大学无机化学期末复习试题汇编

大学无机化学期末复习试题汇编引言无机化学是化学、化工、材料、生物等专业的核心基础课程，其内容涵盖化学热力学、反应动力学、原子与分子结构、配位化学、氧化还原电化学及元素化学等六大模块。期末考核重点在于基本概念的辨析、理论的应用及计算能力。本汇编依据《无机化学教学大纲》（高等教育出版社，2021版），选取各章节核心知识点，设计选择题、填空题、简答题、计算题四类题型，附详细解析，旨在帮助学生系统梳理知识、查漏补缺，提升应试能力。第一章化学热力学基础核心知识点：热力学基本概念（系统与环境、状态函数）、焓变（ΔH）、熵变（ΔS）、吉布斯自由能变（ΔG）、盖斯定律、反应自发性判断。1.1选择题1.下列属于状态函数的是（）A.反应速率（v）B.热量（Q）C.焓（H）D.功（W）2.已知反应\(2H_2(g)+O_2(g)=2H_2O(l)\)的ΔH=-571.6kJ·mol⁻¹，该反应的ΔH表示（）A.每生成1molH₂O(l)放热571.6kJB.每消耗1molO₂(g)放热571.6kJC.每消耗2molH₂(g)放热571.6kJD.反应的活化能为571.6kJ·mol⁻¹3.下列反应中，ΔS>0的是（）A.\(N_2(g)+3H_2(g)=2NH_3(g)\)B.\(2SO_2(g)+O_2(g)=2SO_3(g)\)C.\(CaCO_3(s)=CaO(s)+CO_2(g)\)D.\(H_2O(l)=H_2O(s)\)1.2填空题1.热力学中，系统与环境之间的能量交换形式为______和______；其中，系统向环境放热时，Q______0（填“>”“<”或“=”）。2.反应自发性的判据是______（用ΔG表示），当ΔG______0时，反应能自发进行。3.盖斯定律的本质是______，其应用可通过已知反应的ΔH计算未知反应的ΔH。1.3简答题1.简述ΔH、ΔS、ΔG与反应自发性的关系（用“高温自发”“低温自发”“任意温度自发”“任意温度非自发”描述）。2.为什么ΔH<0、ΔS>0的反应在任意温度下都能自发进行？1.4计算题1.已知298K时：\(C(s)+O_2(g)=CO_2(g)\)ΔH₁=-393.5kJ·mol⁻¹\(CO(g)+1/2O_2(g)=CO_2(g)\)ΔH₂=-283.0kJ·mol⁻¹求反应\(C(s)+1/2O_2(g)=CO(g)\)的ΔH。2.计算反应\(2NO(g)+O_2(g)=2NO_2(g)\)在298K时的ΔG°（已知ΔH°=-114.1kJ·mol⁻¹，ΔS°=-146.5J·mol⁻¹·K⁻¹），并判断反应自发性。1.5答案解析1.1选择题1.C（状态函数仅与系统状态有关，与路径无关；Q、W、v均为过程函数）。2.C（ΔH表示反应进度为1mol时的热量变化，即消耗2molH₂、1molO₂生成2molH₂O时放热571.6kJ）。3.C（固体分解为气体，混乱度增加，ΔS>0；A、B气体分子数减少，ΔS<0；D液态变固态，ΔS<0）。1.2填空题1.热（Q）；功（W）；<（系统放热，Q为负）。2.ΔG=ΔH-TΔS；<（ΔG<0时反应自发）。3.焓变仅与始态、终态有关，与路径无关。1.3简答题1.ΔH<0、ΔS>0：任意温度自发；ΔH<0、ΔS<0：低温自发；ΔH>0、ΔS>0：高温自发；ΔH>0、ΔS<0：任意温度非自发。2.ΔG=ΔH-TΔS，ΔH<0、ΔS>0时，ΔG恒小于0，故任意温度均自发。1.4计算题1.由盖斯定律，目标反应=反应1-反应2，故ΔH=ΔH₁-ΔH₂=-393.5-(-283.0)=-110.5kJ·mol⁻¹。