化学专科试卷B及答案
⽆机化学专科试卷B及答案⽯家庄学院2013—2014学年第⼀学期《⽆机化学》期末考试试卷（闭卷）（注：允许使⽤计算器）⼀、填空题（本⼤题共10个空，每空1分，共10分） 1,含两个或两个以上相的系统称为⾮均相系统。
2.系统与环境之间既有能量交换，⼜有物质交换，该系统为敞开系统3.在热⼒学中，把⽤于确定系统状态的物理量（性质）称为状态函数。
4．热⼒学第⼀定律的数学表达式ΔU=Q+W,它只适⽤于封闭系统。
5．表⽰化学反应及其热效应关系的化学⽅程式叫热化学⽅程式。
6．升⾼温度使化学反应速率加快的主要原因是增加了活化分⼦的百分数。
7．为了使缓冲溶液具有较⼤的缓冲能⼒，配置HA （pKa0=4.74）-NaAc 缓冲溶液时，应将缓冲溶液的pH 值控制在3.74~5.74范围内。
8.元素的电负性是指元素的原⼦在分⼦中吸引成键电⼦的能⼒。
9.H 2O 的沸点⽐H 2S 的⾼是因为H 2O 分⼦之间形成了氢键。
10.波函数的⾓度分布图中的正负号，在原⼦轨道重叠成键时起重要作⽤。
⼆、单项选择题（本⼤题共30⼩题，每题1分，共30分） 11．H 2和O 2在绝热钢瓶中⽣成⽔，则( B )。
A. ΔH = 0B. ΔU = 0C. ΔS = 0D. ΔG =12．孤⽴体系中，下列说法正确的是( D )。
A. ΔU = W 体系＞0B. ΔU = W 环境＞0C. ΔU = W 体系D. ΔU = 0 13．⼀瓶盛有N 2和H 2的混合⽓体，当选择H 2作为体系时，则环境为( A )。
A. N 2、瓶⼦及瓶外其他物质B. 瓶⼦及瓶外其他物质C. N 2和瓶⼦D. N 214．体系不做⾮体积功的等压过程，吸收的热Q p 与体系焓变关系为( C )。
A. Q p ＞ΔHD. Q p = ΔU 15．已知H 2O(l)的m f G ?Θ= －237.19 kJ·mol －1，⽔的分解反应2H 2O(l) = 2H 2(g) + O 2(g)，在标准状态下，该反应的吉布斯函数变是( D )kJ·mol －1。
无机化学综合复习资料
元素无机化学
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第12章 卤 素 小 结
1、掌握卤素元素的基本性质及氟的特殊性； 2、掌握卤素单质的制备及其反应方程式； 3、理解卤素单质及其重要化合物的氧化-还原性质： （1）卤素单质的氧化性及卤离子的还原性规律； （2）卤素的歧化与逆歧化反应及其发生的条件； （3）卤素含氧酸盐的氧化性规律及其理论解释； （4）氢卤酸及含盐酸的酸性及非金属性；
碱性增强
还原性增强 酸性增强
四、掌握VA-VIIA氢化物酸碱性、还原性变化规律
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五、掌握NO(g)和NO2(g)分子结构和化学性质 1. 奇电子化合物，顺磁，双聚。 2. NO还原性为主，与Fe2+发生“棕色环反应”， 检NO3-。 3. NO2氧化性为主。 六、理解HNO2及其盐分子结构和化学性质 1. NO2-、O3、SO2等电子体； 2. 酸介质氧化性显著，碱介质还原性为主； 3. M-NO2-或M-ONO-； 4. NO2-、NO2、NO2+键级、键长、键角的比较。
电极反应： m (ox) + n e = q (red)
（五）多重平衡计算(重点)
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氧化-还原平衡与电离平衡共存；
氧化-还原平衡与配位平衡共存；
氧化-还原平衡与沉-溶平衡共存；
3个或更多个平衡共存。
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练习1：求 [Fe(CN)6)3-/ Fe(CN)6)4-]（衍生电位） 已知: (Fe3+/Fe2+) = 0.77 V （母体电位）,
