(完整版)大学无机化学方程式整理
第一章氢及稀有气体
1.氢气的制备
实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑
军事上：CaH2 +2H2O → Ca（OH）2 + 2H2↑
2.稀有气体化合物
①第一个稀有气体化合物：Xe + PtF6 → Xe+[ PtF6]
（无色）（红色）（橙黄色）
②氙的氟化物水解：
2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑
6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑+3O2↑ +24HF
XeF6+3H2O →XeO3+6HF
③氙的氟化物为强氧化剂：
XeF2 + H2─→ Xe + 2HF
XeF2 + H2O2─→ Xe + 2HF + O2↑
第二章碱金属与碱土金属元素
一、碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨，生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。
碱金属M(S) + (x+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y
碱土金属M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x +2e-(NH3)y
二、氢化物
氢化物共分为离子型、共价型、过渡型 离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl 4＋4NaH
Ti ＋4NaCl ＋2H 2↑
LiH 能在乙醚中同B 3＋ Al 3＋ Ga 3＋ 等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。
4LiH + AlCl 3 乙醚 Li[AlH 4] + 3LiCl
氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH 4]＋4H 2O=LiOH↓＋Al(OH)3↓＋4H 2↑ 三、 氧化物 1、正常氧化物
碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物Li 2O 和MO 。其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。 Na 2O 2＋2Na=2Na 2O 2KNO 3＋10K=6K 20＋N 2↑
碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。 CaCO 3
CaO ＋CO 2↑
2Sr(NO 3)22SrO ＋4NO 2＋O 2↑
1、 过氧化物与超氧化物
过氧化物是含有过氧基（—O —O —）的化合物，可看作是H 2O 2的衍生物。除铍外，所有碱金属和碱土金属都能形成离子型过氧化物。
2Na ＋O 2
Na 2O 2
除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。 K ＋O 2=KO 2 2、 臭氧化物
300℃～500℃
高温
△
在低温下通过O3与粉末状无水碱金属（除Li外）氢氧化物反应，并用液氨提取，即可得到红色的MO3固体：
3MOH(S)＋2O3(g)=2MO3(s)＋MOH·H2O(s)＋1/2O2(g)
四、氢氧化物
碱金属和碱土金属的氧化物（除BeO、MgO外）与水作用，即可得到相应的氢氧化物，并伴随着释放出大量的热：
M2O＋H2O=2MOH
MO+H2O=M(OH)2
1、碱金属和碱土金属的氢氧化物的碱性
碱金属和碱土金属氢氧化物[除Be（OH）2外]均成碱性，同族元素氢氧化物碱性均随金属金属元素原子序数的增加而增强。
氢氧化物酸碱性递变规律可用R—O—H规则表示。
RO—+H+←R—O—H→R++OH—
离子势φ=阳离子电荷/阳离子半径
φ的值越大，按酸式电离；反正，按碱式电离。
2、碱金属和碱土金属溶解性
碱土金属氢氧化物的溶解度比碱金属氢氧化物小得多，并且同族元素的氢氧化物的溶解度从上往下逐渐增大。 五、盐类
晶体类型：离子晶体，具有较高的熔沸点。
颜色：碱金属离子（M +）和碱土金属离子（M 2+）都是无色的。 热稳定性：碱金属盐具有较高的热稳定性，唯有硝酸盐热稳定性较差。 4LiNO 32Li 2O ＋4NO 2↑＋O 2↑ 2NaNO 32NaNO 2＋O 2↑
2KNO 3
2KNO 2＋O 2↑
第三章 卤素和氧族元素
ⅢA~ⅤA 族同族元素从上往下低氧化数化合物稳定性增强，高氧化数化合物的稳定性减弱，这种现象称为“惰性电子队效应”。 一、卤素单质
(1) 卤素与单质的反应 卤素单质都能与氢反应： X 2＋H 2
2HX
630℃ 830℃ 650O C
(2)卤素单质与水反应
卤素单质与水发生两类反应，第一类是对水的氧化作用：
2X2＋2H2O4HX＋O2↑
第二类是卤素的水解作用，及卤素的歧化反应：
X2＋H2O＋＋X－＋HXO
F2氧化性强，只能与水发生第一类反应，Cl2、Br2缓慢的置换出水中的氧。
碘非但不能置换出水中的氧，相反，氧作用于HI溶液会使I2析出：
2I－+2H++1/2O2=I2+H2O
电解
氯气的制备：工业上：MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
实验室：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl(浓)2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋8H2O
溴的制备：Cl2＋2Br－2Cl－＋Br2
工业上用海水提取溴:3CO32－＋3Br25Br－＋BrO3－＋3CO2↑
5Br－＋BrO3－＋6H＋3Br2＋3H2O
碘的制备：碘可以从海藻中提取 Cl 2＋2I －2Cl －＋I 2 I 2＋I
－
I 3－
注意：制碘过程中应避免加入过量氯气，因为过量氯气会把碘近一步氧化成碘酸：I 2＋5Cl 2＋6H 2O 2IO 3－＋10Cl －＋12H ＋
二、卤化氢与氢卤酸 工业上盐酸制备：H 2＋Cl 2
2HCl
制备氟化氢及少量卤化氢：CaF 2＋2H 2SO 4(浓)Ca(HSO 4)2＋2HF↑
NaCl ＋H 2SO 4(浓)
NaHSO 4＋HCl↑
溴化氢和碘化氢不能用浓硫酸制备，因为浓硫酸可将溴化氢和碘化氢部分氧化为单质： H 2SO 4(浓)＋2HBr Br 2＋SO 2↑＋2H 2O
H 2SO 4(浓)＋8HI
4I 2＋H 2S↑＋4H 2O
磷酸能代替硫酸反应制备溴化氢与碘化氢,但因磷酸成本高用磷代替： 3Br 2＋2P ＋6H 2O 2H 3PO 3＋6HBr↑
3I 2＋2P ＋6H 2O
2H 3PO 3＋6HI↑
△
△
△
△
三、氯的含氧酸及其盐 1、次氯酸及盐
氯气和水作用生成次氯酸盐： Cl 2＋H 2O HClO ＋HCl
次氯酸分解有以下三种方式： 2HClO 2HCl ＋O 2↑(分解)
3HClO 2HCl ＋HClO 3(歧化) 2HClO
Cl 2O ＋H 2O(脱水)
把氯气通入冷碱溶液，可生成次氯酸盐，反应如下： Cl 2＋2NaOH
NaClO ＋NaCl ＋H 2O
2Cl 2＋3Ca(OH)2Ca(ClO)2＋CaCl 2·Ca(OH)2·H 2O ＋H 2O
2、氯酸及盐
制备：Ba(ClO 3)2＋H 2SO 4
BaSO 4↓＋2HClO 3
氯酸仅存在于溶液中，含量提高到40%即分解： 8HClO 3
4HClO 4＋3O 2↑＋2Cl 2↑＋2H 2O
40度以下
脱水剂
△ 光照
氯酸是强酸，又是强氧化剂，它能将碘氧化为碘酸： 2HClO 3＋I 2
2HIO 3＋Cl 2↑
氯酸钾是最重要的氯酸盐，在催化剂存在时，200℃下即可分解为氯化钾和氧气：2KClO 3
