大学基础化学复习提要 ------------------------------------ 本课程的主要内容 1. 化学基本原理 * 热化学 * 化学平衡 * 化学反应速率
2. 化学平衡原理及应用 * 酸碱平衡及酸碱滴定 * 沉淀平衡
* 氧化还原平衡及滴定 * 配合平衡及配合滴定 3. 物质结构 * 原子结构 * 分子结构 4. 元素化学
* 非金属元素及化合物的性质 * 过渡元素及化合物的性质 ---------------------------------------- 考试的基本题型
判断题、选择题、填充题、计算题
第一章 热化学 重点内容： 状态及状态函数 计算
注意点:
1、热力学标准状态：在pθ（101325Pa）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、1mol×L-1浓度的溶液。
2、理解时，最稳定单质是指:
C(石墨 )，Cl2 (g) ，Br2 (l) ，I2 (s)等。 3、
1) 盖斯定律： 热化学方程相加减，相应的也相加减。
例1、298.15K时由于Na+(g)+Cl-(g)→NaCl(s)的= -770.8kJ·mol-1，则NaCl(s)的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。（ ×）
解：标准摩尔反应焓定义：由最稳定单质生成1mol化合物的焓变。本题中Na+(g)+Cl-(g)不是最稳定单质。
例2、反应 Na2O(s) + I2(g) ->2NaI(s) + O2(g)的为（ C ） (A) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)
(B) (NaI, s) - (Na2O, s) - (I2, g) (C) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)- (I2, g) (D) (NaI, s) - (Na2O, s)
例3、已知
Zn(s) + O2(g) = ZnO(s) 1= -351.5 kJ?mol-1 (1) Hg(l) + O2(g) = HgO(s) 2=-90.8 kJ?mol-1 (2)
Zn(s) + HgO(s) = ZnO(s) + Hg(l) (3) 的3为 = -260.7 kJ?mol-1 解： ∵（3）=（1）-（2） ∴3 = 1 - 2
= -351.5 + 90.8 =-260.7 kJ?mol-1
第二章 化学平衡 重点内容： * 标准平衡常数
* 标准平衡常数的应用(计算） * 多重平衡规则 * 化学平衡移动
1、标准平衡常数表达式 注意
1）各种条件下平衡常数表达式的正确书写 2）平衡常数的物理意义
3）能进行化学平衡常数的有关计算 根据已知条件求算平衡常数；
根据平衡常数计算c平（p平）或α。 2、多重平衡规则：温度不变时 化学反应式相加，相应平衡常数相乘 化学反应式相减，相应平衡常数相除 正反应与负反应的平衡常数互为倒数 方程式前系数乘2，平衡常数取平方。 注意： 和盖斯定律应用的关系式不要搞混。 3、化学平衡移动
1) 浓度：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正向移动。
2) 压力：若反应前后气体分子数不同，则增加压力，平衡向气体分子数减小方向移动。 3）温度：升高温度，反应向吸热方向移动 降低温度，反应向放热方向移动
例1、升高温度可使化学平衡向放热方向移动。( × )
例2、可使任何反应达到平衡时增加产率的措施是（ C ）
(A) 升温 (B) 加压 (C) 增加反应物浓度 (D) 加催化剂
例3、有助于反应3O2(g)→2O3(g） △Hθ＞0正向进行的条件是（ B ） (A)高温和低压 (B)高压和高温 (C)低温和低压 (D)低温和高压 例4、下列哪种变化将导致下列平衡向左移动 ( D ) ２X(g)+Y(g) =２Z(g) = 45kJ·mol-1 (A) 增加X的浓度 (B) 增加总压力 (C) 降低Z的浓度 (D) 降低温度 例5、对于反应2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)，=-569kJ·mol-1，提高CO的理论转化率的措施（D ） (A) 提高温度 (B) 使用催化剂
(C) 充惰性气体以提高总压力 (D) 增加O2的浓度 例6、500 K时，反应SO2(g) +O2(g) = SO3(g) 的Kθ = 50，在同温下，反应2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 的Kθ必等于（ D ）
(A) 100 (B) 2 ′ 10-2 (C) 2500 (D) 4 ′ 10-4
第三章 化学反应速率 重点内容： * 平均反应速率
* 影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂 * 质量作用定律和基元反应
例1、对于基元反应A+2B→C，其速率方程式v=kc(A)c(B)2。（ V ）
例2、反应2A+2B→C，其速率方程式v=kc(A)[c(B)]2，则对A而言，反应级数为（ C ） (A)4 (B)3 (C)1 (D)2
例3、反应A+B→C，其速率方程式v=k[c(A)]3/2[c(B)]2，则对A而言，反应级数和总反应级数分别为（ C ）
(A)1，2 (B)2，2 (C)1.5，2 (D)1.5，3.5
第四章 酸碱平衡 重点内容： * 酸碱质子理论
