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1、試題庫劉春英 王淑濤 羅立文 選編目 錄第1章 物質及其變化的一些基本定律1.1 典型試題及解析1.2 試題1.3 參考答案第2章 化學反應的方向和限度2.1 典型試題及解析2.2 試題2.3 參考答案第3章 電解質溶液3.1 典型試題及解析3.2 試題3.3 參考答案第4章 氧化還原反應和電化學4.1 典型試題及解析4.2 試題4.3 參考答案第5章 原子結構和周期系5.1 典型試題及解析5.2 試題5.3 參考答案第6章 分子結構和晶體結構6.1 典型試題及解析6.2 試題6.3 參考答案第7章 配位化合物7.1 典型試題及解析7.2 試題7.3 參考答案第8章 無機化合物8.1 典型試題

2、及解析8.2 試題8.3 參考答案第9章 化學與環(huán)境9.1 典型試題及解析9.2 試題9.3 參考答案第10章 化學與材料10.1 典型試題及解析10.2 試題10.3 參考答案第11章 化學與能源11.1 典型試題及解析11.2 試題11.3 參考答案第12章 化學與生活12.1 典型試題及解析12.2 試題12.3 參考答案第13章 化學與生命13.1 典型試題及解析13.2 試題13.3 參考答案綜合性試題(一)綜合性試題(二)綜合性試題(三)綜合性試題(四)綜合性試題五)綜合性試題(六)第1章 物質及其變化的一些基本定律1.1典型試題及解析例1-1. 判斷下列說法是否正確，并說明理由。

3、(1) 對應于某一狀態(tài)的熱力學能是可以直接測定的。(2) 反應的速率常數(shù)大，反應速率一定高。解：(1) 這種說法不對。熱力學能的絕對值是難以確定的。(2) 這種說法不對。速率不僅與速率常數(shù)有關，還與濃度、壓力條件有關。例1-2. 298K時，在恒容量熱計中測得1.00 molC6H6（l）完全燃燒生成H2O(l)和CO2(g)時，放熱3263.9 kJ。計算恒壓下1.00 molC6H6（l）完全燃燒時的反應熱效應。C6H6(l)+O2(g)H2O(l)+ CO2(g)恒T、V解： C6H6(l) + O2 (g)3H2O(l)+ 6CO2(g)Qv = -3263.9 kJ，且QP = QV

4、 + nRTQP = -3263.9 +（6-）8.31429810-3 = -3267.6 kJQP = -3267.6 kJmol-1例1-3. 查表計算下列反應的標準摩爾焓變：(1) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 3CO2(g) + 2Fe(s)(2) 2NO2(s) = 2NO(g) + O2(g)解： (1) Fe2O3(s) + 3CO(g) = 3CO2(g) + 2Fe(s) -824.4 -110.525 -393.509 0= (i)(生成物)(i)(反應物) =3(-393.509)+20 -824.4+3(-110.525) = -24.552 kJmol-1

5、(2) 2NO2(s) = 2NO(g) + O2(g) 33.18 90.25 0= (i)(生成物)(i)(反應物) = 290.25+0 233.18 = 114.14 kJmol-1例1-4. 試舉例說明質量作用定律只適用于基元反應的理由。解：質量作用定律的內容是：基元反應的化學反應速率與反應物濃度以其計量數(shù)為指數(shù)的冪的連乘積成正比。許多化學反應不是基元反應，而是由兩個或多個基元步驟完成的復雜反應。對于復雜反應，其反應的速率方程只有通過實驗來確定。例如，反應： 2H2 + 2NO 2H2O + N2其速率方程為= kc(H2)c2(NO)，而不是= kc2(H2)c2(NO)。由此可見

6、，質量作用定律只適用于基元反應。例1-5. 簡要解釋：(1) 反應物間所有的碰撞并不是全部有效的。(2) A(g) + B(g) C(g)，總反應并不一定都是二級反應。(3) 在反應機理中，最慢的一步反應決定總反應的速率。解：(1) 由于某些參加碰撞的分子所具有的能量小于活化能，有些分子在碰撞時的取向不合適，所以所有碰撞不可能全有效。 (2) 大多數(shù)化學反應不是基元反應，其反應歷程復雜。對于復雜反應，反應級數(shù)不是由反應方程式而是由實際的反應機理來確定。通常反應級數(shù)由實驗測定。 (3) 快的反應能迅速供給慢反應所需的反應物或很快消耗慢反應的產物。所以總的反應速率為最慢的一步制約。1.2 試題一.