2.ΔG°=ΔH°-TΔS°=-114.1kJ·mol⁻¹-298K×(-0.1465kJ·mol⁻¹·K⁻¹)=-114.1+43.6=-70.5kJ·mol⁻¹<0，反应自发。第二章化学反应速率与化学平衡核心知识点：反应速率定义、速率方程、活化能（Eₐ）、化学平衡常数（K）、勒夏特列原理。2.1选择题1.对于反应\(aA+bB=cC\)，其速率方程为\(v=kc^m(A)c^n(B)\)，其中m、n（）A.等于a、bB.由实验确定C.大于a、bD.小于a、b2.升高温度，反应速率加快的主要原因是（）A.降低了活化能B.增加了活化分子数C.增加了分子碰撞频率D.改变了反应路径3.对于可逆反应\(N_2(g)+3H_2(g)⇌2NH_3(g)\)ΔH<0，若增大压强，平衡（）A.向正反应方向移动B.向逆反应方向移动C.不移动D.无法判断2.2填空题1.反应速率常数k的单位取决于______；对于一级反应，k的单位是______。2.催化剂能加快反应速率，是因为______了反应的活化能，增加了______的比例。3.勒夏特列原理指出：当系统平衡受到外界因素（浓度、压强、温度）影响时，平衡将向______该因素的方向移动。2.3简答题1.简述速率方程与平衡常数表达式的区别（从“是否涉及可逆反应”“浓度项的指数来源”“温度的影响”三方面回答）。2.为什么对于放热反应，升高温度会使平衡常数K减小？2.4计算题1.某一级反应\(A→B\)的速率常数k=0.0693min⁻¹，求：（1）A的半衰期（t₁/₂）；（2）若初始浓度c₀(A)=0.1mol·L⁻¹，10min后A的浓度c(A)。2.已知反应\(CO(g)+H_2O(g)⇌CO_2(g)+H_2(g)\)在700K时K=0.5。若初始浓度c(CO)=0.2mol·L⁻¹，c(H₂O)=0.3mol·L⁻¹，c(CO₂)=c(H₂)=0，求平衡时各物质的浓度。2.5答案解析2.1选择题1.B（速率方程的级数由实验确定，与化学计量数无关）。2.B（升高温度使更多分子获得足够能量成为活化分子，活化分子数增加，反应速率加快；A是催化剂的作用；C是次要原因）。3.A（增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动，正反应气体分子数从4→2，故向正方向移动）。2.2填空题1.反应级数；min⁻¹（一级反应k的单位为时间⁻¹）。2.降低；活化分子（催化剂通过降低Eₐ，使更多分子达到活化能）。3.减弱（抵消外界因素的影响）。2.3简答题1.①速率方程适用于所有反应（可逆/不可逆），平衡常数仅适用于可逆反应；②速率方程中浓度项的指数是反应级数（实验确定），平衡常数中浓度项的指数是化学计量数（理论确定）；③温度升高，速率常数k一定增大（阿伦尼乌斯方程），平衡常数K可能增大（吸热反应）或减小（放热反应）。2.放热反应的ΔH<0，由范特霍夫方程\(ln(K_2/K_1)=-ΔH/R(1/T_2-1/T_1)\)，当T₂>T₁时，右边为负，故K₂<K₁，即升高温度K减小。2.4计算题1.（1）一级反应半衰期\(t_{1/2}=ln2/k=0.693/0.0693=10\)min；（2）一级反应浓度公式\(ln(c_0/c)=kt\)，代入得\(ln(0.1/c)=0.0693×10=0.693\)，故c=0.1/2=0.05mol·L⁻¹。2.设平衡时CO₂、H₂的浓度为xmol·L⁻¹，则CO、H₂O的浓度为(0.2-x)、(0.3-x)mol·L⁻¹。