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（二）氧化还原反应概念和方程式的配平
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氧化还原反应凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。
氧化失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”;
2013-2014-无机及化学分析试卷A
2013—2014学年第一学期无机化学与化学分析试题（A卷）合分人：一、填空题：（每空1分，共20分）1．C2H2中，存在_____个σ键和_____个π键，键角 HCC = ______。
2．某元素的原子序数为29，其电子构型是___________________，位于周期表_____区，其+2价离子的电子构型是___________________，具有_____磁性。
3．K4[Fe(CN)6]叫做___________________，形成体的杂化类型___________________，配位单元的几何构型_____。
4．H2O、H2S、H2Se、H2Te四种物质中，分子间色散力最大的是______________，沸点最高的是____________。
5．把反应Cr2O72-(aq) + 6 I-(aq) + 14 H+→ 2 Cr3+(aq) + 3 I2(s) + 7 H2O设计成原电池，电池符号____________________________________，正极反应___________________；负极反应___________________。
6．________________是选择指示剂的主要依据，只要在________________发生颜色变化的指示剂都能指示终点的到达。
= 3.77，用它配置缓冲溶液时的pH缓冲范围是________________六次甲基7．甲酸的p Kөa四胺的p Kө= 8.85，用它配置缓冲溶液时的pH缓冲范围是________________。
b8．活化能E a是指______________________________________________________________。
1．多电子的基态原子中，具有下列各组量子数的电子中能量最高的是A ．3，2，1 ，+21B ．2，1，1，-21C ．3，1，0，-21D ．3，1，-1，-212．在下列溶液中HCN 解离度对大的是 A ．0.10 mol·dm -3 KCN B ．0.20 mol·dm -3 NaClC ．0.10 mol·dm -3 KCN 和0.10 mol·dm -3 KClD ．0.10 mol·dm -3 KCl 和0.20 mol·dm -3 NaCl 3．基态电子构型如下的原子中半径最大是A ．1s 22s 22p 5B ．1s 22s 22p 1C ．1s 22s 22p 63s 1D ．1s 22s 22p 63s 2 4．下列叙述中正确的是A ．化学反应动力学是研究反应的快慢和限度的B ．反应速率常数大小即反应速率的大小C ．活化能的大小不一定总能表示一个反应的快慢，但可表示反应速率常数受温度影响的大小D ．反应速率与反应物浓度的乘积成正比5．已知φө(Zn 2+/Zn) = -0.7628 V ，φө(Fe 3+/Fe 2+) = 0.771 V ，φө(Fe 2+/Fe) = -0.447 V ，φө(Sn 4+/Sn 2+) = 0.15 V ，则下述还原性物质还原能力强弱顺序正确的是 A ．Fe 2+ > Zn > Fe > Sn 2+ B ．Fe 2+ > Sn 2+ > Fe > Zn C ．Zn > Fe > Sn 2+ > Fe 2+ D ．