无机化学 (2)

（4）F-+HSO3-=SO32-+HF

2、解释下列现象

（1）AgI2-和I3-是稳定的，而AgF2-和I2F-不存在？

（2）BH3CO稳定存在而BF3CO不能形成？

3—6 有效原子序数（EAN）规则（Effective atomic number）

一、概念

1927年英国化学家西奇维克提出，是指中心原子的电子数和配体给予中心原子的电子数之和。即中心原子形成稳定配合物的EAN应等于紧跟它后面的惰性原子的序数。主要用于羰基及其它非经典配合物结构中。如：[Cr(CO)6]→24e-+12e-=36e-

[Fe(CO)5] →26e-+10e-=36e-→Kr(氪) -36e-

[Co(NH3)6]3+→24e-+12e-=36e-

对于中心原子三偶数电子的，可直接形成羰基配合物，而一般中心原子为奇数电子的羰基配合物多不稳定，（不能满足EAN），所以它们容易氧化，还原或聚和成多核配合物，以符合EAN要求，如V为23e-，在形成V(CO)6的总电子数为35，它不稳定，易被还原成[V(CO)6]-。而V(CO)6+Na→Na++[V(CO)6]-

又如具有奇电子数的Mn(0),Co(0),它们的羰基配合物以二聚体Mn2(CO)10,Co2(CO)8或混合形式[Mn(CO)5Cl]和[HCo(CO)4]存在，它们的结构，有效原子序数计算如下图：

二、常见配体提供电子数的计算

1、NO：一氧化氮分子虽不是有机配体，但与CO十分类似。能理解成NO+，与CO有相当数目的电子（等电子体）。NO参加配体是以三电子成键，因而许多有亚硝酰作配体的配合物能符合EAN法则。如：

[Co(CO)3NO]→27+6+3=36e- [Fe(CO)2(NO)2] →26e-+4e-+6e-=36e-

[Mn(CO)(NO)3] →25+2+9=36e-[Cr(NO)4] →24+12=36e-

2、烷基与金属形成σ键，按单电子计算。对不饱和的碳氢分子或离子可按参加配位双键的π电子数目计算。如：[Mn(CO)5(C2H4)]+=25e-+2e-+10e--e-=36e-

[Cr(C6H4)2]=24e-+2×6e-=36e-

[Fe(C4H6)(CO)3]=26e-+4e-+6e-=6e-

3、环戊二烯基和羰基的混合配合物：环戊二烯基作为5个e-，如：

[Mn(CO)3(C5H5)]=25+6+5=36e-

[Co(CO)2(C5H5)]=27+4+5=36e-

[V(CO)4(C5H5)]=23+8+5=36e-

EAN法则的另一种说法是18e-规则。而中心原子内层电子不予考虑，只考虑外层和次外层的电子（即价电子），中心原子价电子数加上配体给予的电子数目总和等于18e-时，则形成稳定的配合物。一些过渡元素不成键的内层电子数也是18。

为16的配合物。

三、应用：

练习1: 运用EAN规则判断下列金属羰基配合物是否存在？若存在，计算n值，并画出空间结构示意图。

ACr(CO)n BMn(CO)n CNi(CO)n DFe2(CO)n

练习2：利用EAN规则完成下列反应：

1Re2O7+CO→ 2Fe(CO)5+NO→

练习3：填空

（1）根据EAN，下列化学式中正确的是

A Fe(CO)3

B Fe(CO)4

C Fe(CO)5

D Fe(CO)6

（2）在[H x Co(CO)4]中，x值为

A 1

B 2

C 3

D 4

（3）按照18e-规则，下列各配合物中，主要以双聚体存在的是

A Mn(CO)4NO

B Fe(CO)5

C Cr(CO)6

D Co(CO)4

（4）下列配合物中，有顺磁性的是

A ZnF42-

B Ni(CO)4

C Fe(CN)63-

D Fe(CN)64-

3—7 配位离解平衡

一、稳定常数（K稳）和逐级稳定常数（K稳i）

配离子在水溶液中存在着生成和离解平衡，如：

Ag++2NH3=Ag(NH3)2+

其实配离子在溶液中是逐级形成的，如Ag(NH3)2+是分两步：

Ag++NH3=Ag(NH3)+k1=…………

Ag(NH3)++NH3=Ag(NH3)2+k2=…………

k1,k2称为Ag(NH3)2+逐级稳定常数，显然K稳=k1·k2

另外，也有使用不稳定常数和逐级不稳定常数，即：K不稳=1/K稳

二、配离子溶液中有关离子浓度的计算：

在利用稳定常数进行有关配位理解计算，要注意：1各逐级稳定常数都很大，（K稳很大），2配体大大过量例1：在10ml 0.20 mol·L-1AgNO3溶液中，加入10ml 1.0mol·L-1NaCN,计算平衡溶液中Ag+浓度，已知K稳（Ag(CN)2-）=1.3×1021。

三、配位理解平衡的移动

在配位离解的系统中，若加入某些试剂，使溶液中同时存在沉淀平衡或氧化还原平衡或酸碱平衡，则溶液中各组分的浓度应同时满足多重平衡。

练习1：（1）欲用100ml氨水溶解1.0g AgCl，求氨水的最低浓度。（2）在上述溶液中加入0.6g KBr(s)，是否有AgBr沉淀产生？（3）若要使AgBr沉淀完全溶解，这是氨水的最低浓度是多少？

已知：Ksp(AgCl)=1.6×10-10;Ksp(AgBr)=7.7×10-13;K稳(Ag(NH3)2+)=1.6×107

练习2：已知K稳(Zn(CN)42-)=5.75×1016;φ(Zn2+/Zn)=-0.763V，求算Zn(CN)42-+2e=Zn2++4CN-的φ。

练习3：为什么在水溶液中，Co3+能氧化水，而在氨水中形成[Co(NH3)6]3+却不能氧化水？已知K稳[Co(NH3)6]3+=1.58×1035；K稳[Co(NH3)6]2+=1.38×105；K b(NH3·H2O)=1.8×10-5, φ(Co3+/Co2+)=1.81V, φ(O2/OH-)=0.42V, φ(O2/H2O)=1.23V。

习题4：水中铁盐会导致红棕色Fe(OH)3在瓷水槽里沉淀，通常用草酸H2C2O4溶液去洗涤，以除去这种沉淀物，试通过计算证明所列下列两个方程式中哪一个更能表达Fe(OH)3的溶解机理。

（1）酸碱机理：2Fe(OH)3(s)+3H2C2O4(aq)=3Fe3+(aq)+6H2O+3C2O42-(aq)

（2）配离子生成机理：Fe(OH)3(s)+3H2C2O4(aq)=Fe(C2O4)33-(aq)+3H2O+3H+(aq)

已知：K稳Fe(C2O4)33-=1.0×1020,KspFe(OH)3=1×1036,

H2C2O4:K1=6×10-2,K2=6×10-5,Kw=1.0×10-14

习题5:试求AgI在下列溶液中的溶解度:(1)1.0mol/L氨水;(2)0.10mol/LKCN溶液。已知Ksp(AgI)=1.5x10-16, β(Ag(NH3)2+)=1.6x107; β2(Ag(CN)2)=1.3x1021

2

习题6：已知Au3+ 1.41 Au+ 1.68 Au; AuCl4- 0.82 AuCl2- 1.35 Au

求：（1）AuCl4- 和AuCl2-的累积稳定常数；

（2）3Au+ ? Au3+ +2Au的平衡常数；

（3）3AuCl2-?AuCl4-+2Au +2Cl-的平衡常数。

习题

1．命名下列配合物和配离子

（1）（NH4）3[SbCl6]；（2）[Cr（H2O）4Br2]Br.2H2O；

（3）[Cr（Py）2（H2O）Cl3]。

2.根据下列配合物和配离子名称写出其化学式。

(1)四氯合铂（Ⅱ）酸六氨合铂（Ⅱ）；（2）氯化二氯.四水合钴（Ⅲ）；（3）氯.硝基.四氨合钴（Ⅲ）

配阳离子（4）二氨.草酸根合镍（Ⅱ）。

3.指出下列配合物中配离子、中心离子、配位体、配位数及配位原子：

（1）[Co(NH3)(en)2Cl]Cl2; (2)K2Na[Co(ONO)6].

4.指出下列配合物的空间构型,并画出可能存在的几何异构体：（1）[Pt(NH3)2(NO2)Cl];(2)[Pt(Py)(NH3)ClBr];(3)[Pt(NH3)2(OH)2Cl2];

(4)NH4[Co(NH3)2(NO2)4]

5.根据实验测定的有效磁矩，判断下列各配离子是低自旋还是高自旋，是内轨型还是外轨型，中心离子杂化类型，配离子的空间构型。（1）[Fe(en)3]2+, 5.5B.M;(2)[Co(SCN)4]2-,4.3B.M;(3)[Mn(CN)6]4-,1.8B.M;(4)[FeF6]3-,5.9B.M

6.给出下列离子在八面体强场，弱场时d电子在t2g和e g轨道上排布的图示，并计算晶体场稳定化能CFSE（以

D q和p表示）：

Cr3+；Cr2+；Mn2+；Fe2+；Co2+；Ni2+

7.测下列各对配离子稳定性相对高低，并简要说明原因：（1）Co(NH3)63+与Co(NH3)62+;(2)Zn(EDTA)2-与

Ca(EDTA)2-;(3)Cu(CN)43-与Zn(CN)42-;(4)AlF63-与AlCl63-;(5)Cu(NH2CH2COO)2与 Cu(NH2CH2CH2NH2)22+

8.在0.1mol/LK[Ag(CN)2]溶液中加入KCl固体，使Cl-的浓度为0.1mol/L，会有何现象发生？已知

K sp(AgCl)=1.8x10-10;K稳[Ag(CN)2-]=1.25x1021

9.若在1L水中溶解0.1molZn(OH)2，需要加入多少克固体NaOH？已知K sp[Zn(OH)2]=1.2x10-17; K稳

[Zn(OH)42-]=4.6x1017

10.一个铜电极浸在含有1.0mol/L氨和1.0mol/LCu(NH3)42+的溶液里，以标准氢电极为正极，测得它与铜电极之

间的电势差为0.03V，试计算Cu(NH3)42+配离子的稳定常数。已知 E0(Cu2+/Cu)=0.34V.

