成人大专环境治理及化轻工类各专业适用

无机化学课程期末复习提要

责任教师 史玉芳

2005年春

无机化学是四川电大成人大专环境治理及化轻工类各专业的一门重要的必修课。

本课程使用中央电大出版社出版、陈灏等主编的《无机化学》（上、下）作文字教材，并录制有与其相匹配的音像教材。

无机化学内容广泛 ，既有化学原理，又有元素及化合物的知识。为了帮助同学们准确把握该课的教学要求，进行全面复习，现就各章内容提出具体复习要求和复习提要。并附综合练习题一套，供同学们复习参考。

一、复习要求和内容

第一章 化学的一些基本概念和定律

复习要求

1. 掌握物质的量及单位—摩尔的含义；

2. 学会用视察法配平一些氧化还原反应的方程式，并根据化学反应方程式进行计算；

3.掌握理想气体方程、混合气体分压定律及有关计算

复习提要

一、化学的基本概念

1. 物质的量及单位—摩尔

“物质的量”是表示指定的微观基本单元（如分子、原子、离子、电子等粒子或其特定组合）数目多少的物理量。它以阿伏加德罗常数（6.02×10^-23）为计量单位，其单位名称为摩尔。即每一摩尔物质的微粒的数目是6.02×10^-23个。

