普通化学考研复习资料一
2010年《普通化学》考研辅导资料之一
——《普通化学》考研内容精选
第一章化学反应的基本规律
一、基本知识点：
1、体系的状态函数
（1）体系—人为规定研究对象的物质系统。
敞开体系：体系与环境有物质和能量交换。
封闭体系：体系与环境无物质交换，但有能量交换。
孤立体系：体系与环境无物质交换，又无能量交换。
（2）状态—体系中一切性质的总和。
广度性质：表现体系量的特征（与体系中物质的量成正比），例如体积V 、质量m 、热容C 、
热力学能U 、焓H 、熵S 、吉布斯自由能G 等，具有加和性。
强度性质：表现体系质的特征（与体系中物质的量无关），例如温度T 、压力P 、浓度c 、
密度ρ等，不具有加和性。
（3）状态函数—由状态所决定的每一种理化性质，统称为体系的状态函数。或能决定状态的性质和
以一定关系随这些性质而变化的其它性质，统称为体系的状态函数。例如T、P、V
和H = U + pV 、 G = H–TS等。
(4)状态函数特征—其变量仅与状态有关，而与变化途径无关。例如0
dT=
? （循环过程）
其数学处理可用全微分的概念，H其微量变化可用dH表示，而热Q 是由于体系与环
境的温度差别而引起的能量传递量，Q的数值会随具体途径而变化，
故热Q不是状态函数，其微量变化要用δQ表示。因为在等压过程
中，Q p = △H，所以dH =δQ p。
2、热力学第一定律（化学反应中的能量守恒）
(1)热力学能（内能）U—是体系内部各种能量的总和。是体系自身的性质，是
广度性质，是体系
的一种状态函数。其绝对值无法确定，但其变量△U只取决于体系的始、终态。
（2）热力学第一定律数学表达式:△U = U2– U1 = Q + W = Q v (等容反应热)
（3）等压反应热与焓：H = U + pV，△U = Q p + W，△H = Q p
所以焓也是体系的一种状态函数。其绝对值也是无法确定，但其变
量△H 只取决于体系的始、终态。其是体系的广度性质，具有加和
性。
（4）盖斯定律——化学反应的反应热只与反应体系的始、终态有关，而与其变化
的途径无关。
()()()r m f
m
f
m
B f m B
H H H v H B θ
θ
θ
θ?=
?
-?
=?∑∑∑ 产物反应物
（5）
)()298.15r m
r m r m H T H K H θ
θ
θ
?≈?=?
3、热力学第二定律：孤立体系中所发生的任意过程总是向着熵增大的方向进行。
（1） 熵（S ）——是体系的状态函数，是量度体系混乱度的函数。 （2） 标准熵
)m
S T θ
：在标准状态下，1mol 某纯物质从0 K 慢慢升温到T K
时两状态间的熵变。
（3） S S S ?=?+?孤立体系环境 （4）
)()()
r m m
m
B m B
S S
S v S B θ
θ
θ
θ?=
-=∑∑∑ 产物反应物
4、热力学第三定律：在热力学温度0K 时，任何纯物质的熵值为零。0S =
（1）()()()00S S T S S T S T ?=-=-= （2）)()()m m
m S g S l S s θ
θ
θ>> （3）
)()()
321m
m
m S T S T S T θ
θ
θ>>()T T T >>
（4） ()()298.15r m
r m r m S T S K S θ
θθ
?≈?=?5、化学反应的自发性判据 （1）
r m r m H S θ
θ
?<
?>
该化学反应在任何温度下能自发进行。
（2） 0,0r m r m H S θθ
?>?< 该化学反应在任何温度下不能自发进行。
（3） 0,0r m r m H S θθ
?
（4） 0,0r m r m H S θθ
?>?> 该化学反应在高于某温度下能自发进行。
6、吉布斯自由能与化学反应的自发性判据 （1）G H TS G H T S =-?=?-?
（2）
)298.15298.15r m
r m r m r m G K G H S θ
θθθ
?=?=?-??
（3） ()r m
r m r m G T H T S θ
θ
θ
?=?-?
（4） )()()r m f
m f m
B f m B
G G G v G B θ
θ
θ
θ?=
?
-?=?∑∑∑ 产物反应物
（5）)0r m
G T θ
?< 该化学反应在某温度标准状态下能自发进行。
()0r m G T θ
?> 该化学反应在某温度标准状态下不能自发进行。 ()0r m
G T θ
?= 该化学反应在某温度标准状态下处平衡状态。
（6）()0r m
G T ?< 或 ()40r m G T θ?<-KJ 。mol ˉ
1
该化学反应在某温度非标准
状态下能自发进行。
()0r m G T ?>或()40r m G T θ
?>+KJ 。
mol ˉ1
该化学反应在某温度非标准状态下不能自发进行。
()0r m G T ?= 该化学反应在某温度非标准状态下处平衡状态。
7、热力学等温、等压方程式：
（1） ()()ln r m r m
G T G T RT J
θ
?=?+
（2） )() 2.303lg r m r m
G T G T RT J θ
?=?+
（3
） ()0
r m G T ?= 时
，
)()()l n 2
.
3
3
l
g
r m
G T RT K
T
RT
K T θ
θ
θ
?=-=- 8、化学反应限度——化学平衡
（1） 化学平衡的特征：是在一定温度下，化学反应建立的相对的一种动态平
衡。其特征可用
平衡常数表示。
（2） 标准平衡常数
)K
T θ
可用热力学等温、等压方程式求得，故又称热力
学平衡常数。
对某一反应而言，标准平衡常数的数值仅与温度有关。
（3） 对气相反应
)0B B
v B g =
∑
而言：
)()
/B
B
B
K
T
p p
υθ
θ
=∏
若为溶液中溶质的 反应
)0B
B
v
B
a q
=
∑而言：()(
)/B
B
B
K
T c c υθ
θ
=
∏
（4） 多重平衡规则：某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反
应的平衡常数为
这 若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。
9、化学反应速率
（1） 基元反应（简单反应）为一步到底的反应。非基元反应（复杂反应）为
多步基元反应组成，
其化学反应速率由其中最慢一步基元反应决定。
（2） 化学反应进度
B B
n v ξ?=
单位：mol
（3） 化学反应速率
1B
B dc v dt
υ=
单位：mol.dm ˉ3.s ˉ1 （4） 反应的活化能 a E （60 250 kj.mol ˉ1
） a E =E
临界
-E
平均
（5） 质量作用定律 A B k c c υ= （x,y 的数值由实验决定）
（5） 反应速率常数（k ）为当c(A)=c(B)=1 mol.dm ˉ3
时的反应速率。对某一
反应而言，反应速率常数的数值与温度有关,此外与反应的活化能有关.使用适当的催化剂可改变活化能.
（6） 化学反应速率与反应速率常数及浓度有关.另外在多相体系中,其化学反
应速率还与相界面的大小有关.
二、重点及难点
1、化学反应方向的判断 （1）()0r m
G T ?< 该反应向正反应方向进行（反应自发）
()0r m G T ?> 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） ()0r m G T ?= 该反应处平衡状态
（2）()()
ln
r m J G T RT K
T θ
?=)()
2.303lg
r m J G T RT K
T θ
?=
若)J K
T θ
< 该反应向正反应方向进行（反应自发）
()J K T θ
> 该反应向逆反应方向进行（反应非自发） ()J K
T θ
= 该反应处平衡状态
（3）()40r m
G T θ
?<- KJ 。mol ˉ
1
)7
1.010K
T θ
>?该反应向正反应方向进
行（反应自发）
()40r m
G T θ
?>+ KJ 。mol ˉ
1
()71.010K
T θ
-
自发）
（4）0,0r m r m H S θθ
?
r m r m
H T S θ
θ
?<
?
0,0r m r m H S θθ
?>?> 该化学反应在高于某温度下能自发进行
r m r m
H T S θ
θ
?>
?
2、化学反应的标准平衡常数与温度的关系 ()
()
()
212112
lg
2.303T r T K H m T T K
R T T ?-=
3、化学反应的反应速率常数与温度的关系 ()2121
12
lg
2.303a E T T k k R T T -=
三、计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、某化学反应标准摩尔焓变的计算： ()()()r m f
m
f
m
B f m B
H H H v H B θ
θ
θ
θ?=
?
-?
=?∑∑∑ 产物反应物
使用条件——要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。 注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。
()()298.15r m
r m r m H T H K H θ
θθ?≈?=?
使用条件——在任何温度下某化学反应标准摩尔焓变可近似等于298.15K 时该化学反应的
标准摩尔
焓变，因为某化学反应标准摩尔焓变与温度关系不大。
注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数，其单位为kj.mol ˉ1。
()r m
r m r m G T H T S θ
θ
θ
?=?-?
使用条件——利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K 时该化学
反应的
标准摩尔熵变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔熵变与温度关系不大。
注意事项——式中的吉布斯自由能变与温度有关，故要使用该温度下的吉布斯自由能变进
行计算，
注意使用的单位要一致。因为其中化学反应的标准熵变的单位为
j.mol ˉ1.K ˉ1.
()
()
()
212112
lg 2.303T r T K H m T T K
R T T ?-=
使用条件——利用在不同温度下该化学反应的标准平衡常数来进行计算。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准气体常数R 的单位为j.mol ˉ1.K ˉ
1
.
2、某化学反应标准摩尔熵变的计算：
()()()r m m
m
B
m B
S S S v
S B θ
θθ
θ
?=
-=∑∑∑ 产物反应物
使用条件——要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。
注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。化学反应标准熵变的单位为
j.mol ˉ1.K ˉ1.
()()298.15m
m m S T S K S θ
θθ≈=()()298r m r m r m S T S S ?≈?≈?
使用条件——在任何温度下某物质的标准摩尔熵等于298.15K 时的标准熵，同样在任何温
度下某
化学反应的标准摩尔熵变可近似等于298.15K 时该化学反应的标
准摩尔熵变。因为某
化学反应标准摩尔熵变与温度关系不大。
注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数，故其与化学反应式的书写形式有关。
其单位为j.mol ˉ1 K ˉ1.