7、 填空題1. 當體系的狀態(tài)被改變時，狀態(tài)函數(shù)的變化只決定于 ，而與 無關。2. 已知反應2H2O(g) = 2H2(g) + O2(g)，= 483.6 kJmol-1，則(H2O，g) = kJmol-1。3. 等溫等壓條件下，只做體積功的反應，QP = ，而恒容反應時，QV = 。4. 某反應A + 2B = C + D為基元反應，其反應速率表達式是 ，反應級數(shù)是 。5. 根據阿侖尼烏斯公式，隨溫度的升高，其速率常數(shù)k將 ；對不同反應，其活化能越大，速率常數(shù)k將 。二. 判斷題1. 化學熱力學中，標準狀態(tài)條件是指壓力為101.325 kPa，溫度為298.15 K。( )2. 系統(tǒng)的狀態(tài)函

8、數(shù)之一發(fā)生變化，系統(tǒng)的狀態(tài)不一定變化。 ( )3. 反應的焓變和反應熱是同一概念。 ( )4. 某反應2A+B=A2B，其反應速率表達式是=kcx(A)cy(B)，反應級數(shù)是x+y。( )5. 反應N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)，已知某溫度下反應速率(NH3) = 0.2 moldm-3h-1，則(H2) = 0.2 moldm-3h-1。 ( )6. 由Arrhenius公式可知，加快反應速率的唯一方法是升高反應溫度。 ( )7. 反應A + B C，若是基元反應，該反應只能是二級反應。 ( )三. 選擇題1. 如果系統(tǒng)經過一系列變化，最后又變到初始狀態(tài)，則系統(tǒng)的( )。(

9、A) Q = 0，W = 0，DU = 0，DH = 0 (B) Q 0，W 0，DU = 0，DH = Q(C) Q = |W|，DU = Q - W，DH = 0 (D) Q |W|，DU = Q - W，DH = 0 2. 升高溫度能提高反應速率的主要原因是( )。 (A) 增加了活化分子百分數(shù) (B) 降低了反應的活化能 (C) 增加了反應物分子間的碰撞頻率 (D) 增大了平衡常數(shù)3. 對于理想氣體的內能有下述四種理解： (1) 狀態(tài)一定，內能也一定； (2) 對應于某一狀態(tài)的內能是可以直接測定的； (3) 對應于某一狀態(tài)，內能只有一個數(shù)值，不可能有兩個或兩個以上的數(shù)值； (4) 狀態(tài)

10、改變時，內能一定跟著改變。其中正確的是：( )(A) (1)，(2) (B) (3)，(4) (C) (2)，(4) (D) (1)，(3)四. 計算題1. 已知反應：CO(g) + O2(g) = CO2(g)。在298K，U q = -282.0 kJ，求此反應的標準摩爾焓變。2. b-丁酮二酸在水溶液中分解成丙酮和二氧化碳的反應，其分解反應速率常數(shù)在298 K時為1.0810-4 s-1，在333 K時為5.4810-2 s-1，試求該分解反應的活化能。五. 綜合分析題1. 一般情況下，升高溫度反應速度加快了，為什么？試用阿倫尼烏斯公式說明。2. 溫度不變時，給反應加入正催化劑，為什么反