\(K=[CO_2][H_2]/[CO][H_2O]=x²/[(0.2-x)(0.3-x)]=0.5\)解得x=0.084mol·L⁻¹（舍去不合理的大值），故平衡时：[CO]=0.116mol·L⁻¹，[H₂O]=0.216mol·L⁻¹，[CO₂]=[H₂]=0.084mol·L⁻¹。第二章原子结构与元素周期律核心知识点：量子数（n、l、m、mₛ）、原子轨道（s、p、d）、电子排布式、元素周期表（周期、族、区）、元素性质（原子半径、电离能、电负性）的周期性变化。2.1选择题1.下列量子数组合中，合理的是（）A.n=2,l=2,m=0,mₛ=+1/2B.n=3,l=1,m=-1,mₛ=-1/2C.n=1,l=1,m=0,mₛ=+1/2D.n=4,l=3,m=4,mₛ=-1/22.基态原子中，电子排布为\(1s^22s^22p^63s^23p^64s^1\)的元素属于（）A.s区B.p区C.d区D.ds区3.下列元素中，原子半径最大的是（）A.NaB.MgC.AlD.Si2.2填空题1.量子数n=3时，l的可能取值为______，对应的原子轨道符号为______。2.基态Fe原子（Z=26）的电子排布式为______，其价电子构型为______。3.元素周期表中，同一周期从左到右，原子半径逐渐______，电离能逐渐______（填“增大”或“减小”）。2.3简答题1.简述泡利不相容原理、洪特规则的内容。2.为什么第三周期元素的电离能顺序为：Na<Mg>Al<Si<P>S<Cl？（解释Mg>Al、P>S的原因）2.4计算题1.计算基态H原子中，电子在n=2轨道上的能量（已知Eₙ=-13.6eV/n²）。2.比较F、Cl、Br、I的电负性大小，并说明原因。2.5答案解析2.1选择题1.B（l的取值范围为0~n-1，m的取值范围为-l~+l；A中l=2>n-1=1，不合理；C中l=1>n-1=0，不合理；D中m=4>l=3，不合理）。2.A（最后一个电子填入s轨道，属于s区；s区包括ⅠA、ⅡA族）。3.A（同一周期，核电荷数增大，原子半径逐渐减小；Na核电荷数最小，半径最大）。2.2填空题1.0、1、2；3s、3p、3d（n=3时，l=0→3s，l=1→3p，l=2→3d）。2.\(1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2\)；\(3d^64s^2\)（Fe为第Ⅷ族元素，价电子包括3d和4s电子）。3.减小；增大（同一周期，核电荷数增大，对电子的吸引力增强，半径减小；电离能总体增大，但有例外如Mg>Al、P>S）。2.3简答题1.泡利不相容原理：同一原子中，不可能有两个电子的四个量子数完全相同（即每个轨道最多容纳2个电子，且自旋相反）；洪特规则：电子在等价轨道（同一亚层）上排布时，尽可能分占不同轨道，且自旋平行（如p³电子排布为pₓ¹pᵧ¹pz¹，而非pₓ²pᵧ¹）。2.Mg的价电子构型为3s²（全满稳定），Al为3s²3p¹（p轨道半满前不稳定），故Mg的电离能大于Al；P的价电子构型为3p³（半满稳定），S为3p⁴（p轨道半满后不稳定），故P的电离能大于S。2.4计算题1.E₂=-13.6eV/2²=-3.4eV（H原子能量仅与n有关，n越大能量越高）。2.电负性：F>Cl>Br>I（同一主族，原子半径增大，对电子的吸引力减弱，电负性减小）。第三章化学键与分子结构核心知识点：离子键（晶格能）、共价键（σ键、π键、杂化轨道）、分子间作用力（氢键、范德华力）、分子极性（极性分子、非极性分子）。