()r m
r m r m G T H T S θ
θ
θ
?=?-?
使用条件——利用在某温度下某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能变及298.15K 时该化学
反应的标准
摩尔焓变来进行计算。也因为某化学反应的标准摩尔焓变与温度关
系不大。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位
为kj.mol ˉ1
，
而式中的标准熵变的单位为j.mol ˉ1.K ˉ1.
3、某化学反应标准摩尔吉布斯自由能变的计算： ()()()r m f
m
f
m
B f m B
G G G v G B θ
θ
θ
θ?=
?
-?
=?∑∑∑ 产物反应物
使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在298.15K 时的化学反应标准摩尔
吉布斯自由能变。同样要依据已给定的某化学反应来进行计算，故其与化学反应式的书写形式有关。
注意事项——不要忘记化学反应式中的化学计量数。其单位为kj.mol ˉ1。
()r m
r m r m G T H T S θ
θ
θ
?=?-?
使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准
摩尔吉布斯自由能变。利用该化学反应的标准摩尔焓变、该化学反应的标准摩尔熵变及指定温度
T K 来进行计算。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准吉布斯自由能变及标准焓变的单位
为
kj.mol ˉ1，而式中的标准熵变的单位为j.mol ˉ1.K ˉ1.
()()ln r m r m
G T G T RT J θ
?=?+()() 2.303lg r m r m
G T G T RT J
θ
?=?+
使用条件——式中的摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应非标准摩
尔吉布斯自由能变。利用该化学反应在该温度下的标准摩尔
吉布斯自由能变和该化学反应在非平衡
状态时的浓度商或分压商来进行计算。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的非标准摩尔吉布斯自由能变和标准摩尔
吉布斯自由能变的单位为kj.mol ˉ1，而式中的标准气体常
数R 的单位为j.mol ˉ1.K ˉ1
；另外要注意式中的浓度商和分压商是指相对浓度商和相对分压商，是无量纲的。
()()()ln 2.303lg r m
G T RT K T RT K T θ
θθ?=-=-
使用条件——式中的标准摩尔吉布斯自由能变是指在任何指定温度T K 时的化学反应标准
摩尔吉布斯自由能变。可利用该温度下的标准平衡常数来进行计算。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔吉布斯自由能变的单位为
kj.mol ˉ1
，而式中的标准气体常数R 的单位为j.mol ˉ1
.K ˉ
1
；另外要注意式中的标准平衡常数是无量纲的。
r m G nFE ?=-电池()()()r m G T nFE T nF E E +-?=-=-- 电池
使用条件——某一氧化还原反应的摩尔吉布斯自由能变可利用该反应组成原电池的原电
池电动势来进行计算；那么其标准摩尔吉布斯自由能变可利
用该反应组成原电池的标准原电池电动势来进行计算。其温度一般指298.15K 。
注意事项——式中的F 是法拉第常数，即96485C .mol ˉ1，电动势E 的单位为V ，则其标
准摩尔吉布斯自由能变和非标准摩尔吉布斯自由能变的单
位为j.mol ˉ1
.
4、某化学反应能自发进行的临界温度的计算：
r m r m
H T S θ
θ
?<
?
使用条件——当某化学反应的0,0r m r m H S θθ?
式中的标准摩尔熵变的单位为j.mol ˉ1.K ˉ1.
r m r m
H T S θ
θ
?>
?
使用条件——当某化学反应的0,0r m r m H S θθ?>?>时可使用此式来进行计算。 注意事项——注意使用的单位要一致。因为式中的标准摩尔焓变的单位为kj.mol ˉ1。而
式中的标准摩尔熵变的单位为j.mol ˉ1.K ˉ1.
5、某化学反应的标准平衡常数的计算：
()()
/B
B
B
K
T p p
υθ
θ
=∏
使用条件——对气相反应
)0B
B
v
B g =
∑，可使用此式来进行计算。
注意事项——式中的分压是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对分压。若是
多相反应，
则分压是指化学反应处平衡状态时，气体反应物和气体生成物的相对分压。另外其数值 与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。
()()
/B
B
B
K
T c c
υθ
θ
=∏
使用条件——对溶液中溶质的反应
)0B
B
v
B aq =
∑，可使用此式来进行计算。
注意事项——式中的浓度是指化学反应处平衡状态时，反应物和生成物的相对浓度。若是
多相反应，
则浓度是指化学反应处平衡状态时，溶液中溶质的相对浓度。另外其数值与化学反应
式中的化学计量数有关，即与化学反应式的书写形式有关。而且
平衡常数表达式中不
包含纯液体、纯固体和水溶液中的水的浓度项。
12
K
K K
=
1
2
K K
K =
使用条件——对于多重平衡体系而言，某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则
总反应的平衡常数为这若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。
注意事项——平衡常数是无量纲的，其数值与化学反应式中的化学计量数有关，即与化学
反应式的书写形式有关。
()()()ln 2.303lg r m
G T RT K T RT K T θ
θθ?=-=-
使用条件——可利用该温度下的标准摩尔吉布斯自由能变来进行计算。因为当某化学反应
的非标准摩尔吉布斯自由能变对于零时，该化学反应处于平衡状态。
注意事项——注意使用的单位要一致。由于式中的标准摩尔吉布斯自由能变单位为
kj.mol ˉ1。而式中的标准气体常数R 的单位为j.mol ˉ1.K ˉ
1
。
()()
lg 2980.059nE
K
K v
θ
θ
=
电池
使用条件——某一氧化还原反应处于平衡状态时，可使用此式来进行计算。
注意事项——式中的电池电动势是指标准原电池电动势。
6、化学反应的反应速率计算：
x
y
A B k c c υ= （x,y 的数值由实验决定）
使用条件——对基元反应而言，式中x=a,y=b ；对非基元反应而言，其反应速率由其中最
慢的一步
基元反应决定，x,y 的数值由实验决定。
注意事项——式中反应速率的单位为mol.dm ˉ3.s ˉ1，浓度单位为mol.dm ˉ3，而反应速率
常数k 的
单位可由该反应的反应级数（x + y ）决定。但是也可认为反应速率常数k 是无量纲的。
()21221
1
12
lg lg
2.303a E T T v k v k R T T -==
使用
——利用反应的活化能和某一温度下的反应速率，来计算另一温度下
的反应速率。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol ˉ1，而标准
气体常数R 的单位
为j.mol ˉ1
.K ˉ1
。
7、化学反应的活化能计算：
()21221
1
12
lg lg
2.303a E T T v k v k R T T -==
使用条件——利用不同温度下的反应速率，来计算该反应的活化能；或利用不同温度
下的反应速率
常数，来计算该反应的活化能。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol ˉ1，而标准
气体常数R 的单位
为j.mol ˉ1.K ˉ1。
8、化学反应的反应速率常数k 测定和计算： x
y
A B k c c υ=
使用条件——利用实验测定，反应速率常数k 是指单位浓度时的反应速率。 注意事项——实验时，可改变某一反应物的浓度多次，再改变另一反应物的浓度多次，
来测定该反
应的反应级数，并且可计算该反应的反应速率常数k 。
()21221
1
12
lg lg
2.303a E T T v k v k R T T -==
使用条件——利用反应的活化能和某一温度下的反应速率常数，来计算另一温度下的
反应速率常数。
注意事项——注意使用的单位要一致。因为活化能的单位为kj.mol ˉ1，而标准气体
常数R 的单位
为j.mol ˉ1
.K ˉ1
。
第二章水基分散系
一、基本知识点：
1、分散体系（分散质、分散剂）；可分溶液、胶体及粗分散体系。
2、稀溶液的依数性（稀溶液的通性）——拉乌尔定律 （1） 蒸气压下降
()B A
n p p
T n *
?=
（2） 溶液的沸点升高
b
p
b p T k m
?=
（3） 溶液的凝固点降低 ..f p f p T k m ?=
（4） 渗透压
nRT
V cRT ==∏
3、胶体分散体系——是一种高度分散的多相不均匀体系
（1） 胶体的种类：溶胶（分散剂为液体的分散体系，分散质可为气体、液体和
固体） 气溶胶（分散剂为气体的分散体系）
（2） 胶体的结构：胶团=胶粒（胶核+电位离子+吸附层反离子）+扩散层反离子 例如：
)()1x m A gI nI n x K xK -
-++
??
-?? （负溶胶）
()()33x m AgI nAg n x N O xN O +
+--
??
-??