11、應速度加快了，試用阿倫尼烏斯公式說明。3. 簡述在合成氨生產中：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，DrHq= -92.4 kJmol-1，工業(yè)上采用溫度控制在673773 K，而不是更低些，壓力控制在30390 kPa而不是更高？ 1.3 參考答案一. 填空題1. 體系的始態(tài)和終態(tài)，變化途徑。 2. -241.8。3. H，U。 4. = k c(A) c2(B)，3。 5. 增大，越小。二. 判斷題1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 三. 選擇題1. C 2. A 3. D四. 計算題(略)1. -283.2 kJmol-1。 2. Ea = 97.6 kJmol-1。五. 綜

12、合分析題1. 答：阿累尼烏斯公式為 k =Aexp(-Ea/RT)，對給定反應A、Ea是定數(shù)，溫度升高使exp(-Ea/RT)變大，即k變大。在其它條件不變時，反應速度完全由速度常數(shù)k決定，所以k增大必然使增大。2. 答：溫度不變時，給反應加入正催化劑，作用是降低反應的活化能。根據k =Aexp(-Ea/RT)，Ea的降低，使exp(-Ea/RT)增大，A為常數(shù)，則k增大。在其它條件一定時，k與成正比，所以活化能的降低必然導至反應速度的加快。 3. 答：對于此反應，低溫有利于提高反應物的轉化率，但低溫反應速度慢，使設備利用率低，單位時間合成氨量少，為使其有較高的轉化率和較快的反應速度，單位時間

13、內合成較多的氨，常以催化劑的活性溫度為該反應的控制溫度。高壓對合成氨有利，但壓力過高對設備要求高，運轉費高，因此，壓力不宜過高，為了得到更多的氨，常用加壓、冷卻合成氣的方法，以分離氨，使平衡右移。第2章 化學反應的方向與限度2.1典型試題及解析例2-1. 判斷下列說法是否正確，并說明理由。(1) 放熱反應是自發(fā)的。(2) 純單質的、皆為零。(3) 反應的rGq 0，該反應是不能自發(fā)進行的。(4) 如反應的rH和rS皆為正值，室溫下rG也必為正值。(5) 冰在室溫下自動融化成水，是熵增起了重要作用的結果。解：(1) 這種說法不對。放熱反應即rH 0的反應，大多數(shù)放熱反應是自發(fā)的，但不能用rH 0

14、作為判斷反應自發(fā)的一般標準。因為在等溫、等壓條件下，決定化學反應方向的是rG，rG 0該反應不能自發(fā)進行。判斷某一反應能否自發(fā)進行，一般用rG。而= + 2.303RTlgQ，當 0時，不一定大于零，所以該說法不對。(4) 這種說法不對。根據吉布斯公式rG=rHTrS，若rH 0，rS 0，當溫度降低時，rG增大，但不一定是正值，在低溫下可能為正值。 (5) 這種說法正確。冰在室溫下自動融化成水，是一個吸熱過程，但由于且G 0，說明該反應在標態(tài)、298 K時熱力學上不可能進行，而逆反應(即AlCl3燃燒的反應)是可自發(fā)進行的。(2) Al2O3(s) + 3Cl2(g) + 3C(s) 2Al

15、Cl3(s) + 3CO(g) -1582.4 0 0 -628.8 -137.15最簡捷的計算方法是直接用進行計算，將為零的兩項略去。= 2 +3- = 2(-628.8) + 3(-137.15) - (-1582.4) = -86.65 kJmol-1該反應的標準吉布斯函數(shù)變 0，在標態(tài)、298K下可自發(fā)進行。例2-5. 煤燃燒時含硫的雜質轉化為SO2和SO3，造成對大氣的污染。試用熱力學數(shù)據說明可以用CaO吸收SO3，以消除煙道廢氣的污染。解：298K時 CaO(s) + SO3(g) CaSO4(s) -635.09 -395.7 -1434.1 39.75 256.6 107 =2