Sn 2+ > Fe > Zn > Fe 2+ 6．下列判断正确的是A ．极性分子中的化学键都有极性B ．相对分子质量越大，分子间力越大C ．HI 分子间力比HBr 的大，故HI 比HBr 稳定D ．双键和三键都是多重键7．下列物质中， f H ө m 不等于零的是A ．Fe (s)B ．C (石墨) C ．Ne (g)D ．Cl 2 (l)8．在0.10 mol·dm -3 Fe 2+溶液中通入H 2S 至饱和（0.10 mol·dm -3），欲使FeS 不沉淀，溶液的pH 应是[K ө sp (FeS) = 6.0 × 10-18，H 2S 的K ө a1 K өa2 = 9.23 ×10-22] A ．pH ≤ 0.10 B ．pH ≥ 0.10 C ．pH ≤ 2.91 D ．pH ≥ 2.91 9．下来酸性强弱顺序错误的一组是A ．H 2O ˂ H 2S ˂ H 2Se ˂ H 2TeB ．HF ˂ HCl ˂ HBr ˂ HIC．SiI4˂ SiBr4˂ SiCl4˂ SiF4D．BBr3˂ BCl3˂ BF310．按分子轨道理论，最稳定的顺磁性微粒是A．O2+B．O22+C．O2 D．O2-11．中心原子采取sp2杂化的分子是A．NH3B．BCl3C．PCl3D．H2O12．下列反应中，∆r Sө最小的是mA．C (s) + O2(g) → CO2 (g) B．2CO (g) + O2(g) → 2CO2 (g)C．NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g) D．CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)13．某温度下，反应SO2 (g) + ½O2 (g) SO3 (g)的平衡常数Kө = 50；在同一温度下，反应2SO3 (g) 2SO2 (g) + O2 (g)的平衡常数KөA．2500 B．100 C．4 × 10-4D．2 × 10-2= -180 kJ·mol-1。
无机化学复习资料
无机化学复习资料无机化学复习资料无机化学是化学科学的一个重要分支，研究无机物质的性质、结构和变化规律。
对于学习无机化学的学生而言，复习是非常重要的一环，可以帮助巩固知识，提高理解能力。
本文将为大家提供一些无机化学复习资料，希望能对大家的学习有所帮助。
1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，掌握好元素周期表的结构和规律对于学习无机化学非常重要。
可以通过背诵元素周期表上的元素名称、符号、原子序数等信息，同时了解元素的周期性变化规律，例如原子半径、电离能、电负性等。
2. 化学键化学键是无机化学中的重要概念，掌握好化学键的种类和性质对于理解化合物的结构和性质非常重要。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键，它们的形成和特点各不相同。
可以通过学习化学键的形成机制、键长、键能等知识点来加深理解。
3. 配位化学配位化学是无机化学中的重要分支，研究配位化合物的结构和性质。
了解配位化合物的结构、配位数、配位体等内容，可以帮助理解配位化合物的稳定性、反应性以及配位化学反应的机理等。
同时，了解一些重要的配位化合物的应用也是很有益处的。
4. 酸碱理论酸碱理论是无机化学中的基础理论之一，包括了布朗酸碱理论、刘易斯酸碱理论等。
掌握好酸碱的定义、性质、酸碱中和反应等内容，可以帮助理解酸碱反应的机理以及酸碱溶液的性质。
此外，了解酸碱指示剂的原理和应用也是很重要的。
5. 反应动力学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的学科，对于理解无机化学反应的速率和条件非常重要。
可以学习反应速率的定义、速率常数、反应级数等知识点，同时了解反应速率与温度、浓度、催化剂等因素的关系，从而加深对无机化学反应的理解。
