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pθ（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) ，I2 (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) (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α。 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。( × ) 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） △Hθ＞0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) = 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Kθ = 50，在同温下，反应2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 的Kθ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→C，其速率方程式v=kc(A)c(B)2。（ V ） 例2、反应2A+2B→C，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+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)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 = -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α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 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=1.8×10-5) (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 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)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±1 (B)pKa±1 (C)lgKa±1 (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（0.2250mol·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 NaCl + H2O 第六章 沉淀平衡 重点内容： 溶度积常数 与溶解度s 的关系 规则 1、若Q＞ 反应逆向进行，生成沉淀 2、若Q = 反应达到平衡 3、若Q＜ 反应正向进行，沉淀溶解 规则应用 a) 沉淀生成 b) 分步沉淀 c) 沉淀溶解 d) 沉淀转化 例1、Ag2CrO4的标准溶度积常数表达式为：(Ag2CrO4)=4[Ag+]2·[CrO42-]。（ × ） 例2、只能比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小。 （ V ） 例3、欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂越多越好。（ × ） 例4、溶度积规则适用于难溶电解质，质量作用定律只适用于基元反应。（ V ） 例5、已知298K时，MgF2的溶解度是1.17′10-3 mol·L-1，则MgF2的标准溶度积常数为（ A ） (A)6.41′10-9 (B)4.00′10-9 (C)1.60′10-9 (D)3.20′10-12 例6、已知 (AgCl)=1.8′10-10，欲使含2.0′10-4 mol·L-1Ag+溶液产生AgCl沉淀，所需c(Cl-)为（ A ）。 (A)9.0′10-7mol·L-1 (B)3.6′10-14mol·L-1 (C)9.0′10-6mol·L-1 (D)3.6′10-6mol·L-1 例7、Ag2S的溶度积的表示式为（ D ） (A) = c(Ag+) c(S2-) (B) = c(Ag+) c(S2-)2 (C) = 2c(Ag+) c(S2-) (D) = c(Ag+)2 c(S2-) 例8、根据溶度积规则，沉淀溶解的必要条件是 Q＜ ，沉淀产生的必要条件是 Q > 。 