11.向一含有0.2mol/L自由氨和0.20mol/LNH4Cl的缓冲溶液中加入等体积的0.03mol/L[Cu(NH3)4]Cl2的溶液,问

混合后溶液中能否有Cu(OH)2沉淀生成?已知:Ksp Cu(OH)2=1.6x10-19,K[Cu(NH3)4]2+=4.8x1012,K NH3=1.8x10-5

第四讲元素化学通论

一、含氧酸的强度

1、R-O-H规则

含氧酸在水溶液中的强度决定于酸分子中质子转移倾向的强弱：

质子转移的倾向越大，酸性越强，反之则越弱。

而质子转移倾向的难易程度，又取决于酸分子中R吸引羟基氧原子的电子的能力。当R的半径较小，电负

性越大，氧化数较高时，R吸引羟基氧原子的能力强，能够有效地降低氧原子上的电子密度，供O-H键变弱，

容易释放出质子，而表现出较强的酸性。这一经验规则称为R-O-H规则。其规律：

（1）同一周期，同种类型的含氧酸（如H n RO4），其酸性自左向右依次增强，如：HClO4>H2SO4>H3PO4>H4SiO4 HNO3>H2CO3>H3BO3…

（2）同一族中同种类型的含氧酸强度自上而下依次减弱：HClO>HBrO>HIO

（3）同一元素不同氧化态的含氧酸，高氧化态含氧酸的酸性较强；低氧化态含氧酸的酸性较弱。如：HClO4>HClO3>HClO2>HClO

2、Pauling规则：

1、多元酸的逐级电离常数有如下关系：

K1:K2:K3=1:10-5:10-10

如H3PO4 K1=7.52×10-3 k2=6.23×10-8 k3=4.4×10-13

2、含氧酸的通式是RO n(0H)m , n为非氢键合的氧原子数（非羟基氧），n值越大酸性越强，并根据n值把含氧

酸分为四类：

（1）n=0，为弱酸，k a=10-8—10-11

如：HClO： Ka=3.2×10-8 H3BO3：Ka=6.0×10-10

（2）n=1，为中强酸，Ka1=10-2—10-4

如：H3PO4： K a1=7.5×10-3H5IO6：K a1=5.1×10-4

（3）n=2，为强酸，Ka1>10-1

如：HIO3： Ka=1.7×10-1H2C r O4：K a1=9.5

（4）n=3，为极强酸，Ka>>1

如：HClO4: Ka=1010

应当指出:用Pauling规则时，只能用结构式，不能用最简式来判断，若能知道某含氧酸的分子结构，便能推断酸的近似强度。反之，若已知酸的近似强度，根据分子式也能推测其分子结构。

如：亚磷酸（H3PO3）是二元酸 , 次磷酸（H3PO2）是一元酸

K1=1.0×10-2,

K2=2.6×10-7 K1=1.0×10-2

另外，含氧酸脱水“缩合”后，酸分子内的非氢键合的氧原子数会增加，导致其酸性增强，多酸的酸性比原来酸的酸性强，如：H3P04的K a1=7.5×10-3

其原因：（1）随着电离的进行，酸根的电荷越来越大，和质子间的作用力增强，电离作用相形成分子方向进行，因此酸性按K1>K2>K3>……依次减小。

（2）因为酸分子中非羟基氧原子数越大，表示分子中R→O配键越多，R的还原性越强，多羟基中氧原子

的电子吸引作用越大，使氧原子上的电子密度减小得越多，O-H越弱，酸性也就越强。

3．超酸（Superacid）

（1）概念: 1966年圣诞节，美国Case Western Keserve大学，G.A.Olah教授实验室一位**研究人员J.Lukas无意

中将圣诞节晚会上用过的蜡烛扔进一个酸性溶液（SbF5·HSO3F）中，结果发现蜡烛很快的熔解了，促使他进

一步研究，*此实验溶液去做’Hnmr研究，令人惊奇的是’Hnmr谱图上竟出现了一个尖锐的特丁基阳离子（正碳

离子）峰。这种酸能溶解饱和烃，**“魔力”无穷。从那时起，Olah实验室人员就给SbF5·HSO3F起个绰号叫“魔酸”（Magic acid）。现在人们习惯地将酸强度超过100% H2SO4的一个酸或酸性介质叫做超酸（或超强酸），把SbF5·HSO3F称作魔酸。

超酸具有极强的质子化能力，极高的酸度，比一般的无机酸强106~1010倍。

(2) 超酸的主要类型:

a. 布朗斯特超酸，如HF、HClO4、HSO3Cl、HSO3F和HSO3CF3等，室温下为液体，本身为酸性极强的溶剂。

b. 路易斯超酸：SbF5、AsF5、TaF5和NbF5等，其中SbF5是目前已知最强的路易斯酸，可用于制备正碳离

子和魔酸等共轭超酸。

c. 共轭布朗斯特——路易斯超酸：包括一些由布朗斯特和路易斯酸组成的体系。如：H2SO4·SO3(H2S2O7)；

H2SO4·B(OH)3；HSO3F·SbF5；HSO3F等。

d. 固体超酸：硫酸处理的氧化物TiO2·H2SO4；ZrO2·H2SO4；路易斯酸处理的TiO2·SiO2等。

(3) 超酸用途:

a. 非电解质成为电解质，能使很弱的碱质子化（正碳离子）

b. 超酸中，解离出多卤素阳离子I2+、I3+、Br2+等

c. 良好的催化剂

二、含氧酸的稳定性

1、不同的含氧酸的稳定性相差很大，同一元素的含氧酸，高氧化态的酸比低氧化态的酸稳定。如：

HClO4> HClO3> HClO2> HClO

H2SO4>H2SO3 ； HNO3>HNO2

2、氧化还原性:

（1）同一周期主族元素和过渡元素最高价含氧酸氧化性随原子序数递增而增强。如：

H4S i O4

（2）相应价态，同一周期的主族元素的含氧酸氧化性大于副族元素。

如： BrO4->MnO4-； SeO42->Cr2O72-

（3）同一元素不同氧化态的含氧酸中，低氧化态的氧化性较强。

如： HClO>HClO2；HNO2>HNO3(稀)

(4)在同一主族中,各元素的最高氧化态含氧酸的氧化性,大多是随原子序数增加呈锯齿形升高;如

HNO3 >H3PO4 H6TeO6 ;HClO4H5IO6

低氧化态则自上而下有规律递减. HClO>HBrO>HIO

(5) 浓酸的含氧酸氧化性比稀酸强;含氧酸的氧化性一般比相应盐的氧化性强;同一种含氧酸盐在酸性介质中比在

碱性介质中氧化性强.

3. 影响含氧酸(盐)氧化能力的因素:

(1) 中心原子结合电子的能力:含氧酸（盐）的氧化能力系指处于高氧化态的中心原子在它转变为低氧化态的过程中获得电子的能力，这种能力与它的电负性、原子半径及氧化态等因素有关。若中心原子半径小，电负性大，获得电子的能力强，其含氧酸（盐）的氧化性也就强，反之，氧化性则弱。

同一周期的元素，自左往右，电负性增大，半径减小，所以它们的最高氧化态含氧酸的氧化性依次递增。

同一族元素，从上至下，电负性减小，原子半径增大，所以低氧化态含氧酸（盐）的氧化性依次递减。高

氧化态氧化性锯齿形变化，则是由于次级周期性引起的。

(2) 含氧酸分子的稳定性: 含氧酸的氧化性和分子的稳定性有关，一般来说，如果含氧酸分子中的中心原子R

多变价，分子又不稳定，其氧化性越强。含氧酸分子的稳定性与分子中R-O键的强度和键的数目有关。键的数

目越多，R-O键强度越大，要断裂这些键，使高氧化态的含氧酸还原为低氧化态甚至为单质，就比较困难，所以，稳定的多变价元素的含氧酸氧化性很弱，甚至没有氧化性。

R-O键的强度和数目与R的电子构型、氧化态、原子半径、成键情况以及分子中带正电性的H原子对R

的反极化作用等因素有关。

例如：在HClO、HClO2、HClO3、HClO4系列中，由于酸分子中R-O键数目依次增加，R-O键键长减小，

稳定性依次增加，因而，氧化性随氯的氧化态增加而依次减弱。HClO>HClO2>HClO3>HClO4低氧化态含氧酸氧化性强还和它的酸性弱有关，因为在弱酸分子中存在着带正电性的氢原子，对酸分子中