* 弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算 1）.稀释定律 2）.弱酸（弱碱）溶液中pH值的近似计算 * 理解pH值的意义，并进行有关计算 * 同离子效应和缓冲溶液 1.酸碱质子理论 质子理论的酸、碱定义，共轭酸碱对、两性物质的定义。 酸碱强弱不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。
2.弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算
水的质子自递常数 酸的离解常数 碱的离解常数
共轭酸碱对间离解常数的转化
3.理解pH值的意义，并进行有关计算 pH = -lg[H+]
一元弱酸（碱）溶液pH值近似计算 当解离度c/Ki≥500 电离度α与K的关系 -- 稀释定律 同离子效应和缓冲溶液 例1、根据酸碱质子理论，HCO3-是酸。（ × ） 例2、按酸碱质子理论， Na2HPO4是（ D ） (A)中性物质 (B)酸性物质 (C)碱性物质 (D)两性物质
例3、根据酸碱质子理论，SO42-是 碱 ，其共轭 酸 是 HSO4- ，HPO42-是 两性，它的共轭酸是 H2PO4- ，共轭碱是 PO43- 。
例4、 NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液是缓冲溶液。( V )
例5、在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱时，其pH值基本不变。（ V ） 例6、将缓冲溶液无限稀释，其pH值基本不变。( × ) 例7、能作为缓冲溶液的，通常是（ B ） (A)弱酸弱碱盐溶液 (B)弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液 (C)强酸与弱酸混合溶液 (D)弱碱和强碱的混合溶液
例8、为配制pH=5.0的缓冲溶液，下列溶液中可选的是（ C ） (已知KaHAc=1.75×10-5，KbNH3·H2O=1.8×10-5) (A)HCl+NaOH (B)HAc+H2O (C)HAc+NaAc (D)NH3·H2O+NH4Cl 例9、影响NH3·H2O-NH4Cl缓冲系统pH值的主要因素是（ B ） (A) NH3·H2O的浓度 (B) NH3·H2O-NH4Cl的浓度比和NH3·H2O的标准离解常数 (C)NH4Cl的浓度 (D) NH3·H2O的解离度 例10、用HAc(K =1.75×10-5)和NaAc溶液配制pH=4.50的缓冲溶液，cHAc/cNaAc=( C ) (A)1.55 (B)0.089 (C)1.8 (D)0.89
例11、浓度为0.010mol·L-1的一元弱碱（Kb=1.0×10-8）溶液的pH=（ C ） (A)8.70 (B)8.85 (C)9.00 (D)10.50
例12、在氨水中加入NH4Cl，使NH3·H2O的解离度变__小___，pH值_变小_；如果在氨水中加入NaOH，则会使NH3·H2O的解离度变__变小__，pH值变__变大__。 例13、已知K (NH3·H2O)=1.8×10-5，50mL0.20mol·L-1NH3·H2O与50mL0.10mol·L-1NH4Cl混合后溶液的pH=__ 9.56 __。在该溶液中加入很少量NaOH溶液，其pH值将__不变 __。
第五章 酸碱滴定 重点内容： * 滴定曲线：突跃和化学计量点 * 滴定条件:
* 滴定终点判断─指示剂法：指示原理、变色范围、常见指示剂、选择原则 * 定量计算
例1、当弱酸的（ C ）方可准确滴定。 (A)cKa≤10-8 (B) c/Ka≥105 (C) cKa≥10-7 (D) cKa≥10-8
例2、若要满足滴定条件，弱酸的离解常数K和其浓度c的乘积必须大于 (C ) (A) 10－9 (B) 10－7 (C) 10－8 (D) 102 例3、酸碱指示剂的变色范围为pH= ( B ) (A) Ka±1 (B)pKa±1 (C)lgKa±1 (D)pKa±10
例4、强碱滴定弱酸的化学计量点为中性。( × ) 例5、下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是( A ) (A) 0.1 mol·L-1HF (pKa = 3.18) (B) 0.1 mol·L-1HCN (pKa = 9.21) (C) 0.1 mol·L-1NaAc [pKa(HAc) = 4.74] (D) 0.1 mol·L-1NH4Cl [pKb(NH3) = 4.75] 例6、酸碱滴定曲线描述了随着 标准溶液 的加入溶液中的 pH 变化情况。以滴定曲线为依据选择指示剂时，被选择的指示剂的变色范围应 部分 或 全部 落入 突跃 范围内。
例7、甲基橙的变色范围是pH= 3.1 ~ 4.4 ，当溶液的pH小于这个范围的下限时，指示剂呈现 红 色，当溶液的pH大于这个范围的上限时则呈现 黄 色，当溶液的pH处在这个范围之内时，指示剂呈现 橙 色。
例8、用无水碳酸钠测定盐酸溶液得浓度，若称取0.1325g无水Na2CO3，滴定所消耗的盐酸体积25.00ml，求盐酸溶液（HCl）的准确浓度。（MNa2CO3=106g/mol）。 Na2CO3 + 2HCl = NaCl + CO2 + H2O
例9、滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液（0.3030mol·L-1）38.00mL，并又用了HCl液（0.2250mol·L-1）4.00 mL回滴定（此时有机酸完全被中和），计算有机酸的分子量。 H2A + 2NaOH = Na2A + H2O +HCl