2. 摩尔质量 M =

3. 摩尔分数

4. 物质的量浓度

二、气体定律

1. 理想气体状态方程

pV=nRT ； （ρ为气体密度）

2. 混合气体分压定律

（1）当T、V恒定时，混合气体总压：p_总=p₁+ p₂+…+ p_i=Σp_i

（2）任一组分气体的分压：p_i=p_ix_i

第二章热化学

复习要求

1. 熟悉反应热、反应焓变、标准摩尔反应焓变、标准摩尔生成焓的概念；

2. 熟练地应用黑斯定律计算化学反应的焓变。

复习提要

一、反应热和反应焓变

1. 反应热：Qp表示恒压反应热； Qv表示恒容反应热。

2. 焓和焓变

体系在恒压和不作其它功的条件下，ΔH = Qp

当Δ_rH＜0的反应为放热反应；Δ_rH＞0的反应为吸热反应。

3. 标准摩尔生成焓Δ_fH_m^O

二、化学反应焓变的计算

1. 黑斯定律：

ΔH=ΔH₁+ΔH₂+…+ΔH_i=ΣΔH_i

2. 应用标准摩尔生成自由焓计算反应的焓变：

Δ_rH_m^O=∑n_jΔ_fH_m^O （生成物）-∑n_iΔ_fH_m^O （反应物）

第三章 化学反应速率与化学平衡（5学时）

复习要求

1.应用活化能、活化分子的概念，解释浓度、温度及催化剂对反应速率的影响。

2.掌握化学平衡概念及外因对化学平衡的影响。

3.熟练掌握化学平衡及其移动的有关计算。

复习提要

一、 化学反应速率

1. 化学反应速率定义和表示法

2. 浓度、温度及催化剂对反应速率的影响。

浓度对反应速率的影响：增加反应物浓度是由于增加了单位体积内分子的总数；

温度对反应速率的影响：升高温度，使体系能量增加，活化分子百分数增加；

催化剂对反应速率的影响：催化剂改变了反应的途径，降低反应的活化能，使活化分子百分数增加；

以上变化，均使体系中活化分子总数增加，从而，有效碰撞次数增加，反应速率加快。

二、化学平衡

1. 可逆反应与化学平衡

（1）平衡常数表达式的正确书写；

（2）平衡常数的物理意义；

（3）有关化学平衡的计算：已知平衡时各物质的浓度计算平衡常数；已知平衡常数计算各物质平衡浓度及转化率。

2. 影响化学平衡的因素

（1）浓度对化学平衡的影响

（2）压力对化学平衡的影响

（3）温度对化学平衡的影响

（4）催化剂与化学平衡的关系

（5）平衡移动原理（吕.查德里原理）

第四章 电离平衡 沉淀溶解平衡

复习要求

1. 熟练地掌握一元弱酸（弱碱）电离平衡的有关计算；熟练地进行PH值的计算。

2. 理解同离子效应及缓冲溶液的意义，并熟练掌握有关计算。

3. 掌握溶度积Ksp与溶解度S的换算关系；掌握溶度积规则的应用，熟练掌握沉淀的生成和溶解的有关计算。

复习提要

一、弱电解质溶液中的电离平衡

1. 一元弱酸、弱碱的电离平衡

（1）电离度 α；电离常数 KaKb

（2）稀释定律 α=

（3）一元弱酸、弱碱有关离子浓度的计算：

一元弱酸：c(H⁺) =

一元弱碱：c(OH^-) =

（4）影响弱电解质溶液中的电离平衡的因素：

同离子效应：使弱电解质溶液的电离度降低；

盐效应：使弱电解质溶液的电离度增加。

2. 溶液的酸碱性

（1） 水的离子积:Kw = c(H⁺).c(OH^-)

（2） 溶液的PH值及计算:

PH=-lgc(H⁺),PH=-lgc(OH^-),PKw=-lgKw,

PH + POH = PKw =14

（3）酸碱指示剂（酚酞、甲基橙、石蕊）的变色范围及颜色变化。

3. 缓冲溶液

（1）缓冲作用的原理。

（2）缓冲溶液PH值的计算:

PH =PKa –lg

POH =PKb –lg

（3）缓冲溶液的选择和配制

4. 盐类的水解

（1）水解常数Kh的意义

（2）盐类的水解的酸碱性及其强弱的判别。

二、沉淀溶解平衡

1. Ksp的含义及表达式。

2. 溶解积Ksp和溶解度S的关系：

AB型:S=

AB₂、A₂B型: S =

AB₃型:S=

3. 溶度积规则及其应用：判别沉淀的生成、溶解和转化；判别沉淀生成的先后顺序。

4. 沉淀生成和溶解的有关计算

第五章 氧化还原反应

复习要求

1. 了解氧化还原的基本概念；掌握氧化还原方程式的配平。

2. 了解原电池的组成和符号，掌握电极反应和电池反映的关系。

3. 了解电极电势的概念；能应用电极电势比较氧化剂和还原剂的相对强弱，判断氧化还原反应进行的方向。

4. 熟练地利用能斯特（H.W.Nernst）方程式进行有关计算。

5. 能根据元素电势图判断歧化反应进行的方向及计算有关电对标准电极电势

复习提要

一、基本概念：氧化值及氧化态、还原态、氧化、还原、氧化剂、还原剂、氧化型、还原型等基本概念；

二、氧化还原反应方程式的配平（氧化值法；离子-电子法）

三、原电池

1. 原电池的组成和符号

2. 电极反应与电池反应

3. 电动势

三、电极电势

1. 电极电势 和标准电极电势

2. 影响电极电势的因素——能斯特方程式及其有关计算

= + （T=298K）

3. 电极电势的应用：比较氧化剂还原剂相对强弱；判断氧化还原反应进行的方向 ；判断原电池的正、负极； 计算电池的电动势。

4. 元素电势图：判断歧化反应进行的方向及计算未知电对的标准电极电势。

第六章 原子结构与元素周期系

复习要求

1. 了解原子核外电子运动的基本特点、原子轨道和电子云的概念和图像。

2. 熟悉四个量子数的物理意义和取值规则。

3. 掌握原子核外电子排布的原理和一般规律，能熟练书写常见元素的原子的电子排布式。

4. 理解原子核外电子排布与元素周期系（周期律、周期表中周期、族、区的划分）的内在联系。

5、理解原子半径、元素的金属性、元素的氧化值等性质的周期性变化规律与原子结构的关系。

复习提要

一、原子核外电子的运动状态

1. 原子轨道和电子云（）

2. 四个量子数的物理意义和取值规则

二、原子核外电子排布与元素周期系

1. 多电子原子的能级；原子轨道近似能级图

2. 核外电子排布的原理：能量最低原理；保里不相容原理；洪特规则。

3. 原子的电子层结构与元素周期系（周期律 周期表中周期、族、区的划分 电子层结构与元素在周期表中的位置）

三、原子结构与元素性质的周期性

原子半径、元素的金属性和非金属性、元素的氧化值

第七章 化学键 分子结构 晶体

复习要求

1. 理解离子键、共价键的形成、特点和相互区别

2. 理解杂化理论的要点和以sp、sp²和sp³杂化轨道成键分子的几何构型；

3. 理解分子间力和氢键的概念，并说明其对物质某些性质的影响；

4.掌握晶体的基本类型及其特点；

复习提要

一、化学键

1. 离子键的形成特征和本质

2. 共价键

（1）共价键的特征（方向性、饱和性）；共价键的类型（σ键、π键、离域π键）

（2）共价键的极性和分子的极性

（3）配位键

（3）杂化轨道理论：杂化类型（sp、sp²和sp³杂化）；等性杂化和不等性杂化；各杂化轨道的空间构型和分子的空间构型。

3. 分子力和氢键

分子间力和氢键对物质某些性质的影响（如熔点、沸点、溶解度等）。

二、晶体

晶体的基本类型（原子晶体、离子晶体、分子晶体和金属晶体）及其结构特点

第八章 配位化合物

复习要求

1. 理解配合物的组成及其有关基本概念。掌握配合物命名的原则，并能熟练地对简单配合物按化学式命名，或按名称写出化学式。

2. 理解配合物结构价键理论的基本内容，并能用来说明配合物的几何构型、磁性以及稳定性。

3. 理解溶液中配位平衡的基本规律及其影响因素。学会应用配位平衡常数K_稳进行简单的计算。理解配位平衡与溶液中其它的平衡共存时的相互关系。

复习提要

一、 配位化合物的基本概念

配位化合物的组成（中心原子或中心离子、配位体、配位原子配位数）；命名；类型。

二、配合物中的配位键理论

1. 形成配位化合物的必要条件。

2. 中心原（离）子的轨道杂化与配离子的空间构型：

sp杂化——直线型；sp²杂化——平面三角型；sp³杂化——四面体；dsp²杂化——平面四方型；d²sp³或sp³d²杂化——八面体。