（正溶胶）
（3） 胶体的稳定性与破坏
稳定性：胶体的颗粒小、分散度高、表面积大有很大的表面能，而且
处于强烈的布郎运动之中，由于相同电性的胶粒可通过静电作用相互排斥，所以具有稳定性。
溶胶的破坏：由于加入电解质、加热、改变酸度、浓度和利用相反电性的溶胶间互相作用等方法，可使胶体的稳定性被破坏，产生聚沉作用。
溶胶的保护作用：由于加入高分子化合物，其被吸附在胶粒表面，使胶粒不易互相接触，因而显著地增加了胶体的稳定性。
溶胶的敏化作用：由于加入少量高分子化合物，其不能完全覆盖胶粒表面，反而会使胶粒吸附在高分子的分子链上，变得易于聚沉而产生絮凝作用。
溶胶的胶凝作用：高分子溶液和某些溶胶，在适当的条件下，整个体
系会转变成一种弹性半固体状态的凝胶（冻胶）。但某些凝胶
经过机械搅动后，又会变为溶胶，静置时又会变为凝胶，此现象称为触变作用。
二、 重点及难点
1、
溶液通性的定性分析：与分散体系中分散质的粒子数多少有关，若粒子数愈多，则该溶液的通性愈明显。即该溶液的蒸气压下降得愈多，其溶液的沸点升高、凝固点降低得愈多，其溶液具有愈高的渗透压。所以在浓度相同条件下进行比较，溶液通性强电解质比弱电解质明显；弱电解质又比非
电解质明显。
2、
溶液的依数性定量计算：
（1） ()B A
n p p
T n *
?=
式中
)P
T
*
为该温度下纯溶剂的饱和蒸气压
（2） ..b p b p T k m ?= ..f p f p T k m ?= 式中
为溶质的质量摩尔浓度
上式中的'
W m M
=所以式中的'
W
是指在1000克溶剂中未知物的质量。
（3） /nRT V cRT ==∏式中的单位要一致，若∏
单位为Pa ，那么V 的
单位为m 3,若∏ 单位为Kpa, 那么V 的单位为dm 3,
的单位为
mol.dm ˉ3
。
上式中n 为溶质的摩尔数，W n M
=
所以可由此求得未知物的摩尔质量。
三、 计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项
1、蒸气压下降的计算：
()B A
n p p
T n *
?=
使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用溶质的摩尔分数及
该温度下纯溶剂
的饱和蒸气压，来计算该溶液的蒸气压下降值和该溶液的蒸气压。
注意事项——溶液的蒸气压下降值和该溶液的温度有关，与溶质的摩尔分数也有关。
但对浓溶液及挥
发性、电解质溶液无此定量关系。
2、溶液的沸点升高、凝固点降低的计算：
..b p b p T k m ?= ..f p f p T k m ?=
使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用溶质的质量摩尔浓
度及该溶剂的沸
点升高常数、凝固点降低常数来分别计算该溶液的沸点升高值、
凝固点降低值。以及求
出该溶液的沸点、凝固点。
注意事项——式中溶质的浓度是指质量摩尔浓度，即指1000克溶剂中所含溶质的摩尔数。
3、溶液的渗透压计算：
/nRT V
cRT ==∏
使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用理想气体方程式计
算溶液的渗透压。
注意事项——注意使用的单位要一致。若体积单位为m 3，则溶液的渗透压的单位为Pa ；若体积单位为
dm 3，溶液的浓度单位为mol.dm ˉ3，则溶液的渗透压的单位为KPa 。
4、未知物的摩尔质量计算：
()
B A
n p p
T n *
?=
..b p b p T k m ?= ..f p f p T k m
?= /nRT V
cRT ==∏
使用条件——适用于可溶性、非挥发性、非电解质的稀溶液。利用该溶液的蒸气压下
降值、该溶液的
沸点升高值、凝固点降低值及该溶液的渗透压均可计算未知物的摩尔质量。
注意事项——溶液的沸点升高、凝固点降低的计算公式中溶质的浓度是指质量摩尔浓
度，溶液的渗透
压计算公式中溶质的浓度是指体积摩尔浓度。通常利用溶液的渗透压来计算未知物的摩尔质量，因为溶液的渗透压与溶质的浓度变化关系极大，故计算的误差较小。
第三章 溶液中的化学平衡 一、 基本知识点：
1、
酸碱质子理论
（1） 凡能给出质子的物质都是酸，凡能接受质子的物质都是碱。其中包含
分子酸碱和离子酸碱。
（2） 共轭酸碱关系：酸给出一个质子后，就成了其酸的共轭碱；而碱接受一个质子后，就成了其碱的共轭酸。
（3） 酸碱电离、水的电离、酸碱中和及盐类水解反应可统称为酸碱反应。均可认为是两对共轭酸碱之间的质子转移。 2、
一元弱酸弱碱的电离平衡
（1） 弱酸弱碱的电离常数（在298.15K 时，弱酸弱碱电离平衡的标准平衡常数）
)[]
a
H Ac K H Ac H Ac +-????????
=
)[]
4323b
N H O H K N H H O N H +-????????
=
（2） 水的离子积常数
1410W K H OH θ+
--????==????
（3） 共轭酸碱对电离常数之间的关系
W a b
K K K θθ
θ
= 式中a K θ
为弱
b K θ
为其共轭碱的电离常
数。
（4） 盐类的水解常数
W h a
K K K θθ
θ
=
该盐是一种碱，a K θ
为其共轭酸的电离常数；
W h b
K K K θθ
θ
=
该盐是一种酸，b K θ
为其共轭碱的电离常数。
3、
多元弱酸弱碱的电离平衡
（1）H 2S == H +
+ HS - HS - == H +
+ S
2-
]
1
2a H H S K H S θ
+-????
????=
22a H S K H S θ
+--????????=
????
（2）S 2- + H 2O == HS - + OH -
)()
1
2
222W b a H S O H K K S
K H S S
θ
θ
θ
---
-
????
????
=
=
???
?
HS - + H 2O == H 2S + OH -()[]()
2
1
222W b a H S O H K K S K H S H S θ
θ
θ
--
-
????
=
=
??
??
4、
同离子效应
（1） HAc + HCl 混合溶液: 使HAc 的电离度下降，溶液的酸度由HCl 决定； （2） HAc + NaAc 混合溶液: 也使HAc 的电离度下降，溶液的酸度由混合溶
液决定； （3） NH 3H 2O + NaOH 混合溶液:使NH 3H 2O 的电离度下降，溶液的碱度由NaOH
决定； （4） NH 3H 2O + NH 4Cl 混合溶液: 也使NH 3H 2O 的电离度下降，溶液的碱度由混
合溶液决定。
5、 沉淀溶解平衡
（1） 溶度积常数（298.15K ）由难溶电解质本性决定
()()();
x x M A s xM
aq A aq +
-+
)x
x sp
x K M A M A θ
+
-????=????
()()();
y y M A s M
aq yA
aq +
-
+
()y
y sp
y K M A M
A θ
+
-????=????
（2） 溶度积规则
若)x
x sp x M A K M A θ+-????>???? 则该溶液中有x M A 沉淀； 若
)x
x sp x M A K M A θ+-????
则该溶液中无x M A 沉淀； 若 ()x x sp x M A K M A θ+
-????=????
则该溶液处于平衡状态。 （3） 分步沉淀
在多种相似离子的混合溶液中，利用溶度积规则，若能仔细控制沉淀
剂的量，使溶液中几种相似离子分别先后沉淀，而不相互干扰。 一般定量判断：当后一种离子开始沉淀时，前一种离子的残留浓度小于10-5 mol.dm ˉ3
则可认为不相互干扰，可分步沉淀。
6、
配位化合物及在水溶液中的配位平衡
（1） 配位化合物——由配离子与其相反离子以离子键结合的复杂化合物，
或由电荷相反的两个配离子结合的复杂化合物，以及由中心离子（原
子）与配位体直接结合的配位分子。
（2） 配离子——由中心离子（原子）与配位体（若干个负离子或中性分子）
以配价键结合的复杂离子（配阳离子、配阴离子）。若以配价键结合的
复杂分子，则为配位分子。
（3） 配位化合物的命名（由右向左）称为某化某或某酸某。
配离子的命名（先配位体后中心离子，配位体中先简单后复杂、先无
机后有机）用“合”字相连，并且在中心离子后用（）加上罗马数字表
示中心离子的氧化数。
（4） 水溶液中的配位平衡（配合解离平衡）
()()()()223344C u aq N H aq C u N H aq +
+??+?? 配合解离
（5） 配离子的稳定常数及不稳定常数
)[]234
4
23C u N H K
C u N H θ
++??
??=
????
稳
]()4
23234
1C u N H K
K C u N H θ
θ
++????
==??
??
不稳
稳 （6） 配离子的累积平衡常数（逐级稳定常数）
K β=稳1
；
2K K β=稳1稳2 ；3K K K β=稳1稳2稳3
；
44K K K K β=稳1稳2稳3稳
7、 溶液中的电化学平衡
（1） 氧化还原电对： 氧化型/ 还原型 （Zn 2+
/ Zn ） (Cl 2/Cl -
) (MnO 4-/Mn 2+) （2） 原电池 （-）还原型|氧化型‖氧化型|还原型（+） （3） 电极反应（半反应）与电池反应（全反应）
（-）氧化反应 Zn → Zn 2+ + 2e - （+）还原反应 Cu 2+ + 2e -→ Cu
电池反应：Zn + Cu 2+ === Zn 2+ + Cu
（4）电极电位
)
/E 氧化型还原型， V ；
标准电极电位 ()/E
θ
氧化型还原型，参与电极反应的离子浓度均为
1.0 mol.dm ˉ3
，
参与电极反应的气体分压为100Kp.
（5）能斯特方程 a 氧化型 + n e - b 还原型
()()//ln
a
b
RT E E
nF
θ
????=+
????
氧化型氧化型还原型氧化型还原型还原型
一般情况下，可用T （298.15K ），F （96485 C ·mol ˉ1
）
则
()()0.059//lg
a
b
v E E
n
θ
????=+
????