3.1选择题1.下列化合物中，离子键最强的是（）A.NaClB.MgCl₂C.AlCl₃D.SiCl₄2.下列分子中，采用sp³杂化的是（）A.BeCl₂B.BF₃C.CH₄D.C₂H₂3.下列分子中，具有氢键的是（）A.HClB.H₂OC.CO₂D.CH₄3.2填空题1.离子键的本质是______；晶格能越大，离子晶体的熔点越______。2.σ键的形成方式是______重叠，π键的形成方式是______重叠；双键中包含______个σ键和______个π键。3.分子间作用力包括______、______和氢键；其中，氢键的形成条件是______（写出两点）。3.3简答题1.简述杂化轨道理论的基本要点。2.为什么CO₂是非极性分子，而H₂O是极性分子？3.4计算题1.计算NaCl的晶格能（已知：Na(s)→Na(g)ΔH₁=108kJ·mol⁻¹；Cl₂(g)→2Cl(g)ΔH₂=243kJ·mol⁻¹；Na(g)→Na⁺(g)+e⁻ΔH₃=496kJ·mol⁻¹；Cl(g)+e⁻→Cl⁻(g)ΔH₄=-349kJ·mol⁻¹；Na(s)+1/2Cl₂(g)→NaCl(s)ΔH₅=-411kJ·mol⁻¹）。2.判断下列分子的极性：（1）CH₄；（2）NH₃；（3）SO₂。3.5答案解析3.1选择题1.B（离子键强度取决于离子电荷和半径，Mg²+电荷高于Na+，半径小于Na+，故MgCl₂的晶格能大于NaCl；AlCl₃、SiCl₄为共价化合物）。2.C（CH₄中C原子采用sp³杂化，形成4个σ键；BeCl₂为sp杂化，BF₃为sp²杂化，C₂H₂为sp杂化）。3.B（H₂O中O原子与H原子形成氢键；HCl、CO₂、CH₄均无氢键）。3.2填空题1.正负离子间的静电吸引力；高（晶格能越大，离子键越强，熔点越高）。2.头碰头（沿键轴方向）；肩并肩（垂直键轴方向）；1；1（如C=C双键，1个σ键+1个π键）。3.色散力；诱导力；取向力；存在H与电负性大的原子（F、O、N）结合；电负性大的原子有孤对电子。3.3简答题1.杂化轨道理论要点：①原子在形成分子时，为了增强成键能力，将能量相近的原子轨道（如s、p）重新组合成新的轨道（杂化轨道）；②杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道数目（如sp³杂化由1个s和3个p轨道组成，形成4个杂化轨道）；③杂化轨道的形状和方向更有利于与其他原子的轨道重叠，形成稳定的共价键（如CH₄的sp³杂化轨道指向四面体顶点，与H的1s轨道重叠形成σ键）。2.CO₂的分子构型为直线型（O=C=O），键极性相互抵消，故为非极性分子；H₂O的分子构型为V型（O-H键夹角约104.5°），键极性无法抵消，故为极性分子。3.4计算题1.根据Born-Haber循环，ΔH₅=ΔH₁+ΔH₂/2+ΔH₃+ΔH₄+(-U)（U为晶格能，释放能量），故：-411=108+243/2+496+(-349)-U解得U=108+121.5+496-349+411=787.5kJ·mol⁻¹（晶格能为正值，表示形成离子晶体时释放的能量）。2.（1）CH₄：正四面体构型，键极性抵消，非极性分子；（2）NH₃：三角锥构型，键极性无法抵消，极性分子；（3）SO₂：V型构型，键极性无法抵消，极性分子。第四章配位化学核心知识点：配位化合物的组成（中心离子、配体、配位数）、命名、配位键（σ配键、反馈π键）、配位平衡（稳定常数Kf）。4.1选择题1.下列配合物中，配位数为6的是（）A.[Ag(NH₃)₂]ClB.