无机及分析化学期末复习

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1、无机及分析化学---------总复习沉淀-溶解平衡物质结构酸碱平衡及酸碱滴定配位平衡其他氧化还原平衡化学反应速率与化学平衡化学热力学基础分散体系As2S3选择吸附HS-而带负电荷，HS-为电位离子，H+为反离子。H2S发生电离：H2S=H++HS-向H3AsO3溶液中通入过量的H2S制备As2S3溶胶：2H3AsO3+3H2S=As2S3+6H2O第一章分散体系溶胶的制备例：例：50.00mL0.60mol·L-1K2CrO4和50.00mL0.20mol·L-1AgNO3混合制备Ag2CrO4溶

2、胶，加入浓度相同的①K3[Fe(CN)6]②Al(NO3)3;③MgSO4；请问几种电解质凝结快慢的正确顺序。稀溶液的依数性1、凝固点下降当食盐和冰放在一起，食盐就会溶解于冰表面的水中，使水的凝固点降低，导致冰的融化。在融化的过程中因为大量吸热而使环境温度降低。2、渗透压植物的细胞膜是半透膜，如果施肥过量，使土壤溶液浓度过高，渗透压高于植物根系细胞液，植物体内水分会渗入土壤，使植物枯萎，俗称“烧苗”。第二章化学热力学基础则某体系经过循环过程回到起始状态，Q不一定为零。273K，100kPa时冰融化为

3、水，其H=Qp第二章化学热力学基础焓与Hess定律已知：(1)CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)=-870.3kJ.mol-1(2)C(石墨)+O2(g)=CO2(g)=-393..5kJ.mol-1(3)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)=-285.5kJ.mol-1△rHm(1)△rHm(2)△rHm(3)计算(4)2C(石墨)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)=?△rHm(4)△rHm(1)△rHm(2)△rHm(3)△rHm(4)∴=×2

4、+×2-=(-393.5)×2+(-285.5)×2-(-870.3)△rHm(4)解：∵（4）=（2）×2+（3）×2-（1）=-488.3kJ.mol-1熵在孤立体系中，ΔrSmΘ>0的变化总是自发进行的。水在373.5K，101.3KPa时变为水蒸气，熵增大。吉布斯自由能变ΔG用自由能判断反应的方向和限度时，必须在等温等压非体积功为零条件下。当ΔG>0时反应逆方向进行，当ΔG<0时则正方向进行，当ΔG＝0时，则反应处于平衡状态。吉布斯-亥姆霍兹方程（ΔG=ΔH-TΔS）NaOH溶于水是放热反应

5、，过程的ΔH＜0，ΔS＞0，ΔG＜0反应Sn(白锡)=Sn(灰锡)的反应过程为：放热，熵减少。所以当压力100KPa，温度低于291K时，灰锡比白锡稳定；温度高于291K时，白锡比灰锡稳定。第三章化学反应速率和化学平衡当逆反应速率等于正反应速率时，化学反应达到平衡。一支300K真空容器中N2O4(g)=2NO2(g)，达到平衡时总压为100KPa，N2O4有50%分解为NO2，计算反应的KΘ值。对于一个化学反应来说，△rGmΘ的大小与其反应速率无关。催化剂可以加快反应速率的主要原因是改变反应历程，降

6、低活化能。升高温度可以加快反应速度的原因是增加活化分子数目。化学平衡的影响因素反应H2(g)+I2(g)═2HI(g)△rHmΘ=-28.33kJ·mol-1低温下，正向反应自发进行。可逆反应CO(g)+H2O=H2(g)+CO2(g)，ΔrHmΘ=-37.9kJ·mol-1。温度升高，平衡向逆方向移动，KΘ值减小。某可逆反应A(g)+2B(g)=C(g)+D(g)，ΔrHmΘ＞0，A和B可能有最高转化率的条件是：高温高压。反应3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)是放热反应，使用催化剂不能提高N

7、H3的产率。已经达到化学平衡的体系，改变组分的浓度，当反应商Q＞KΘ时平衡向逆方向移动。四个量子数n和l决定多电子原子轨道能级的量子数。（p110,4-2）四个量子数的取值规律。（p110,4-1）(A)2、2、1、-1/2(B)2、0、1、+1/2(C)1、0、0、+1/2(D)1、0、-2、+1/2核外电子排布规律例：某元素与Kr同周期，该元素失去3(2)个电子后，其l=2的轨道内呈半充满状态。具有Ar电子层结构的-1价离子的元素。第四章物质结构等性杂化和不等性杂化（NH3和H2O）NH3分子中

8、氮原子的价电子结构为2s22p3，成键时氮原子中的一个s轨道和三个p轨道混合，形成四个能量相等的sp3杂化轨道。其中一个杂化轨道已有一对孤对电子，故不参与成键，只有三个sp3杂化轨道与三个氢原子的s轨道重叠成键，由于孤对电子对另外三个成键的轨道有排斥压缩作用，致使键角均为107·18′。NH3分子的空间构型是三角锥形。CS2、CO2等非极性分子间只存在色散力。由于存在分子间的氢键，使得乙醇（氨）在水中有很大的溶解度。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