的R原子有反极化作用，使R-O键易于断裂，同理可以解释：①为什么浓酸的氧化性比稀酸强？因为在浓酸溶

液中存在着自由的酸分子，有反极化作用。②为什么含氧酸的氧化性比含氧酸强？因为含氧酸盐中M n+反极化

作用比H+弱，含氧酸盐比含氧酸稳定。

(3) 其他外界因素的影响: 溶液的酸碱性、温度以及伴随氧化还原反应同时进行的其他非氧化还原过程（如水

的生成、溶剂化和反溶剂化作用、沉淀生成、缔合等）对含氧酸的氧化性有影响。

三、含氧酸盐的热稳定性规律

1、同一盐及其酸稳定性次序是：

正盐 > 酸式盐 > 酸

Na2CO3 > NaHCO3 > H2CO3

分解温度C o ～1800 270 室温以下

2、同一酸根不同金属的含氧酸盐，热稳定性次序是：

碱金属 > 碱土金属 > 过渡金属 > 铵盐

K2CO3 CaCO3 ZnCO3 (NH4)CO3

分解温度C o 1800 825 300 58

3、同一酸根同族金属离子盐，热稳定性从上到下依次递增：

BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3BaCO3

分解温度C o 100 350 825 1350 1450

4、同一成酸元素其高氧化态含氧酸盐比低价态稳定

KClO4> KClO3> KClO2> KClO

5、不同价态的同一金属离子的含氧酸盐，其低价比高价稳定：

Hg2(NO3)2>Hg(NO3)2

6、酸不稳定其盐也不稳定，酸越稳定，其盐也较稳定，碳酸盐，硝酸盐，亚硫酸盐，卤酸盐的稳定性都较差，较易分解，而硫酸盐，磷酸盐较稳定。其酸也较稳定，难分解。

如：盐 Na3PO4 > Na2SO4 > Na2CO3 > NaNO3

分解温度C o 不分解不分解 1800 380

用离子极化理论可以对上述规律做出定性解释，金属离子的反极化作用越大，该盐的热稳定性就越差。

四、含氧酸的热分解产物

热分解产物，不仅与酸有关，与其正离子的性质也有关，多数情况下分解为酸酐和金属氧化物或其他产物：CaCO3=CaO＋CO2↑

（一）对于硝酸盐的热分解有三种情况：

1、碱金属，碱土金属的硝酸盐分解，产生亚硝酸盐和O2, 如：

2KNO3=2KNO2＋O2↑

2、电化学序在Mg-Cu之间的金属，因亚硝酸盐不稳定，其分解产物为M氧化物，NO2和O2，如：2Pb(NO3)=2PbO+4NO2

↑+O2↑

3、电位顺序Cu以后的M，因其M氧化物不稳定，分解产生M单质，如：

2AgNO3=2Ag＋2NO2+O2↑

（二）对于铵盐的热分解产物与含氧酸根是否具有氧化性密切相关，若无氧化性，分解成酸酐和其他产物，有氧化性要进一步分解为低价产物。

2(NH4)2CO3=2NH3↑+CO2↑+H2O

4NH4ClO4=2N2↑+6H2O+4HCl+6O2↑

2NH4NO3=N2↑+4H2O+O2

（三）对于稳定酸的酸式盐，热分解失水，形成偏酸盐或焦酸盐。如：

NaH2PO4=NaPO3+H2O

2Na2HPO4=Na4P2O7+H2O

五．P区元素的次级周期性

次级周期性是指元素周期表中,每族元素的物理化学性质,从上向下并非单调的直线式递变,而是呈现起

伏的”锯齿形”变化.对于P区元素,主要是指第二.第四.第六周期元素的正氧化态,尤其是最高氧化态的化合物

所表现的特殊性.

1.第二周期P区元素的特殊性

（1）N．O．F的含氢化合物容易形成氢键，离子性较强。

（2）它们的最高配位数为4，而第3周期和以后几个周期的元素可以超过4。

（3）多数有生成重键的特性。

与同族元素相比，除稀有气体外，B、C、N、O、F内层电子少，只有1s2，原子半径特别小（同一族中，

从第二周期到第三周期原子半径增加幅度最大），价轨道没有d轨道等特点，所以第二周期元素的电子亲和能

（E A）反常地比第三周期同族元素的小。在形成化合键时，在键型、键数和键能等方面也有不同于同族元素的

特殊性，影响到这些元素的单质和化合物的结构和性质。

2.第四周期P区元素的不规则性

最突出的反常性质是这些元素最高氧化态化合物(如氧化物;含氧酸及其盐)的稳定性小,而氧化性则很强.

第四周期p区元素，经过d区长周期中的元素，此外成增加了10个d电子，次外层结构是3s23p63d10，由

于d电子屏蔽核电荷能力比同层的s、p电子的要小，这就使从G a→Br，最外层电子感受到有效核电荷Z*比不

插入10个d电子时要大，导致这些元素的原子半径和第三周期同族元素相比，增加幅度不大。由原子半径引起

的这些元素的金属性（非金属性）、电负性、氢氧化物酸碱性、最高氧化态含氧酸（盐）的氧化性等性质都出

现反常现象，即所谓“不规则性”。最突出反常性质是这些元素最高氧化态化合物（如氯化物、含氧酸及其盐）

的稳定性小，而氧化性则很强。如ⅦA高溴酸（盐）氧化性比高氯酸（盐）、高碘酸（盐）强得多。ⅥAH2SeO4

的氧化性比H2SO4（稀）强，中等浓度的H2SeO4就能氧化Cl-→Cl2，而浓H2SO4和NaCl反应→HCl；ⅤAH2AsO4

有氧化性,在酸性介质中能将I-氧化为I2，而H3PO4基本上没有氧化性，浓H3PO4和I-反应只生成HI。

导致第四周期p区元素性质不规则性的本质因素是因为第三周期过渡到第四周期，次外层电子从2s22p6变

为3s23p63d10，第一次出现了d电子，导致有效核电荷Z*增加得多，使最外层的4s电子能级变低，比较稳定。

3.P区金属6S2电子的稳定性

周期表中P区下方的金属元素,即第六周期的Tl;Pb;Bi;Po在化合物中的特征氧化态应依次为+Ⅲ;+ Ⅳ;+Ⅴ和+Ⅵ,但这四种元素的氧化态表现反常,它们的低氧化态化合物,既Tl(Ⅰ);Pb(Ⅱ);Bi(Ⅲ);Po(Ⅳ)的化合物最稳定.长期以来,学者们认为这是由于这四种元素存在6S2惰性电子对之故,这种现象为西奇威克最先注意到,并称之为”惰性电子对效应”.

产生惰性电子对效应，原因是多方面的，仅从结构上考虑主要有：从第四周期过渡到第五周期，原子的次

外层结构相同，所以同族元素相应的化合物性质改变较有规律。从第五到第六周期，次外电子层虽相同，但倒

数第三层电子结构发生改变，第一次出现了4f电子，由于f电子对核电荷的屏蔽作用比d电子更小，以使有效

电荷Z*也增加得多，6s2也变得稳定，所以第六周期p区元素和第五周期元素相比，又表现出一些特殊性。

六．无机化合物的水解性

无机物的水解是一类常见且十分重要的化学性质。在实践中我们有时利用他的水解性质（如制备氢氧化铁溶胶等），有时却又必须避免它的水解性质（如配置SnCl2溶液等）。

无机化合物中除强酸强碱盐外一般都存在着水解的可能性。众所周知，一些典型盐类溶于水可发生如下的电离过程：

M+A-+(x+y)H2O≒[M(OH2)x]++[A(H2O)Y]-

上式中[M(OH2)x]+和[A(H2O)Y]-表示相应的水合离子，这个过程显然是可逆的，如果M+离子夺取水分子中的OH—离子而释放出H+,.或者A—离子夺取水分子中的H+而释放出OH—离子。那将破坏水的电离平衡，从而产生一种弱酸或弱碱，这种过程即盐的水解过程。

1．影响水解的因素

（1）电荷和半径

从水解的本质可见：MA溶于水后是否发生水解作用，主要决定于M+和A-离子对配位水分子影响（极化作用）的大小，显然金属离子或阴离子具有高电荷和较小的离子半径时，他们对水分子有较强的极化作用，因此容易发生水解，反之低电荷和较大离子半径的离子在水中不易发生水解，如：AlCl3，SiCl4遇水都极易水解：AlCl3 +3H2O=Al(OH)3+3HCl

SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl

相反，NaCl, BaCl2在水中基本不发生水解。

（2）电子层结构

我们知道Ca2＋,Sr2＋和Ba2＋等盐一般不发生水解，但是电荷相同的Zn2＋,Cd2＋ Hg2＋等离子在水中却会水解，这种差异主要是电子层结构不同而引起的。Zn2＋,Cd2＋，Hg2＋等离子是18e-离子，他们有较高的有效核电荷，因而极化作用强，容易使配位水发生水解。而Ca2＋,Sr2＋和Ba2＋等离子是8e-离子，它们具有较低有效核电荷和较大的离子半径，极化作用较弱，不易使配位水发生分解作用，即不易水解。

总之，离子的极化作用越强该离子在水中就越容易水解。有人找到了水解常数的负对数PK h同表示离子的极化能力的Z2/R之间的关系，Na＋的Z2/R=2.2×1028C2.M_,PK h=14.48,它基本上不水解，Al3＋的Z2/R=43.6×1028C2.M_,PK h=5.14它显著水解，其水解反应式如下：

Al3＋＋6 H2O→[Al(H2O)6] 3＋→H3O＋＋[Al(H2O)5OH] 2＋

生成的配离子[Al(H2O)5OH]2＋还可以逐级水解。此外还可以看到非稀有气体构型（18e-，9—17e-，18＋2e-）的金属离子，他们的盐都容易发生水解。

（3）空轨道

我们知道碳的卤化物如CF4和CCl4遇水不发生水解，但是比碳的原子半径大的硅其卤化物却易水解，如：SiX4＋4H2O= H4SiO4＋4HX

对于四氟化硅来讲，水解后所产生的HF与部分四氟化硅生产氟硅酸：

3SiF4＋4 H2O= H4SiO4＋4H＋＋2SiF62—

这种区别是因为碳原子只能利用2S和2P轨道成键，这就使其最大共价数限制在4，并阻碍水分子中氧原子将电子对给予碳原子，所以碳的卤化物不水解。然而硅不仅有可利用的3S和3P轨道形成共价键，而且还有空的3d 轨道，这样，当遇到水分子时，具有空的3d轨道的Si4＋接受水分子中氧原子的孤电子对，而形成配位键，同时使原有的键削弱，断裂。这就是卤化硅水解的实质，由于相同的理由，硅也容易形成包含SP3d2杂化轨道的SiF62—配离子。

NF3不易水解，PF3却易水解也可以用同样的理由解释。

硼原子虽然利用2S和2P轨道成键，但是因为成键后在2P轨道中还有空轨道存在，所以硼原子还有接受电子对形成配位键的可能，这就是硼的卤化物为什么会强烈水解的原因。如：BCl3的水解反应可认为是从氧原子的孤电子对给予硼原子开始的；

H2O＋BCl3→[H2O→BCl3] →HOBCl2＋HCl

↓2 H2O

B(OH)3+2HCl

除结构因素影响水解反应以外，增高温度往往使水解加强，例如，

MgCl2.6 H2O→Mg(OH)Cl＋HCl↑＋5H2O

Mg(OH)Cl→MgO＋HCl↑

再如，FeCl3在水中有部分水解，可以写成为：

[Fe(H2O)6]3＋＋H2O→[Fe(OH)(H2O)5]2＋＋H3O＋

或简写为：

Fe3+＋H2O→Fe(OH)2＋＋H＋

但加热后，会进一步水解，最后得到红棕色凝胶状的[Fe(OH)3(H2O)3]沉淀。

由于水解反应是一个可逆平衡，所以溶液的酸度也会影响水解反应的进行。

2．水解产物的类型

一种化合物的水解情况主要决定于正负两种离子水解情况。负离子的水解一般比较简单，下面主要讨论正离子水解的情况。水解产物的类型大致可分为以下几种：

（1）碱式盐

多数无机盐水解后生成碱式盐，这是一种最常见的水解类型。如：

SnCl2＋H2O=Sn(OH)Cl↓＋3HCl

BiCl3＋3H2O=BiOCl↓＋3HCl

（2）氢氧化物

有些金属盐类水解后最终产物是氢氧化物，这些水解反应常需要加热以促进水解的完成，如：

AlCl3 +3H2O=Al(OH)3↓+3HCl

FeCl3+3H2O=Fe(OH)3↓+3HCl

（3）含氧酸

许多非金属卤化物和高价金属盐类水解后生成相应的含氧酸，如：

BCl3＋H2O=H3BO3＋3HCl

PCl5＋4H2O=H3PO4＋5HCl

SnCl4＋3H2O=H2SnO3＋4HCl

水解后所产生的含氧酸，有些可以认为是相应氧化物的水合物，如H2SnO3,可以认为是SnO2.H2O，TiCl4的水解产物H2TiO3也可以认为是TiO2. H2O。