氧化型氧化型还原型氧化型还原型还原型
（5） 原电池的电动势
E o（电池）= E o（+）- E o（-）= E o（氧化剂）- E o（还原
剂）
E （电池）= E （+）- E （-）= E （氧化剂）- E （还原剂）
（6） 氧化还原反应的Δr G m 及K o（T ）
Δr G m = - nF E （电池）；Δr G om = - nF E o（电池）
∵()() 2.303lg r m r m
G T G T RT J θ
?=?+
而当Δr G m （T ）= 0 时，该氧化还原反应处于平衡状态。 ∴- nF E o（电池）= 2.303RT lgK o（T ）
一般情况下，可用T （298.15K ），F （96485 C ·mol ˉ1
） 则
)()
lg 2980.059nE
K
K v
θ
θ
=
电池
（7） 氧化还原反应的方向判断
E （电池）> 0 该氧化还原反应为正方向，即E （氧化剂）> E （还原剂）；
E （电池）< 0 该氧化还原反应为逆方向，即E （氧化剂）< E （还原剂）； E （电池）= 0 该氧化还原反应为平衡状态，即E （氧化剂）= E （还原
剂）。
（8） 氧化剂、还原剂相对强弱的比较
若某氧化还原电对的电极电位代数值愈小，则该电对中的还原型的还原
能力愈强；
若某氧化还原电对的电极电位代数值愈大，则该电对中的氧化型的氧化
能力愈强；
氧化还原反应的方向是强氧化剂与强还原剂作用的方向。
（9） 电解
E 分解电压 = （ E 析出 ）阳极 -（ E 析出 ）阴极
E 理论分解电压 = （ E 理论析出 ）阳极 -（ E 理论析出 ）阴极 E 实际分解电压 = E 理论分解电压 + ΔE 超 ΔE 超 = │η阳极│+ │η阴极│
阳极发生氧化反应，是电对中的还原型失电子反应，故应该由电极电位代数值愈小的电对中的还原型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值升高；
阴极发生还原反应，是电对中的氧化型得电子反应，故应该由电极电位代数值愈大的电对中的氧化型物质放电，但由于超电位的作用，使其电极电位代数值下降。
（10） 金属腐蚀与保护
化学腐蚀及电化学腐蚀（析氢腐蚀、吸氧腐蚀与浓差腐蚀）
金属的电化学防腐法（牺牲阳极法与阴极保护法）
8、
实际体系中的多重平衡
（1） 沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡
金属硫化物在H 2S 溶液中的沉淀溶解，金属氢氧化物在不同酸度下的
沉淀溶解。
（2） 沉淀溶解平衡与氧化还原平衡
溶液中加入沉淀剂后，对电极电位的影响及氧化还原反应平衡常数的测定。
（3） 沉淀溶解平衡与配合解离平衡
溶液中加入配合剂后，对沉淀溶解平衡的影响，在配位化合物溶液中
入沉淀剂后，是否有难溶电解质沉淀。
（4） 配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡
配位化合物溶液在不同酸度下，对配合解离平衡的影响。
（5） 配合解离平衡与氧化还原平衡
溶液中加入配合剂后，对电极电位的影响及氧化还原反应平衡常数、
配合解离平衡常数的测定。
二、 重点及难点
1、
一元弱酸弱碱溶液的酸度计算（弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5
，弱酸弱碱的浓度不太稀的条件下，K o/ C 小于10-4
条件下，可用近似公式计算）
H +
??=
??
α=
lg lg
PH H +
??=-=-??
O H -
??=
??
α=
14lg 14lg PH O H -
??=+=+??
2、 多元弱酸弱碱溶液的酸度计算（当满足K oa 1/ K oa 2 大于104时，该可近似作一元弱酸弱碱溶液处理；同时又满足K oa 1/ C 小于10-4
条件下，也可用
近似公式计算）
H +??=??
lg lg PH H +
??=-=-??
22
A K a θ-??=??
+
-
?
???=?
??
?
3、
缓冲溶液的酸度计算
弱酸+共轭碱 （HAc + NaAc ）
[]H Ac H K a Ac +-??=?????? []lg H Ac PH PK a Ac -=-????
H Ac +-????≠?
??? 弱碱+共轭酸 （NH 3H 2O + NH 4Cl ） []
3414lg
b
NH PH PK
NH +=-+??
?? ]
34b N H O H K N H θ-+??=????
??
OH NH
-+
????≠???
?
4、 沉淀溶解平衡有关计算
（1） 难溶电解质在纯水中的溶解度
AB 型
S C θ
=
A 2
B 型 S C
θ
=
A S
C
θ
+??=??
22/B S C θ-??=??
AB 2型
S C
θ
=
22/A S C θ
+??=??B S C θ-??=??
（2） 难溶电解质在混合溶液中的溶解度
AB 型在KB 溶液中的溶解度 )
[]
sp
K AB S C
K B θ
θ
=
]B KB -??=??
A 2
B 型在K 2B 溶液中的溶解度
S C
θ
=
]22B K B -??=
??
AB 2型在KB 溶液中的溶解度 )
[]
22
sp
K AB S C
K B θ
θ
=
[]B KB -??=??
（3） 有关溶度积规则计算
Q K
θ
> 溶液中有沉淀生成
i sp Q K θ
< 溶液中无沉淀生成
i sp Q K θ
= 溶液处于沉淀溶解平衡，为饱和溶液。
（4） 分步沉淀计算
Cl - 和I - 混合溶液中，滴加AgNO 3溶液 AgI 开始沉淀时
)
sp
K AgI Ag I θ
+
-
??=
??
??
??
AgCl 开始沉淀时
)
'
sp
K AgC l Ag C l θ
+
-??=??
??
??
()
()()
'
sp
sp
sp K AgI C l K AgI I K AgC l Ag θ
θ
θ
-
-+
????
??
=
=
??????
残留5、 氧化还原反应中有关计算
（1） 氧化还原反应方向的判断及其产物的估计（不能直接用电对的标准电
极电位来判断）
若E （氧化剂）>E （还原剂），则该氧化还原反应方向为正方向，其产物为反应物氧化剂电对中的还原型和反应物还原剂电对中的氧化型。 若E （氧化剂） 同样也可用氧化还原反应组成的原电池电动势来判断：若E （电池）> 0 ，则该氧化还原反应方向为正方向，其产物为反应物氧化剂电对中 的还原型和反应物还原剂电对中的氧化型。若E （电池）< 0 ，则该氧化还原反应方向为逆方向，即该氧化还原反应不能发生。 0.0590.059lg lg c c v v E E E E J E E J n n θθθ=-=- =-- 电池氧化剂还原剂电池 氧化剂 还原剂 其中J c 为该氧化还原反应非平衡状态时的浓度商。 （2） 氧化还原反应的平衡常数计算（只能用电对的标准电极电位来计算） 只有当E 电池 = 0时，该氧化还原反应处于平衡状态。 ()() lg 2980.059nE K K v θ θ = 电池)()() ( ) ( )0.0590.0590.0592981010 10 n E E n E E nE v v v K K θ θ θθθ θ +---===氧化剂 还原剂 电池 6、 配合解离平衡的有关计算 （1） 金属离子的配合率及配合后溶液中残留金属离子的浓度（平衡浓度） 计算 一般而言配合离子的K o（稳）很大，可认为溶液中金属离子全部配合成配合离子，即配合离子的起始浓度等于溶液中金属离子，当达到配合解离平衡时，金属离子的平衡浓度是由配合离子解离出来的金属离子浓度，即为配合后溶液中残留金属离子的浓度。 而金属离子的配合率： 100%100% c c c c c α-= ?= ?已配合金属离子浓度金属离子起始浓度平衡时金属离子浓度 金属离子起始浓度 金属离子起始浓度 （2） 配合解离平衡时溶液中配合剂的浓度计算 c c nc nc c nc =-+- 配合剂起始起始金属离子起始浓度残留金属离子浓度金属离子起始浓度 （上式中n 为该配位化合物的配位数） （3） 金属离子在两种不同配合剂存在时的有关计算 ()() ()()() ()332222aq aq aq aq Ag NH CN Ag CN NH + - - ????++?? ? ? )[]()()()2 22 322 32Ag C N K Ag C N N H Ag K K Ag N H C N Ag θ θ θ - + - +?? ??? ? + - + ?? ???? ???????? = =?????? ? ????? 3稳稳Ag NH 7、 多重平衡的有关计算（多重平衡同时成立，注意总平衡常数与有关平衡常数的关系；千万要注意在同一体系中相同离子应具有相同浓度。） （1） 沉淀溶解平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算 ) ()()() 222aq aq s aq M H S MS H + + +=+ []()() () 1 2 2 222222a a sp H S K H S K H S K K M S M H S S θ θθ θ +-+-???????? = = ???????? 金属硫化物开始沉淀时的[H + ]应满足下列条件： H + ??= ??开始 金属硫化物完全沉淀时的[H + ]应满足下列条件： H + ??= ??完全 金属氢氧化物M （OH ）2开始沉淀时的[OH - ]应满足 下列条件： O H - ??= ??开始 金属氢氧化物M （OH ）2完全沉淀时的[OH - ]应满足下 列条件： O H -??= ??完全 若判断溶液中是否有金属氢氧化物M （OH ）2沉淀时，应该用溶度积规则： 若[OH - ]由弱碱NH 3·H 2O 决定，那么 当 )(){}322322/b NH H O sp M K NH H O C C K M OH θθθ+ ??????>? ?时有氢氧化 物M （OH ）2沉淀； 若[OH -]由弱碱与其共轭酸决定，那么 当 )[](){}2 323224b sp N H M K N H H O K M O H N H θθ ++ ?????????>??????????? ?时有氢氧化 物M （OH ）2沉淀； （2）沉淀溶解平衡与氧化还原平衡有关计算 若电对中氧化型发生沉淀，那么可使其电极电位下降。 ) ()()s s aq AgCl e Ag Cl --++ ()//0.059lg AgCl Ag sp Ag Ag E E v K AgCl θ θ θ + =+ 若电对中还原型发生沉淀，那么可使其电极电位上升。 ) () ()2 222s aq s I Ag e AgI + - + + 22//0.059lg I AgI I I E E v θ θ- =- 同时也可用上述的两标准电极电位数值，或利用此原理设计一原电池，求某 难溶电解质的溶度积。 （3） 淀溶解平衡与配合解离平衡有关计算 ) () ()() () 3322s aq aq aq AgCl NH Ag NH Cl + - ??+=+?? ()[] (){ }() 3232 23sp Ag N H C l Ag K K Ag N H K AgC l N H Ag θ θ θ +-++ + ?????? ? ??????? = =?? ???? 稳 C S ? = 同时可判断在配位化合物溶液中加入沉淀剂后，有否沉淀产生。其中金属 离子浓度由其配离子解离决定，阴离子的浓度由沉淀剂决定。 （4） 配合解离平衡与弱酸弱碱电离平衡有关计算 ] () () ()()33666aq aq aq aq F eF H F e H F - + + ++ [][] ()6 6 6 36 6 33661 1 a F e H F F K K H F K F eF F eF H F θ θθ +-- - + - ???? ??????