2KCl ＋3O 2↑
在400℃左右，如果没有催化剂，主要分解为高氯酸钾和氯化钾：4KClO 3
3KClO 4＋KCl
氯酸盐通常在酸性条件下显氧化性： ClO 3－＋6I －＋6H ＋
3I 2＋Cl －＋3H 2O
氯酸钾的制备：NaCl ＋3H 2O NaClO 3＋3H 2↑
NaClO 3＋KCl
KClO 3＋NaCl
3、 高氯酸及盐
高氯酸的制备:KClO 4＋H 2SO 4
HClO 4＋KHSO 4
无水高氯酸比较稳定，浓高氯酸不稳定，受热分解： 4HClO 4
2Cl 2↑＋7O 2↑＋2H 2O
先将酸的含氧酸及其盐的氧化性、热稳定性和酸性总结如下
△
冷却
电解
MnO 2
含氧酸 含氧酸盐
热稳定性增加 氧化性减弱
酸性增加
氧化性减弱
热稳定性增加
HClO
HClO 3HClO 4
MClO MClO 2MClO 3MClO 4
HClO
2热稳定性增加
氧化性减弱
四、卤素离子的鉴定 (1) Cl －
的鉴定
氯化物溶液中加入AgNO 3，即有白色沉淀生成，该沉淀不溶于HNO 3，但能溶于稀氨水，酸化时沉淀重新析出：
Cl －
＋Ag ＋
＝ AgCl↓
AgCl ＋2NH 3 ＝ [Ag(NH 3)2]＋
＋Cl
－
[Ag(NH 3)2]＋
＋Cl －
＋2H ＋
＝ AgCl↓ ＋2NH ＋
4
(2) Br －
的鉴定
溴化物溶液中加入氯水，再加CHCl 3或CCl 4，振摇，有机相显黄色或红棕色：
2 Br －
＋Cl 2 ＝ Br 2＋2 Cl －
(3) I －
的鉴定
碘化物溶液中加入少量氯水或加入FeCl 3溶液，即有I 2生成。I 2在CCl 4中显紫色，如加入淀粉溶液则显蓝色：
2 I －
＋Cl 2 ＝ I 2＋2 Cl －
2 I －
＋2 Fe 3＋
＝ I 2＋2 Fe 2＋
五、氧族元素
周期表中的ⅥA族元素，包括氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）五个元素，通称为氧族元素。
1、氧和臭氧
（1）臭氧的分子结构：组成臭氧的3个分子呈V形排列，三个氧原子采取sp2杂化，形成三电子四中心的大π键。以π34表示，臭氧中无单电子，故为反磁性物质。
（2）大π键形成条件：(A)这些原子在同一平面上
（B）每一原子有一互相平行的p轨道
（C）p轨道数目的两倍大于p电子数
大π键用符号πa b表示。其中a为组成大π键的原子数，b为组成大π键的电子数。
（3）臭氧的鉴定：O3＋2I－＋2H＋I2＋O2↑＋H2O(可从碘化钾溶液中使碘析出)
2、过氧化氢
(1.1)弱酸性
H2O2是一极弱的二元弱酸：
H2O2H＋＋HO2－K a1＝2.2×10－12
HO2H＋＋O2－（过氧离子）
H2O2的K a2更小。H2O2作为酸，可以与一些碱反应生成盐，即为过氧化物（peroxide），例如：
H2O2＋Ba(OH)2＝BaO2＋2 H2O
过氧化物不同于二氧化物（dioxide），在过氧化物分子中存在过氧键，而二氧化物中则没有过氧键。
(1.2)热不稳定性
纯的H2O2溶液较稳定些。但光照、加热和增大溶液的碱度都能促使其分解。重金属离子（Mn2＋、Cr3＋、Fe3＋、MnO2等）对H2O2的分解有催化作用。H2O2的分解反应是一个歧化反应：
2H2O2＝2H2＋O2
为防止分解，通常把H2O2溶液保存在棕色瓶中，并应存放于阴凉处。
(1.3)氧化还原性
在H2O2分子中O的氧化数为－1，处于中间价态，所以H2O2既有氧化性又有还原性，也能发生歧化反应。
例如，H2O2在酸性溶液中可将I－氧化为I2：
H2O2＋2 I－＋2 H＋＝I2＋2 H2O
在碱性溶液中，H2O2可把绿色的[Cr(OH)4]－氧化为黄色的CrO42－：2[Cr(OH)4]－＋3 H2O2＋2 OH－＝2CrO42－＋8 H2O H2O2的还原性较弱，只是在遇到比它更强的氧化剂时才表现出还原性。例如：
2MnO4－＋5 H2O2＋6 H＋＝2 Mn2＋＋5 O2↑＋8 H2O
这一反应可用于高锰酸钾法定量测定H2O2。
2、硫化氢、硫化物和多硫化物
1、(1)弱酸性
氢硫酸是一个很弱的二元酸，可生成两类盐，即正盐（硫化物）和酸式盐（硫氢化物）。两类盐都易水解。
(2)还原性
H2S中S的氧化数为－2，因此H2S具有还原性，可被氧化剂氧化到0、＋4、＋6三种氧化态。氢硫酸在空气中放置能被O2氧化，析出游离S而浑浊：
2 H2S＋O2＝2S↓＋2 H2O
强氧化剂在过量时可以将H2S氧化成H2SO4：
H2S＋4 Cl2＋4 H2O ＝8HCl＋H2SO4
(3)硫化物的溶解性
金属硫化物大多难溶于水，大多数具有特征的颜色。硫化物的这些性质可以用于分离和鉴定金属离子。
①溶于稀盐酸：MnS、CoS、ZnS、NiS、FeS
②溶于浓盐酸：SnS、Sb2S3、SnS2、Sb2S5、PbS、CdS、Bi2S3
③溶于浓硝酸：CuS、As2S3、Cu2S、As2S5、Ag2S
④只溶于王水：HgS、Hg2S
(4)S2－的鉴定
S2－与盐酸作用，放出H2S气体，可使醋酸铅试纸变黑，这是鉴别S2－的方法之一：
S2－＋2 H＋＝H2S↑
Pb(Ac)2＋H2S ＝Pb S↓（黑）＋2HAc
3、多硫化物
在可溶硫化物的浓溶液中加入硫粉时，硫溶解生成相应的多硫化物。
Na2S＋(x－1)S Na2S x（x=2~6）
S x2—称为多硫离子，随着硫原子数增加，其颜色从黄色经过橙黄而变为红色。
多硫化物与过氧化物相似，都具有氧化性和还原性。
氧化性：SnS＋S22－SnS32－(硫代锡酸根)
还原性：4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2↑
多硫化物在酸性溶液中很不稳定，易歧化分解为硫化氢和单质硫：S22－＋2H＋H2S2S↓＋H2S↑
4、硫的重要含氧化合物
(1)亚硫酸及其盐
它们以还原性为主：H2SO3＋I2＋H2O H2SO4＋2HI
2H2SO3＋O22H2SO4
亚硫酸盐比硫酸具有更强的还原性：SO32－＋Cl2＋H2O SO42－＋2Cl －＋2H＋
只有较强还原剂作用下，才能表现出氧化性：
H2SO3＋2H2S3S↓＋3H2O
亚硫酸盐受热易分解：4Na 2SO 33Na 2SO 4＋Na 2S
（2）硫酸及其盐 Cu ＋2H 2SO 4（浓）CuSO 4＋SO 2↑＋2H 2O
C ＋2H 2SO 4(浓)CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O Zn ＋2H 2SO 4(浓)
ZnSO 4＋SO 2↑＋2H 2O
由于锌的强还原性，同时还会发生下列反应： 3Zn ＋4H 2SO 4(浓)3ZnSO 4＋S ↓＋4H 2O 4Zn ＋5H 2SO 4(浓)
4ZnSO 4＋H 2S ↑＋4H 2O
活泼金属的硫酸盐不稳定，高温下分解： CuSO 4
CuO ＋SO 3↑ 2Ag 2SO 4
4Ag ＋2SO 3↑＋O 2↑
(3) 焦硫酸及其盐 制备：SO 3＋H 2SO 4
H 2S 2O 7
焦硫酸与水作用生成硫酸： H 2S 2O 7＋H 2O
2H 2SO 4
△
△
△
焦硫酸盐进一步加热，生成硫酸盐： K 2S 2O 7
K 2SO 4＋SO 3↑
焦硫酸盐作为熔矿剂： Al 2O 3＋3K 2S 2O 7
Al 2(SO 4)3＋3K 2SO 4
(4) 硫代硫酸及其盐 制备：Na 2SO 3＋S
Na 2S 2O 3
硫代硫酸钠在酸性溶液中不稳定，易分解为单质硫和二氧化硫：S 2O 32－＋2H ＋
S ↓＋SO 2↑＋H 2O
硫代硫酸钠是中强还原剂，与强化剂（如溴、氯等）作用氧化为硫酸钠；与较弱氧化剂（如碘）作用被氧化为连四硫酸钠：S 2O 32－＋4Cl 2＋5H 2O 2SO 42－＋8Cl －＋10H ＋
2S 2O 32－＋I 2
S 4O 62－＋2I －
鉴定S 2O 32－:S 2O 32－＋2Ag ＋Ag 2S 2O 3↓(白色)
Ag 2S 2O 3＋H 2O