无机物水解产物类型上的差别，主要是化合物中正离子和负离子对配位水分子的极化引起的。现将离子极化作用和水解产物关系对比如下：

ⅠⅡ

极

化

作

用

增

强

水解反应有时伴有其他反应而使产物复杂化，这些反应有聚合，配合，脱水和氧化还原等。 （4）聚合和配合

有些盐发生水解时首先生成碱式盐，接着这些碱式盐聚合成多核阳离子，如：

Fe 3++H 2O = [Fe(OH)]2++H +

2Fe 3+

+2H 2O

[Fe 2(OH)2]4++ 2H +

[Fe 2(OH)2]4+

多聚配阳离子有如下的结构：

当Fe 3＋

离子的水解作用再进一步进行时，将通过羟桥出现更高的聚合度，以至逐渐形成胶体溶液，并最后析出水合氧化铁沉淀。这类沉淀从溶液中析出时均呈絮状，十分疏松。这就是因为沉淀中包含着大量的水分，其来源首先就是水合离子内部所含有的那些水分。

有时水解产物还可以同未水解的无机物发生配合作用，如： 3SnCl 4+3H 2O=SnO 2·H 2O+2H 2SnCl 6

综上所述，就无机物的水解反应，可归纳出几条规律：

a. 随正，负离子极化作用的增强，水解反应加剧，这包括水解度的增大和水解反应的深化。离子电荷，电子壳结构（或统一为有效核电荷）,离子半径是影响离子极化作用强弱的主要内在因素，电荷高，半径小的离子，其极化作用

强。由18电子（如Cu ＋ Hg 2＋等）,18+2电子（如Sn 2＋ Bi 3＋）以及2电子（Li ＋ ,Be 2＋

）的构型过度到9——17电子

（如Fe 3＋ ，Co 2＋

）构型，8电子构型时，离子极化作用依次减弱。共价型化合物水解的必要条件是电正性原子要有空轨道。

b. 温度对水解反应的影响较大，是主要的外因，温度升高时水解加剧。

c. 水解产物不外乎碱式盐，氢氧化物，含水氧化物和酸四种，这个产物顺序与正离子的极化作用增强顺序是一致的。低价金属离子水解的产物一般为碱式盐，高价金属离子水解的产物一般为氢氧化物或含水氧化物。在估计共价型化合物的水解产物时，首先要判断清楚元素的正负氧化态，判断依据就是它们的电负性。在P, S , Br ,Cl, N ,F 这系列中，元素在相互化合时，处于右位的为负性。负氧化态的非金属的水解产物一般为氢化物，正氧化态的非金属元素的水解产物一般为含氧酸。

d. 水解反应常伴有其他反应，氧化还原和聚合反应等。

七．无机物的酸分解反应：

1． SO 32-+2H +=SO 2↑+H 2O 3NO 2-+2H +=NO 3-+2NO ↑+H 2O 2． S 2O 32-+2H +

=SO 2↑+S ↓+H 2O

3． S 22-+2H +=S ↓+H 2S ↑ S x 2-+2H +

=H 2S ↑+(X-1)S ↓

4. SnS 32-+2H +=SnS 2↓+H 2S ↑ 2AsS 33-+6H +

=As 2S 3↓+3H 2S ↑

2AsS 43-+6H +=As 2S 5↓+3H 2S ↑ 2SbS 43-+6H +

=Sb 2S 5↓+3H 2S ↑

5. Mg 2Si+4H +=2Mg 2+

+SiH 4(g)

6. MgB 2+12H +=6Mg 2++B 4H 10+8B+H 2(g)↑ Fe 2S 3+4H +=2Fe 2+

+S ↓+H 2S ↑

八．非金属单质的碱歧化反应：

X 2+2KOH=KX+KXO+H 2O Cl 2+2OH -=Cl -+ClO -+H 2O

2F 2+2OH -=OF 2+H 2O+2F -

3I 2+6OH -=5I -+IO 3-+3H 2O

3S+6NaOH=2Na 2S+Na 2SO 3+3H 2O 4P+3NaOH+3H 2O=3NaH 2PO 2+PH 3↑

Si+2OH -+H 2O=SiO 32-+2H 2↑(与金属铝、锌等类似) 2B+2NaOH+3KNO 3(氧化剂)=2NaBO 2+3KNO 2+H 2O

九.含氧酸盐热分解的自身氧化还原规律

（1）[H 2O ·M ·OH 2]2+ （1）[H 2O ·A ·H 2O]2-

（2）[H 2O ·M ·OH]+

（3）[HO ·M ·OH] （2）[H 2O ·A ·H]- （4）[HO ·M ·O]- （5）[O ·M ·O]2- （3）[H ·A ·H]

含氧酸盐受热分解,如果有电子转移,而且这种转移是在含氧酸盐内部进行的话,就发生自身氧化还原反应,如:

2AgNO3=2Ag+2NO2↑+O2↑

1.阴离子氧化阳离子反应

阴离子具有较强氧化性而阳离子又有较强还原性，如NH4NO3,(NH4)2Cr2O7等.

NH4NO2=N2+2H2O(实验室制N2)

NH4NO3=N2O+2H2O

(NH4)2Cr2O7 =Cr2O3+ N2+4H2O

2NH4ClO4= N2+Cl2+2O2+4H2O

Mn(NO3)2=MnO2+2NO

Hg2(NO3)2=2HgO+2NO2

这几个反应都是酸根将NH4+氧化成N2或将低价的具有还原性的Mn2+，Hg22+氧化成MnO2和HgO

2．阳离子氧化阴离子的反应

如果含氧酸盐中阳离子具有强氧化性，而阴离子具有强的还原性，则受热后可能在阴阳离子之间发生氧化还原反应。

AgNO2=Ag+NO2↑

Ag2SO3=2Ag+SO3↑

Ag2C2O4=2Ag+2CO2↑

这里是Ag+将NO2-、SO32-、C2O42-等离子氧化。又如

Ag2SO4=2Ag+SO2+O2↑

HgSO4=Hg+O2↑+SO2↑

在盐热分解较多见主要是Ag和Hg的含氧酸盐易发生这种反应。

3.阴离子自身氧化还原反应:

如果含氧酸盐中阳离子稳定,阴离子不稳定(ClO4-、NO3-、MnO4-)，而且相应的酸性氧化物（Cl2O7、N2O5、Mn2O7）也不稳定时，则它们受热时，只能在阴离子内部不同元素之间发生电子的转移而使化合物分解，通常为阴离子自身氧化还原反应，分解时，通常有氧气放出

KClO4=KCl+2O2↑

KNO3=2KNO2+O2↑

4KMnO4=2K2MnO4+2MnO2+2O2↑

4Na2Cr2O7=4Na2CrO4+2Cr2O3+3O2↑

碱金属的第五、七族的最高价含氧酸盐特别是多数卤素含氧酸盐，加热时通常按这种方式分解，由于CO2、SiO2、P2O5、O3等分子比较稳定，所以碳酸盐、硅酸盐、磷酸盐、硫酸盐等热分解时一般不放出氧气。

十.含氧酸盐热分解的歧化反应规律

这种类型热分解虽也属氧化还原反应，但其氧化还原反应是发生在同一元素上，结果使该元素的氧化数一部分变高，另一部分则变低，如NaClO、Na2SO3、Cu2SO4等。

1.阴离子的歧化反应:具备三个条件

(1)成酸元素的氧化态处于中间价态；

(2)酸根阴离子必须是不稳定的，而且歧化后元素的价态是稳定的，例如ClO3-可歧化为Cl-和ClO4-;

(3)含氧酸盐中阳离子必须稳定,它们都是碱金属和少数活泼的碱土金属离子等,如

3NaClO=2NaCl+NaClO3

4KClO3=KCl+3KClO4

4Na2SO3=Na2S+3Na2SO4

其中Cl和S发生了歧化

应注意这三个条件必须同时具备,否则不发生这类反应,如亚硝酸钾和亚硝酸银中,氮原子处中间价态,但由于硝酸根不如亚硝酸根稳定,因此受热时不会发生这种类型的反应.