例9、将0.10mol·L-1CaCl2溶液与等体积的0.10mol· L-1 NH3·H2O和0.10mol·L-1NH4Cl溶液混合。通过计算判断有无Ca(OH)2沉淀生成。 （已知 (Ca(OH)2)=5.5′10-6， (NH3·H2O)=1.8′10-5） 解：思路：判断有无沉淀 [Ca2+]已知 求[OH-] -> NH3-NH4Cl缓冲液 NH3 + H2O <=====> NH4+ + OH－ [开始] 0.05 0.05 0 [变化] －x +x +x [平衡] (0.05－x) (0.05+x) x ∴ Q = [Ca2+][OH-]2 = 0.05×(1.80×10-5)2 = 1.62×10-11 =5.5′10-6 ∴ 此刻无Ca(OH)2沉淀生成 例10、已知 =1.8′10-11， =1.8′10-5。将0.020mol·L-1MgCl2溶液与6.00mol·L-1NH3·H2O等体积混合。通过计算回答有无沉淀产生？ 解： ∴ Q = [Mg2+][OH-]2 = 0.01×(7.3×10-3)2 = 5.3×10-7 ∴ 此刻有Mg(OH)2沉淀生成 第七章 氧化还原平衡 重点内容： * 氧化还原基本概念、方程式配平 * 原电池组成 * 电极电势及其计算 * 电极电势的应用 1.原电池: 电极反应与电池反应 电对 原电池的符号表示法 原电池的正负极 原电池的电动势 2.电极电势及其计算： 3.电极电势的应用 1) 判断氧化剂或还原剂相对强弱，决定原电 池的正、负极，并计算原电池的电动势 2) 判断氧化还原反应的进行方向 3) 判断反应进行的程度 4）判断氧化还原反应的进行次序 5）元素电势图 例1、在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快。( × ) 例2、因为电对Ni2++2e=Ni的φ为-0.23V，故2Ni2++4e=2Ni的φ为-0.46V。（ × ） 例3、 由金的电势图Au3+ Au+ Au可知，Au+在溶液中不能存在。（V） 例4、MnO2+H2O2+OH-=MnO42-+H2O+H+，此方程式配平正确。（ × ） 例5、 氧化数有正负之分，既可以是整数，也可以是分数。（ V ） 例6、已知φθ(Fe3+/Fe2+) = +0.77 V， φθ(Fe2+/Fe) = -0.44 V，则(Fe3+/Fe)的值为（A ） (A) -0.037 V (B) +0.55 V (C) +0.40 V (D) +1.65 V 例7、一原电池：(-)Pt?H2(100kPa)?H+(1.0mol·L-1) Cl-(0.1mol·L-1)?Hg2Cl2(s)?Hg(+)，它的电池反应为（ A ） (A) Hg2Cl2 + H2 = 2Hg + 2Cl- + 2H+ (B)2Hg + 2Cl- + 2H+ = H2 + Hg2Cl2 (C)Hg22++ H2 = 2Hg + 2H+ (D)2Hg + 2H+ = Hg22++ H2 例8、将下列自发进行的反应， Fe2+(c1)+Ag+(c2) = Fe3+(c3)+Ag 组成一原电池，其电池符号为（ C ） (A)(-)Fe3+(c3)?Fe2+(c1) Ag+(c2)?Ag(+)； (B)(-)Pt?Fe3+(c3)?Fe2+(c1) Ag+(c2)?Ag(+)； (C)(-)Pt?Fe2+(c1)，Fe3+(c3) Ag+(c2)?Ag(+)； (D)(-)Pt?Fe3+(c3)，Fe2+(c1) Ag+(c2)，Ag(+) 例9、 已知：Fe3+ + e = Fe2+ = 0.77 V Cu2+ + 2e = Cu = 0.34 V Fe2+ + 2e = Fe = -0.44 V Al3+ + 3e = Al = -1.66 V 则最强的还原剂是（ D ） (A)Al3+ (B) Fe2+ (C) Fe (D) Al 例10、用Nernst方程式 j = ，计算MnO4-/Mn2+的电极电势 j ，下列叙述不正确的是（ C ） (A) 温度应为298 K (B) Mn2+ 浓度增大则j 减小 (C) H+ 浓度的变化对j 无影响 (D) MnO4-浓度增大，则j 增大 解： MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O 例11、已知298K时 MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O = 1.49 V SO42-+ 4H+ + 2e = H2SO3 + H2O = -0.20 V (1) MnO4-在酸性溶液中把H2SO3氧化成SO42-，配平的离子方程式为 2MnO4-+ 5H2SO3 = 2Mn2+ + 3H2O+5SO42-+ 4H+ ； (2) 标准态时的电池符号 (-) Pt?H2SO3， H2SO4 ，MnO4-，Mn2+， H+? Pt(+) ； (3) Eθ = __1.69V _。 