3. 外轨道和内轨道配合物的形成与性质（磁性与成单电子数之间的关系）。

三、水溶液中的配位平衡

1. 配位平衡常数（K_稳、K_不稳）

2. 有关计算（计算配合物溶液中有关离子浓度、通过计算比较配合物的稳定性，配位平衡与沉淀平衡的相互转化）

3. 形成配合物前后物质性质的变化（颜色、溶解度、酸碱性和氧化还原性）

第九——十章 非金属元素

复习要求

1. 掌握非金属元素氯、溴、碘、氧、硫、氮、磷、碳、硅硼的单质及其重要化合物的性质、制备和主要用途。

2. 理解同族元素和同周期元素及化合物的重要性质递变规律、惰性电子对效应。

复习提要

一、卤素

1. 卤素的通性：电子构型及氧化态；基本性质及递变规律；氟的特殊性。

2. 卤素单质、卤化氢及氢卤酸的性质、制备和用途。

3. 氯的含氧酸及其盐的稳定性、酸性和氧化性的变化规律。

二、氧和臭氧 过氧化氢

氧和臭氧、过氧化氢的结构特征、性质及用途；臭氧层被破坏的机理、臭氧空洞对人类活动的影响。

三、硫

硫化氢的性质、硫化物的分类及溶解特征；硫的氧化物、亚硫酸、硫酸、硫代硫酸及其盐的性质；含硫废气的处理。

四、氮族元素

1. 氮族元素通性：电子构型、氧化态、成键特征和基本性质。

2. 氮、氨和铵盐的性质；硝酸的氧化性及还原产物；亚硝酸的氧化还原性；王水的组成和性质。

3. 磷、砷及其化合物

磷的单质及氧化物 磷酸酸性、缩合性及磷酸盐的溶解性 砷的单质、氢化物、氧化物、含氧酸及其盐

五、碳和硅

1. 碳的同素异形体 碳的氧化物 碳酸及碳酸盐的性质（溶解性、水解性和热稳定性）。

2. 硅单质的性质；二氧化硅的特性；硅酸及盐的基本性质；硅酸盐的结构

3. 硼：硼的缺电子特征；乙硼烷的结构；硼砂与硼酸的性质。

六、氢

氢的基本性质；氢的制取及性质；氢能源。

第十一 十三章 金属元素

复习要求

1. 掌握碱金属、碱土金属、铝、锡和铅、锑和铋等主族金属元素及其重要化合物的制备、性质及用途。

2. 熟悉第一过渡过渡元素原子价电子层结构的特点，理解价电子层结构和过渡元素的通性的关系。

3. 重点掌握铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、锌、汞的单质及化合物主要性质及应用。

4. 掌握元素不同价态之间的相互转化及转化条件。

复习提要

一、碱金属、碱土金属和其它主族金属元素

1. 碱金属、碱土金属单质的主要化学性质。

2. 碱金属、碱土金属、铝、锡和铅的氢氧化物的酸碱性、水溶性变化规律；盐类的水溶性和热稳定性的变化规律；铝盐、锡盐和铅盐的水解性；锡（Ⅱ）的还原性和铅（Ⅳ）的氧化性；铋（Ⅴ）的氧化性。

二、过渡元素

1.过渡元素的通性

过渡元素在周期表中的位置及其原子价电子层结构的特点；过渡元素的通性。

2. 铬

铬的氧化物和氢氧化物的酸碱性；铬（Ⅲ）化合物的还原性和铬（Ⅵ）化合物的氧化性；铬酸盐和重铬酸盐的互变性；Cr³⁺的鉴定；铬的污染与防治。

3. 锰

锰（Ⅱ）化合物的还原性；锰（Ⅳ）化合物的氧化还原性；锰（Ⅵ）化合物的歧化反应；锰（Ⅶ）化合物的氧化性及溶液酸碱性对其还原产物的影响。

4. 铁、钴、镍

铁、钴、镍氧化物和氢氧化物的酸碱性、水溶性、氧化还原性；铁（Ⅱ）盐、钴（Ⅱ）盐、镍（Ⅱ）盐、铁（Ⅲ）盐及Fe²⁺、Co²⁺、Ni²⁺、Fe³⁺鉴定；铁、钴、镍的配合物（氨合配合物、氰配合物、羰基配合物）。

5. 铜、银、锌、汞、

铜、银、锌、汞的单质、氧化物、氢氧化物及其重要盐类（硫酸铜、氯化铜、硝酸银、氯化锌、硫化锌、氯化汞、氯化亚汞、配合物）的性质；

Cu(Ⅰ)和Cu(Ⅱ)、Hg(Ⅰ)和Hg(Ⅱ)之间的相互转化；

镉和汞的污染与防治。

二、综合练习题

一、填空题

1、化学式是 式子。

2、碳酸氢钠（NaHCO₃）的相对分子量（Mr）为 ，其摩尔质量（M）为 。

3、反应2Mg(s)+O₂(g) 2MgO(s),Δ_rH_m^O =-1203.4kJ·mol^-1,则

MgO的标准摩尔生成焓Δ_fH_m^O (MgO,s)= kJ·mol^-1。

4、向20ml 0.10 mol.L^-1的HN₃•H₂O溶液中加入20ml H₂O，

则HN₃•H₂O的电离度将 ，HN₃•H₂O的电离常数将 。（填：增大、减小或不变）。若在上述溶液中再加入40 ml 0.080 mol.L^-1的HN₄•Cl溶液，则溶液中OH^-的浓度为