6. 离子反应离子反应是无机化学中的常见反应类型，掌握好离子反应的规律和机理对于学习无机化学非常重要。
可以学习离子反应的化学方程式、离子的生成和消失、离子反应的平衡等内容，从而加深对离子反应的理解和应用。
以上是一些无机化学复习资料的简要介绍，希望对大家的学习有所帮助。
无机化学知识点归纳
第一篇：化学反应原理第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ 3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为：⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai ket -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
无机化学复习资料
《无机及分析化学》课程期末复习资料第一部一、客观部分：（单项选择、多项选择、不定项选择、判断）（一）、选择部分1、下列原子轨道的n相同，且各有一个自旋方向相反的不成对电子，则x轴方向可形成π键的是：（）A.p x-p xB. p x-p yC.p y-p zD. p z-p z★考核知识点: 共价键特性，共价键的类型σ键和π键，参见讲稿第7章正确答案D。
2、核外某电子的主量子数n=4，它的角量子数l可能的取值有：（）A.1个；B.2个；C.3个；D.4个；★考核知识点: 四个量子数参见讲稿第6章正确答案D。
3、不具有三中心四电子结构的物质是：（）A. NO2-B. HNO3C. SO2D. H2SO4★考核知识点: 价键理论，分子结构参见讲稿第7章正确答案D。
4、下列金属能与浓硝酸发生反应的是：（）A. Cu;B. Cr;C. Al;D. Fe★考核知识点: 浓硝酸的氧化性，部分金属氧化后表面形成致钝保护层参见讲稿第10，11，12章正确答案A。
5、某医院弱酸溶液的浓度为0.1mol•L-1，其pH值应该是一下哪一项？（）A.小于1B.等于1C.大于1D.不能确定B.★考核知识点: 弱酸、弱碱解离平衡C.参见讲稿第4章第2节D.正确答案C。
6、以分子间作用力结合的晶体是：（）A.KBr(s)B.CO2(s)C.CuCl2(s)D.SiC(s)★考核知识点: 分子间作用力参见讲稿第7章第7节正确答案B。
7、对氧化还原电对E A/B，下列说法正确的是：（）A. E A/B值越大，A是越强的还原剂B. E A/B值越大，B是越强的氧化剂C. E A/B值越小，B是越强的还原剂D. E A/B值越小，A是越强的还原剂★考核知识点: 氧化还原反应及电极电位参见讲稿第7章第3节正确答案C。
8、下列叙述中正确的是：（）A.反应级数必等于化学计量式中相应物种的计量数B.反应温度升高，活化分子分数降低，反应加快C.通常，反应活化能越小，反应速率系数越大，反应越快D.反应物浓度升高，活化分子分数升高，反应加快★考核知识点: 化学反应速率与活化能参见讲稿第3章第3，4，5，6，7，8节正确答案C。
演示文稿大学无机化学期末复习必考知识点归纳课件
第二十一页，共134页。
掌握螯合物的结构特点及稳定性
含有多齿配体的配位剂 ①含有两个或两个以上配位原子且同时与一个中
心离子配位成键。 ②每两个配位原子之间应相隔2~3个其它原子。 ③五员环、六员环较稳定。 小五大六不稳、数目
越多越稳
第二十二页，共134页。
掌握影响EDTA配合物稳定性的外部因素，重点掌握 酸效应和酸效应系数
第三十一页，共134页。
影响电极电势的因素
内因 电极的热力学过程
外因 1) 浓度对电极电势的影响
2) pH对电极电势的影响 3) 生成沉淀对电极电势的影响 4) 生成配合物对电极电势的影响
第三十二页，共134页。
熟练掌握Nernst方程，掌握浓度、
压力、酸度、沉淀反应、配位反应对 电极电势的影响，并能熟练的运用
第二十九页，共134页。