16、 - = -1434.1- (-635.09) - (-395.7) = -403.31 kJmol-1 = -= 107 - 39.75-256.6 = -189.35 JK-1mol-1 298K時 = -T= -403.31103-298(-189.35) = -346.88 kJmol-1 0，所以298K時不能用CO還原Al2O3。 =3(-393.5) +0- (-1675.7) -3(-110.5) = 826.7 kJmol-1 =3213.7 + 228.33-50.92 -3197.6 = 54.04 kJmol-1=-T 0，則反應向逆向進行。(2)由=+ 2.303RT

17、lgQ= 100.97+2.3038.31410-3298lg= 84.1 kJmol-10，反應仍向逆方向進行。例2-10. 已知在1362 K時下列化學反應的焓變和平衡常數(shù)：(1) H2(g) +1/2S2(g) H2S(g) = -21 kJmol-1，=0.80(2) 3H2(g) + SO2(g) H2S(g) + 2H2O(g) = -207 kJmol-1，=1.8104計算：(3) 4H2(g) + 2SO2(g) 4H2O(g) + S2(g)，在1362K時的和。解： 由(3)式 = (2)式2(1)式2得： = 2 - 2 = (-207) 2 - (-21) 2 = -

18、372 kJmol-1 =()2/()2 = (1.8104)2/0.82 =5.06108例2-11. 已知 2SO2(g) + O2 (g) 2SO3(g) 在1062 K時的平衡常數(shù)Kq= 0.955。如在該溫度下，某一容器中含有SO2、O2和SO3三種氣體，其分壓分別為30.4 kPa、 60.8 kPa和25.33 kPa，試判斷反應進行的方向。如果只將SO3的分壓減至3 kPa，反應方向有何變化。 分析 當Q Kq， Kq， 0，反應逆向自發(fā)。解：(1) 所以反應逆向進行。(2) 所以反應正向進行。例2-12. 反應PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)在523 K和1.

19、01325105 Pa下達平衡時，其分解百分率為80%，求該條件下反應的平衡常數(shù)Kp。解： 設開始時PCl5為1 mol PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)起始時物質的量/mol 1 0 0平衡時物質的量/mol 1-180% 0.8 0.8則平衡時總物質的量為1.8 mol，由平衡常數(shù)Kp表達式得：例2-13. 苯甲醇脫氫可用來生產香料苯甲醛。反應：C6H5CH2OH (g) C6H5CHO(g) + H2(g)，523 K時，(1) 假若將1.20 g苯甲醇放在 2.00 L容器中并加熱至523 K，當平衡時苯甲醛的分壓是多少？(2) 平衡時苯甲醇的分解率是多少？解： (1)

20、 M(C6H5CH2OH)=108.14C6H5CH2OH (g) C6H5CHO(g) + H2(g) 平衡時p /kPa 24.1-x x xx =18.2p(C6H5CHO)= 18.2 kPa(2) 苯甲醇的分解率 2.2 試題一. 填空題1. 用熱力學函數(shù)符號表示下列狀態(tài)的熱力學特征：在恒溫恒壓條件下，放熱反應的 小于零；標準狀態(tài)，298.15 K時，穩(wěn)定單質的 和 等于零；在0 K時，純凈完美晶體的 等于零；自發(fā)進行的反應的 小于零。2. 高溫下能自發(fā)進行，而低溫下非自發(fā)進行的反應，通常是H 0，S 0的反應。3. H2(g) + I2(g) 2HI(g)，= 50.3(713K)

21、，某狀態(tài)下，p(H2) = p(I2) = 5.379105 Pa，p(HI) = 62.59105 Pa，則自發(fā)進行的方向是 ，原因是 。4. 下列反應處于平衡狀態(tài)：X(g) + Y(g) 4Z(g) H = -45 kJmol-1，當同時升高溫度加入正催化劑時，正反應速度將 ，化學平衡將 。 5. 反應NO2(g) + NO(g) N2O3 (g)，H 0，故要尋找適合的催化劑將反應的活化能降低，使反應向正向進行。 ( )3. 穩(wěn)定單質在298 K時的標準摩爾生成焓和標準摩爾熵均為零。 ( )4. 可逆吸熱反應的平衡常數(shù)隨溫度升高而增大；可逆放熱反應的平衡常數(shù)隨溫度升高而減小。 ( )5.