Ag 2S ↓(黑色)＋H 2SO 4（白色沉淀分解，颜色经黄
色、棕色，最后变为黑色） （5）过硫酸及其盐
硫的含氧酸中含有过氧基（—O —O —）者称为过硫酸
△
△
△
过二硫酸是无色晶体，不稳定，易水解生成硫酸与过氧化氢：H 2S 2O 8＋H 2O
H 2SO 4＋H 2SO 5
H 2SO 5＋H 2O H 2SO 4＋H 2O 2
过二硫酸盐为强氧化剂（过氧基存在），能将Mn 2＋氧化为紫红色MnO 4－
:2Mn 2＋5S 2O 82－
＋8H 2O 2MnO 4－＋10SO 42－＋16H ＋
(5) 连二亚硫酸钠
Na 2S 2O 4制备：2NaHSO 3＋Zn
Na 2S 2O 4＋Zn(OH)2
连二亚硫酸钠是很强还原剂：Na 2S 2O 4＋O 2＋H 2O
NaHSO 3＋NaHSO 4
第四章
氮、碳、硼族
一、 氮族元素 （1） 氮气
制备：NH 4Cl ＋NaNO 2NH 4NO 2＋NaCl
NH 4NO 2
N 2↑＋2H 2O
(2)氨及铵盐 1、氨
工业上制备：N 2＋3H 2
2NH 3
催化剂
高温、高压
Ag ＋
实验室：2NH 4Cl ＋Ca(OH)2CaCl 2＋2NH 3↑＋2H 2O 氨具有还原性：4NH 3＋5O 24NO ↑＋6H 2O
3CuO ＋2NH 33Cu ＋N 2↑＋3H 2O
3Cl 2＋2NH 3N 2↑＋6HCl
2、铵盐
鉴定铵盐常用的方法：NH 4＋＋OH
NH 3↑＋H 2O
挥发性酸组成铵盐，分解产物一般为氨和相应的酸： NH 4Cl
NH 3↑＋HCl ↑
挥发性酸组成的铵盐，则逸出氨： (NH 4)2SO 4
NH 3↑＋NH 4HSO 4
氧化性酸组成的铵盐，分解产物为N 2或氮的氧化物： NH 4NO 2N 2↑＋2H 2O NH 4NO 3
N 2O ↑＋2H 2O
二、 氮的氧化物、含氧酸及其盐 1、 氮的氧化物
210℃
△
△
△
△
△ 催化剂
800℃ △
氮可形成多种氧化物：N 2O 、NO 、N 2O 3、NO 2(或N 2O 4)、N 2O 5 2、 氮的含氧酸及其盐 （1） 亚硝酸及其盐 制备：NO ＋NO 2＋H 2O
2HNO 2
亚硝酸不稳定，仅存在于冷的稀溶液中： 2HNO 22O 3＋H 2O ↑＋NO 2↑＋H 2O
(蓝色) （红棕色） 亚硝酸盐制备：Pb(粉)＋KNO 3
KNO 2＋PbO
亚硝酸及其盐既有氧化性又有还原性，亚硝酸盐在酸性溶液中是强氧化剂：NO 2－＋Fe 2＋＋2H ＋
NO ↑＋Fe 3＋＋H 2O
2NO 2－＋2I －＋4H ＋2NO ↑＋I 2＋2H 2O
亚硝酸盐与强氧化剂作用时，可被氧化为NO 3－： 5NO 2－＋2MnO 4－＋6H ＋5NO 3+ 2Mn 2＋＋3H 2O
(2)硝酸及其盐 制备：4NH 3＋5O 24NO ↑＋6H 2O
2NO ＋O 2
2NO 2
催化剂
800℃
冷
3NO 2＋H 2O
2HNO 3＋NO
硝酸受热分解：4HNO 34NO 2↑＋O 2↑＋2H 2O
硝酸为强氧化剂,与非金属反应： 3C ＋4HNO 33CO 2↑＋4NO ↑＋2H 2O 3I 2＋10HNO 36HIO 3＋10NO ↑＋2H 2O
与金属反应： Cu ＋4HNO 3(浓)Cu(NO 3)2＋2NO 2↑＋2H 2O 3Cu ＋8HNO 3(稀)3Cu(NO 3)2＋2NO ↑＋4H 2O 4Zn ＋10HNO 3(稀)
4Zn(NO 3)2＋N 2O ↑＋5H 2O
4Zn ＋10HNO 3(很稀)4Zn(NO 3)2＋NH 4NO 3＋3H 2O
结论：与同种金属反应，硝酸越稀，氨被还原程度越大;与同浓度硝酸反应，金属越活泼，硝酸被还原程度越大。 硝酸盐受热分解有三种情况：
碱金属与碱土金属硝酸盐分解产生亚硝酸盐和氧气： 2NaNO 3
2NaNO 2＋O 2↑
△
热或光
活泼性较小的金属（Li 、Be 、Mg 、Cu ）硝酸盐分解产生相应的金属氧化物、NO 2和O 2： 2Pb(NO 3)2
2PbO ＋4NO 2↑＋O 2↑
活泼性更小的金属（比Cu 差）的硝酸盐受热分解为金属单质、NO 2、和O 2： 2AgNO 3
2Ag ＋2NO 2↑＋O 2↑
NO 3－棕色环鉴定：再装有硝酸盐的试管中加入少量硫酸亚铁晶体，沿试管壁小心加入浓硫酸，由于生成了棕色的配离子[Fe(NO)(H 2O)5]2+,在浓硫酸与溶液界面处会出现棕色环： 3Fe 2＋＋NO 3－＋4H ＋3Fe 3＋＋NO ＋2H 2O
[Fe(H 2O)6]2++NO
[Fe(NO)(H 2O)5]2++H 2O
(棕色) 三、 磷的含氧酸及其盐 1、磷酸
磷酸的制取：Ca 3(PO 4)2＋3H 2SO 42H 3PO 4＋3CaSO 4
2、磷酸盐
△
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大学部分无机化学方程式
稀有气体 O2 + PtF6 === O2+PtF6- 是深红色固体 Xe + PtF6 === Xe+PtF6- 是橙黄色固体，首次合成第一个稀有气体的化合物 Xe(g) + F2(g) === XeF2(g) (Xe过量) Xe(g) + 2F2(g) === XeF4(g) (Xe:F2=1:5) Xe(g ) + 3F2(g) === XeF6(g) (Xe:F2=1:20) XeF2 + 2OH- === XeF6(g) + 1/2O2 + 2F- + H2O XeF2在碱性溶液中迅速水解 1 XeF2水解：.2XeF 2 + 2H2O === 2Xe + o2 + 4HF 2 XeF2水解：. 3 XeF2 + 6H2O ===XeO3 + 2Xe + 3/2O2 + 12HF 2=1+3 3. XeF6水解：XeF6 + 3H2O===XeO3 + 6HF NaBrO3 + XeF2 + H2O===NaBrO4 + 2HF + Xe XeF2首次做氧化剂成功 XeF4 + 2Hg===Xe + 2HgF2 XeF4 + Pt===Xe + PtF4 2XeF6 + 3SiO2===2XeO3 + 3SiF4 不能用玻璃和石英器皿装XeF6 XeF2 + H2===Xe + 2HF XeF2(s) + SbF5(L)=== [XeF ]+ [SbF6 ]- ﹙S﹚ XeO3 + OH-===HXeO4- 在水中XeO3主要以分子形式存在，在碱性溶液中主要以HXeO4- 存在 2HXeO4- + 2OH-===XeO64- + Xe + O2 + 2H2O HXeO4- 会缓慢的发生歧化 XeF2 + 2HCl===Xe + Cl2 + 2HF XeF2 + 2KI===Xe + I2 + 2KF 卤素 3Cl2 + 2Fe===2FeCl3 I2 + H2S===S + 2HI I2 + H2SO3 + H2O===H2SO4 + 2HI Fe2+不与I2反应 X2 + H2O===2H+ + X- + 1/2O2 F2的水解 X2 + H2O===H+ + X- + HXO Cl2,Br2,I2的水解 2F2 + H2O===2HF + 1/2O2 F2与水发生猛烈反应放出O2 2HI + 1/2O2===I2 + H2O 将O2通入碘化氢溶液有I2析出 Cl2 + 2OH-===Cl- + ClO- + H2O 室温下 3Cl2 + 5OH-===6Cl- + ClO- + H2O 70摄氏度 Br2 + 2OH-===Br- + Bro3- + H2O 0摄氏度 3Br2 + 6OH-===5Br- + Bro3- + 3H2O 20摄氏度 3I2 + 6OH-===5I- + IO3- + 3H2O 0摄氏度定性反应 X2 + 2OH-===X- + OX- + H2O 3OX-===2X- + XO3- Cl2 + H2O===HClO + HCl Cl2的歧化反应 （少）IO3- + 3HSO3-===I- + 3SO42- + 3H+ (过）IO3- + 5I- + 6H+===3I2 + 3H2O 2NaBr + 3H2SO4 （浓）===Br2 + 2NaHSO4 + SO2 + 2H2O