掌握原电池的组成，电极反应，电池符号；
原电池由两个半电池组成 电极反应：
负极：Zn-2e=Zn2+ 正极: Cu2++2e=Cu 原电池总反应（电池反应）： Zn+Cu2+==Zn2++Cu 电池符号 (-)Zn|ZnSO4(c1)||CuSO4(c2)|Cu(+)
配位滴定中的酸度控制
最高酸度（最低PH值） lgY（H）lg KMY – 8 查表得pH值 lg Y（H） 对应的pH
最低酸度（最高pH值） 没有辅助配位剂存在时,一定浓度的金属离子形 成沉淀时的pH值,可粗略地认为是配位滴定允 许的最高pH值（最低酸度）
缓冲溶液与酸度的控制
8-17
第二十七页，共134页。
（优选）大学无机化学期 末复习必考知识点归纳课 件
2014高考化学复习提纲及部分习题
2014高考化学复习指南无机化学复习提纲第一章从实验学化学n2N2 V1000×M第三章金属及其化合物碱金属1、掌握钠的物理性质（轻，软），钠的取用方法和保存。
2、钠与氧气反应（不加热，氧化钠；加热，过氧化钠）、氯气、硫反应的现象；钠与水和乙醇反应现象对比；钠与硫酸铜溶液反应（得不到铜）；钠与熔融盐反应。
3、钠的用途：钾钠合金作原子反应堆的导热剂；钠光灯；冶炼某些金属。
4、Na2O，Na2O2，Na2CO3，NaHCO3的制取和转化；熟练书写Na2O2与CO2、H2O反应的化学方程式，掌握其原理和计算；Na2CO3，NaHCO与酸反应产生气体的快慢，Na2CO3和盐酸反应的两种反应。
5、碱金属性质的递变规律及Li的特性。
6、焰色反应的仪器（铂Pt丝）和操作步骤，钠、钾焰色反应的颜色（钾要透过蓝色的钴玻璃）；几种重要的金属1、金属的分类。
2、金属活动顺序的应用。
3、镁、铝的物理和化学性质；铝与氢氧化钠反应的化学方程式。
4、氧化镁、氧化铝的高熔点（作耐火材料），化学性质，特别是氧化铝的两性。
氢氧化铝的制取，两性（不溶于弱酸与弱碱）。
偏铝酸钠的性质：与强酸反应和与二氧化碳反应。
5、硫酸铝钾的晶体，作净水剂原理。
6、了解常见的合金7、铁原子结构及在周期表中的位置，铁的物理性质，铁的化学性质(与O2、S、Cl2、H2O、非氧化性的酸、氧化性的酸、某些盐反应)；铁的三种氧化物的物理性质和化学性质；铁的氢氧化物的性质和制备。
8、Fe2+、Fe3+的相互转化以及各种检验方法。
了解稀土金属及用途。
9、金属的冶炼：三步骤(富集、冶炼、精炼)；常见的方法：热分解法(不活泼金属的冶炼)；热还原法(常作用的还原剂有焦炭、一氧化碳、氢气、活泼金属，例，铝热法)；电解法(还原性强的金属冶炼，如，钠、铝、镁、钾、钙)。
10、了解金属的回收和资源的保护。
了解金属陶瓷和超导材料。
11、理解原电池的原理，熟练书写常见电池的电极反应和总反应(干电池、铅蓄电池、锂电池，各种燃料电池)；金属的电化腐蚀及防护。
2013-2014-无机及化学分析A卷答案
2013—2014学年第一学期无机化学与化学分析试题（A卷）——评分细则一、填空题（每空1分，共20分）：1．5，1，120°2．1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar] 3d104s1，d，1s22s22p63s23p63d9，顺。
3．六氰根合铁(II)酸钾，d2sp3，八面体。
4．H2Te，H2O5．(-) Pt (s) | I2 (s) | I- (c1) || Cr2O72- (c2), Cr3+ (c3), H+ (c4) | Pt (s) (+) 或(-) Pt (s), I2 (s) | I- (c1) || Cr2O72- (c2), Cr3+ (c3), H+ (c4) | Pt (s) (+)，Cr2O72- (aq) + 14 H+ (aq) + 6 e → 2 Cr3+ (aq) + 7 H2O；6 I- (aq) → 3 I2 (s) + 6 e。
6．滴定突跃范围，滴定突跃范围内。
