化学认知期中考试卷上卷

1、 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p（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) ，I

2、2 (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)

3、(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

4、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。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

5、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） H0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 )X(g)+Y(g) =Z(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

6、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K = 50，在同温下，反应2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 的K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

7、C，其速率方程式v=kc(A)c(B)2。（ V ）例2、反应2A+2BC，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+BC，其速率方程式v=kc(A)3/2c(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

8、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 = -lgH+一元弱酸（碱）溶液pH值近似计算当解离度c/Ki500电离度与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

9、 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、#215;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

11、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

12、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)cKa10-8 (B) c/Ka105 (C) cKa10-7 (D) cKa10-8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) 109 (B) 107 (C) 108 (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 (

13、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

14、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（0.225

15、0mol·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 周数 讲课 实验 其它 采用教材 考核方法 16 32 周学时 课时 实习 课时 复习考试 课时 总课时 32 化工工艺学 考察 2 课时 课时 课时 制定时间：2006 年 11 月 14 日 教务处教学科印制 月 份 周 次 (1) 讲 （2） 课 讲授的重点、难点、 新知识点等内容 （3） （ 教 学 大 纲 章 节 题 目 ） 第一周 1 绪论； 2 化学工艺的共性知识 无 第二周 §3.1 热裂解过程的化学反应 热裂解反

16、应机理 第三周 §3.2 烃类热裂解的工艺参数； §3.3 管式炉裂解 §3.4 裂解气的净化 热裂解工艺参数优化 第四周 §4.1 芳烃转化 §4.2 C8 芳烃分离 芳烃的分离方法 第五周 §5.1 概述； §5.2 由天燃气制合成气（一） 合成气的制备与提纯 第六周 §5.2 由天燃气制合成气（二）； 无 第七周 §5.3 由煤、渣油制合成气 §6.1 加氢、脱氢一般规律 加氢、脱氢规律 第八周 §6.2 合成氨工艺 合成氨流程 第九周 §6.3 甲醇工艺 §

17、6.4 苯乙烯工艺 §7.1 概述 §7.2 环氧乙烷工艺 甲醇、苯乙烯工艺流程 第十周 环氧乙烷工艺流程 第十一周 §7.3 丙烯腈工艺 丙烯腈工艺流程 第十二周 §8.1 羰化反应概述 §8.2 甲醇羰化合成醋酸工艺 §8.3 丙烯羰化合成（丁）醇 §8.4 羰化反应技术发展 无 第十三周 羰化反应机理 第十四周 §9.1 氯碱工艺 无 第十五周 §9.2 氯乙烯工艺 无 第十六周 总复习、答疑 辅导内容及训练内容 (4) 自学及自学指导内容 (5) 后 (6) 记 月 份 周 次 (1) 讲 （2）

18、 课 讲授的重点、难点、 新知识点等内容 （3） （ 教 学 大 纲 章 节 题 目 ） 辅导内容及训练内容 (4) 自学及自学指导内容 (5) 后 (6) 记 本 日 历 完 成 情 （7） 况 承 担 的 教 学 工 作 量 总 计 （8） 从 事 的 科 研 、 编 写 教 材 、实 验 室 建 设 工 作 （9） 其它（进修、外出 兼课、讲学、病休 等 情 况） （10） 教研室检查 鉴 定 意 见 （11） 系（院）检查 鉴 定 意 见 （12） 备 注 附注： 1、本日历一式两份，一份存系（院）办公室，一份由讲授者保存。 2、复习，指复习资料、笔记等，可不填内容；阅读主要参考书填写

19、书目。 3、任课教师填（2）（3）（4）（5）（6）栏；辅导教师填（5）（6）栏。 、 、 、 、 、 4、本表（7）（12）栏，于学期结束前由教研室、系、填写，并上报教务处教学科。1高中化学必修2知识点归纳总结第一章 物质结构 元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核 注意：中子（N个） 质量数(A)质子数(Z)中子数(N)1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）熟背前20号元素，熟悉120号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：电子总

20、是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是2n2；最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数原子的电子层数）把最外层电子数相同的

21、元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。主族序数原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：AA共7个主族族 副族：BB、BB，共7个副族（18个纵行） 第族：三个纵行，位于B和B之间（16个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性

22、变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar (1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加 (2)原子半径原子半径依次减小 (3)主要化合价12344536271 (4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加 (5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢 (6)氢化物的化学式SiH4PH3H2SHCl (7)与H2化合的难易由难到易 (8)氢化物的稳定性稳定性增强 (9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2

23、O7 (10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 (11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸 (12)变化规律碱性减弱，酸性增强 第A族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第A族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；氢氧化物碱性强（弱）；相互置换反应（强制弱）FeCuSO4FeSO4Cu。（2）非金属性强（弱）单质与氢气易（难）反应；生成的氢化

24、物稳定（不稳定）；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；相互置换反应（强制弱）2NaBrCl22NaClBr2。（）同周期比较： 金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4 （）同主族比较： 金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI （） 金属性：LiNaK

25、RbCs还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：LiNaKRbCs非金属性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2还原性：FClBrI酸性(无氧酸)：HFHClHBrHI 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。四、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。1.离子键与共价键的比较 键型离子键共价键 概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构 成键粒子阴、阳离子原子 成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元