武汉大学版无机化学课后习题答案(第三版)第15章p区元素
P区元素（1） 1.试用分子轨道理论描述下列各物种中的键、键级和磁性（顺磁性、逆磁性）和相对稳定 性。 （1）O2+（二氧基阳离子） （2）O2 （3）O2-（超氧离子） （4）O22-（过氧离子） 解:见下表 物 种 分子轨道键键级磁性相对稳定性 O2+ KK（σ2s）2（σ2s*） 2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)11( П2pz*)0一个σ键 一个二电子П键， 一个三电子П键 2.5 顺依次减小 O2KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)1一个σ键 二个三电子П键 2 顺 O2-KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)1一个σ键 一个三电子П键 1.5 顺 O22-KK（σ2s）2（σ2s*） 2（σ2p）2(П2p)4 (П2py*)1( П2pz*)2 一个σ键 1 逆 2. 重水和重氧水有何差别？写出它们的分子式。它们有何用途？如何制备？ 答:重水:D2O；重氧水: ；重水是核能工业常用的中子减速剂，重氧水是研究化学反应特别是水解反应机理的示踪剂。 3. 解释为什么O2分子具有顺磁性，O3具有反磁性？ 答：根据O2分子的分子轨道式KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2(П2p) 4(П2py*)1( П2pz*)1
分子中两个П2p反键轨道各有一单电子，因此它具有顺磁性。 在O3分子中，每个氧原子各用一个P轨道组成一个成键П轨道，一个反键П轨道，一个非键П轨道，其中4各P电子，两个进入成键П轨道，两个进入非键П轨道，П键键级为一，分子没有成单电子，所以分子具有反磁性。 4.在实验室怎样制备O3？它有什么重要性？ 5.答:在实验室里制备臭氧主要靠紫外光(<185nm)照射氧或使氧通过静电放电装置而获得 臭氧与氧的混合物,含臭氧可达10%。臭氧发生器的示意图见图13-10。它是两根玻璃套管所组成的,中间玻璃管内壁镶有锡锚,外管外壁绕有铜线,当锡箔与铜线间接上高电压时,两管的管壁之间发生无声放电(没有火花的放电),02就部分转变成了03 6. 7.油画放置久后为什么会发暗、发黑？为什么可用H2O2来处理？写出反应方程式。 8.答:油画放置久后会变黑，发暗，原因是油画中的白色颜料中含PbSO4，遇到空气中的 H2S会生成PbS造成的。PbSO4+H2S=PbS（黑）+H2SO4 用H2O2处理又重新变白，是因为发生以下反应H2O2=PbSO4+H2O2 6. 比较氧族元素和卤族元素氢化物在酸性、还原性、热稳定性方面的递变性规律。 答:氧族元素的氢化物有H20,H2S,H2Se,H2Te 卤族元素的氢化物有HF,HCl,HBr,HI (1)酸性 H20
辽宁师范大学环境科学系环境学概论期末考试题库
期末考试时间 28号中国近代史纲要 29号大学外语 30号程序设计基础 1号环境学概论 5号无机化学 7号植物学 一、名词解释 1、综合环境学 综合环境学是把人类的环境系统作为一个整体，从各种不同性质和不同等级许多矛盾的总体上，从其相互联结的特殊性上，全面地研究人类—环境系统的发展、预测、调控以及改造和利用的科学（包括全球环境学、区域环境学、聚落环境学等）。 2、飘尘与降尘 飘尘:直径在10um以下,能在大气中长期漂浮的悬浮物质. 降尘:总悬浮颗粒物中直径大于30um 的粒子，在大气中因重力作用能很快沉降下来。 3、区域清洁生产 为控制区域环境污染而实行区域内工业生产的全过程控制，其不仅着眼于在工业生产全过程中减少污染的生产量，同时要求污染物最大限度的资源化；其不仅考虑工业产品的生产工艺，而且对产品结构、生产原料和能源替代、生产运营和生产管理、技术操作、产品消费，直至产品报废的资源循环等诸多环节统筹考虑； 4、生化需氧量（BOD） 指在好气条件下，微生物分解水体中有机物质的生物化学过程中所需溶解氧的量， 是反映水体中有机污染程度的综合指标之一。 5．有害固体废物 在固体废物中，凡具有毒性、易燃性、腐蚀性、反应性、传染性和放射性的废物均列为有害固体废物。 6、环境承载力 指环境对人类活动的承载能力，即在某一时期，某种状态或条件下，某地区的环境所承受的人类活动作用的阈值。 7、环境质量评价 是指在一个具体的环境内，环境的总体或环境的某些要素，对人群的生存和繁衍以及社会经济发展的适宜程度，是反映人类的具体要求而形成的对环境评定的一种概念。 8、化学耗氧量（COD） 又称化学需氧量。在规定条件下，使水样中能被氧化的物质氧化所需耗用氧化剂的量，以每升水消耗氧的毫克数表示。 9.污染负荷比 污染负荷比是指某种污染物或某个污染源的等标污染负荷在总的等标污染负荷中所占的比重，是确定某种污染物或某个污染源对环境污染贡献顺序的特征量。 10、水质标准 由国家或地方政府对水中污染物或其他物质的最大容许浓度或最小容许浓度(如D.0)所作的规定。 11、总悬浮颗粒物（TSP） 总悬浮颗粒物；是用标准大容量颗粒采样器（流量在1.1-1.7 m3/min）在滤膜上所收集到的颗粒物的总质量，称为总悬浮颗粒物,其是分散在大气中的各种粒子的总称，直径在100um以下。 12、空燃比
武汉大学版无机化学课后习题答案(第三版)第17章d区元素 (1)
D区元素（1） 1.钛的主要矿物是什么？简述从钛铁矿制取钛白得反应原理。 解：钛的主要矿物有钛铁矿FeTiO2 反应原理： FeTiO3 + 2H2SO4 = TiOSO4 + FeSO4 + 2H2O TiOSO 4 + 2H2O =TiO2?H2O↓ + H2SO4 TiO2?H2O = TiO2 + H2O 2.解释TiCl3和[Ti(O2)OH(H2O)4]+ 有色得原因。 解：TiCl3显色是因为产生了电核跃迁，[Ti(O2)OH(H2O)4]+有色是因为O22-离子变形性较强，d—d跃迁所引起。 3.完成并配平下列反应方程式。 （1）Ti + HF → （2）TiO2 + H2SO4→ （3）TiCl4 + H2O → （4）FeTiO3 + H2SO4→ （5）TiO2 + BaCO3→ （6）TiO2 + C + Cl2→ 解：(1) Ti + 5HF = H2TiF6 + 2H2↑ (2)TiO2 + H2SO4 = TiOSO4 + H2O (3)TiCl4 + 2H2O = TiO2 + 4HCl (4)FeTiO3 + 2H2SO4 = TiOSO4 + FeSO4 + 2H2O (5)TiO2+ BaCO3 = BaTiO3 + CO2↑ (6)TiO2 + 2C + 2Cl2 = TiCl4+ 2CO↑ 4.完成下列反应 （1）TiI4在真空中强热； （2）FeTiO3和碳得混合物在氯气中加热；