7．2.77—4.77，4.15—6.15。
8．活化能是活化分子的最低能量和反应物分子的平均能量之差值，或“是反应物分子变成活化分子所需要的最低能量”。
四、简答题（共15分）：1、答（共4分）：（1）3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO↑（2分）（2）2CuS + 9CN- + 2OH- = 2[Cu(CN)4]-+ NCO- + 2S2- + H2O （2分）2、答（共6分）：几何构型（每个1分，共4分）直线型角形三角形正四面体解释（每个0.5分，共2分）CO2中C采取sp杂化；NO2中N采取不等性的sp2杂化；BF3中B采取sp2杂化；NH4+中N 采取sp3杂化。
3、答（共2分）：金属键的能带理论将金属晶体看作一个巨大分子，由无数个金属原子轨道形成一组组连续状态的分子轨道，既能带（1分）；价层电子可以在其导带上自由运动，因而使金属具有延展性、导电导热性和金属光泽等特性（1分）。
2014大学无机化学考试总复习
分步沉淀
例：含0.1mol/L的Cl-及I-溶液中加入Ag+，问 哪种沉淀先析出，可否实现分步沉淀。
已知：AgCl的Ksp=1.56×10-10； AgI的Ksp=1.5×10-16）
精选课件
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精选课件
21
解 Ksp(AgCl)＝1.77×10-10, Ksp(AgI)＝8.52×10-17 AgCl开始沉淀时,
• 当IP ＝ Ksp 平衡 • 当IP < Ksp 无沉淀析出 • 当IP > Ksp 有沉淀析出。
溶度积规则可以作为沉淀生成和溶解的依据。
精选课件
14
CaC2O4的Ksp为2.6 10-9，要使0.020 mol·dm-3 CaCl2溶液生成沉淀，至少需要的草酸根离子浓 度是
(A) 1.3 10-7 mol·dm-3 (C) 5.2 10-10 mol·dm-3
[A ] g K s [I ( p ]A ) 8 .g 5 0 .0 I 1 2 1 10 m 70L 0 o 1 8 l.5 1 2 10 m 5 L o 1
AgI开始沉淀时，
[A ] g K s[C ( p A ]) l 1 g .7 0 .0 C 1 7 1 10 lm 00 L 0 1 o 1 .l7 1 7 8 m 0L 1 o
H3O+(aq) + CO32-(aq)
第一步解离生成的H+抑制了第二步解离, 因此 [H3O+]≈[HCO3‾]≈9.5×10-5 mol·L-1 [CO32‾] = 4.7×10-11 mol·L-1，
精选课件
11
解离度的概念及计算 弱电解质达到解离平衡时 已 初 解 始 离 浓 浓 度 度100％
Kw ＝[H+][OH-]=10-14
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沉淀中的同离子效应及近似计算
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pH = 9.56的NH4Cl和NH3· H2O的混合溶液中 NH4Cl和NH3· H2O的物质的量浓度比是______。 ( NH3· H2O 的pKb = 4.74 ) 答案：1:2
[OH ]=K b
-
c碱 c共轭酸
弱酸弱碱的同离子效应及近似计算
24
溶液中含有的Mn2+、Cu2+、Bi3+ 浓度皆为 0.10 mol· dm-3，控制溶液 pH = 0.50，并不 断通入H2S，使沉淀反应充分发生，并保 持H2S饱和，求溶液中剩余的Mn2+、Cu2+、 Bi3+浓度，哪种离子最先沉淀？
弱酸（碱）、沉淀中的同离子效应及近似计算 • HAc在NaAc的存在下解离度大大降低
• AgCl在AgNO3的存在下溶解度大大降低
缓冲溶液
• 缓冲机理，以HAc -NaAc体系为例说明 • 缓冲溶液的组成