2.阳离子歧化反应

含氧酸盐中,若阳离子不稳定时,加热也可能发生歧化分解,如:

Hg2CO3=HgO+Hg+CO2

Mn2(SO4)3=MnO2+MnSO4+2SO3

有的在水溶液中进行：

2Cu+(aq)=Cu2+(aq)+Cu

综上所述:在常见的含氧酸盐中磷酸盐、硼酸盐、硅酸盐都比较稳定，它们在加热时不分解，但易脱水缩合为多酸盐；硝酸盐及卤酸盐不稳定，由于它们的酸根离子具有氧化性，因此加热这类盐会发生不同形式的氧化

还原反应，随金属阳离子的不同产物各异，如硝酸盐的几种类型；碳酸盐和硫酸盐等居中，且硫酸盐的分解温度高于碳酸盐，一般含氧酸盐的酸式盐不如正盐稳定。

十一.金属元素高低价转化的规律

元素周期表中，除少数金属元素无变价外，其余均有变价。同一金属的多种不同价态在溶液中存在的形式不同，它们都以各自的最稳定状态而存在于溶液中。①处于低价态的金属离子一般以简单的阳离子形式存在于溶液中，如Pb2+、Mn2+、Fe2+、Bi3+、Cr3+等；②处于中间价态的金属元素大都以氧化物、氧酰离子或相应价态的酸根离子形式存在于溶液中，如MnO2、PbO+、CrO2-等；③处于高价态的金属元素常以复杂的含氧酸根形式存在，如MnO4-、BiO3-、CrO42-、FeO42-等。这主要是因为同一金属元素离子价态越高，半径就越小，离子电荷与半径的比值越大的离子，对水分子的极化力大。由于极化，使O-H键电子密度减少，易断键，结果，由水配位的金属

离子转化为羟基配位的金属离子，进一步转化为氧配位的配合阴离子如MnO4-。如Mn7+←

金属元素高低价态离子间的相互转化过程，实际上就是氧化还原的过程。有些氧化还原过程常伴有介质参加，而且介质可影响氧化还原产物。因此水溶液中金属元素的高低价相互转化过程与介质的酸碱性有关，而且存在普遍规律：

1.由低价态化合物转化到高价态化合物，需在碱性介质中用氧化剂氧化低价态的离子，如：

Pb2+--PbO22------PbO2

Bi3+---Bi(OH)3--------NaBiO3

Cr3+----CrO2------CrO42-

Mn2+---Mn(OH)2-----MnO2-----MnO42-

Fe2+--Fe(OH)2----Fe(OH)3----FeO42-

Co2+--Co(OH)2----Co2O3

Ni2+--Ni(OH)2----Ni2O3

在碱性介质中能完成这种转化过程,有几点原因:其一是从电极电势来看在碱性介质中金属的电对较低,其还原态不稳定,还原性较强,易找合适的氧化剂将低价态氧化成高价态.其二是这些元素的高价态在酸性介质中极不稳定,只能在碱性中存在.如Pb4+在酸性介质中不能稳定存在,只能在碱性中以PbO2形式存在, Co3+、Ni3+在酸中也不稳定，只在碱中以Co2O3、Ni2O3存在；Bi3+及HBiO3不稳定，以NaBiO3存在，MnO42-在碱中存在，酸中迅速歧化。因此，碱性条件是形成高价态化合物本身的要求。当然也有一些高价态在酸中稳定，不一定用碱，如Sn2+-----Sn4+

Fe2+----Fe3+

Ce3+----Ce4+

但只是少数,再如Mn2+转化成MnO4-在碱性介质较易转化,而在酸性溶液中则需很强的氧化剂(BiO3-;PbO2;S2O82-;IO4-等)才能进行.绝大多数金属由低价态转化到高价态需在碱性介质中进行,是主要的制备原则(碱性介质加上强氧化剂是制备高价态的一个原则)

2.由高价态向低价态转化需在酸性介质条件下，用强还原剂将高价化合物还原

如 PbO2----Pb2+

NaBiO3----Bi3+

CrO42------Cr3+

在酸性介质中，电对的值增大，其高价态的氧化性增强，在强还原剂的作用下可以转化为低价态的金属离子。

大学无机化学第九章试题及标准答案

大学无机化学第九章试题及答案

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第九章 氧化还原反应 本章总目标： 1：牢固掌握氧化还原的基本概念，熟练掌握氧化还原反应式配平的方法。 2：理解标准电极电势的意义，能运用标准电极电势来判断氧化剂和还原剂的强弱，氧化还原反应的方向和计算平衡常数 3：会用能斯特方程式来讨论离子浓度变化时电极电势的改变和对氧化还原反应的影响 各小节目标 第一节：氧化还原反应与原电池 1：掌握化合价、氧化数的概念，以及原电池的符号表示方法。 2：能判断原电池的正、负极以及会表示电池的电动势，可以配平电极反应式，书写电池反应方程式。 第二节：电池反应的热力学 1：可以判断原电池反应的自发性：r m G zEF θ ?=-,E>0反应以原电池的方式进行。 2：掌握 E θ 和电池反应的 K θ 的关系的计算; 2.303ln ln lg RT RT zE F RT K E K K zF zF θθθθθ=?= =. 3：掌握利用能斯特方程来求算电极电势：。0.059lg V E E z θ??? ?=+???? 氧化型还原型 第三节：影响电极电势的因素 学会运用能斯特方程来从酸度、沉淀物生成和配位化合物生成三方面来讨论这些因素对电池电动势的影响。 第四节：化学电源与电解 1：认识几种常见的化学电源---锌锰电池、银锌电池、铅蓄电池、燃料电池、镍氢电池、锂电池和锂离子电池。 2：了解分解电压和超电压的概念。 第五节：图解法讨论电极电势 1：会看元素电势图。

《无机化学下》第四版习题答案

第13章 氢和稀有气体 13-1 氢作为能源，其优点是？目前开发中的困难是什么？ 1、解：氢作为能源，具有以下特点： （1）原料来源于地球上储量丰富的水，因而资源不受限制； （2）氢气燃烧时放出的热量很大； （3）作为燃料的最大优点是燃烧后的产物为水，不会污染环境； （4）有可能实现能量的储存，也有可能实现经济高效的输送。 发展氢能源需要解决三个方面的问题：氢气的发生，氢气的储备和氢气的利用 13-2按室温和常压下的状态（气态 液态 固态）将下列化合物分类，哪一种固体可能是电的良导体？ BaH 2;SiH 4;NH 3;AsH 3;PdH 0.9;HI 13-3试述从空气中分离稀有气体和从混合气体中分离各组分的根据和方法。 3、解：从空气中分离稀有气体和从混合稀有气体中分离各组分，主要是利用它们不同的物理性质如：原子间不同的作用力、熔点沸点的高低以及被吸附的难易等差异达到分离的目的。 13-4试说明稀有气体的熔点 、沸点、密度等性质的变化趋势和原因？ 4、解：氦、氖、氩、氪、氙，这几种稀有气体熔点、沸点、密度逐渐增大。 这主要是由于惰性气体都是单原子分子，分子间相互作用力主要决定于分子量。分子量越大，分子间相互作用力越大，熔点沸点越来越高。 密度逐渐增大是由于其原子量逐渐增大，而单位体积中原子个数相同。 13-5你会选择哪种稀有气体作为：（a ）温度最低的液体冷冻剂；（b ）电离能最低 安全的放电光源；（c ）最廉价的惰性气氛。 13-6用价键理论和分子轨道理论解释HeH 、HeH + 、He 2+ 粒子存在的可能性。为什么氦没有双原子分子存在？ 13-7 给出与下列物种具有相同结构的稀有气体化合物的化学式并指出其空间构型： (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

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第九章 紫外-可见分光光度法 1：Ｌamber-Beer 定律的物理意义是什么？ 答：La ｍb ｅr-Beer 定律：A=Kbc,它表明:当一束平行单色光通过某有色溶液时,溶液的吸光度A 与液层厚度b 和溶液浓度c 的乘积成正比。 2:何谓吸光度？何谓透光度?二者间有何关系？ 答：吸光度表示物质对光的吸收程度，用A 表示;透光度也是用于表示物质对光的吸收程度，用T 表示。二者之间有以下关系： T T A lg 1lg -== ３:摩尔吸光系数ε的物理意义是什么?它和哪些因素有关? 答:摩尔吸光系数ε是吸光物质在特定波长下的特征常数，是表征显色反应灵敏度的重要参数。ε越大,表示吸光物质对此波长的光的吸收程度越大,显色反应越灵敏。它表示物质的浓度为1ｍol ·L -1液层厚度为1cm 时，溶液的吸光度。ε和入射光源的波长以及溶液本身的物理或化学因素都有关系。 4:什么是吸收曲线？有何实际意义？ 答：若将不同波长的单色光依次通过某浓度一定的有色溶液,测出相应波长下物质对光的吸光度A,以波长λ为横坐标，吸光度A 为纵坐标作图即为A-λ吸收曲线。从吸收曲线可以看出以下关系：（1)被测溶液对不同波长的光的吸收具有选择性；(２）不同浓度的溶液的吸收曲线形状相似，最大波长不变,说明物质的吸收曲线是一种特征曲线，可以定性的判断物质;（3）在最大吸收峰附近,吸光度测量的灵敏度最高。这一特征可作为物质定量分析选择入射光波长的依据。 5：将下列透光度换算成吸光度 (１)10％ (２）60％ （3)１0０％ 解:用A 表示吸光度，T 表示透光度，由公式T lg T lg A -==1可得： (１)11.0lg lg 11=-=-=T A ; (2)22.06.0lg lg 22=-=-=T A ； (3）01lg lg 33=-=-=T A 6:某试液用2ｃm 的比色皿测量时，T=60%,若改用１cm 或３c ｍ比色皿，T%及Ａ等于多少？ 解：由公式Kc b A c K Kbc A ==均为常数时，和知，当。由T lg A -=,当T=60%时，A ＝０．22。故当b=1cm 时，%.T .A ,A ..A 67710101101 22201101111====--，＝； 同理可得,当ｂ=3cm 时, %8.46,33.022==T A 。 ７： 3360035251005415.A cm .nm KMnO L mol .max =??--吸收皿测得吸光度处用＝溶液，在λ

大学无机化学第二版河北师范大学课后习题答案

第1章 物质的聚集态习题答案 1-1 实验室内某氦气钢瓶，内压为18 MPa ，放出部分氦气后，钢瓶减重500 kg ，瓶内氦气的压强为9.5 MPa 。假定放出气体前后钢瓶的温度不变，钢瓶原储有氦气为多少（物质的量）？ 解：V 与T 一定时，n 与p 成正比， 即： mol .0026 410500MPa )5.918(MPa 183?=－总n 解得 mol 10645.25?=总n 1-2 273Ｋ和101 kPa 的1.00 dm 3干燥空气缓慢通过液态的二甲醚（CH 3OCH 3）。假定（１）通过二甲醚后的空气被二甲醚饱和且液态二甲醚损失0.0335g ；（２）被二甲醚饱和的空气的总压强仍为101kPa 。计算二甲醚在273Ｋ时的饱和蒸汽压。 解：由理想气体状态方程得： 空气的物质的量：m ol 0445.0K 273K m ol dm 8.314kPa 1.00dm kPa 1011133 =?????==－－空RT pV n 二甲醚的物质的量：mol 10283.7mol g 0.46g 02335.041－－二甲醚?=?==M m n 二甲醚的摩尔分数：0161.00445 .010283.710283.744=+??=+=－－二甲醚空二甲醚二甲醚n n n x 二甲醚的饱和蒸汽压： 1.626kPa kPa 1010161.0=?=?=p x p 二甲醚二甲醚 1-3 在273.15 K 和1.01325×105 Pa 压力下，测得某气体的密度为1.340 g ·dm -3，在一实验中测得这种气体的组成是C 79.8%和H 20.2%。求此化合物的分子式。 解 =30.02(g·mol -1) 每分子含碳原子：30.02×0.798/12.01=1.9953≈2 每分子含氢原子：30.02×0.202/1.008=6.016≈6 即分子式为：C 2H 6 1-4 在293 K 和9.33×104 Pa 条件下，在烧瓶中称量某物质的蒸气得到下列数据，烧瓶