= =? ? ????????? ? ????? 稳 从此可求出平衡时游离Fe 3+ 离子的浓度，也可判断配离子在弱酸弱碱中的 稳定性。 （5） 配合解离平衡与氧化还原平衡有关计算 若电对中氧化型发生配合反应，那么可使其电极电位下降。 [Cu(NH 3)4]2+ + 2e - ==== Cu + 4NH 3 )()()2222344234///0.05910.059lg lg 2 2 C u C u C u C u C u N H C u C u N H v v E E E K K θ θ θ θ θ + + + + + ?? ?? ?? ?? ???? =+=+ 3不稳Cu NH 稳 同时也可利用上述的两标准电极电位数值，求出该配离子的稳定常数。 ()(){ } 223424//2lg 0.059Cu Cu Cu NH Cu E E K v θ θ θ + + + ?? ?? ???? ?-= 3稳Cu NH 三、 计算题中运用的计算公式使用条件和注意事项 1、一元弱酸弱碱的电离常数计算： ()[]a H Ac K H Ac H Ac +-????????=()[] 4323b N H O H K N H H O N H +-???? ???? = 使用条件——适用于一元弱酸弱碱的溶液，即一元弱酸弱碱的电离常数一般小于10-5 。 注意事项——式中的浓度均指一元弱酸弱碱达到电离平衡时的浓度。 2 a K c α = 2 b K c α= 使用条件——适用于纯一元弱酸弱碱的溶液。利用一元弱酸弱碱的浓度和电离度来近 《普通化学》综合复习资料 一、判断题 1、体系和环境Z间的能量交换方式有热传递和做功，另外还有其他的方式。（X ） 2、BF3和NH3都是非极性分子。（x ） 3、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。（勺） 4、在0.1mol dm-3H2S 溶液中，c（H+）： c（S2_）=2： 1。（ x ） 5、分子品体熔沸点的高低，决定于分子内部共价键的强弱。（x ） 6、同一聚集状态的物质的标准摩尔嫡值在低温时大于高温时的燔值。（x ） 7、内轨型配合物的屮心离子采用内层轨道进行杂化，（n-l）d轨道的能量比nd轨道低，所以内轨型配合物[Fe（CN） 6广比外轨型配合物[FeF6]3-稳定。（7 ） 8、在任意条件下，标准电极电势大的电对中氧化态物质在反应过程中做氧化剂。（x ） 9、由于Si原子和Cl原子的电负性不同，所以SiC14分子具有极性。（x ） 10、sp杂化轨道成键能力比杂化前的s 轨道和p轨道成键能力都强。（7 ） 11、通常所谓的原子半径，并不是指单独存在的自由原子本身的半径。（x ） 12、在放热反应中，温度升高不会影响反应的平衡常数。（x ） 13、标准吉布斯函数变小于零的反应可以自发进行。（x ） 14、同一非金属元素高价态的氯化物比低价态的溶沸点高。（7 ） 15、AS〉。的反应一定是自发反应。（x ） 16、温度升高，化学反应速度加快的主要原因是温度升高，反应物分子的热运动速度加快，分子的碰撞频率增大。 （x ） 17、催化剂能够改变化学反应速率的原因是因为催化剂参加了化学反应，改变了化学反应的途径，降低了化学反应 的活化能。（P ） 18、化学反应的级数等于反应物分子在化学反应方程式中的计量系数之和。（x ） 19、氯原子轨道的能级只与主量子数（n）有关。（x ） 20、配合物屮，配位数是指配位体的数目。（x ） 21、原电池反应中，某电对的电极电势与电极反应的写法无关。（7 ） 22、弱酸浓度越稀，解离度越大，溶液的pH值越小。（x ） 23、sp杂化轨道空间构型为平面三角形。（x ） 配浙大普通化学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本内容编辑。 .1物质的结构和物质状态 原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。 3.2溶液 溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。 3.3化学反应速率及化学平衡 反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。 3.4氧化还原反应与电化学 氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。 3.5；有机化学 有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。；第1章 热化学与能源 系统环境 按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类: （1)敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。 (2)封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。热力学中主要讨论封闭系统。 (3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。 系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质(如密度、折射率、组成等)要发生突变。 系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 课程名称：普通化学（A）卷 一、填空题（每空2分，共30分） 1.反应2MnO4-(aq) + 10Cl-(aq) + 16H+(aq) = 2Mn2+(aq) + 5Cl2 +8H2O(l)的标准 平衡常数表达式为K?＝________________________________________。 2.已知反应2NO+Cl2→2NOCl为基元反应，其速率方程式为______________， 总反应是_____________级反应。 3. 有下列原电池: (-)Pt|Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(0.01mol/dm3)||Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(1mol/dm3)|Pt(+), 该原电池的负极反应为___________________,正极反应为__________________。 4. 对下列几种水溶液,按其凝固点由低到高的顺序是___________________。 A. 0.1mol.Kg-1C6H12O6 B. 1mol.Kg-1C6H12O6 C. 0.1mol.Kg-1NaCl D. 1mol.Kg-1NaCl E. 0.1mol.Kg-1CaCl2 F. 0.1mol.Kg-1HAc 5.熵减小的反应在低温下可自动进行，此反应的?r H m_______(>或<或=0)。 6.根据酸碱质子理论，在H2S、HC2O4-、CN -、HCN、H2O、CH4、H2PO4- 、 Ac-、NH4+、OH -、HCO3- 等物质中，仅属于碱的有_____________________， 仅属于酸的有__________________________。 7. 40cm30.1mol.dm-3氨水与40cm30.1mol.dm-3盐酸混合，溶液的pH值为____； 40cm30.1mol.dm-3氨水与20cm30.1mol.dm-3盐酸混合，溶液的pH值为____。 已知K a(NH4+)=5.65×10-10 8. 设AgCl在水中，在0.01 mol·dm-3的CaCl2中，在0.01 mol·dm-3的NaCl中以及在 0.05 mol.dm-3的AgNO3中的溶解度分别为S0,S1,S2和S3，这些量之间的大小排列顺序 是_______________________。 9. 已知反应：C(石墨) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m? (298.15K)= -394 kJ· mol－1和反应 C(金刚石) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m?(298.15K) = -396 kJ·mol－1，则金刚石的Δf H m?(298.15K) = _____ kJ· mol－1。 10．某基态原子的电子构型满足量子数n=4，l=0的电子有2个，n=3，l=2的电子有6个，其元素名称为，在元素周期表中的位置_____________________(几周期、几族、几区)。 普通化学习题参考答案 一、判断题（共41题） 1.因为H＝U+PV，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p、V、T均有关。(×) 2.体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3.任何循环过程必定是可逆过程。 (×) 4.因为ΔH＝QP，而H是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5.一定量的气体，从始态A变化到终态B，体系吸收100 J的热量，对外作功200 J，这不符合热力 学第一定律。(×) 6.在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7.一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。 (√) 8.因为H＝U＋pV，所以焓是热力学能与体积功pV之和。(×) 9.理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH；又因为绝热，所以QP=0。由此 得QP=ΔH=0。(×) 10.在一个容器中：H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T、p、V均未发生变化，设所有气体均可 视作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 11.稳定单质在298.15 K时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 12.标准状态规定的压力为101.325 kPa。(×) 13.因为ΔU=Q p，ΔH=Q V，所以Q p、Q V是特定条件下的状态函数。(×) 14.凡是遵守能量守恒及转换定律的一切过程，都能自发进行。(×) 15.反应Na(s) + 1/2 Cl2 (g) = NaCl (s)的标准摩尔反应焓Δr H mθ等于NaCl (s)的标准摩尔生成焓。(√) 16.CaCO3在常温下不分解，是因为其分解反应是吸热反应；在高温( T > 1173K )下分解，是因为此时放 热。(×) 17.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定 量的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 18.标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 19.反应CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 20.在一定温度压力下，某反应的ΔG＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 21.