例12、由反应Fe+HCl?FeCl2+H2组成的原电池，其正极的电极反应为_2H++2e?H2_；负极的电极反应为_Fe2++2e ?Fe_。被氧化的物质是_Fe_，被还原的物质是__HCl__。 例13、若将反应Sn2++2Fe3+ = 2Fe2++Sn4+组成原电池，其正极电对是_Fe3+/Fe2+ _；电池电动势与正、负极电极电势的关系式是E＝ 。 第八章 原子结构 重点内容： * 四个量子数 概念、物理意义、取值范围、相互关系 * 原子的核外电子排布 原子轨道近似能级图和电子填充三原则 * 核外电子排布与元素周期表 与周期、族的关系、与元素的分区的关系 例1、填充合理的量子数： n≥__3~7____，l=2，m=0，ms=+ ； n=3，l=1，m=__1，0，-1____，ms=+ 。 例2、某元素的原子核外有25个电子，该元素的化学符号为__Mn___；在周期表中处于第__四__周期，第__VII B____族，属于__d__区元素。 (核外电子在24~30个的要掌握） 第九章 分子结构 重点内容： * 化学键：离子键、共价键、金属键 * 共价键理论：价键理论、杂化轨道理论 * 分子间力和氢键：F色、F诱、F取、氢键 共价键理论： 　　共价键成键本质 　　共价键特点 杂化轨道理论： 类型 杂化轨道 夹角 分子构型 实例 　　Sp 2 1200 直线 CO2 　　sp2 3 1800 平面三角形 BF3 　　sp3 4 109.50 正四面体 CH4 　　sp3 不等性： NH3 ：1对孤对电子，三角锥形 　　H2O ：2对孤对电子，角形 分子间力 类型 极性-极性 极性-非极性 非极性-非极性 力的名称 F取 取向力 F诱 诱导力 F色 色散力 力的本主 静电引力 静电引力 静电引力 出现场合 极性分子间 极性分子间 极性-非极性 一切分子间 例1、I2的CCl4溶液中，分子间主要存在的作用力是色散力。（×） 例2、H2O分子中O原子的成键杂化轨道应是（ D ） (A)sp (B)sp2 (C)sp3d (D)sp3不等性 例3、分子间的取向力存在于（ C ） (A)非极性分子间 (B)非极性分子和极性分子间 (C)极性分子间 (D)任何分子间 例4、下列各组分子中，只存在色散力的是（ A ） (A) I2和CCl4 (B) NH3和H2O (C) I2和H2O (D) HCl和HF 例5、 下列分子中几何构型为三角形的是（ B ） (A)ClF3 (B)BF3 (C)NH3 (D)PCl3 例6、下列分子中，其形状不呈直线形的是（ C ） (A) CO (B) CO2 (C) H2O (D) HCl 例7、BCl3分子中中心原子杂化轨道类型为 等性sp2 ，分子空间结构为 平面三角型 ，分子有无极性 无 。 例8、分子间力可分为_色散力__、___诱导力__和_取向力__，其本质都是_静电__作用。 例9、HI分子间的作用力有 色散力__、_诱导力__和_取向力__ ，其中主要的作用力是 色散力 。 例10、CH4分子为 正四面体 型分子，其中心原子采取 sp3 杂化，分子有无极性 无 。 例11、根据杂化轨道理论， NH3分子的空间构型是 三角锥 型 ，其中中心原子的杂化轨道类型是 不等性sp3杂化 。 第十章 配位化合物 * 基本概念：定义、组成、命名原则 * 化学键理论 * 配合物稳定性 Kq稳 Kq不稳 * Kq稳应用 　　判断反应方向 　　计算离子浓度 　　多重平衡 例1、配合物形成体是指接受配体孤对电子的原子或离子，即中心原子或离子。 ( √ ) 例2、配合物中，提供孤对电子与形成体形成配位键的分子或离子称为配位体或配体。 ( √ ) 例3、配合物的配体中与形成体直接相连成键的原子称为配位原子。 ( √ ) 例4、配位数就等于中心离子的配位体的数目。(√ ) 例5、配合物K[Ag(CN)2]的配位体是_CN-__；配位原子是__C__；配位数是__2__；命名为__二氰合银（I）酸钾___。 例6、配合物 [Zn(NH3)4]SO4的配位体是_NH3_；配位原子是_N___；配位数是__4___；命名为___硫酸四氨合铜（II）__。 