弱酸及其共轭碱：HAc - NaAc 弱碱及其共轭酸：NH3 - NH4Cl 实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反 应物组成缓冲体系 HCl + NaAc(过量) HAc-NaAc
以上四个状态函数均是广度性质的状态函数，具加和性
四个状态函数的变化值
ΔU＝Q＋W（热力学第一定律，封闭体系， 任何条件下适用）
ΔH =QP（封闭体系，恒压，只做体积功时 适用） G = H - TS
（3）生成焓及生成能的定义
• 标准摩尔生成焓 ΔfHm 标准态下，由最稳定单质生成单位物质的量 的某物质的焓变，就是该物质的标准摩尔生 成焓。 • 标准摩尔生成能 标准态下，由最稳定单质生成单位物质的量 的某物质的自由能变，就是该物质的标准摩 尔生成能。
考试总复习
一、酸碱,沉淀及缓冲溶液
酸碱定义：什么是酸？什么是碱？
HCl、HAc、NH4+、H2SO3等都是酸；
OH、Ac、 NH3、 HSO3、 CO32等都是碱。
酸碱共轭关系
HPO42－ PO43－ + H+ 酸 共轭碱 质子 互为共轭酸碱对的酸碱常数的相互关系
Ka ·Kb＝ [H+][OH-]＝ Kw= 1.00×10-14
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使 Mg(OH)2 沉淀恰好不生成或说刚有沉淀生成，则[Mg2+][OH]2 = 1.2 10-11
11 12 . 10 [OH] = = 6.9 10-6 (mol·dm-3) 0.25
[OH] = Kb
c碱 c盐
18 . 10 5 0.050 -3 c盐 = = 0.13 (mol · dm ) 6 6.9 10
Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
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20 cm3 0.10 mol· dm-3 HCl和20 cm3 0.20 mol· dm-3 NH3· H2O混合，其pH为(NH3· H2O：Kb = 1.76 10-5 (A)11.25 (C) 9.25 (B) 4.75 (D) 4.25
在浓度均为0.01 mol· L-1的HCl，H2SO4， NaOH和NH4Ac四种水溶液中，H+和OH-离子 浓度的乘积均相等。√ Kw ＝[H+][OH-]=10-14 将氨水的浓度稀释一倍，溶液中OH- 离子浓度 就减小到原来的一半。×
〔OH-〕＝
Kbc碱
CaC2O4的Ksp为2.6 10-9，要使0.020 mol· dm-3 CaCl2溶液生成沉淀，至少需要的草酸根离子浓 度是
在实际应用中还可采用酸碱反应的生成物与剩余的反 应物组成缓冲体系： c碱 [OH ]=K b c共轭酸
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BaF2在0.40 mol· dm-3 NaF溶液中的溶解度为 (Ksp(BaF2) = 2.4 10-5，忽略F 水解) (A)1.5 10-4 mol· dm-3 (C) 3.8 10-6 mol· dm-3 (B) 6.0 10-5 mol· dm-3 (D) 9.6 10-6 mol· dm-3
(A) 1.3 10-7 mol· dm-3 (C) 5.2 10-10 mol· dm-3 (B) 1.0 10-9 mol· dm-3 (D) 2.2 10-5 mol· dm-3
• 当IP ＝ Ksp 平衡 • 当IP < Ksp 无沉淀析出 • 当IP > Ksp 有沉淀析出。
ΔfGm
Mg(s) + Cl2(g) = MgCl2(s)
5. 按通常规定，标准生成焓为零的物质为( ) A.Cl2(l) B. Br2(g) C. N2(g) D.I2(g)