22、 只要溫度不變，可逆反應反應物的平衡轉化率也不變。 ( )6. C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)是熵增反應。 ( )7. 反應Fe2O3(s) + 3CO(g) = 2Fe(s) + 3CO2(g)，(298K) = 15.2 Jmol-1K-1，則(500K) 15.2 Jmol-1K-1。 ( )8. 催化劑能改變反應歷程，降低反應的活化能，但不能改變反應的。( )三. 選擇題1. 已知某反應的 0 (C) 0 (D) -1 2. 已知：H2(g) + S(s) H2S(g) S(s) + O2(g) SO2(g) 則反應 H2(g) + SO2(g) O2(g) + H2S

23、(g) 的標準平衡常數(shù)是( )。 (A) + (B) - (C) (D) /3. 某溫度時，反應 H2(g) + Br2(g) = 2HBr(g) 的Kq= 410-2，則反應HBr(g) =H2(g) +Br2(g) 的Kq等于( )。(A) (B) (C) 410-2 (D) 4. 一個氣相反應mA(g) + nB(g) qC(g)，達到平衡時( )。(A) = 0 (B) Qp= 1 (C) Qp= Kq (D) 反應物分壓和等于產物分壓和 5. 將固體NH4NO3溶于水中，溶液變冷，則該過程的G 、H、S的符號依次是( )。(A) + - - (B) + + - (C) - + - (

24、D) - + + 6. 在100K時，反應A(g) + B(g) C(g) +D(g) 在密閉容器中達到平衡，若此時在該平衡體系中引入稀有氣體，則平衡將( )。(A) 正向移動 (B) 逆向移動 (C) 不發(fā)生移動 (D) 不能確定 7. 已知反應C(s) +H2O(g) =CO (g)+H2(g)，DrHq =131 kJmol-1，為增大水煤氣的產率，需采取( )。(A) 增大壓力 (B) 升高溫度 (C) 降低溫度 (D) 使用催化劑8. 在密閉容器中，盛有NO2氣體，在等溫下建立下列平衡2NO2 (紅棕色) N2O4 (無色)， DrHq 0，DrGq 0 (B) DrHq 0(C)

25、DrHq 0，DrGq 0 (D) DrHq 0，DrGq 011. 反應 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 在853K達到平衡時的氣體分壓：SO2為22.4 kPa，O2為33.0 kPa，SO3為46.0 kPa，則此溫度下上述反應的平衡常數(shù)的數(shù)值為（ ）。(A) 0.0622 (B) 0.128 (C) 7.81 (D) 12.9 12. 某反應的標準摩爾Gibbs自由能變化在773 K時為1.00 kJmol-1，在此溫度下反應的平衡常數(shù)是( )。 (A) 1.27 (B) 1.17 (C) 1.00 (D) 0.85613. 下列說法中正確的是( )。 (A) 熵總是隨

26、著物質聚集狀態(tài)的變化而增大。 (B) 熵總是隨著溫度的升高而減小。 (C) 熵與溫度無關。 (D) 0K標準狀態(tài)時，任何完整晶態(tài)物質的熵值都為0。四. 計算題1. 反應PCl5(g) + PCl3(g) Cl2(g)在298K時的熱力學數(shù)據如表所列：PCl5PCl3Cl2/ kJmol-1-374.9-287.00/Jmol-1K-1364.6311.78223.1試通過計算說明：反應在標準狀態(tài)時能否自發(fā)進行？標準狀態(tài)下，反應自發(fā)進行的溫度是多少？標準狀態(tài)下，600K時，反應的=？2. 已知反應及熱力學數(shù)據如下： Ca(OH)2(s) + CO2(g) = CaCO3(s) + H2O(l)C