大学无机化学第九章试题及答案

第九章 氧化还原反应 本章总目标： 1：牢固掌握氧化还原的基本概念，熟练掌握氧化还原反应式配平的方法。 2：理解标准电极电势的意义，能运用标准电极电势来判断氧化剂和还原剂的强弱，氧化还原反应的方向和计算平衡常数 3：会用能斯特方程式来讨论离子浓度变化时电极电势的改变和对氧化还原反应的影响 各小节目标 第一节：氧化还原反应与原电池 1：掌握化合价、氧化数的概念，以及原电池的符号表示方法。 2：能判断原电池的正、负极以及会表示电池的电动势，可以配平电极反应式，书写电池反应方程式。 第二节：电池反应的热力学 1：可以判断原电池反应的自发性：r m G zEF θ ?=-,E>0反应以原电池的方式进行。 2：掌握 E θ 和电池反应的 K θ 的关系的计算; 2.303ln ln lg RT RT zE F RT K E K K zF zF θθθθθ=?= =. 3：掌握利用能斯特方程来求算电极电势：。0.059lg V E E z θ??? ?=+???? 氧化型还原型 第三节：影响电极电势的因素 学会运用能斯特方程来从酸度、沉淀物生成和配位化合物生成三方面来讨论这些因素对电池电动势的影响。 第四节：化学电源与电解 1：认识几种常见的化学电源---锌锰电池、银锌电池、铅蓄电池、燃料电池、镍氢电池、锂电池和锂离子电池。 2：了解分解电压和超电压的概念。 第五节：图解法讨论电极电势 1：会看元素电势图。

2;可以根据元素电势图判断酸性的强弱、计算电对的电极电势 112212......n n n z E z E z E E z z z θθθθ +++= +++、判断某种氧化态的稳定性学会绘制和利用自由能-氧化数图。 习题 一 选择题 1.将反应K 2Cr 2O 7+HCl → KCl+CrCl 3+Cl 2+H 2O 完全配平后，方程式中Cl 2的系数是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. 1l B.2 C.3 D.4 2.下列化合物中，氧呈现+2价氧化态的是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. Cl 2 O 5 B.Br O 7 C.H Cl O 2 D.F 2O 3.将反应KMnO 4+ HCl → Cl 2+ Mn Cl 2+ KCl+H 2O 配平后方程式中HCl 的系数是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A.8 B.16 C.18 D.32 4.某氧化剂YO(OH)2+中元素Y 的价态为+5，如果还原7.16×10-4mol YO(OH)2+溶液使Y 至较低价态，则需要用0.066 mol/L 的Na 2SO 3溶液26.98ml 。还原产物中Y 元素的氧化态为（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. -2 B.-1 C.0 D.+1 5.已知电极反应ClO 3-+6H+6e ═Cl -+3H 2O 的△rG θm =-839.6 kJ/ mol,则E 0 ClO3-/ Cl-值 为（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. 1.45V B.0.73V C.2.90V D.-1.45V 6.使下列电极反应中有关离子浓度减小一半，而E 值增加的是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. Cu 2+ + 2e - ═ Cu B. I 2 + 2e - ═ 2I - C.2H + + 2e - ═ H 2 D.Fe 3+ + e - ═ Fe 2+ 7.将有关离子浓度增大5倍，E 值保持不变的电极反应是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. Zn 2+ + 2e - ═ Zn B. MnO 4- + 8 H + + 5e - ═ Mn 2+ + 4H 2O C. Cl 2 + 2e - ═ 2Cl - D. Cr 3+ + e - ═ Cr 2+ 8.将下列反应设计成原电池时，不用惰性电极的是（ ）(《无机化学例题与习题》吉大版)

无机化学答案下(2)

( 第13章稀有气体氢 (1) 第14章卤素 (3) 第15章氧族元素 (5) 第16章氮和磷 (8) 第17章碳硅硼 (15) 第18章非金属元素小结 (21) 第19章金属通论 (24) 第20章 s区金属（碱金属与碱土金属） (26) @ 第21章 p区金属 (29) 第22章 ds区金属 (35) 第23章 d区金属 (44) 第24章 d区金属（二）第五、六周期d区金属 (53) 第25章 f区金属镧系与锕系金属 (57) 第26章无机合成化学简介 (59) 第27章特殊类型的无机化合物 (60) 第28章生物无机化学简介 (61) ; 第29章无机固体化学简介 (62) 第30章核化学 (63) 第13章稀有气体氢 13-1 氢作为能源，其优点是什么目前开发中的困难是什么 解：氢作为能源，具有以下特点： （1）原料来源于地球上储量丰富的水，因而资源不受限制； （2）氢气燃烧时放出的热量很大； （3）； （4）作为燃料的最大优点是燃烧后的产物为水，不会污染环境； （5）有可能实现能量的储存，也有可能实现经济高效的输送。 发展氢能源需要解决三个方面的问题：氢气的发生，氢气的储备和氢气的利用 13-2按室温和常压下的状态（气态液态固态）将下列化合物分类，哪一种固体可能是电的良导体 BaH2;SiH4;NH3;AsH3;;HI 13-3试述从空气中分离稀有气体和从混合气体中分离各组分的根据和方法。 解：从空气中分离稀有气体和从混合稀有气体中分离各组分，主要是利用它们不同的物理性质如：原子间不同的作用力、熔点沸点的高低以及被吸附的难易等差异达到分离的目的。13-4试说明稀有气体的熔点、沸点、密度等性质的变化趋势和原因 · 解：氦、氖、氩、氪、氙，这几种稀有气体熔点、沸点、密度逐渐增大。 这主要是由于惰性气体都是单原子分子，分子间相互作用力主要决定于分子量。分子量越

无机化学期末试题2答案

无 机 化 学 参 考 答 案 一、填空题 1、22)()(2ΘΘΘ -+=C C C C CaF K F Ca sp ； 3 232)()()(23ΘΘΘ -+=C C C C S Bi K s Bi sp 。 2、)/(4--ΘClO ClO E = 0.450V ；)/(23Cl ClO E - Θ= 0.465V ； Cl - 、 ClO - 。 3、 降低 ； 增大 。 4、 B 2H 6 ； SiH 4 ； H 2 。 5、Hg 2Cl 2 ； Pb 3O 4 ； (NH 4)2Fe(SO 4)2· 12H 2O ； BaSO 4 ；锌 ZnS · BaSO 4 。 6、二氯·二氨合铂（II ） ； 六羰合钴（0） 。 7、 W Cr 。 二、完成并配平下列化学反应方程式 1、22424222a (O H SO N SO H O Na +?→?+稀） 2、323222O Al Fe O Fe Al +?→?+ 3、233262626H BO H O H H B +?→?+ 4、2322223 2)(2CO CO OH Cu O H CO Cu +?→?++- + 5、O H NO NO Cu HNO Cu 2223322)((4++?→?+浓） 6、--++?→?++26222][24)(SnCl Hg Cl Sn s Cl Hg 7、-- -+?→?+I O S O S I 2)(2642322浓 8、O H Fe Cr H Fe O C 2332272762146r ++?→?++++++- 9、O H Na Bi MnO H NaBiO Mn 2343275521452+++?→?+++ + - + + 10、Th He U 23490 42 23892 +?→? 1、 分） （分）分） （133651(3563112l 10242222323232O H I H IO I O H IO I OH I H C IO H I NO +?→?++++?→?+++?→?+++- -- --+ -- +-- 2、. 分） 、分）、分）、分）、分）、分）、1(r 1(r 1(r 1()(r 1()(r 1(12)(2724-2443224-- ?O C F O BaC E O C D OH C C OH C B O H SO KCr A 3、解：SnCl 2易发生水解反应： HCl s Cl OH Sn O H SnCl +?→?+)()(22 为了防止水解，配制SnCl 2溶液时，需加相应的酸，即加入盐酸。 Sn 2+具有还原性，易被空气中的氧所氧化。 O H Sn H O Sn 24222242+?→?+++++ 如果Sn 2+被氧化为Sn 4+，溶液变成SnCl 4溶液，失去还原性。当有锡粒存在时，首先发生如下反应： O H Sn H O Sn 2222242+?→?++++ 4、（6分）解：在HgCl 2溶液中加入氨水，生成氨基氯化汞白色沉淀。 l )((24232C NH s HgCl NH NH HgCl +?→?+白色） 在含有 Hg 2Cl 2（s ）的溶液中加入氨水，生成氨基氯化亚汞，氨基氯化亚汞见光或受热分解为氨基氯化汞和汞，呈黑色。 ) (2)(()(()() (2 l )(2222422322分黑色）白色）分光或热 s Hg s HgCl NH s Cl Hg NH C NH s Cl Hg NH NH Cl Hg +??→?+?→?+ 五、计算题 1、阿司匹林的有效成分是乙酰水杨酸HC 9H 7O 4，其Θ a K =3.0×10-4。在水中溶解0.65g

无机化学下试题(一)

<无机化学下>试题（一） 一选择题（每小题1分，共20分） 1.下列难溶盐饱和溶液中，Ag+离子浓度最大的是 （a）AgCl （b）Ag2CO3（c）Ag2CrO4（d）AgBr （K sp，AgCl=1.56×10-10K sp，Ag2CO3=8.1×10-12K sp，Ag2CrO4=9×10-12K sp，AgBr=7.7×10-13） 2. 已知下列两个电极反应的标准电极电势为： Cu2++2e=Cu φo Cu2+ /Cu=0.337V Cu++e=Cu φo Cu+ /Cu=0.522V 由此算得Cu2++e=Cu+的φo Cu2++等于 /Cu （a）0.184 （b）0.352 （c）0.859 （d）0.152 3. HF，HCl，HBr，HI 的水溶液中酸性最强的是 （a）HI （b）HF （c）HBr （d）HCl 4. H2S水溶液放置后变浑是由于 （a）与水中杂质作用（b）被空气氧化（c）见光分解（d）生成多硫化物 5. 硼砂的化学式是 （a）B2O3（b）H3BO3（c）NH4BF4（d）Na2B4O5（OH）4·8H2O 6. CO2分子偶极矩为零，这一事实表明该分子是 （a）以共价键结合的（c）直线型的并且对称 （b）角型的（d）以离子键结合的 7. 保存SnCl2水溶液加入Sn粒的目的是防止 （a）SnCl2水解（b）SnCl2被氧化（c）SnCl2歧化（d）SnCl2分解 8. 含有П46离域大п键的是 （a）ClO3-（b）SO32-（c）SO3（g）（d）SOCl2 9. 石墨晶体中层与层之间的结合力是 （a）范德华力（b）共价键（c）金属键（d）离子键 10. +3 价铬在过量强碱溶液中的存在形式为 -（c）Cr3+（d）CrO42- （a）Cr（OH）3（b）CrO2