对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×) 普通化学知识点总结 二．化学热力学基础 本章研究化学反应进行的方向及限度问题。 1.热力学第一定律 (1)体系：根据体系与环境之间能量、物质交换的情况，将体系分类。①开放体系：既有物质交换，又有能量交换②封闭体系：没有物质交换，但有能量交换③孤立体系：既没有物质交换，又没有能量交换。(2)过程：①可逆(reversible)过程：热力学系统从状态A出发，经过过程p到达另一状态B；如果存在另一过程p*，它能使系统和环境完全复原，即系统回到原来状态A，同时消除原来过程p对环境产生的影响，则过程p称为可逆过程。 ②准静态过程(平衡过程)：若系统从一个平衡状态连续经过无数个中间的平衡状态过渡到另一个平衡状态，在任意有限的时间内，系统状态不发生改变，该过程称为准静态过程。 准静态过程是可逆过程的必要条件(可逆过程要求没有非平衡损失和耗散损失，准静态过程只满足前者)。在一般讨论中，认为两者等价。 ③自发过程：自发过程是由于体系与环境不平衡引起的，故自发过程都是不可逆过程。 综上，在以下讨论中，可以粗糙地认为：“不可逆(irreversible)，非平衡，自发”三者等价，“可逆，平衡，非自发”三者等价。 (3)热力学第一定律：，式中 ①为内能增量。内能是体系内部所有能量的总和，包括分子动能，分子间势能，分子内部的能量(转动、振动、电子和核运动)，但不包括体系整体运动的能量。内能是状态函数，U = f((n,T,V))。 ②W为体系对外界做功，分为非体积功和体积功，即。 注意当环境压力与体系压力不等时，应该用环境压力，因为体系处于非平衡态时，压力p没有意义。 可以证明，恒温膨胀或压缩，可逆过程比不可逆过程的功(代数值)大。 ③Q为体系吸热量。分物理过程和化学过程讨论如下： 物理过程：相变潜热(熔化热，汽化热，升华热等)：单位质量的物质在等温等压情况下，从一个相变化到另一个相吸收或放出的热量。利用T1、T2温度下的饱和蒸气压，可以计算出摩尔蒸发热(焓)。 变温过程的热：，上式中C为热容，是温度的函数。恒容过程(且不含非体积功)的(摩尔)热容称为恒容(摩尔)热容，恒压过程的(摩尔)热容称为恒压(摩尔)热容。理想气体两者的关系为：恒容过程中＝。 恒压过程中－－，得＝－。定义状态函数焓(Enthalpy) ，所以＝。因此，通常讲的蒸发焓等于恒压蒸发热，反应焓(变)等于恒压反应热。对理想气体而言，与内能一样，焓也只是温度的函数。 化学反应热：化学反应后体系回到反应前的温度，与环境交换的热量。可利用弹式量热计测量： 样品在纯氧气氛中完全燃烧，使氧弹及周围介质温度升高。已知仪器的热容C，测量反应过程温度改变值ΔT(较小以近似保证“回到反应前的温度”)，即可求算样品的恒容燃烧热：反应热＝C×ΔT，一般用已知燃烧热的标准物质来标定弹式量热计的仪器常数。 对于任意化学反应，容易证明以下关系成立：，其中为反应中气态组分的物质的量增量。 利用状态函数法(盖斯定律)，也可以推得某些反应的反应热。如果将一些常见物质的标准摩尔生成焓集结成表，则更能方便地计算许多反应热。标准摩尔生成焓是指在标准压力)下，以最稳定相态的单质为原料，生成1mol某物质的反应的焓变(恒压反应热)，用记号表示，f(form)表示形成，是标准压力的上标(反应组分不混合)，m表示摩尔。显然所有最稳定相态单质的标准摩尔生成焓为零。 普通化学考试试卷 LEKIBM standardization office【IBM5AB- LEKIBMK08- LEKIBM2C】 一、选择题 (本大题分15小题, 每小题2分, 共30分，每题仅一个答案) 1．下列过程是吸热反应的是( B ) (A) △S ＞0 (B) △H ＞0 (C) △G ＜0 (D) △H ＜0 2．体系对环境作20 kJ 的功，并失去10 kJ 的热给环境，则体系内能的变化是( D ) (A) 30 kJ (B) 10 kJ (C) -10 kJ (D) -30 kJ 3．下列哪一组物质可配制成缓冲溶液 ( A ) （A ）NaH 2PO 4—Na 2HPO 4(B)HAc--NaCl （C ）HAc--HCl （D ）NaAc —NH 3·H 2O 4．下列电对的电极电势受溶液酸度影响的是 （ B ） (A)Fe 2+／Fe （B ）MnO 4－／Mn 2+（C ）Cu 2+／Cu （D ）Fe 3+／Fe 2+ 5．一个化学反应进行越快，则说明下列哪个数值越小 （ A ） (A) E a (B) △r S (C) △r H (D) △r G 6．证明电子运动具有波动性的着名实验是( D ) (A) 光电效应实验 (B) 阴极射线实验 (C) α粒子散射实验 (D)电子衍射实验 8．对右图所示，正确的叙述是( C ) (A) 图形表示2z d 原子轨道的形状； (B) 图形表示2z d 原子轨道角度分布图； (C) 图形表示2z d 电子云角度分布图； (D) 图形表示22x y d -原子轨道的形状。 9．对于H 2O ，下列正确的是( A ) (A) m S θ（g ）＞m S θ（l ）＞m S θ（s ） (B) m S θ（l ）＞m S θ（g ）＞m S θ （s ） (C) m S θ（s ）＞m S θ（g ）＞m S θ（l ） (D) m S θ（g ）＞m S θ（s ）＞m S θ（l ） 《普通化学》复习题答案 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 2 3 普通化学习题参考答案 一、判断题（共36题） 1. 因为H ＝U+PV ，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p 、V 、T 均有关。(×) 2. 体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3. 任何循环过程必定是可逆过程。 (×) 4. 因为ΔH ＝QP ，而H 是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5. 一定量的气体，从始态A 变化到终态B ，体系吸收100 J 的热量，对外作功200 J ，这不符合热力学 第一定律 。(×) 6. 在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7. 一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。 (√) 8. 标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 9. 反应CO(g)+H 2O(g)=CO 2(g)+H 2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 10. 在一定温度压力下，某反应的ΔG ＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 11. 对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×) 12. 因为H ＝U ＋pV ，所以焓是热力学能与体积功pV 之和。(×) 13. 理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH ；又因为绝热，所以QP=0。由此得 QP=ΔH=0。(×) 14. 在一个容器中：H 2(g)+Cl 2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T 、p 、V 均未发生变化，设所有气体均可视 作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 15. 稳定单质在298.15 K 时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 16. 在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定量 的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 17. 氧化还原电对的标准电极电势越高，表示该电对氧化态的氧化能力越强。(√) 18. 原电池电动势与电池反应的书写无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变化。(√) 19. 氧化还原反应达到平衡时。标准电动势和标准平衡常数均为零。(×) 20. 难溶电解质离子浓度的幂的乘积就是该物质的标准溶度积常数。(√) 21. 在氧化还原反应中，正极发生还原反应，负极发生氧化反应。(√) 22. 在AgCl 的水溶液中加入固体NaCl ，会降低AgCl 的溶解度。(√) 23. 对于分布沉淀，沉淀时所需沉淀剂浓度小的后沉淀。(×) 24. 在原电池中，电极电势高的为正极，其对应的反应为氧化反应，电极电势低的为负极，其对应的反 注册电气工程师普通化学知识点总结一、物质的结构与状态 （一）波函数Ψ Ψ(n,n,n)，确定一个原子轨道： 主量子数n：电子离核的远近和电子能量的高低，n越大，电子能量越高。 n = 1, 2, 3, 4, ... 角量子数l：亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原子，与n一起确定原子轨道的能量。l = 0, 1, 2, ..., n-1 磁量子数m：确定原子轨道的空间取向。 一个电子层内，波函数Ψ数目=n2 Ψ(n,l,m,m s)，确定一个电子完整的运动状态。 自旋量子数m s：电子自身两种不同的运动状态。 m s= ±1/2 （二）原子核外电子分布三原则 1）能量最低原理：电子由能量低的轨道向能量高的轨道排布(电子先填充能量低的轨道,后填充能量高的轨道. 2）Pauli(保利)不相容原理：每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子(即同一原子中没有运动状态完全相同的电子,亦即无四个量子数完全相同的电子). 3）Hunt(洪特)规则：电子在能量简并的轨道中, 要分占各轨道,且保持自旋方向相同. 保持高对称性, 以获得稳定. 包括: 轨道全空, 半充满,全充满三种分布. （三）元素周期律 元素在周期表中的分区 （四）化学键与分子结构 σ键：头碰头 氢键 物质的熔点与沸点 同类型的单质和化合物，一般随摩尔质量的增加而增大。含有氢键的比不含的要大。 物质的溶解性 相似者相溶，（非）极性易溶于（非）极性。 （五）晶体结构 离子晶体，离子电荷与半径规律如下： 1）同一周期，从左到右，电荷数增多，半径减小； 2）同一元素，电荷数增多，半径减小； 3）同一族，从上到下，离子半径增大； （六）物质状态 1）理想气体的状态方程： ①摩尔表示： 克拉珀龙方程pV=nRT 其中p为气体压强,单位帕斯卡（帕 Pa) V为气体体积,单位为立方米（m3） n为气体的物质的量,单位为摩尔（摩 mol） T为体系的热力学温度,单位开尔文（开 K） R为比例常数,单位是焦耳/（摩尔·开）,即J/（mol·K） 对任意理想气体而言,R是一定的,约为8.31441±0.00026 J/(mol·K）. ②质量表示： pV=mrT 此时r是和气体种类有关系的,r=R/M,M为此气体的平均分子量 ③分子数表示： pV=NKT N为分子数 K为波尔兹曼常数，K=1.38066×10-23J/K 2）道尔顿分压定律 气体混合物总压力等于各组分气体分压总和： p=p a +p b +... 总复习 基本要求： 1.