27、a(OH)2(s)CO2(g)CaCO3(s)H2O(l)/ kJmol-1-898.5-394.4-1128.8-237.1/ kJmol-1986.1-393.5-1206.9-285.8試通過計算說明：標準狀態(tài)，298 K時，反應的=？當溫度升高到353 K時，的變化率為多少？該變化率說明什么？3. 在250 時，將0.70 mol的PCl5置于2.0 dm3的密閉容器內使其達平衡，經測定PCl5的物質的量為0.20 mol。(1) 求該反應PCl5(g) + PCl3(g) Cl2(g) 在250 達平衡時的Kc及PCl5的百分轉化率。(2) 在溫度不變的條件下，在上述平衡體系中再加入

28、0.20 mol的PCl5，使其重新達平衡，求各物質的平衡濃度及PCl5的百分轉化率。4. 在497 時，101.325 kPa下，某一容器中2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)建立平衡，有56%的NO2離解為NO和O2。(1) 求，(2) 若要使離解度增加到80%，平衡時的壓力為多少？五. 綜合分析題1. 根據熱力學計算吉布斯函數(shù)變?yōu)樨撝档姆磻?，在該條件下，卻觀察不到明顯的反應，為什么？(用碰撞理論說明)。2. 溫度對反應：mA + nB pC，DH ，。3. 逆向進行，Q=135.4 =50.3或rG0。4. 加快，向左移動。 5. 向右，不，向左，向左。6. 基本不變，基本不變，

29、增大，減小，增大，增大。 7. 25%。二. 判斷題1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 三. 選擇題1. B 2. D 3. B 4. C 5. D 6. C 7. B 8. A 9. B 10. A 11. D 12. D 13. D 四. 計算題(略)1. (298K)=37.2 kJmol-1 0，不能自發(fā)進行； T516K；17.38。2. 6.1721012 平衡常數(shù)的變化率為1056數(shù)量級，說明溫度升高平衡常數(shù)顯著增大，平衡向右移動。3. (1) Kc=0.625，Kp=26.8，PCl5的百分轉化率a1=71.4%。(2) c(PCl3)= c(Cl2)= 0.30

30、moldm-3，c(PCl5)= 0.15 moldm-3，PCl5的百分轉化率為a2=66.67%。4. (1) =0.354；(2) p=7.85 kPa。五. 綜合分析題1. 答：熱力學計算只是用始態(tài)與終態(tài)自由能之差進行判斷反應能否自發(fā)進行。而實際反應卻需要一個活化能,活化能越大，活化分子數(shù)越少，難于發(fā)生有效碰撞，而觀察不到有明顯的反應發(fā)生。2. 答：升高溫度，可以加快正逆反應的反應速度，平衡將逆向移動。因升高溫度使速度常數(shù)增大，反應速度則加快。(或從活化分子百分數(shù)增大，有效碰撞增多，微觀角度說明)。依據勒夏特列原理，升高溫度，平衡向吸熱方向移動。給出反應，逆向吸熱，正向放熱，所以平衡將

31、逆向移動。 3. 答：因為催化劑能起到改變反應歷程，從而改變反應活化能的作用，所以能影響反應速度，但由于催化劑同時改變正、逆反應的活化能，同等速度的影響正、逆反應速度，而不改變反應的始態(tài)和終態(tài)，所以不影響化學平衡。 4. 答：平衡發(fā)生移動，標準平衡常數(shù)不一定改變。若溫度保持不變，反應物濃度或分壓等其它條件改變而引起的平衡的移動，此時標準平衡常數(shù)不變；但由于溫度改變引起平衡移動，此時標準平衡常數(shù)改變。第3章 電解質溶液3.1典型試題及解析例3-1. 若要比較一些難溶電解質溶解度的大小，是否可以根據難溶電解質溶度積大小直接比較，即：溶度積較大的，溶解度應較大；溶度積較小的，溶解度也較小，為什么？