[Cu(NH₃)₄]SO₄C.[Fe(CN)₆]³⁻D.[Zn(OH)₄]²⁻2.配合物[Co(NH₃)₅Cl]Cl₂的命名是（）A.氯化五氨合钴(Ⅲ)B.氯化五氨合氯钴(Ⅲ)C.二氯化五氨合氯钴(Ⅲ)D.五氨合氯钴(Ⅲ)chloride3.下列配体中，属于螯合剂的是（）A.NH₃B.H₂OC.en（乙二胺）D.Cl⁻4.2填空题1.配位化合物[Pt(NH₃)₂Cl₂]的中心离子是______，配体是______，配位数是______。2.稳定常数Kf越大，配位化合物越______；对于反应[Ag(NH₃)₂]⁺+2CN⁻⇌[Ag(CN)₂]⁻+2NH₃，其平衡常数K=______（用Kf表示）。3.反馈π键的形成条件是：中心离子有______轨道，配体有______轨道（如CO、CN⁻的π*轨道）。4.3简答题1.简述配位键的形成条件。2.为什么[Fe(CN)₆]³⁻的稳定性比[FeF₆]³⁻高？（从配体的场强和反馈π键角度回答）4.4计算题1.已知[Ag(NH₃)₂]⁺的Kf=1.7×10⁷，计算0.1mol·L⁻¹[Ag(NH₃)₂]Cl溶液中Ag⁺的浓度（忽略NH₃的水解）。2.向100mL0.1mol·L⁻¹CuSO₄溶液中加入100mL0.5mol·L⁻¹NH₃·H₂O，计算平衡时Cu²+的浓度（已知[Cu(NH₃)₄]²⁺的Kf=2.1×10¹³）。4.5答案解析4.1选择题1.C（[Fe(CN)₆]³⁻中Fe³+的配位数为6；A配位数2，B配位数4，D配位数4）。2.C（命名规则：阴离子在前，阳离子在后；配体按“先无机后有机，先阴离子后中性分子”顺序，用“合”连接；中心离子氧化态用罗马数字表示；[Co(NH₃)₅Cl]²+为阳离子，Cl⁻为阴离子，故命名为二氯化五氨合氯钴(Ⅲ)）。3.C（螯合剂是多齿配体，能与中心离子形成环状结构；en为二齿配体，NH₃、H₂O、Cl⁻为单齿配体）。4.2填空题1.Pt²+；NH₃、Cl⁻；4（中心离子为Pt²+，配体为2个NH₃和2个Cl⁻，配位数=配体数目×齿数，单齿配体故配位数=2+2=4）。2.稳定；Kf([Ag(CN)₂]⁻)/Kf([Ag(NH₃)₂]⁺)（平衡常数等于产物稳定常数除以反应物稳定常数）。3.空的d轨道；空的π*轨道（中心离子的d轨道提供电子，配体的π*轨道接受电子，形成反馈π键，增强配位键稳定性）。4.3简答题1.配位键的形成条件：①中心离子（或原子）有空的价电子轨道（如Fe³+的3d、4s、4p轨道）；②配体有孤对电子（如NH₃的N原子有孤对电子，Cl⁻有孤对电子）。2.[Fe(CN)₆]³⁻中的配体CN⁻是强场配体（场强顺序：CN⁻>F⁻），能与Fe³+的d轨道形成强的σ配键和反馈π键（CN⁻的π*轨道接受Fe³+的d电子），故稳定性高；[FeF₆]³⁻中的F⁻是弱场配体，仅形成σ配键，稳定性低。4.4计算题1.设[Ag(NH₃)₂]Cl溶液中Ag⁺的浓度为xmol·L⁻¹，则[Ag(NH₃)₂]⁺的浓度约为0.1mol·L⁻¹（Kf很大，解离度小），NH₃的浓度约为2×0.1=0.2mol·L⁻¹（每个[Ag(NH₃)₂]⁺解离出2个NH₃）。Kf=[Ag(NH₃)₂]⁺/([Ag⁺][NH₃]²)→1.7×10⁷=0.1/(x×0.2²)→x=0.1/(1.7×10⁷×0.04)≈1.5×10⁻⁷mol·L⁻¹。2.混合后，CuSO₄的浓度为0.05mol·L⁻¹，NH₃·H₂O的浓度为0.25mol·L⁻¹。