mol.L^-1。已知：Kb(HN₃•H₂O)=1.74×10^-5。

5、某金属元素的最高氧化数为+6，该元素所在的周期数与其外层的d电子数相同，该元素的核外电子排布式为 。

6、化合物Na₂S₄O₆中，硫元素的氧化值是 。

7、共价键的特征 。

8、HF的熔点、沸点高于HCl，是因为 。

9、配位化合物[CoCl₃(NH₃)₃]的名称是 。

二、选择题

1、标准状况下，1.7kg的理想气体NH₃的体积是（ ）。

A.2.24m³ B. 22.4m³ C.1.12m³ D. 11.2m³

2、指定条件下，当可逆反应达平衡时，（ ）。

A.各反应物浓度和生成物浓度均为定值；

B.各反应物浓度比生成物浓度大；

C.各生成物浓度比反应物浓度大；

D.各反应物浓度和生成物浓度相等。

3、加催化剂，可使反应速度加快的原因是（ ）。

A.加快分子的运动速度 B. 降低了活化能

C.增加了活化分子数 D.增大了平衡常数

4、下列反应中，反应的热量变化符合甲烷标准摩尔生成焓定义的反应是（ ）。

A.C（金刚石）+ 2H₂（g） CH₄（g）

B.C（g）+ 4H(g) CH₄（g）

C.C（石墨）+2H₂（g） CH₄（g）

D.C（石墨）+ 4H(g) CH₄（g）

5、若在0.1 mol.L^-1的某弱酸溶液中，已电离的弱酸占0.01%，则该弱酸的电离常数是（ ）。

A.10^-3 B. 10^-5 C. 10^-9 D. 10^-7

6、下列溶液浓度为0.1 mol.L^-1，其中碱性最强的是( )。

A.NH₄C1 B. NaC1 C.NaAc D、HAc

7、H₂O分子中O原子的杂化类型是（ ）。

A.SP杂化 B.SP²杂化 C.SP³杂化 D.不等性SP³杂化

8、在标准状态下，反应 Sn+Pb²⁺ Sn²⁺+Pb中的各物质浓度不受溶液酸度的影响。

已知 : ф^O(Pb²⁺/Pb)=-0.1263V, ф^O(Sn²⁺/Sn)=-0.1364V。

据此可判断反应( )。

A．从左向右进行

B．从左向右进行

C．动态平衡

D．进行的方向取决于Pb²⁺和Sn²⁺的浓度

9、在酸性介质中Fe²⁺被氧化形成（ ）。

A. Fe²⁺ B. Fe³⁺ C. Fe（OH）₂ D. Fe（OH）₃

10、在[PtCl(NO₂)(NH₃)₄]²⁺络离子中，中心离子的氧化数和配位数分别是（ ）。

A.+2和4 B.+4和6 C.+3和5 D.+3和6

11、下列硫化物能溶于稀盐酸的是（ ）。

A.ZnS B.CuS C.Ag₂S D.HgS

12、下列氢氧化物具有两性的是（ ）。

A.Ba(OH)₂ B.Mg(OH)₂ C.Zn(OH)₂ D.Fe(OH)₂

三、问答题

1、“将NH₃.H₂O浓度稀释一倍，其OH^-的浓度也减小一倍”，这句话正确吗？为什么？

2、下列叙述是否正确？若有错误请改正，并简要说明理由。

（1）因为0.10 mol.L^-1HCN的电离常数为6.17×10^-10，所以

0.20 mol.L^-1HCN溶液中HCN的电离常数为2×6.17×10^-10；

（2）某温度时，Bi₂S₃在水中的溶解度为S mol.L^-1，则Ksp(Bi₂S₃)=S⁵。

3、在NaCl溶液中加入少量AgNO₃溶液，则产生白色沉淀；再加入HN₃.H₂O溶液，沉淀又溶解。请用化学平衡原理解释此现象，并写出有关化学反应方程式。已知：

Ksp,_AgCl=1.77×10^-10, K_稳（[Ag(NH₃)₂]⁺）=1.1×10⁷。

4、第四周期有A、B、C、D四种元素，其原子序数依次增大，其价电子数依次为1、2、2、7。已知A和B的次外层电子数为8，C和D的次外层电子数为18。

