化学认知期中考试卷上卷

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p9(101325Pa)压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、ImolxL-l

浓度的溶液。

2、理解时，最稳定单质是指：

C(石墨),C12(g),Br2⑴，12⑸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^=-770.8kJmol-l,则NaCl(s)的标准摩尔生

成焰是-770.8kJ-mol-l。(x)

解：标准摩尔反应焰定义：由最稳定单质生成Imol化合物的焰变。本题中Na+(g)+Cl-(g)不

是最稳定单质。

例2、反应Na2O(s)+12(g)->2NaI(s)+02(g)的为(C)

(A)2(Nai,s)-(Na20,s)

(B)(Nai,s)-(Na20,s)-(12,g)

(C)2(Nai,s)-(Na20,s)-(12,g)

(D)(Nai,s)-(Na20,s)

例3、已知

Zn(s)+02(g)=ZnO(s)1=-351.5kJ?mol-l(1)

Hg(l)+02(g)=HgO(s)2=-90.8kJ?mol-l(2)

Zn(s)+HgO(s)=ZnO(s)+Hg(l)(3)

的3为=-260.7kJ?mol-l

解：V(3)=(1)-(2)

.♦.3=1-2

=-351.5+90.8

=-260.7kJ?mol-l

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a。

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。（x）

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302(g)-203(g)△HO〉。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)=45kJmol-l

(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)+023=2c02(g),=-569kJmol-l,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02的浓度

例6、500K时，反应S02(g)+02(g)=S03(g)的KO=50,在同温下，反应2SO3(g)=2SO2(g)

+02(g)的KG必等于(D)

(A)100(B)2f10-2

(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+2BlC,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)l(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)l,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，共辗酸碱对、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

水的质子自通常数

酸的离解常数

碱的离解常数

共辗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a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，HC03-是酸。(x)

例2、按酸碱质子理论，m2皿04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，其共舸酸是HS04-,HPO42-是两性，它

的共扼酸是H2PO4-,共辗碱是PO43-o

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。(x)

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=1.75x10-5,KbNH3H2O=1.8xl0-5)

(A)HCl+NaOH(B)HAc+H2O

(C)HAc+NaAc(D)NH3-H2O+NH4CI

例9、影响NH3-H2O-NH4cl缓冲系统pH值的主要因素是(B)

(A)NH3H2O的浓度

(B)NH3H2O-NH4C1的浓度比和NH3H2O的标准离解常数

(ONH4C1的浓度

(D)NH3H2O的解离度

例10、用HAc(K=1.75x10-5)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H、浓度为0.010molL-l的一元弱碱(Kb=l.OxlO-8)溶液的pH=(C)

(A)8.70(B)8.85(C)9.00(D)IO.5O

例12、在氨水中加入NH4C1,使NH3H2O的解离度变—小—，pH值一变小」如果在氨

水中加入NaOH,则会使NH3H20的解离度变—变小pH值变—变大

例13、已知K(NH3-H20)=1.8xlO-5,50mL0.20mol-L-lNH3-H20与50mLO.lOmolLINH4cl

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：

*滴定终点判断一指示剂法：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±l(B)pKail

(C)lgKa±l(D)pKa±10

例4、强碱滴定弱酸的化学计量点为中性。(x)

例5、下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是(A)

(A)0.1mol-L-lHF(pKa=3.18)

(B)0.1molL-lHCN(pKa=9.21)

(C)0.1molL-lNaAc[pKa(HAc)=4.74]

(D)0.1mol-L-lNH4Cl[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Na2c03,滴定所消耗的盐

酸体积25.00ml,求盐酸溶液(HC1)的准确浓度。(MNa2CO3=106g/mol)。

Na2CO3+2HC1=NaCl+CO2+H2O

例9、滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液(0.3030molL-l)38.00mL,并又用了HC1

液(0.2250mol-L-l)4.00mL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

+HC1

周数讲课

实验其它采用教材考核方法

1632

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

热裂解反应机理

第三周

§3.2煌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芳煌转化§4.2C8芳嫌分离

芳煌的分离方法

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§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“青工艺

丙烯月青工艺流程

第十二周

§8.1皴化反应概述§8.2甲醇默化合成醋酸工艺§8.3丙烯跋化合成（丁）醇§8.4

皴化反应技术发展

无

第十三周

毁化反应机理

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⑹

记

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）

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（AX）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1〜20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa

2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多

容纳的电子数是2n2；③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：KLMNOPQ

3.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：

①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②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）

③把最外层电子数相同的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12种元素

短周期第二周期28种元素

周期第三周期38种元素

元。个横行）第四周期418种元素

素（7个周期）第五周期518种元素

周长周期第六周期632种元素

期第七周期7未填满（已有26种元素）

表主族：IA〜VIIA共7个主族

族副族：IHB〜V1IB、IB~IIB,共7个副族

（18个纵行）第VIII族：三个纵行，位于V1IB和IB之间

（16个族）零族：稀有气体

三、元素周期律

I.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llNa12Mg13Al14Si15P16S17C118Ar

（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+1+2+3+4

-4+5

-3+6

-2+7

一1一

（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——SiH4PH3H2SHC1—

（7）与H2化合的难易——由难到易

（8）氨化物的稳定性一一稳定性增强一

（9）最高价氧化物的化学式Na20MgOA12O3SiO2P2O5SO3C12O7

（10）化学式NaOHMg（OH）2Al（OH）3H2S1O3H3PO4H2SO4HC1O4

（11）酸碱性强碱中强碱两性氢

氧化物弱酸中强

酸强酸很强

的酸一

（12）变化规律碱性减弱，酸性增强一

第IA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表

左下方）

第VIIA族卤族元素：FClBrIAt（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）一一①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）;

③相互置换反应（强制弱）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu«

（2）非金属性强（弱）一一①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；

③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）：④相互置换反应（强制弱）2NaBr+CI2

=2NaCl+Br2o

（I）同周期比较：

金属性：Na>Mg>Al

与酸或水反应：从易一难

碱性：NaOH>Mg（OH）2>A1（OH）3

非金属性：Si<P<S<Cl

单质与氢气反应：从难一易

氢化物稳定性：SiH4<PH3<H2S<HCl

酸性（含氧酸）：H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HC1O4

（II）同主族比较：

金属性：Li<Na<K<Rb<Cs（碱金属元素）

与酸或水反应：从难一易

碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH非金属性：F>Cl>Br>I（卤族元素）

单质与氢气反应：从易一难

氢化物稳定：HF>HCl>HBr>HI

（III）

金属性：Li<Na<K<Rb<Cs

还原性（失电子能力）：Li<Na<K<Rb<Cs

氧化性（得电子能力）：Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+非金属性：F>Cl>Br>I

氧化性：F2>CI2>Br2>I2

还原性：F-<Cl-<Br-<I-

酸性（无氧酸）：HF<HCl<HBr<HI

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