简明无机化学第二版答案

简明无机化学第二版答案 【篇一：《无机化学》习题解析和答案】 》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，2002年8月第4版。 2、参考书 《无机化学》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化 学教研室编，高等教育出版社，1992年5月第3版。 《无机化学》邵学俊等编，武汉大学出版社，2003年4月第2版。 《无机化学》武汉大学、吉林大学等校编，高等教育出版社，1994 年4月第3版。《无机化学例题与习题》徐家宁等编，高等教育出 版社，2000年7月第1版。《无机化学习题精解》竺际舜主编， 科学出版社，2001年9月第1版 《无机化学》电子教案 绪论（2学时） 第一章原子结构和元素周期系（8学时） 第二章分子结构（8学时） 第三章晶体结构（4学时） 第四章配合物（4学时） 第五章化学热力学基础（8学时） 第六章化学平衡常数（4学时） 第七章化学动力学基础（6学时） 第八章水溶液（4学时）

第九章酸碱平衡（6学时） 第十章沉淀溶解平衡（4学时） 第十一章电化学基础（8学时） 第十二章配位平衡（4学时） 第十三章氢和稀有气体（2学时） 第十四章卤素（6学时） 第十五章氧族元素（5学时） 第十六章氮、磷、砷（5学时） 第十七章碳、硅、硼（6学时） 第十八章非金属元素小结（4学时） 第十九章金属通论（2学时） 第二十章 s区元素（4学时） 第二十一章 p区金属（4学时） 第二十二章 ds区元素（6学时） 第二十三章 d区元素（一）第四周期d区元素（6学时） 第二十四章 d区元素（二）第五、六周期d区金属（4学时） 第二十五章核化学（2学时） 1 ．化学的研究对象 什么是化学？ ● 化学是研究物质的组成、结构、性质与变化的一门自然科学。（太宽泛） ● 化学研究的是化学物质 (chemicals) 。

无机化学：第九章 氧化还原反应与电化学基础解析

第九章氧化还原反应和电化学基础 一、氧化还原反应方程式的配平 1、元素的氧化数（氧化值）(中学：化合价) ?定义：氧化数是某一个元素的荷电数，这种荷电数由假设把每个键中的电子数指定给电负性更大的原子而求得。 ?本质：a、离子化合物中，即正、负离子所带的电荷数； b、极性化合物中，即元素的一个原子提供参与共价键的电子数，其中电负性小，共用电子对离得较远的元素为正氧化数，电负性大、共用电子以离得较近的元素为负氧化数。『①单质的氧化数为0-1； ②在配合物中，当自由基或原子团作为配体时，其氧化数均看作 1； 2 ?定义：凡有电子得失或共用电子对偏移发生的反应。 氧化——失去电子或共用电子对偏离的变化，相应的物质称为“还原剂”; 还原——得到电子或共用电子对接近的变化，相应的物质称为“氧化剂”。 ?氧化剂 还原剂——氧化还原反应中，失去电子、氧化数升高的物质（发生氧化反应） 因此，凡元素氧化数发生变化的过程，就是氧化还原反应! 3、氧化还原反应方程式的配平方法与应用 （一）氧化数法：适用于任何氧化还原反应 ?依据：还原剂氧化数的升高总值 = 氧化剂氧化数降低总值 例1：KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 == ①根据反应事实，写出反应产物，注意介质酸碱性： KMnO4 + FeSO4 + H2SO4==MnSO4 +Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O ②调整计量系数，使氧化数升高值 = 降低值: +7 +2 +2 +3 KMnO4 + 5 FeSO4 + H2SO4==MnSO4 + 5/2 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O ③若出现分数，可调整为最小正整数： 2 KMnO4 +10 FeSO4 + H2SO4==2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4) 3 + K2SO 4 + H2O 法2：配平各元素原子数（观察法）——先配平非H、O原子，后配平H、O原子。 ①配平K+、SO42-数目 SO42-：左11，应+7；右18 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 ==2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4) 3 + K2SO 4 + H2O ②配平H+数目 H+：左2，应 8 H2O 2 KMnO4 +10 FeSO4 + 8 H2SO4==2 MnSO4 +5 Fe2(SO4) 3 + K2SO 4 + 8 H2O ③配平（或核对）O原子数目：已平衡。 小结：氧化数法配平氧化还原反应方程式的步骤

无机化学试题2

湖南师范大学化学培训试题 第一题（12分）、据《科学时报》报道俄罗斯科学家最近合成了质量数为381的第166号化学元素，这项成果又填补了门捷列夫元素周期表上一个空白。据国际文传电讯社报道，第166号化学元素是设在莫斯科郊区的杜布纳核联合研究所的科学家合成的。该研究所所长弗拉基米尔·卡德舍夫斯基近日向媒体宣布说，新元素是7月19日在加速器上通过20782Pb 和4421Sc 获得的，它存在了千分之50秒的时间，后迅速发生衰变成稳定的20983 Bi 。则该元素（1）在周期表中的位置（周期、族）？（2）是金属还是非金属？（3）最高氧化态？（4）电子构造？（原子实用原子序数代替）（5）合成该元素的方程式？（6）该元素变成稳定的20983Bi 的过程中发生了多少次α和β衰变？ 解答：（1）8，VIA ；（2）金属；（3）+6；（4）[118]5g 18 6f 14 7d 10 8s 2 8p 4；（5）44421Sc +20782Pb =381166+210n ；（6）43，3。 第二题（6分）、画出下列含氮化合物的结构，并指出氮原子的杂化方式。 （1）C 6H 12N 4S 4； （2）B 3N 3H 6； （3）P 3N 3Cl 6。 解答：（1）N 构成四面体，CH 2单元在六条棱上连接两个N ，S 连在N 上，sp 3。 （2）无机苯，写成共振式写两种，中间打圆圈表示亦可，sp 2。

（3）P与N构成六元环，共振式两种，打圆圈亦可，每个P连两个Cl，契型，sp2。 第三题（14分）、A是磷的氧化物，它溶于水时生成等摩尔的磷酸与亚磷酸。 3-1 写出A的化学式并画出A的结构。 3-2 缩聚磷酸的分子式一般可用xH2O?yP2O5来表示，令x/y=R，试讨论（1）当R=2时，该酸的分子式和名称分别是什么？（2）当R=1时，该酸的分子式和名称分别是什么？（3）当1

无机化学下册参考答案

第十章P 333作业参考答案 思考题 1、（4）极化力与极化率 极化力：描述阳离子对阴离子变形的影响能力。 极化率：描述离子（主要指阴离子）本身变形性的大小。 13、离子的极化力、变形性与离子电荷、半径、电子层结构有何关系？离子极化对晶体结构和性质有何影响？ 举例说明。 答：（1）离子极化力的影响因素： 阳离子的正电荷越高 半径越小极化力越大； 当阳离子的电荷相同和半径相近时，阳离子极化力大小与其最外电子层结构关系是18e、18+2 e->9~17 e- > 8 e-。 ⑵离子变形性的影响因素：阴离子半径愈大、变形性愈大；阳离子变形性与它最外层电子构型有关：18e、 18+2 e-> 9~17 e-> 8 e-。 （3）离子极化结果：使离子键向共价键过渡、阴阳离子间的配位数减小、溶解度减小、熔点降低、颜色加 深。 14、试用离子极化的概念讨论，Cu+与NV半径相近，但CuCI在水中的溶解度比NaCI小得多的原因。 答：Cu+最外层电子结构是18e而N6是8e。C1的极化力大于N6, CuCI中的离子键向共价键过渡、使离子键减弱，所以CuCI在水中的溶解度小于NaCI。 17、形成氢键具备的条件是：元素的电负性大、原子半径小、有孤对电子（F、O N三种元素具备条件）。 习题： 1、填充下表 7、下列物质中，何者熔点最低？NaCI KBr KCI MgO 答：KBr熔点最低（因为阴阳离子的半径均大，晶格能小） 8、熔点由高到低：（1）从NaF到Nal熔点降低。

9、下列离子的最外层电子构型属于哪种类型？ Ba 2+8 e- Cr3+9~17 e- CcT 18 e- Pb 2+18+2 e- S 区d 区ds 区p 区 10*、I的半径最大、极化率最大。 11、写出下列物质极化作用由大到小顺序 SiCI 4> AICI 3> MgC2>NaCI 12、讨论下列物质的键型有何不同？ (1)CI 2非极性共价键(2)HCI 极性共价键 (3)Agl离子键向共价键过渡(4)NaF 离子键 16、试用离子极化观点解释AgF易溶于水，而AgCI、AgBr、AgI难溶于水，并且由AgCI到AgBr再到AgI溶解度依次减小。 答：AgF是离子键，所以易溶于水。而AgCl-AgBr-AgI随着阴离子半径的增大，由离子键向共价键过渡程度增大，所以难溶于水，且溶解度减小。 第^一章P366作业参考答案 思考题 1、区别下列概念 (2)、d—d跃迁：在晶体场理论中，一个处于低能量轨道的电子进入高能量轨道，叫做 d —d跃迁。此过程吸收相当于分裂能的光能。 (3)、晶体场分裂能：中心离子5个能量相等的d轨道，在配体影响下分裂为两组(一组能量低、一组能量高)，两组的能量差叫分裂能。 4、试述下列理论 (1)价键理论： A、形成体(M)价层有空原子轨道，配位体(L)有孤对电子； B、形成体的空轨道在配位体作用下进行杂化，用杂化轨道接受L的孤对电子，形成配位键M - : L ; C、杂化轨道不同，配合物空间构型不同。 (2)晶体场理论：