（1）推出A、B、C、D四种元素的价电子构型；

（2）写出A、B、C、D的元素符号；

（3）哪种元素的氢氧化物碱性最强？

（4）B和D形成的化合物属于离子型还是共价型？写出它的化学式。

5、完成并配平下列各反应式：

(1) CaCO₃ + HCl

(2) MnO₄^- + C₂O₄^2- + H⁺ Mn²⁺ + CO₂ + H₂O

(3) FeCl₃+ Cu FeCl₂ + CuCl₂

(4)（1）Cu + Ag⁺ Cu²⁺ + Ag

(5) Cr₂O₇^2- + I^- Cr³⁺ + I₂

6、已知ф^O（Zn²⁺/Zn）=-0.762V,ф^O(Fe²⁺/Fe)=-0.45V,试解释：为什么将锌棒

与铁制管道接触，能对管道起保护作用？

7、在下列氧化剂H₂O₂、KMnO₄、K₂Cr₂O₇中，选出一种能使Cl^- 和Br^-的混合溶液中Br^-被氧化成Br₂，而Cl^-不被氧化的物质，简要说明理由。已知各电对电极电势值如下：

ф^O（H₂O₂/H₂O）=1.78V

ф^O（MnO₄^-/ Mn²⁺）=1.51V

ф^O（Cr₂O₇ ^2-/ Cr ³⁺）=1.23V

ф^O（Br₂/ Br^-）=1.07V

ф^O（Cl₂/ Cl^-）=1.36V

四、计算题

1、根据下列化学反应式和给出的标准生成焓数值，计算氨气的氧化反应的恒压反应热。

4 NH₃(g) + 5O₂(g) = 4NO(g) + 6H₂O(g)

ΔH_f^O/kJ·mol^-1 -46.19 0 90.347 -241.83

2、已知:

MnO₂ (s) MnO(s)+ O₂(g) Δ_rH_m^O（1）= 134.7 kJ·mol^-1

MnO₂ (s)+Mn(s) 2MnO(s) Δ_rH_m^O（2）= -250.3 kJ·mol^-1

计算MnO(s)的标准摩尔生成焓Δ_fH_m^O值。

3、将6.0×10^-3 mol.L^-1 AgNO₃溶液和4.0×10^-3 mol.L^-1K₂CrO₄溶液等体积混合，通过计算并判断有无Ag₂CrO₄沉淀产生？已知Ksp（Ag₂CrO₄）=2.0×10^-12 。

4、在298K时， Kb（NH₃）=1.77×10^-5，试计算：

（1）0.1mol.L^-1氨水溶液的PH值和解离度

（2）1000 ml上述溶液和500ml0.1 mol.L^-1HCl溶液混合后，溶液的PH值。

5、已知298K时，PbI₂的溶度积常数Ksp （PbI₂）=8.8×10^-9。

（1）．向0.01 mol.L^-1的Pb(NO₃)₂溶液中加入等体积的0.001 mol.L^-1KI溶液，是否会有PbI₂沉淀产生?

（2）．若Pb(NO₃)₂溶液的浓度保持不变，当加入的KI溶液中，I^- 浓度超过什么数时，便开始有PbI₂沉淀析出?

6、已知38%的浓HC1溶液的密度ρ为1.19g.ml^-1 ，计算：（1）HC1溶液的物质的量浓度；（2）配制0.1 mol.L^-1 HC1溶液500 ml，需要取浓HC1溶液多少？

7、已知：原电池（-）Zn|Zn²⁺‖Fe²⁺|Fe（+）的

C（Zn²⁺）=0.0010mol·L^-1，C（Fe²⁺）=0.10 mol·L^-1，ф^O（Fe²⁺/Fe）= -0.45V，ф^O（Zn²⁺/Zn）=-0.76V。

（1）计算原电池的电动势；

（2）写出电极反应式和电池反应式。

8、已知氯元素在酸性条件下的标准电位图：

ClO₄^- +1.19 ClO₃^- +1.21 HClO₂ +1.64 HClO +1.63 Cl₂ +1.36 Cl^-

E^O₁ E^O₂

（1）求E^O₁和E^O₂值

（2）标准电位图中，哪些物质能发生歧化反应？写出配平的歧化反应式。