32、答: 同一類型的難溶電解質可以根據難溶電解質溶度積大小直接比較，否則不能。因為存在著化學計量數(shù)的方次問題。例3-2. 寫出下列各種物質的共軛酸。 HS- H2O S2- Al(OH)(H2O)52+解： H2S H3O+ HS- Al(H2O)63+例3-3. 寫出下列各種物質的共軛堿。 H3PO4 HAc HS- HNO3 HClO Al(H2O)63+解： Ac- S2- ClO- Zn(OH)(H2O)5+例3-4. 要使沉淀溶解，可采用哪些措施？舉例說明。 答: 措施主要有加酸、加堿、加配合劑(形成配合物)、加氧化劑。例如： Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O

33、Al(OH)3 +NaOH = NaAl(OH)4 AgCl + 2NH3 = Ag(NH3)2Cl3CuS + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O+ 3S例3-5. 計算下列各溶液的pH值：(1) 20 cm3 0.10 moldm-3 HCl和20 cm3 0.10 moldm-3 NH3H2O溶液混合；(2) 20 cm3 0.10 moldm-3 HCl和20 cm3 0.20 moldm-3 NH3H2O溶液混合；(3) 20 cm3 0.10 moldm-3 NaOH和20 cm3 0.20 moldm-3 NH4Cl溶液混合；(4) 20 cm3 0.20

34、 moldm-3 HAc和20 cm3 0.10 moldm-3 NaOH溶液混合；(5) 20 cm3 0.10 moldm-3 HCl和20 cm3 0.20 moldm-3 NaAc溶液混合；(6) 20 cm3 0.10 moldm-3 NaOH和20 cm3 0.10 moldm-3 NH4Cl溶液混合。解：(1) HCl為強酸，NH3為弱堿，兩者量皆為0.1020 = 2 mmol，故能完全反應，生成NH4Cl。 設平衡時，c(H+) = x moldm-3 + H2O NH3H2O+ H+，平衡濃度/moldm-3 0.050- x x x又 所以解得x = 5.310-6 mo

35、ldm-3pH = -lgc(H+) = -lg(5.310-6) = 5.28(2) HCl物質的量0.1020 = 2 mmol 強酸，NH3H2O物質的量0.2020 = 4 mmol 強堿，兩者溶液混合后，部分中和，得一緩沖溶液：NH3H2O的解離平衡為：NH3H2O +OH-，pH= 14-pOH (3) NaOH為強堿，其物質的量為0.1020 = 2 mmol，NH4Cl為弱堿強酸鹽，其物質的量為0.2020 = 4 mmol， 兩溶液混合后：+OH- NH3H2O 反應后，生成NH3H2O的濃度為： 剩余的濃度為： 即c(NH3H2O) = c()，得到一緩沖溶液，由(2)中計

36、算知pH = 9.26 (4) 混合后，HAc部分可被NaOH中和，剩余HAc的濃度為： 生成的NaAc濃度： 故混合后變成了一緩沖溶液： HAc Ac- + H+平衡濃度/ moldm-3 0.050- x 0.050+x x (5) NaAc的量大于HCl的量，混合后，生成HAc的濃度為： 剩余NaAc的濃度為： 根據(4)小題計算知pH = 4.74(6) NaOH的量等于NH4Cl的量，兩溶液混合后完全發(fā)生中和反應，生成NH3H2O的濃度為：所以 pH = 14 -pOH = 14+lg(9.4910-4) = 10.98例3-6. 判斷下列反應的方向(用箭頭表示，未注明者為標準條件)

37、，并通過計算說明理由。 (1) BaSO4(s)+ (0.1 moldm-3)( ) BaCO3(s) + (0.01 moldm-3)已知：(BaSO4)= 1.110-10，(BaCO3)=5.110-9(2) Mg(OH)2(s)+2( )Mg2+ (0.01 moldm-3) + 2NH3H2O(0.1 moldm-3)已知：(NH3H2O) = 1.810-5，(Mg(OH)2) = 1.810-11解：(1) BaSO4(s) Ba2+，(BaSO4)， BaCO3(s) Ba2+，(BaCO3)， 反應式即BaSO4 (s) + BaCO3(s) +，所以反應向左進行。(2) M