（3） 向含有TiCl - 26得水溶液加入过量得氨； （4） 向VCl 3的水溶液加入过量的氨； （5） 将VCl 2的固体加到HgCl 2水溶液中。 解：(1) TiI 4 = Ti + 2I 2 (2) 2FeTiO 3 + 6C + 5Cl 2 = 2FeCl 3 + 2TiCl 4 + 6CO (3) TiCl 62- + NH 3 = [Ti(NH 3)6]4+ + 6Cl - (4) VCl 3 + Na 2SO 3 = (5) VCl 2 + HgCl 2= 5. 根据下列实验写出有关的反应方程式：将一瓶TiCl 4打开瓶塞时立即冒白烟。向瓶中加入浓HCl 溶液 和金属锌时生成紫色溶液，缓慢地加入NaOH 溶液直至溶液呈碱性，于是出现紫色沉淀。沉淀过滤后，先用HNO 3处理，然后用稀碱溶液处理，生成白色沉淀。 解：TiCl 4 + 3H 2O = H 2TiO 3 + 4HCl↑ 2TiCl 4 +Zn = 2TiCl 3↓ + ZnCl 2 TiCl 3 + 3NaOH = Ti(OH)3 + 3NaCl 3Ti(OH)3 + 7HNO 3 = 3TiO(NO 3) + 2 NO ↑+ 8H 2O TiO 2+ + 2OH - + H 2O = Ti(OH)4↓ 6. 利用标准电极电势数据判断H 2S ，SO 2，SnCl 2和金属Al 能否把TiO 2+离子还原成Ti 3+离子？ 解：由查表得： V Al Al E V Sn Sn E V S H S E V SO H SO E V Ti TiO E 67.0/,15.0/,141.0/20.0/,1.0/32423224 32-=====+++-+θθθθθ 因为E θAl 3+/Al 第一章氢及稀有气体 1.氢气的制备 实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑ 军事上：CaH2 +2H2O → Ca（OH）2 + 2H2↑ 2.稀有气体化合物 ①第一个稀有气体化合物：Xe + PtF6 → Xe+[ PtF6] （无色）（红色）（橙黄色） ②氙的氟化物水解： 2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑ 6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑+3O2↑ +24HF XeF6+3H2O →XeO3+6HF ③氙的氟化物为强氧化剂： XeF2 + H2─→ Xe + 2HF XeF2 + H2O2─→ Xe + 2HF + O2↑ 第二章碱金属与碱土金属元素 一、碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨， 生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。 碱金属M(S) + (x+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y 碱土金属M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x + 2e-(NH3)y 二、氢化物 氢化物共分为离子型、共价型、过渡型 离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl4＋4NaH Ti＋ 4NaCl＋2H2↑ LiH能在乙醚中同B3＋Al3＋Ga3＋等的无水氯化物结 合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。 4LiH + AlCl3乙醚Li[AlH4] + 3LiCl 氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH4]＋4H2O=LiOH↓＋Al(OH)3↓＋4H2↑ 三、氧化物 1、正常氧化物 碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分 别生成正常氧化物Li2O和MO。其他碱金属正常的氧 化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制 得。 Na2O2＋2Na=2Na2O 2KNO3＋10K=6K20＋N2↑ 16. 完成并配平下列反应式： （1）H2S+H2O2→ （2）H2S+Br2→ （3）H2S+I2→ （4）H2S+O2→ +H+→ （5）H2S+ClO- 3 （6）Na2S+Na2SO3+H+→ （7）Na2S2O3+I2→ （8）Na2S2O3+Cl2→ （9）SO2+H2O+Cl2→ （10）H2O2+KMnO4+H+→ （11）Na2O2+CO2→ （12）KO2+H2O→ （13）Fe(OH)2+O2+OH-→ （14）K2S2O8+Mn2++H++NO- → 3 （15）H2SeO3+H2O2→ 答：（1）H2S+H2O2=S+2H2O H2S+4H2O2（过量）=H2SO4+4H2O （2）H2S+Br2=2HBr+S H2S+4Br2（过量）+4H2O=8HBr+H2SO4 （1）H2S+I2=2I-+S+2H+ （2）2H2S+O2=2S+2H2O （3）3H2S+ClO3-=3S+Cl-+3H2O （4）2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O （5）2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI （6）Na2S2O3+4Cl2+5H2O=Na2SO4+H2SO4+8HCl （7）SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl （8）5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O （9）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 （10）2KO2+2H2O=2KOH+O2+H2O2 （11）4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3 （12）5S2O82-+2Mn2++8H2O=10SO42-+2MnO4-+16H+（13）H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O 无机化学试题 一、选择题 1. 对于H2O2和N2H4，下列叙述正确的是…………………………………………（） (A) 都是二元弱酸(B) 都是二元弱碱 (C) 都具有氧化性和还原性(D) 都可与氧气作用 2. 下列含氧酸中属于三元酸的是…………………………………………………（） (A) H3BO3(B) H3PO2(C) H3PO3(D) H3AsO4 3. 下列各对含氧酸盐热稳定性的大小顺序，正确的是……………………………（） (A) BaCO3 > K2CO3(B) CaCO3 < CdCO3 (C) BeCO3 > MgCO3(D) Na2SO3 > NaHSO3 4. 铝在空气中燃烧时，生成…………………………………………………………（） (A) 单一化合物Al2O3(B) Al2O3和Al2N3 (C) 单一化合物Al2N3(D) Al2O3和AlN 5. 下列含氧酸根中，属于环状结构的是…………………………………………（） (A) (B) (C) (D) 6. 下列化合物与水反应放出HCl 的是……………………………………………（） (A) CCl4(B) NCl3(C) POCl3(D) Cl2O7 7. InCl2为逆磁性化合物，其中In的化合价为……………………………………（） (A) +1 (B) +2 (C) +3 (D) +1和+3 8. 鉴别Sn4+和Sn2+离子，应加的试剂为……………………………………………（） (A) 盐酸(B) 硝酸(C) 硫酸钠(D) 硫化钠(过量) 9. 下列各组化合物中，都有颜色的一组化合物是………………………………（） (A) SiCl4，SnCl4，PbO (B) CCl4，NO2，HgI2 (C) SiC，B2H6，N2O4 (D) PbO2，PbI2，SnS 10. 将过量SiF4通入NaOH溶液中，主要产物是……………………………………（） (A) H4SiO4，NaF (B) Na2SiO3，NaF (C) Na2SiO3，Na2SiF6(D) SiO2，HF 11. 将NCl3通入碱性溶液，其水解产物是…………………………………………（） (A) NH3和ClO-(B) NH3和Cl- (C)和Cl-(D)和Cl- 12. PCl3和水反应的产物是…………………………………………………………（） (A) POCl3和HCl (B) H3PO3和HCl 分子结构 1. 