设平衡时Cu²+的浓度为ymol·L⁻¹，则[Cu(NH₃)₄]²⁺的浓度约为0.05mol·L⁻¹（Kf很大，几乎完全配位），NH₃的浓度约为0.25-4×0.05=0.05mol·L⁻¹（每个[Cu(NH₃)₄]²⁺消耗4个NH₃）。Kf=[Cu(NH₃)₄]²⁺/([Cu²+][NH₃]⁴)→2.1×10¹³=0.05/(y×0.05⁴)→y=0.05/(2.1×10¹³×0.05⁴)=0.05/(2.1×10¹³×6.25×10⁻⁶)≈3.8×10⁻¹⁰mol·L⁻¹。第五章氧化还原反应与电化学核心知识点：氧化还原反应（氧化剂、还原剂）、电极电势（φ°）、能斯特方程、电池电动势（E°）、吉布斯自由能变与电池电动势的关系（ΔG°=-nFE°）。5.1选择题1.下列反应中，氧化剂是（）\(MnO_4^-+5Fe^{2+}+8H^+=Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_2O\)A.MnO₄⁻B.Fe²+C.H+D.Mn²+2.下列电对中，φ°最大的是（）A.Fe³+/Fe²+B.Cu²+/CuC.Zn²+/ZnD.Ag+/Ag3.对于原电池(-)Zn|Zn²+(c₁)||Cu²+(c₂)|Cu(+)，下列说法正确的是（）A.Zn为正极，Cu为负极B.电子从Cu流向ZnC.正极反应为Cu²++2e⁻=CuD.负极反应为Cu-2e⁻=Cu²+5.2填空题1.氧化还原反应的本质是______；氧化剂在反应中______电子，氧化态______（填“升高”或“降低”）。2.电极电势φ°的大小反映了电对中______的强弱；φ°越大，电对中的______性越强。3.能斯特方程的表达式为______；当温度为298K时，简化为______。5.3简答题1.简述原电池的工作原理（以Zn-Cu原电池为例）。2.为什么增大氧化剂的浓度会使电对的电极电势升高？（用能斯特方程解释）5.4计算题1.计算298K时，电对Fe³+/Fe²+在[Fe³+]=0.1mol·L⁻¹、[Fe²+]=0.01mol·L⁻¹时的φ值（已知φ°(Fe³+/Fe²+)=0.771V）。2.已知298K时，φ°(Cu²+/Cu)=0.34V，φ°(Zn²+/Zn)=-0.76V，计算原电池(-)Zn|Zn²+(0.1mol·L⁻¹)||Cu²+(0.01mol·L⁻¹)|Cu(+)的电动势E，并判断反应自发性。5.5答案解析5.1选择题1.A（MnO₄⁻中的Mn氧化态从+7降低到+2，得到电子，是氧化剂；Fe²+氧化态从+2升高到+3，失去电子，是还原剂）。2.D（φ°值越大，电对的氧化型氧化性越强；φ°(Ag+/Ag)=0.80V>φ°(Fe³+/Fe²+)=0.771V>φ°(Cu²+/Cu)=0.34V>φ°(Zn²+/Zn)=-0.76V）。3.C（原电池中，Zn为负极（失去电子，氧化反应：Zn-2e⁻=Zn²+），Cu为正极（得到电子，还原反应：Cu²++2e⁻=Cu）；电子从负极（Zn）流向正极（Cu））。5.2填空题1.电子的转移；得到；降低（氧化剂是得到电子的物质，氧化态降低；还原剂是失去电子的物质，氧化态升高）。2.氧化型/还原型的氧化还原能力；氧化（φ°越大，氧化型的氧化性越强，如Ag+的氧化性强于Cu²+）。3.φ=φ°+(RT/nF)ln(氧化型浓度/还原型浓度)；φ=φ°+(0.0592/n)lg(氧化型浓度/还原型浓度)（298K时，RT/F≈0.0592V）。