认真的看两遍书（笔记，书中自有黄金屋）。 2.认真整理和理解所有学过的基本概念、公式、定理和理论。对重点要求的内容，必须掌握。 3.作业应认真检查，做过的习题要明白错在何处。 3.公式：形式必须记准确，应用场合切莫混淆，尤其是第一章的公式 4.适量做辅导教材上的习题。 5.重视实验，看实验书和实验报告。 6.抓紧答疑。 考前答疑吋间安排：本学期期末考试定在元月11日上午9: 30,期末答疑从元月8日上午开始。考前答疑安排3天：元月8日、9 H上下午，10 U全天及晚自习。9: 00-12： 00, 14： 00 —16: 40。地点：教西D 座303 或304。 6.带计算器，公式、F值、R值、近似能级顺序、屏蔽常数要记。 7.获得高分必备条件：概念清楚、知识结构清晰、公式记准会用、计算准确 第一章化学热力学基础 一、本章的基本概念和理论： 1.体系与环境 状态函数的特征： ①唯一;②AZ与途径，?③循环过程# d/=0 2.体积功的计算：W体积=-戶外（恒外压） 热功取值：2（+吸），啊+体系得到能量） 3.热力学第一定律……能量守衡： （1）封闭：2^=2+ W 公式（1） 若是恒容：Q', 若是恒压：O f）=（注意，只存在数值上的关系） （2）物质的标准摩尔生成焓\f H^n（标准下各最稳定单质的\f H e m为零） （3）标准摩尔反应热A,.": 由盖斯定律可得= Zv,.△/7^（产物）一Ev/△/7^（反应物）公式⑵ （4）热力学的标准态压.力p0 =\00kPa 对气态物质各气态物质的分压均为100W^即 对液态物质在//下，各波态物质的浓度均为hno/? Ag'1; 普通化学复习题 1．在下列物质中，标准摩尔生成焓f m H Δ= 0的是（ ）。 A. C （石墨） B. C （金刚石） C. CO D. CO 2 2．通常，反应或过程的哪个物理量可通过弹式热量计直接测定而获得（ ）。 A. ?H B. p ?V C. q p D. q v 3. 某过程中，系统从环境吸热100J ，对环境做功20J ，此过程中体系?U=（ ）。 A. 80J B.120J C. -80J D. -120J 4.对于状态函数，下列说法正确的是（ ）。 A.只要系统处于平衡态，某一状态函数的值就已经确定。 B. 状态函数和途径函数一样，其变化值取决于变化过程。 C ．?H 和?U 都是状态函数。 D.任一状态函数的值都可以通过实验测得。 5真实气体行为接近理想气体性质的外部条件是（ ） A ．低温高压 B.高温低压 C.低温低压 D.高温高压 6.一个化学反应达到平衡时，下列说法正确的是（ ） A.各物质的浓度或分压不随时间而变化。 B. ?G m ? = 0 C.正、逆反应速率常数相等。 D.催化剂可提高其平衡转化率。 7. 反应3/2 H 2(g) + 1/2 N 2(g) ═ NH 3(g)，当反应进度ξ=1/2时，下面叙述中正确的是（ ）。 A. 消耗掉1/2 mol N 2 B. 消耗掉3/2 mol H 2 C. 生成1/4 mol NH 3 D. 消耗掉N 2，H 2共1 mol 8. 某体系经循环过程回到起始状态，下列量中不一定为零的是（ ）。 A. Q B. H C. S D. U 9.电镀工艺是将欲镀的金属作为电解池的（ ） A.阴极 B.阳极 C.任意一个极 D.不能作为电极 10. 下列物质标准摩尔熵S ?m 的大小排列顺序正确的是（ ）。 A. Na(s) < Br(g) < Br 2(l) B. Na(s) < Br 2(l) < Br 2(g) C. Br 2(l) < Na(s) < Br 2(g) D. Br 2(g) ※摩尔分数：= 总 ※波义耳定律: P1V1 = P2V2 = K () 查理-盖?吕萨克定律（等压过程）: V11 = V22 = K() ，T = t + 273.2 ※物理学中就把T = 0°C、P = 1、n = 1 、V = 22.415 L称为气体的标准状态, 1 气体的体积是22.415 L ※理想气体方程: = ※极限密度法测定气态物质的精确分子量: 极限密度法：在一定温度下，精确测量气态物质在不同压强时的密度ρ;并计算不同压强时的压强-密度比ρ。然后以ρ对P作图，将所得的直线外推到P = 0，从图上直接读取直线在ρ轴上的截距(ρ)0值；这样，便可以用计算式M = / (ρ)0 计算气态物质的精确分子量M.( = ，= ，=ρ , =ρ, M =ρ) ※气体分压定律: 总= , 总= , 总= 三者之和：（+ + ）V总= （+ ） 混合气体中各气体成份的分压是它们的摩尔分数和总压的乘积：= ?P总 ※分体积定律: P总= ※综合分体分压：= 总= 总，总= P总（式中，为在V总时的压力，为在P总时的体积） 注意：1 ※实际气体方程（范德瓦尔斯方程）：（其中a和b称为范德瓦尔斯常数，可以查表）※临界状态：对于气体而言，超过临界温度后，无论压力多大，气体都不会凝聚为液态，临界点的T、P称为临界T、P ※蒸发焓：等温等压下，1 液体转变为蒸汽的过程中所吸收的能量 ※凝固焓：等温等压下，1 蒸汽转变为液体的过程中所放出的能量（与蒸发焓数值相等，符号相反） ※平衡（饱和）蒸气压: 一定温度下，气－液相达平衡时（动态平衡）蒸气相的压强称为液体在该温度下的平衡（饱和）蒸气压，简称蒸气压，只与T、物质的性质有关，与V 化学试题 一、填空题（每空2分，共30分） 1.反应2MnO4-(aq) + 10Cl-(aq) + 16H+(aq) = 2Mn2+(aq) + 5Cl2 +8H2O(l)的标准 平衡常数表达式为K?＝________________________________________。 2.已知反应2NO+Cl2→2NOCl为基元反应，其速率方程式为______________， 总反应是_____________级反应。 3. 有下列原电池: (-)Pt|Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(0.01mol/dm3)||Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(1mol/dm3)|Pt(+), 该原电池的负极反应为___________________,正极反应为__________________。 4. 对下列几种水溶液,按其凝固点由低到高的顺序是___________________。 A. 0.1mol.Kg-1C6H12O6 B. 1mol.Kg-1C6H12O6 C. 0.1mol.Kg-1NaCl D. 1mol.Kg-1NaCl E. 0.1mol.Kg-1CaCl2 F. 0.1mol.Kg-1HAc 5.熵减小的反应在低温下可自动进行，此反应的?r H m_______(>或<或=0)。 6.根据酸碱质子理论，在H2S、HC2O4-、CN -、HCN、H2O、CH4、H2PO4- 、 Ac-、NH4+、OH -、HCO3- 等物质中，仅属于碱的有_____________________， 仅属于酸的有__________________________。 7. 40cm30.1mol.dm-3氨水与40cm30.1mol.dm-3盐酸混合，溶液的pH值为____； 40cm30.1mol.dm-3氨水与20cm30.1mol.dm-3盐酸混合，溶液的pH值为____。 已知K a(NH4+)=5.65×10-10 8. 设AgCl在水中，在0.01 mol·dm-3的CaCl2中，在0.01 mol·dm-3的NaCl中以及在 0.05 mol.dm-3的AgNO3中的溶解度分别为S0,S1,S2和S3，这些量之间的大小排列顺序 是_______________________。 9. 已知反应：C(石墨) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m? (298.15K)= -394 kJ· mol－1和反应 C(金刚石) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m?(298.15K) = -396 kJ·mol－1，则金刚石的Δf H m? 普通化学复习资料 3.1物质的结构与物质的状态 3.1.1原子结构 1．核外电子的运动特性 核外电子运动具有能量量子化、波粒二象性和统计性的特征，不能用经典的牛顿力学来描述核外电子的运动状态。2．核外电子的运动规律的描述 由于微观粒子具有波的特性，所以在量子力学中用波函数Ψ来描述核外电子的运动状态，以代替经典力学中的原子轨道概念。 (1)波函数Ψ(原子轨道)：用空间坐标来描写波的数学函数式,以表征原子中电子的运动状态。 一个确定的波函数Ψ，称为一个原子轨道。 (2)概率密度（几率密度）：Ψ2表示微观粒子在空间某位置单位体积内出现的概率即概率密度。 (3)电子云：用黑点疏密的程度描述原子核外电子出现的概率密度(Ψ2)分布规律的图形。黑点较密的地方,表示电子出现的概率密度较大,单位体积内电子出现的机会较多。 (4)四个量子数:波函数Ψ由n.l.m三个量子数决定，三个量子数取值相互制约： 1)主量子数n的物理意义： n的取值：n=1,2,3，4……∞ , 意义：表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离； 确定单电子原子的电子运动的能量。 n = 1，2，3，4, ……∞，对应于电子层K，L，M，N, ··· 具有相同n值的原子轨道称为处于同一电子层。 2)角量子数ι: ι的取值：受n的限制，ι= 0,1,2……n-1 (n个)。 意义：表示亚层，确定原子轨道的形状；对于多电子原 子，与n共同确定原子轨道的能量。… ι的取值： 1 ， 2 ， 3 ， 4 电子亚层：s, p, d, f…… 轨道形状：球形纺锤形梅花形复杂 图3－1 3)磁量子数m: m的取值：受ι的限制， m=0 ,±1,±2……±ι(2ι+1个) 。 意义：确定原子轨道的空间取向。 ι=0， m=0， s轨道空间取向为1； ι=1, m=0 ,±1， p轨道空间取向为3； ι=2, m=0 ,±1,±2 , d轨道空间取向为5； 普通化学复习资料 普通化学复习资料 一、判断题 1、对于某电极，如果有H+或OH-参加反应，则溶液的pH值改变将使其电极电势改变。 2、根据离子极化理论可判断下列化合物的热稳定性规律是：Na2CO3>NaHCO3>H2CO3 3、反应前后，催化剂的物理性质和化学性质都不会发生变化。 4、升高温度，使吸热反应的反应速率增大，而放热反应的反应速率减小，从而使平衡向吸热方 向移动。 5、弱酸不断稀释时，解离度不断增大，H+浓度也不断增大。 6、对任何原子来说，3d轨道的能量总是大于4s轨道。 7、溶于水能够导电的物质一定是离子晶体。 8、NH3和H2O的分子构型虽然不同，但其中心离子的杂化方式是相同的'。 9、周期表中各周期的元素数目等于相应电子层所能容纳的电子数。 10、由非极性键构成的分子总是非极性分子，而由极性键构成的分子不一定是极性分子。 12、BF3和NH3都是非极性分子。 13、可逆反应达平衡时，正反应速率与逆反应速率相等。 14、在0.1mol?dm-3H2S溶液中，c(H+)：c(S2-)=2：1。 15、分子晶体熔沸点的高低，决定于分子内部共价键的强弱。 16、同一聚集状态的物质的标准摩尔熵值在低温时大于高温时的熵值。 17、内轨型配合物的中心离子采用内层轨道进行杂化，(n-1)d 轨道的能量比nd轨道低，所以内 轨型配合物[Fe(CN)6]3-比外轨型配合物[FeF6]3-稳定。 18、FeCl3的熔点比FeCl2的熔点高，是因为Fe3+离子的电荷数多、半径小，它比Fe2+离子的极 化力强。 19、EDTA的钙盐能够作为排除人体内U、Th、Pu等放射性元素的高效解毒剂，是因为EDTA 能与这些放射性元素形成稳定的、无毒的螯合物。 