试用离子键理论说明由金属钾和单质氯反应，形成氯化钾的过程如何理解离子键没有方向性和饱和性 答：KCl 的形成表示如下： K(s)?K +(g)+e 1 2Cl 2?Cl(g) Cl (g) +e ? Cl -(g) K +(g) + Cl -(g) =KCl (s) 离子键的本质是静电作用力，由于离子的电荷分布是球形对称的，因此它对异号离子的引力可以是任何方向，也就是没有方向性；一个离子的周围，能容纳多少个异离子，是随离子的半径变化而变化的，它没有固定的配位数，所以说离子键没有饱和性。 2.用下列数据求氢原子的电子亲和能。 答：电子亲和能为下列反应的焓变，它由(5)-(4)-(3)-(2)-(1)得到： 3. ClF 的解离能为1 246kJ mol -?，ClF 的生成热为－56kJ/mol-1，Cl 2的解离能为238kJ/mol -1，试计算 F 2(g)的解离能。 解：据题意： （1） ClF(g) = Cl(g) +F(g) ΔH 1 = 246 kJ ·mol -1 （2） 12 Cl 2(g) +1 2F 2(g) = ClF(g) ΔH 2 = －56kJ/mol -1 （3）Cl 2(g) = 2Cl(g) ΔH 3 = 238kJ/mol -1 2?（1）＋2?（2）－（3）得 F 2 (g) = 2 F (g) ΔH ＝2 ΔH 1+2ΔH 2－ΔH 3 ＝2?246－2?56－238 ＝142 kJ / mol -1 4. 试根据晶体的构型与半径比的关系,试判断下列AB 型离子化合物的晶体构型： BeO NaBr CaS RbI BeS CsBr AgCl 解：查表求各离子的Pauling 半径如下表： Pauling 半径(pm) (a) ICl 4- (b)IBr 2 - (c)BrO 3- (d)ClF 7、 解： 4XeF 平面四边形 2XeF 直线形 3XeO 三角锥 XeO 直线形 13-8用 VSEPR 理论判断XeF 2 、XeF 4、XeF 6、XeOF 4及ClF 3的空间构型。 8、解： 2XeF 直线形 4XeF 平面四边形 6XeF 八面体 4XeOF 四方锥 4ClF 三角锥 13-9用化学方程式表达下列化合物的合成方法（包括反应条件）： (a) XeF 2 (b) XeF 6 (c) XeO 3 9、解： )()()(21.0,4002g XeF g F g Xe MPa C ????→?+? )()(3)(66,3002g XeF g F g Xe MPa C ????→?+? HF XeO O H XeF 63326+=+ 13-10 完成下列反应方程式： (1) XeF 2 + H 2O → (2) XeF 4 + H 2O → (3) XeF 6 + H 2O → (4) XeF 2 + H 2 → (5) XeF 4 + Hg → (6) XeF 4 + Xe → 10、解： 2 4242242632623242222222263122 3 26322 1 2XeF Xe XeF HgF Xe XeF Hg HF Xe H XeF HF XeOF O H XeF HF XeO O H XeF HF O Xe XeO O H XeF O H F O Xe OH XeF =++=++=++=++=++++=++++=+-- 14-5 三氟化氮NF 3（沸点-129℃）不显Lewis 碱性，而相对分子质量较低的化合物NH 3 （沸点-33℃）却是个人所共知的Lewis 碱。（a ）说明它们挥发性差别如此之大的原因；（b ）说明它们碱性不同的原因。 5、解：（1）NH 3有较高的沸点，是因为它分子间存在氢键。 （2）NF 3分子中，F 原子半径较大，由于空间位阻作用，使它很难再配合Lewis 酸。 另外，F 原子的电负性较大，削弱了中心原子N 的负电性。 第七章化学反应的速率 1. 什么是化学反应的平均速率，瞬时速率？两种反应速率之间有何区别与联系？ 答 2. 分别用反应物浓度和生成物浓度的变化表示下列各反应的平均速率和瞬时速率，并表示 出用不同物质浓度变化所示的反应速率之间的关系。这种关系对平均速率和瞬时速率是否均适用？ （1） N 2 + 3H 2 → 2NH 3 （2） 2SO 2 + O 2 →2SO 3 （3） aA + Bb → gG + hH 解 （1）V = t N △△][2= t H △△][2= t NH △△][3 V 瞬=0 lim →t △t N △△][2 = l i m →t △t H △△][2 = lim →t △t NH △△][3 V 2 N = 3 1V 2 H = 2 1V 3 NH 两种速率均适用。 （2）（3）（同1）。 3. 简述反应速率的碰撞理论的理论要点。 答 4. 简述反应速率的过渡状态理论的理论要点。 答 3级，910K时速率常数为5.反应C2H6→C2H4+ H2，开始阶段反应级数近似为 2 1.13dm1.5·mol5.0-·s1-。试计算C2H6（g）压强为1.33×104Pa时的起始分解速率 γ（以 0 [C2H6]的变化表示）。 解 6.295K时，反应2NO + Cl2→2 NOCl，其反应物浓度与反应速率关系的数据如下： （2）写出反应的速率方程； （3）反应的速率常数为多少？ 解 7.反应 2 NO（g）+ 2 H2（g）→N2（g）+ 2 H2O其速率方程式对NO（g）是二次、 对H2（g）是一次方程。 （1）写出N2生成的速率方程式； （2）如果浓度以mol·dm—3表示，反应速率常数k的单位是多少？ （3）写出NO浓度减小的速率方程式，这里的速率常数k和（1）中的k的值是否相同，两个k值之间的关系是怎样的？ 解 8.设想有一反应Aa + bB + cC →产物，如果实验表明A，B和C的浓度分别增加1倍后， 整个反应速率增为原反应速率的64倍；而若[A]与[B]保持不变，仅[C]增加1倍，则反应速率增为原来的4倍；而[A]、[B]各单独增大到4倍时，其对速率的影响相同。求a，b，c的数值。这个反应是否可能是基元反应？ 解 第一章思考题 1.一气柜如下图所示： A 假设隔板（A）两侧N2和CO2的T, P相同。试问： （1）隔板两边气体的质量是否相等? 浓度是否相等?物质的量不等而浓度相等 （2）抽掉隔板（假设不影响气体的体积和气柜的密闭性）后，气柜内的T和P 会改变？N2、CO2物质的量和浓度是否会改变?T和P 会不变，N2、CO2物质的量不变而浓度会改变 2.标准状况与标准态有何不同? 标准状况指气体在27.315K和101325Pa下的理想气体，标准态是在标准压力下（100kPa）的纯气体、纯液体或纯固体 3.化学反应方程式的系数与化学计量数有何不同?对某一化学反应方程式来说,化学反应方程式的系数和化学计量数的绝对值相同,但化学反应方程式的系数为正值,而反应物的化学计量数为负值,生成物的化学计量数为正值 4.热力学能、热量、温度三者概念是否相同? 试说明之。 5.试用实例说明热和功都不是状态函数。 6.判断下列各说法是否正确： （1）热的物体比冷的物体含有更多的热量。× （2）甲物体的温度比乙物体高，表明甲物体的热力学能比乙物体大。× （3）物体的温度越高，则所含热量越多。× （4）热是一种传递中的能量。√ （5）同一体系： (a)同一状态可能有多个热力学能值。× (b)不同状态可能有相同的热力学能值。√ 7.判断下列各过程中，那个ΔU最大： （1）体系放出了60kJ热，并对环境做了40kJ功。 （2）体系吸收了60kJ热，环境对体系做了40kJ功。√ （3）体系吸收了40kJ热，并对环境做了60kJ功。 （4）体系放出了40kJ热，环境对体系做了60kJ功。 根据ΔU=Q+W, (1) ΔU=-60+(-40)=-100KJ (2) ΔU=+60+40=+100KJ ,(3) ΔU=+40+(-60)=-20KJ (4) ΔU=-40+60=+20KJ因此通过计算可以看出,(2)过程的ΔU最大. 8.下列各说法是否正确： （1）体系的焓等于恒压反应热。× （2）体系的焓等于体系的热量。× （3）体系的焓变等于恒压反应热。√ 第十章电解质溶液 1．把下列氢离子浓度、氢氧根离子浓度换算成pH和pOH。 （1）[H+]=3.2×105-mol·dm3-；（2）[H+]=6.7×109-mol·dm3-； （3）[OH-]=2.0×106-mol·dm3-；（4）[OH-]=4.0×1012-mol·dm3-。 解 2．把下列pH、pOH换算成氢离子浓度、氢氧根离子浓度。 （1）pH=0.24；（2）pH=7.5； （2）pOH=4.6；（4）pOH=10.2 解 3．已知298K时某一弱酸的浓度为0.010 mol·dm3-，测得其pH为4.0。求Kθ 和α及稀 a 、α和pH。 释至体积变成2倍后的Kθ a 解 4．将1.0dm30.20 mol·dm3-的HAc溶液稀释导多大体积时才能使Hac的解离度比原溶液 增大1倍？解 5．求0.10 mol·dm3-盐酸和0.10 mol·dm3-H2C2O4混合溶液中的C2O-2 4和HC2O- 4 的浓 度。 解 6．计算0.010 mol·dm3-的H2SO4溶液中各离子的浓度，已知H2SO4的Kθ 2 为1.2×102-。解 7．有一混合酸溶液，其中HF的浓度为1.0 mol·dm3-，HAc的浓度为0.10 mol·dm3-，求溶液中H+，F-，Ac-,HF和HAc的浓度。 解 解 解 解 8．将1.0 mol·dm3-Na3PO4和2.0 mol·dm3-盐酸等体积混合，求溶液的pH值。解 解 解 14. 写出下列分子或离子的共轭酸。 SO-2 4，S-2，H2PO- 4 ，NH3，HNO3，H2O 答 15．写出下列分子或离子的共轭碱。 HAc，H2O，NH3，HPO-2 4 ，HS- 答 16．举列说明酸碱电子理论中有哪几类常见反应。 第一章 化学反应中的质量和能量关系 重要概念 1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。 2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。 3.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。 4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。 6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。如温度与压力，密度等。 系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。强度性质不必指定物质的量就可以确定。 7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。 8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。 9.化学计量数：0=∑B VB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数， 量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。 10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。 11.反应进度ξ：b b v /n ?=?ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。 12.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。 13.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。 14.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。也叫做热力学第一定律。ΔU=Q+W 15.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。殊途同归，值变相等。周而复始，值变为零。 16.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热。若系统吸热值为正，若系统放热值为负。 17.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功。系统得功为正，系统做功为负。在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功?-=pdV W ，除体积功以外的一切功称为非体积功如电功。 18.功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。 19.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。 辽宁师范大学 2005年招收攻读硕士学位研究生入学考试试 题 （注意：请考生将答案写在考场发的答题册上，注明题号，答在本试题纸上无效）专业名称： 考试科目：无机化学 一、判断对错（对者打“√”号，错者打“×”号）（10分） 1. 稀HAc溶液中，HAc浓度越小，HAc电离度越大，H+离子浓度越小。 2. 基元反应H2+2I→2HI中，反应时H2和I碰撞，所以是双分子反应。 3. 原子核外任一电子主层中Pz轨道的波函数角度分布都是相同的。 4. 任何一个元素所在周期数都等于该元素原子核外电子主层数。 5. 同一σ键中的两个电子必须自旋相反。 6. 晶胞一定是晶体结构中最小重复单位。 7. Ga(OH)3的酸性强于Al(OH)3。 8. 焓是封闭体系等压过程的热效应。 9. 过渡金属配合物中，一般情况下中心原子杂化轨道数目等于配位数。 10. 第二周期元素含氧酸根中，中心原子都采取SP2杂化，所以 酸根空间构型均为平面三角形。 二、选择题（15分） 1. 常温下，当溶液中[OH－]＝1×10－2mol·dm－3时，pK w值近似 为： A. 2 B. 12 C. 14 D. －2 第1页共 4 页 2. 下列分子中，极性分子是： A. O3 B. P4 C. S8 D. B12 3. 原电池正极和电解池阴极分别发生： A. 氧化反应和还原反应 B. 还原反应和氧化反应 C. 都是氧化反应 D. 都是还原反应 4. 下列分子中有两种几何异构体的是： A. [Co(NH3)2H2O(NO2)2Cl]（八面体） B. CHFClBr（四面体） C. [Pt(NH3)2ClBr]（平面正方形） D. PF2Cl3（三角双锥） 5. 稀土元素 A. 是原子序数从57到71号元素的总称 B. 有16种 C. 是具有4f电子的元素 D. 即是镧系元素 6. 引起螯合效应的因素是： A. 熵值增加 B. 焓变减小 C. 电荷变化 D. 构型改变 7. 用于判断金属还原过程在高温下能否进行的艾林汉（Ellingham）图也称为： A. 自由能图 B. 自由能—氧化态图 C. 元素电势图 D. pH电势图 8. 恒温373K下，将5×104 Pa的水蒸气从10dm3压缩至1dm3，此时水蒸气压力约为： A. 5×105Pa B. 5×104Pa C. 1×105Pa D. 1×104Pa 9. CaF2晶体中Ca2+的配位数和单位晶胞内F－离子数目分别是： A. 4和4 B. 4和8 C. 8和4 D. 8和8 10. 下列元素电离能最大的是： A. 硼 B. 碳 C. 氮 D. 氧 大学无机化学方程式整合 大学无机化学方程式整合 大学无机化学重要方程式总结 1.2F2+2H2O==4HF+O2 2.2IO3―+5HSO3—==5SO42—+I2+3H++H2O 3.CaF2+H2SO4(浓)==CaSO4+2HF 4.NaCl+H2SO4(浓)==NaHSO4+HCl↑ 5.I2+10HNO3==2HIO3+10NO2↑+4H2O 6.2Cl2+2Ca（OH）2==Ca（ClO）2+CaCl2+2H2O 7.IO3―+5I―+6H+==3I2+3H2O 8.3Cl2+6NaOH(850C)==5NaCl+NaClO3+3H2O 9.2KMnO4+5H2O2+3H2SO4==2MnSO4+K2SO4+5O2↑+8H2O 10.2KMnO4+5H2S+3H2SO4==2MnSO4+K2SO4+5S↓+8H2O 11.Na2S2O3+I2==Na2S4O6+2NaI 12.