38、g(OH)2(s) Mg2+2OH-，(Mg(OH)2)，2NH3H2O 2+2OH-，(NH3H2O)，反應式即Mg(OH)2(s)+2Mg2+ + 2NH3H2O，所以反應向右進行。例3-7. 在含有Mn2+、Pb2+各0.010 moldm-3溶液中通入H2S達飽和(H2S濃度為0.10 moldm-3)，問溶液的c(H+)應控制在何值時，可使Mn2+與Pb2+分離？已知：(MnS) = 1.410-15，(PbS) = 3.410-28，(H2S) = 1.110-7， (H2S) = 1.010-14。解： Pb2+完全沉淀時(即c(Pb2+)1.010-5 moldm-3)，溶液中

39、c(S2-)至少要達到： 此時c(H+)為： 即c(H+)1.8 moldm-3時PbS沉淀完全。 Mn2+不形成MnS沉淀時溶液中最大的c(S2-)為： 此時c(H+)為： 把c(H+)控制在1.8 moldm-32.810-5 moldm-3之間或pH控制在小于4.55，通H2S達飽和，就可分離Pb2+和Mn2+。例3-8. 一溶液含有Fe2+ 和Fe3+，它們的濃度都是0.050 moldm-3，如果要求Fe3+離子沉淀完全而Fe2+離子不生成沉淀，須控制pH值為多少？已知：解： pHmin = 14-pOH = 14-lg(6.510-12) = 2.81pH = 2.81，這是Fe3

40、+離子沉淀完全時的最低pH。若使Fe2+不沉淀，溶液的pH值不能高于Fe2+開始沉淀時的pH。即pHmax = 14-lg(3.110-8) = 6.49所以若要分離Fe2+和Fe3+，溶液的pH須控制在2.816.49之間。例3-9. 將50 cm3含0.95 g MgCl2的溶液與等體積的1.80 moldm-3氨水混合，問在所得的溶液中應加入多少克固體NH4Cl才可防止Mg(OH)2沉淀生成？已知：(NH3H2O) = 1.810-5，Mg(OH)2的= 5.6110-12解： Mg(OH)2的解離平衡為：Mg(OH)2(s) Mg2+(aq)+2OH-(aq)，MgCl2的摩爾質量為9

41、5.21gmol-1，混合后總體積為100 cm3，則要使Mg(OH)2沉淀生成，所需的c(OH-)為：NH3H2O的解離平衡為：NH3H2O +OH-，為防止Mg(OH)2沉淀生成應加入固體NH4Cl的質量為：M = 2.20.10053.49 =11.8 g例3-10. Ag2CrO4分別用Na2SO4和NaCl溶液處理，是否會出現(xiàn)沉淀轉化現(xiàn)象，為什么？ 分析 沉淀轉化是有條件的，一般來說，由一種難溶電解質轉化為另一種更難溶電解質是比較容易的，反之則比較困難，甚至不可能轉化。轉化的可能程度可以用反應平衡常數(shù)的數(shù)值來衡量。常利用轉化平衡式和難溶電解質的溶度積常數(shù)來計算它的平衡常數(shù)。解：(1)沉淀轉化反應為：Ag2CrO4(s) + Ag2SO4(s) + 沉淀轉化反應Kq很小，反應向右趨勢很小，故Ag2CrO4不能轉化為Ag2SO4。(2)沉淀轉化反應為：Ag2CrO4(s) + 2Cl- 2AgCl(s) + 沉淀轉化反應Kq很大，反應向右趨勢相應較大，故Ag2CrO4能轉化為AgCl。3.2 試題一. 填空題1. 根據酸堿質子理論，下列分子或離子中：H2O、OH-、HS-、HCl、NH3、S2-，為酸的是 ，