5.3简答题1.Zn-Cu原电池工作原理：①负极（Zn）：Zn失去电子，发生氧化反应（Zn-2e⁻=Zn²+），电子通过导线流向正极；②正极（Cu）：Cu²+得到电子，发生还原反应（Cu²++2e⁻=Cu）；③电解质溶液（如ZnSO₄、CuSO₄）中的离子通过盐桥（如KCl）迁移，维持溶液电中性（Zn²+进入ZnSO₄溶液，Cl⁻从盐桥进入ZnSO₄溶液，K+进入CuSO₄溶液，中和SO₄²⁻的负电荷）。2.能斯特方程：φ=φ°+(0.0592/n)lg(氧化型浓度/还原型浓度)，增大氧化剂（氧化型）的浓度，会使lg(氧化型浓度/还原型浓度)增大，故φ升高。5.4计算题1.Fe³+/Fe²+电对的n=1（Fe³++e⁻=Fe²+），代入能斯特方程：φ=0.771+0.0592/1×lg(0.1/0.01)=0.771+0.0592×lg10=0.771+0.0592=0.830V。2.负极（Zn）：Zn-2e⁻=Zn²+，φ(Zn²+/Zn)=φ°+(0.0592/2)lg[Zn²+]=-0.76+0.0296×lg0.1=-0.76-0.0296=-0.7896V；正极（Cu）：Cu²++2e⁻=Cu，φ(Cu²+/Cu)=φ°+(0.0592/2)lg[Cu²+]=0.34+0.0296×lg0.01=0.34-0.0592=0.2808V；电动势E=φ(正)-φ(负)=0.2808-(-0.7896)=1.0704V>0，故反应自发（E>0时，ΔG=-nFE<0，反应自发）。第六章元素化学（主族）核心知识点：主族元素（碱金属、碱土金属、卤素、氧族、氮族）的单质及化合物性质（氧化性、还原性、酸碱性、稳定性）。6.1选择题1.下列碱金属中，最活泼的是（）A.LiB.NaC.KD.Cs2.下列卤素单质中，氧化性最强的是（）A.F₂B.Cl₂C.Br₂D.I₂3.下列化合物中，属于酸性氧化物的是（）A.Na₂OB.MgOC.Al₂O₃D.SO₃6.2填空题1.碱金属单质的密度随原子序数增大而______（填“增大”或“减小”），但______的密度比K大（例外）。2.卤素单质与水反应的通式为______（F₂除外）；F₂与水反应的方程式为______。3.H₂SO₄的浓溶液具有______性、______性和______性；稀H₂SO₄具有______性。6.3简答题1.简述为什么碱金属单质的熔点随原子序数增大而降低。2.为什么H₂S的还原性比H₂O强？（从原子结构角度回答）6.4计算题1.计算0.1mol·L⁻¹HCl溶液与0.1mol·L⁻¹NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH（已知HCl、NaOH均为强电解质）。2.向100mL0.1mol·L⁻¹H₂SO₄溶液中加入100mL0.2mol·L⁻¹Ba(OH)₂溶液，计算混合后溶液中Ba²+的浓度（已知BaSO₄的Ksp=1.1×10⁻¹⁰）。6.5答案解析6.1选择题1.D（碱金属原子半径随原子序数增大而增大，金属键减弱，活泼性增强；Cs是最活泼的碱金属）。2.A（卤素单质氧化性随原子序数增大而减小：F₂>Cl₂>Br₂>I₂）。3.D（SO₃与水反应生成H₂SO₄（酸性氧化物）；Na₂O、MgO为碱性氧化物；Al₂O₃为两性氧化物）。6.2填空题1.增大；Li（碱金属密度：Li<K<Na<Rb<Cs，Li的密度比K小）。2.X₂+H₂O=HX+HXO（X=Cl、Br、I）；2F₂+2H₂O=4HF+O₂（F₂氧化性极强，能氧化H₂O中的O）。3.吸水；脱水；氧化；酸（浓H₂SO₄具有吸水性（吸收水分）、脱水性（将有机物中的H、O按2:1脱去）、氧化性（如与