（NH4）2Cr2O7(加热)==N2↑+Cr2O3+4H2O 13.2MnO4-+5NO2-+6H+===2Mn2++5NO3-+3H2O 14.Au+HNO3+4HCl==H[AuCl4]+NO↑+2H2O 15.3Pt+4HNO3+18HCl==3H2[PtCl6]+4NO↑+8H2O 16.2KNO3（加热）==2KNO2+O2 17.2Pb（NO3）2（加热）==2PbO+4NO2↑+O2↑ 2Cu(NO3)2（加热）===2CuO+4NO2↑+O2↑ 18.2AgNO3（加热）==2Ag+2NO2↑+O2↑ 19.3Ag+4HNO3(稀)==3AgNO3+NO↑+2H2O 20.3PbS+8HNO3（稀）==3Pb（NO3）2+3S↓+2NO↑+4H2O 21.As2S3+6NaOH==Na3AsO3+Na3AsS3+3H2O 22.CaF2+3H2SO4(浓)+B2O3==3CaSO4+3H2O+2BF3 23.SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O 24.H3BO3+3CH33)3+3H2O 25.Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑ 26.CaSiO3+6HF==CaF2+SiF4+3H2O 27.2Na2O2+2CO2====2Na2CO3+O2 28.CaH2+2H2O==Ca(OH)2+2H2↑ 29.PbO2+2H2SO4===2PbSO4+O2↑+2H2O 30.PbO2+4HCl→PbCl2+Cl2↑+2H2O 31.2Cu+O2+H2O+CO2==Cu(OH)2·CuCO3 32.2Cu2++4I―==2CuI↓+I2 33.Cu2O+H2SO4→Cu+CuSO4 34.HgCl2+2NH3===Hg(NH2)Cl↓+NH4Cl 35.Hg2Cl2+2NH3→Hg↓+Hg(NH2)Cl↓+NH4Cl 36.Hg22++2OH－（S2—、I—）==Hg↓+HgO↓+H2O 37.Hg(NO3)2+4KI==2KNO3+K2[HgI4] 38.Hg2Cl2+H2S==Hg↓+HgS↓+2HCl 39.HgCl2+SnCl2（适量）====SnCl4+Hg2Cl2↓(白色) Hg2Cl2↓(白色)+SnCl2==2Hg↓+SnCl4 所有公式： 1、注意单位，如焦耳，千焦。 2、加入溶液时注意体积变化引起的浓度的变化 3、能斯特方程注意正负号。 4、单质的标准绝对熵不等于零，?f G m θ(稳定态单质,T)=0 ?f G m θ(H +,aq,T)=0 Chap 1 1、热力学温度：T= t + T0 (T0=273.15K) 2、理想气体状态方程：pV=nRT 用于温度不太低，压力不太高的真实气体 在SI 制中，p 的单位是Pa ，V 的单位是m 3，T 的单位是K ，n 的单位是mol ；R 是摩尔气体常数，R 的数值和单位与p,V,T 的单位有关，在SI 制中，R = 8.314 J·K -1·mol -1。 3、 4、分压 5、分体积定律 6、溶液的浓度 质量百分比浓度 B = mB/m = mB/(mB+mA) 以溶质(B)的质量在全部溶液的质量中占有 的百分比 质量摩尔浓度 bB = nB/mA 溶质(B)的物质的量与溶剂(A)的质量的比值物质的量分数（摩尔分数） 溶质(B)的物质的量占全部溶液的物质的量的分数 物质的量浓度 cB = nB/V 溶质的物质的量除以溶液的总体积(与温度相关)， 单位：---1 Chap 2 m V mRT RT Mp M M pV p RT ρρρ== ==??B B n RT p V = ()B B 1212n RT V p n RT n RT nRT RT V n n p p p p = =++ =++ =B B B B B B B n RT V nRT V V p p V n V V V n ??= ==== 1、体积功：气体发生膨胀或压缩做的功，一般条件下进行的化学反应，只作体积功 W= -p ?V = -p (V 终－V 始) 2、热和功不是状态函数 3、热力学第一定律：封闭体系中：?U = U 2 – U 1 = Q + W 4、焓：H = U + pV 等压时：Q p =H 2 – H 1 = ?H 若为理想气体，H = U + pV = U + nRT ?H = ?U + ?nRT 5、等容热效应Q V : ?U = Q V 等压反应热Qp ：W= － 则U ＝ Qp + W = Qp －p ?V Qp = Qv + ? 6、标准摩尔反应焓变：?r H m θ =∑νi ?f H m θ(生成物)- ∑νi ?f H m θ(反应物) =[y ?f H m θ(Y)+z ?f H m θ(Z)] – [a ?f H m θ(A)+b ?f H m θ(B)] 7、S m θ(B,相态,T) ，单位是J·mol -1·K -1 任一化学反应的标准摩尔熵变： ?rSm θ =∑νB Sm θ(生成物,T)-∑νB Sm θ(反应物,T) ?rSm θ＞0,有利于反应正向自发进行。 8、G = H – TS G ：吉布斯函数，状态函数, 广度性质, 单位J 9、计算已知反应的自由能变?r G m θ ?r G m θ =∑νB ?f G m θ(生成物,T)-∑νB ?f G m θ(反应物,T) Chap 3 1、恒容条件下的化学反应速率 νB ：化学反应计量数，反应物为负，生成物为正 ?[B]/?t ：物质B 的物质的量浓度随时间的变化率 υ：基于浓度的反应速率，单位为mol ?L -1?s -1 2、质量作用定律 υ= k ?[A]m ? [B]n k: 速率常数，随温度变化，不随浓度变化 质量作用定律只使用于基元反应 3、 4、阿仑尼乌斯(Arrhenius)公式 1 V t ζυ??＝ B B 11[] V B n B t t υνν??????＝ ＝ 辽宁师范大学无机化学专业考研 无机化学教研室现有教工7人，实验技术人员1人，教授2人，副教授5人，讲师1人，其中博士1人，博士后2人。无机化学学科为校重点学科，具有硕士学位点，正在积极申请博士点。本学科三个研究方向：1、功能配合物化学（学科带头人：牛淑云教授），2、固体无机化学（学科带头人：由万胜教授），3、物理无机化学。 三年来，共发表论文近百篇，被SCI收录30余篇，该学科教学、科研实力雄厚，梯队完整。 辽宁师范大学信息与计算科学（非师范） 专业考研 培养目标：本专业培养具有良好的数学基础，掌握信息科学和计算科学的基本理论与 方法，受到科学研究的初步训练，能运用科学知识和计算机技能解决某些实际问题，能在科技、教育和经济部门从事研究教学、应用开发和管理工作的高级专门人才，也适宜继续攻读本专业或相关学科的硕士学位。 培养规格：本专业学生主要学习数学基础课程，学习信息科学和计算机科学的基本理论、基础知识和基本方法，受到比较扎实的计算机训练，系统掌握计算机科学和技术的基本理论，掌握计算机硬件、软件应用的基本理论，熟练掌握数据库技术、网络技术。掌握利用计算机科学与技术进行信息处理。初步具备在信息科学与计算科学领域从事科学研究、解决实际问题，既设计开发有关软件的能力，同时也可以进一步攻读信息科学、计算机科学技术，以及在信息技术与其它学科领域结合的方向上的硕士学位。 主要课程：数学分析、高等代数与解析几何、常微分方程、复变函数计算机语言程序 设计、计算方法、数值代数、信息科学基础、软件工程、数据库、编译原理、数学模型、计算机网络及其应用、计算机图形学、计算机基本原理、数字信号处理、信息与编码等。 主要实践性教学环节：劳动、科研实践和毕业设计等。大学无机化学方程式整理
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