H 6. 下列反应中表示 r m =f Hm(AgBr，s)的反应是
A. B. C. D.
Ag+(aq) + Br+(aq) =AgBr(s) 2Ag(s) + Br2(g) =2AgBr(s) Ag(s) + 1/2 Br2(g) = AgBr(s) Ag(s) + 1/2 Br2(l) =AgBr(s)
氨水中 c(NH4Cl) = 0.13 2 = 0.26 (mol·dm-3) 每升溶液中应多加的固体 NH4Cl 为：53.5 (0.26 - 0.020) = 13 (g)
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欲配置250ml的pH＝5.00的缓冲溶液，应在 125ml浓度为1.0mol/L的NaAC溶液中加入浓度 为6.0mol/L的HAC和H2O各多少ml。 （已知：Ka=1.8×10－5）
在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入 5ml的0.15mol/L氨水，能否生成Mn(OH)2沉淀？ 如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl， 然后再加5ml的0.15mol/L氨水，是否还能生成 Mn(OH)2沉淀？
已知：Mn(OH)2的KSP=410-14， NH4Cl的分子量=53.5，氨水的Kb=1.810-5
水的离子积及水溶液的pH、pOH
Kw ＝[H+][OH-]=10-14 适用于所有稀水溶液。 • pH值的定义: pH = -lg[H+]
• pOH的定义：pOH= - lg [OH-]
• pH+pOH=14
一元弱酸（碱）溶液氢（氢氧根）离子浓度计算 [H＋]＝
Ka c酸
条件：（1） Ka· c酸≥ 20 Kw ,
(已知：Ksp(Mg(OH)2) = 1.2 10-11， Kb(NH3· H2O) = 1.8 10-5)
26
两种溶液等体积混合后： c(Mg2+) = 0.50 / 2 = 0.25 (mol·dm-3)，c(NH3) = 0.10 / 2 = 0.050 (mol·dm-3) c(NH4Cl) = 0.020 / 2 = 0.010 (mol·dm-3)
1、在10ml的0.0015mol/L的MnSO4溶液中，加入5ml的0.15mol/L氨水，能否 生成Mn(OH)2沉淀？
Ip
Ip
如在上述MnSO4溶液中先加入0.535g固体NH4Cl，然后再加5ml的0.15mol/L 氨水，是否还能生成Mn(OH)2沉淀？
Ip
二、化学热力学与动力学
（1）热和功
所需配制的缓冲溶液的pH尽量接近弱酸的pKa值，或 所需配制的缓冲溶液的pOH尽量接近弱碱的pKb值.
缓冲溶液pH值的计算
弱酸及其共轭碱：[H+]=Kac酸/c共轭碱
pH pK lg a c酸 c共轭碱
弱碱及其共轭酸： [OH-]=Kbc碱/c共轭酸
pOH pK lg b c碱 c共轭酸
缓冲溶液的配置
找出与溶液所需控制的pH值相近的pK值的弱 酸或弱碱。
配制pH = 9.2的缓冲溶液时，应选用的缓冲对是 (A) HAc-NaAc (Ka = 1.8 10-5) (B) NaH2PO4-Na2HPO4 (Ka2 = 6.3 10-8) (C) NH3-NH4Cl (Kb = 1.8 10-5) (D) NaHCO3-Na2CO3 (Ka2 = 5.6 10-11)
+
(B) 4 10-8 mol· dm-3 (D) 9 10-7 mol· dm-3
[H ]=Ka
c酸 c共轭碱
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0.20 mol· dm-3甲酸溶液中3.2 %的甲酸已电离，它的 电离常数是 (A)9.6 10-3 (C) 1.25 10-6 (B) 2.1 10-4 (D) 4.8 10-5
• 溶度积和溶解度的关系
对于溶质MaXb，溶解度为s（mol/L）， 则:Ksp=(as)a(bs)b=aabbs(a+b)
沉淀完全的判断
完沉淀全的条件：溶液中被沉淀离子浓度低于 1.0×10-5 mol/L
分步沉淀
例：含0.1mol/L的Cl-及I-溶液中加入Ag+，问 哪种沉淀先析出，可否实现分步沉淀。 已知：AgCl的Ksp=1.56×10-10； AgI的Ksp=1.5×10-16）
（2） c酸/Ka ≥ 500 ）
[OH-]＝
Kbc碱
条件：（1） Kb· c碱≥ 20 Kw , （2） c碱/Kb ≥ 500 ）
二元弱酸、弱碱溶液 （1）当二元弱酸的Ka1＞＞ Ka2，可当一元弱酸处 理来求[H＋]。 （2）二元弱酸第二步质子传递平衡所得的共轭碱 的浓度近似等于Ka2，与酸的浓度关系不大
解离度的概念及计算 弱电解质达到解离平衡时
Ka c
已解离浓度 100％ 初始浓度
稀释定律
溶度积规则
离子积
溶度积常数
Ksp＝[Ag+][Cl-]
• 当IP ＝ Ksp 平衡 • 当IP < Ksp 无沉淀析出 • 当IP > Ksp 有沉淀析出。 溶度积规则可以作为沉淀生成和溶解的依据。