二、简答题 判断下列反应在标准态下进行的方向（用箭头表示反应方向），并简要说明原因： 1、Sn2++Pb()Sn+Pb2+ 已知：φ(Sn2+/Sn)=-0.1364V,φ(Pb2+/Pb)=-0.1263VΘΘ 2、[Ag(NH3)2]++2CN-()[Ag(CN)2]-+2NH3 已知：K稳([Ag(NH3)2]+)=1.12?107，K稳([Ag(CN)2]- )=1.0?1021 4、向CuSO4溶液中加入过量氨水，说明反应现象，并写出反应的离子方程式。 课程名称:普通化学(A)卷 一、填空题(每空2分,共30分) 1、反应2MnO4-(aq) + 10Cl-(aq) + 16H+(aq) = 2Mn2+(aq) + 5Cl2 +8H2O(l)的标准 平衡常数表达式为K?＝________________________________________。 2、已知反应2NO+Cl2→2NOCl为基元反应,其速率方程式为______________, 总反应就是_____________级反应。 3、有下列原电池: (-)Pt|Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(0、01mol/dm3)||Fe2+(1mol/dm3),Fe3+(1mol/dm3)|Pt(+), 该原电池的负极反应为___________________,正极反应为__________________。 4、对下列几种水溶液,按其凝固点由低到高的顺序就是___________________。 A. 0.1mol、Kg-1C6H12O6B、1mol、Kg-1C6H12O6 C、0、1mol、Kg-1NaCl D、1mol、Kg-1NaCl E、0、1mol、Kg-1CaCl2 F、0、1mol、Kg-1HAc 5、熵减小的反应在低温下可自动进行,此反应的?r H m_______(>或<或=0)。 6、根据酸碱质子理论,在H2S、HC2O4-、CN -、HCN、H2O、CH4、H2PO4- 、 Ac-、NH4+、OH -、HCO3- 等物质中,仅属于碱的有_____________________, 仅属于酸的有__________________________。 7、40cm30、1mol、dm-3氨水与40cm30、1mol、dm-3盐酸混合,溶液的pH值为____; 40cm30、1mol、dm-3氨水与20cm30、1mol、dm-3盐酸混合,溶液的pH值为____。 已知K a(NH4+)=5、65×10-10 8、设AgCl在水中,在0、01 mol·dm-3的CaCl2中,在0、01 mol·dm-3的NaCl中以及在 0、05 mol、dm-3的AgNO3中的溶解度分别为S0,S1,S2与S3,这些量之间的大小排列顺序 就是_______________________。 9、已知反应:C(石墨) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m? (298、15K)= -394 kJ· mol－1与反应 C(金刚石) + O2(g) = CO2(g)的Δr H m?(298、15K) = -396 kJ·mol－1,则金刚石的Δf H m?(298、15K) = _____ kJ· mol－1。 10.某基态原子的电子构型满足量子数n=4,l=0的电子有2个,n=3,l=2的电子有6个,其元 素名称为,在元素周期表中的位置_____________________(几周期、几族、几区)。 <普通化学>、<化学原理1>综合复习资料 一、判断题 1、稳定单质在298K时的 f Hθ和Sθ均为零。 2、升高温度，会使反应速率和反应程度都得到提高。 3、由极性键构成的分子一定是极性分子。 4、气相反应体系中，加入惰性气体增大体系压力，不会改变体系的平衡状态。 5、缓冲对的浓度越大，则缓冲溶液的缓冲容量越大。 6、对于基元反应2NO(g)+O2 (g) = 2NO(g)，若反应体积减小为原来的一半，则反应速率增大为原来的8倍。 7、色散力仅存在于非极性分子之间。 8、角量子数等于2 时为d轨道，共有五条。 9、化学反应的反应速率常数随温度升高而增大。 10、极性分子与非极性分子间只存在诱导力的作用。 11、弱酸浓度越稀，解离度越大，溶液的pH值越小。 12、由于Si 原子和Cl 原子的电负性不同，所以SiCl4分子具有极性。 13、sp杂化轨道空间构型为平面三角形。 14、通常所谓的原子半径，并不是指单独存在的自由原子本身的半径。 15、溶于水能够导电的物质一定是离子晶体。 16、由极性共价键形成的分子一定具有极性。 17、一切微观粒子都既有粒子性又有波动性。 18、由共价键结合的物质均形成分子晶体。 19、配位化合物都是由内界和外界所组成的。 20、内能、焓和热都是状态函数。 21、反应的活化能越大，反应速率越大。 22、原子的价电子只能是最外层的电子。 23、原子在基态时没有单电子，就不能形成共价键。 24、对任何原子来说，3d轨道的能量总是大于4s轨道。 25、主量子数n＝3时，有3s、3p、3d三个轨道。 26、元素周期表中每周期元素的数目等于相应电子层可容纳的电子数。 27、取向力只存在于极性分子之间，色散力只存在于非极性分子之间。 课程名称：《普通化学》 (二)(卷) 试卷编号：03a50210 一、选择题（每小题2分，共20分） 1．在标准压力和下,水蒸气凝聚为液态的水时体系中应是……( ) A. ΔH=0 B. ΔS=0 C. ΔG=0 D.ΔU=0 2．已知K a?(HAc)=×10-5、K a?(HCN)=×10-10下列水溶液中pH值最大的是…………………………………………………………………… ( ) A. 0.1mol·dm-3NaAc B. ·dm-3NaCN C. ·dm-3HCN D. ·dm-3HCN—·dm-3NaCN 3．加入催化剂可使化学反应的下列物理量中哪一个发生改变? ………( ) A.反应热 B.平衡常数 C.反应熵变 D.速率常数 4. AgCl固体在下列哪一种溶液中的溶解度最小？……………………（） A. 0.01mol·dm-3氨水溶液 B.·dm-3氯化镁溶液 C. 纯水 D. ·dm-3硝酸银溶液 5．某反应的?r H m? < 0 ，当温度升高时，其平衡常数的数值将………( ) A．减小 B．不变 C．增大 D．无法确定 6．下列几种溶液性质中不属于依数性的是………………………………( ) A. 凝固点下降 B. 沸点升高 C. 渗透压 D.密度 7．原子不成对电子最多的元素位于周期表中的…………………………（） A．s区区 C．d区 D. f区 8．下列各组量子数中，合理的是……………………………………………………( ) A．（5，—3，—3，1/2） B．（3，0，1，1/2） C．（4，2，2，—1/2） D．（3，3，—2，1/2） 9．H2PO4-的共轭碱是…………………………………………………………………( ) A．H3PO4 B．H2PO3- C． HPO42- D．PO43- 10．已知某化学反应的? r S m? > 0，那么下列说法不正确的是…………………( ) A．该反应一定自发 B．该反应体系的混乱度增大 C．该反应不一定自发 D．若该反应同时满足△r H m? < 0时，则该反应一定自发 二、填空题（每空1分，共30分） 1. 25Mn价电子构型为，位于第______周期，_______族，属区，共有. 个不成对电子，该元素+2价离子的外层电子构型是。2．海水鱼放在淡水中，由于产生溶血现象而死亡，这是因为鱼细胞液渗透压淡水的渗透压所致。 3．某放热反应的∑v B(g) > 0，则升高温度( p不变)时，化学平衡的移动方向为； 在增大压力( T不变)时平衡移动方向； 4．物理量q(热量)、T(热力学温度)、V(系统体积)、W(功)，其中属于状态函数的是________； 与过程有关的量是。 5．BF3、NH3分子中，中心原子所采用的杂化轨道类型分别是、； 分子的空间构型分别是、；分子间作用力分别是，。 6．对于反应： N2(g) + 3H2(g) == 2NH3(g) △r H m? = — 若升高温度(例如升高100K),则下列各项将如何变化(填写:不变,基本不变,增大或减小。)△r H m?，△r S m?，△r G m?，K?。 7．用铂作阳极，铜作阴极电解CuSO4溶液时，则阳极反应为，阴极反应为__________________________。 8． NaCl、SiC、SiCl4、CCl4属于原子晶体的是，熔点由高到低的顺序为。9．已知[HgI4]2-的稳定常数为K f 1，[HgCl4]2-的稳定常数为K f 2。则反应：[HgCl4]2- + 4 I - [HgI4]2- + 4Cl - 的平衡常数为。 普通化学习题参考答案 一、判断题（共36题） 1.因为H＝U+PV，而理想气体的内能仅是温度的函数，所以理想气体的焓与p、V、T均有关。(×) 2.体系状态发生变化后，至少有一个状态函数要发生变化。(√) 3.任何循环过程必定是可逆过程。 (×) 4.因为ΔH＝QP，而H是状态函数，所以热也是状态函数。(×) 5.一定量的气体，从始态A变化到终态B，体系吸收100 J的热量，对外作功200 J，这不符合热力 学第一定律。(×) 6.在一个绝热刚性容器中进行一个放热反应，则ΔU=ΔH=0。(×) 7.一定量的某种理想气体的内能和焓只是温度的函数，与体系的体积、压力无关。(√) 8.标准平衡常数的数值不仅与反应式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。(√) 9.反应CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)，因为反应前后分子数相等，所以无论总压如何变化，对平衡均 无影响。(√) 10.在一定温度压力下，某反应的ΔG＞0，所以要选用合适催化剂，使反应能够进行。(×) 11.对于吸热反应，升高温度，正反应速度加快，逆反应速度减慢，所以平衡向正反应方向。(×) 12.因为H＝U＋pV，所以焓是热力学能与体积功pV之和。(×) 13.理想气体在等外压力下绝热膨胀，因为等外压力，所以QP=ΔH；又因为绝热，所以QP=0。由此 得QP=ΔH=0。(×) 14.在一个容器中：H2(g)+Cl2(g) = 2HCl(g)。如果反应前后T、p、V均未发生变化，设所有气体均可 视作理想气体，因为理想气体的U=f(T)，所以该反应的ΔU=0。(×) 15.稳定单质在298.15 K时，标准摩尔生成焓和标准摩尔熵均为零。(×) 16.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡：A(g)＋B(g)＝C(g) ，若在恒温下加入一定 量的惰性气体，则平衡将不移动。(√) 17.氧化还原电对的标准电极电势越高，表示该电对氧化态的氧化能力越强。(√) 18.原电池电动势与电池反应的书写无关，而标准平衡常数却随反应式的书写而变化。(√) 19.氧化还原反应达到平衡时。标准电动势和标准平衡常数均为零。(×) 20.难溶电解质离子浓度的幂的乘积就是该物质的标准溶度积常数。(√) 21.在氧化还原反应中，正极发生还原反应，负极发生氧化反应。(√) 22.在AgCl的水溶液中加入固体NaCl，会降低AgCl的溶解度。(√) 23.对于分布沉淀，沉淀时所需沉淀剂浓度小的后沉淀。(×) 24.在原电池中，电极电势高的为正极，其对应的反应为氧化反应，电极电势低的为负极，其对应的《普通化学》综合复习资料.doc
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