无机化学第九章分子结构练习

第九章 分子结构练习 一、填空题 1. SiF 4中硅原子的轨道杂化方式为______，该分子中的键角为_____；-26SiF 中硅原子的轨道杂化方式为_______，该离子中的键角为_________。 sp 3 '28109 sp 3d 2 90 2. BF 3，NH 3，H 2O ，+4PCl 的键角由大到小的顺序是_____________，中心原子杂化轨道中不含有孤对电子的有___________。 BF 3>+4PCl >NH 3>H 2O ； BF 3和+4PCl 3. 在C 2H 4分子中，C 和H 间形成______键，C 与C 之间形成______键和______ 键，碳原子的轨道杂化方式为____________。 σ σ π sp 2 4. 根据分子轨道理论，+2H 、He 2、B 2、C 2、+2He 、Be 2中，能够存在的有__________， 不能存在的有________。 +2H 、B 2、C 2、+2He ； 2He 、2Be 5.+2O 的分子轨道电子排布式为_________，键级为_________；+2N 的分子轨道电子排布式为__________，呈__________磁性。 ()()()()()()() 1*p 24p 22p 22*s 22s 22*s 12s 1ππσσσσσ ()()()()()()12422*2222*121p p s s s s σπσσσσ 顺 6. 根据价层电子对互斥理论，-4ICl 的空间构型为__________，中心原子采用_______杂化轨道成键；PCl 5（g ）的空间构型为_______，中心原子采用_____杂 化轨道成键。 平面正方形； sp 3d 2； 三角双锥； sp 3d

学年第二学期无机化学下册期中试题

北华大学2015-2016学年第二学期无机化学期中考试卷 1.氟与水猛烈反应, 并伴随燃烧现象，其主要反应产物有( ) A . HF 和O 2 B. HF 和FOH C. HF 、O 2和FOH D. HF 和O 3 2.实验室中制取少量HBr 所采用的方法是（ ） A.红磷与Br 2混合后滴加H 2O 固体与浓H 2SO 4 C .红磷与H 2O 混合后滴加Br 2 在水中歧化反应 3.下列含氧酸的氧化性递变不正确的是( ) >H 2SO 4>H 3PO 4 >HClO 4>H 5IO 6 >HClO 3>HClO 4 >HClO 3>HIO 3 4.在热碱溶液中，Cl 2的歧化产物为( ) -和ClO - -和ClO -2 -和ClO - 3 -和ClO -4 5.卤素单质与磷反应能生成三卤化磷而不能生成五卤化磷的是（ ） 2 C 6.下列物质的水解产物中既有酸又有碱的是（ ）

3 C 7.下列单质硫在常温下稳定性最大的是( ) A.斜方硫 B.单斜硫 C.弹性硫 D.无定形硫 8.分子结构和中心原子杂化类型都与O 3 相同是（） 2 C 9.为使已变暗的古油画恢复原来的白色，使用的方法是（） A.用SO 2漂白B.用稀H 2 O 2 溶液擦洗 C.用氯水擦洗 D.用O 3 漂白 10.与Zn粉反应可生成Na 2S 2 O 4 的试剂是（） 3 C 11.与FeSO 4 和浓硫酸发生棕色环反应的是（） 2 C 和S 2 2-反应的产物是( ) 和S 和S 13. 在磷酸二氢钠溶液中加入硝酸银溶液，以下叙述正确的是( ) A. 析出白色AgH 2PO 4 B. 析出黄色Ag 2 HPO 4 沉淀 C. 析出黄色Ag 3PO 4 沉淀 D. 不析出沉淀 14.黄磷与KOH溶液共热，反应产物为( ) 和K 3P 和 3 C和K 3 P 和PH 3 15.与Na 2CO 3 溶液反应生成碱式盐沉淀的离子是（） ＋＋＋＋

大学无机化学第二版-河北师范大学-课后习题答案

第1章 物质得聚集态习题答案 1—1 实验室内某氦气钢瓶，内压为18 ＭPa,放出部分氦气后，钢瓶减重5００ kg,瓶内氦气得压强为９、5 ＭＰa 。假定放出气体前后钢瓶得温度不变,钢瓶原储有氦气为多少(物质得量)? 解:V 与T 一定时，n 与ｐ成正比， 即： 解得 1-2 2７3Ｋ与10１ k Ｐａ得1、０0 ｄm 3干燥空气缓慢通过液态得二甲醚（CH 3OCH 3)。假定（１)通过二甲醚后得空气被二甲醚饱与且液态二甲醚损失0、０335ｇ；（2）被二甲醚饱与得空气得总压强仍为1０1kPa.计算二甲醚在２73K 时得饱与蒸汽压。 解：由理想气体状态方程得： 空气得物质得量：m ol 0445.0K 273K m ol dm 8.314kPa 1.00dm kPa 1011133 =?????==－－空RT pV n 二甲醚得物质得量: 二甲醚得摩尔分数： 二甲醚得饱与蒸汽压： １—３ 在２73、1５ K 与１、01３25×１05 Ｐa 压力下,测得某气体得密度为1、３4０ g ·ｄm -3,在一实验中测得这种气体得组成就是C 7９、8％与Ｈ 20、2％.求此化合物得分子式。 解：因为 所以=30、02(ｇ·ｍｏl -1) 每分子含碳原子:３0、02×0、７9８/12、01=1、9953≈２ 每分子含氢原子：３0、02×0、20２/1、00８=6、０1６≈6 即分子式为:C ２H ６ 1-４ 在2９3 Ｋ与9、33×10４ Pa 条件下，在烧瓶中称量某物质得蒸气得到下列数据，烧瓶容积为２、9３×１0—4 m 3,烧瓶与空气得总质量为48、36９0 g ，烧瓶与该物质蒸气质量为４8、５37８ g ，且已知空气得平均相对分子质量为29.计算此物质得相对分子质量. 解：设该物质得相对分子质量为M i ，则 9、33×10４×2、93×10-4＝（48、5378—48、3690)×8、3１4×2９3/（M i -29)

无机化学第四版答案——下册

第13章氢和稀有气体 13-1 氢作为能源，其优点是什么？目前开发中的困难是什么？ 1、解：氢作为能源，具有以下特点： （1）原料来源于地球上储量丰富的水，因而资源不受限制； （2）氢气燃烧时放出的热量很大； （3）作为燃料的最大优点是燃烧后的产物为水，不会污染环境； （4）有可能实现能量的储存，也有可能实现经济高效的输送。 发展氢能源需要解决三个方面的问题：氢气的发生，氢气的储备和氢气的利用 13-2按室温和常压下的状态（气态 液态 固态）将下列化合物分类，哪一种固体可能是电的良导体？ BaH 2;SiH 4;NH 3;AsH 3;PdH 0.9;HI 13-3试述从空气中分离稀有气体和从混合气体中分离各组分的根据和方法。 3、解：从空气中分离稀有气体和从混合稀有气体中分离各组分，主要是利用它们不同的物理性质如：原子间不同的作用力、熔点沸点的高低以及被吸附的难易等差异达到分离的目的。 13-4试说明稀有气体的熔点 、沸点、密度等性质的变化趋势和原因？ 4、解：氦、氖、氩、氪、氙，这几种稀有气体熔点、沸点、密度逐渐增大。 这主要是由于惰性气体都是单原子分子，分子间相互作用力主要决定于分子量。分子量越大，分子间相互作用力越大，熔点沸点越来越高。 密度逐渐增大是由于其原子量逐渐增大，而单位体积中原子个数相同。 13-5你会选择哪种稀有气体作为：（a ）温度最低的液体冷冻剂；（b ）电离能最低 安全的放电光源；（c ）最廉价的惰性气氛。 13-6用价键理论和分子轨道理论解释HeH 、HeH +、He 2+ 粒子存在的可能性。为什么氦没有双原子分子存在？ 13-7 给出与下列物种具有相同结构的稀有气体化合物的化学式并指出其空间构型： (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+=+

无机化学2

第一章原子结构 一、组织教学：清点学生人数，注意学生上课的情绪。 二、复习旧课：物质的组成、原子的基本结构 三、讲授新课：核外电子运动的特殊性 四、巩固新课：核外电子运动的特征，原子轨道和电子云的概念 五、知识小结：原子轨道和电子云、四个量子数、元素的原子和简单离子的核外电子排布 、一、二 六、布置作业：P 17 教师：张贵川 教研室主任：课后记：通过提问、抽问、学生绝大部分已掌握了知识目标，通 过观察学生练习、检测，学生绝大部分已掌握了技能目 标，本次课任务完成较好，认为可以进行下一课时目标 的教学。

第一章原子结构 第二节核外电子排布的规律 一、多电子原子轨道能级 1、轨道能级有n和l共同决定 1）角量子数相同，n越大能量越高 E(1s) < E(2s) < E(3s) < ··· E(2p) < E(3p) < E(4p) < ··· E(3d) < E(4d) < E(5d) < ··· 2）主量子数相同，l越大能量越高 E(ns) < E(np) < E(nd) < ··· 3）主量子数与角量子数均不同时，可能出现能级交错现象。 Ens < E(n-2)f < E(n-1)d < Enp （一）屏蔽效应 在多电子原子中，每个电子不仅受到原子核的吸引，而且还受到其他电子的排斥。电子之间的排斥作用与原子核对电子的吸引作用相反，因此其他电子的存在必然会减弱原子核对电子的吸引力。由于电子都在高速地运动着，要准确地确定电子之间的排斥作用是不可能的。通常采用一种近似处理方法，把其他电子对某个指定电子的排斥作用简单地看成是部分地抵消掉核电荷对此电子的吸引。这种将其他电子对某个指定电子的排斥作用归结为抵消了部分核电荷的作用称为屏蔽效应。（可增大能量） （二）穿透效应 离核较远的电子具有钻入离核较近的空间，从而离较近的形象称为穿透效应。（可降低能量）当n 相同时，越小的电子在核附近出现的概率越大，原子核作用在该电子上的有效核电荷越大，其能量也越低。 能量高低顺序： 1s<2s<2p<3s<3p<4s3d<4p<5s<4d<5p<6s <4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p ……二、基态原子的核外电子排布 （1）泡利不相容原理：在一个原子中，不可能存在四个量子数完全相同的