第十一章 配合滴定法 * EDTA与金属离子配合物的稳定性 * 配合滴定的指示剂-金属指示剂 * 配合滴定条件 只考虑酸效应 　　 　　 　　 　　滴定时酸度的控制 　　 　　pHmin pHmax 由滴定误差决定 由水解Ksp决定 常用指示剂 指示剂名称 终点变色 最佳使用pH范围 特征 铬黑T (EBT,BT) 酒红色~兰 9-10.5 Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Co2+ 等封闭 二甲酚橙 （XO） 紫红色~黄 ＜6.3 Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Ni2+ 等封闭 例1、EDTA的七种形式中，只有Ｙ4-能与金属离子直接配合。（√） 例2、金属指示剂与金属离子生成的配合物的稳定性应比金属EDTA配合物的稳定性要差一些。（ √ ） 例3、铬黑T指示剂在pH=8~11范围使用，其目的是为减少干扰离子的影响。（× ） 例4、一般情况下，EDTA与金属离子形成的配合物的配位比是（ A） (A)1:1 （B）2:1 （C）1:3 （D）1:2 例5、以 EDTA 滴定 Zn2+，选用（ B ）作指示剂。 (A)酚酞 (B)二甲酚橙 (C)二苯胺磺酸钠 (D)淀粉 例6、配合滴定中，金属指示剂应具备的条件是（ A ） (A)金属指示剂配合物易溶于水 (B)本身是氧化剂 (C)必须加入配合掩蔽剂 (D)必须加热 例7、铬黑T在溶液中存在下列平衡,它与金属离子形成配合物显红色, pKa2=6.3 pKa3=11.6 H2In- <==========> HIn2- <==========> In3- 紫红 蓝 橙 使用该指示剂的酸度范围是( C ) (A) pH < 6.3 (B) pH > 11.6 (C) pH = 6.3~11.6 (D) pH = 6.3±1 例8、EDTA的化学名称为___乙二胺四乙酸__，其中含有__6_个配位原子，和金属离子配位时，配位比为__1:1__。 例9、KMY'叫做 条件稳定常数 ，它表示有 副反应 存在时配位反应进行的程度。 例10、 EDTA法可测定 金属 离子 ，在测定这些离子时，主要要控制溶液的 pH 。 例11、铬黑T最合适的酸度是 8~11 ，终点时溶液由 酒红 色变为 兰 色。 例12、用CaCO3基准物质标定EDTA的浓度，称取0.1005g CaCO3基准试剂, 溶解后定容为100.0mL。移取25.00mL钙溶液，在pH=12时，以待标定的EDTA滴定之，用去24.90mL，计算EDTA的浓度。 （已知) 第十二章 元素化学 一、非金属 1、非金属氢化物 2、含氧酸及其盐 二、金属 1、铬的化合物的性质 2、锰的化合物的性质 3、铁、钴、镍的化合物的性质 非金属性质 H2O2 + KI + 2HCl ? I2 ＋2H2O ＋ 2KCl 氧化剂 H2O2 + MnO4- + H+ ?Mn2+ + O2- + H2O还原剂 Cu ＋ 4HNO3(浓)＝ Cu(NO3)2 ＋2NO2-＋2H2O Cu ＋ 8HNO3(稀)＝ 3Cu(NO3)2 ＋2NO- ＋4H2O NaNO3 -> NaNO2 + O2 铬的性质 Cr3+ + 4OH- = CrO2- + 2H2O 两性 Cr2O72- + H2O2 + H+ → Cr3+ + O2 + H2O 氧化剂 锰的性质 Mn2++ NaBiO3+H+ → MnO4- +Bi3+ + Na+ + H2O MnO42- +H+ → MnO2 + MnO4- + H2O 棕色沉淀 紫红色 MnO4- +C2O42-+H+ → Mn2++ CO2 + H2O 酸性介质中：MnO4- → Mn2+ 中性介质中：MnO4- → MnO2 碱性介质中：MnO4- → MnO42- 铁、钴、镍的性质 Fe(OH)3+ HCl → FeCl3 + H2O Co(OH)3+ HCl → CoCl2+ Cl2↑+ H2O 例1、KMnO4在酸中、碱中、受热、见光都不稳定。（ ? ） 例2、铜与浓HNO3反应生成NO2，铜与稀HNO3反应生成NO。（ ? ） 例3、双氧水既有氧化性又有还原性。 （ ? ） 例4、KMnO4在酸性溶液中是强氧化剂。（ ? ） 例5、H2O2在与用硫酸酸化的KI溶液反应时起的作用是（ B ） (A)还原剂 (B)氧化剂 (C)弱酸 (D)既是氧化剂又是还原剂 例6、在酸性介质中，欲使Mn2+离子氧化为MnO4-，采用的氧化剂是（ C ） (A)H2O2 (B)NaOCl (C)NaBiO3 (D)K2Cr2O7 例7、KMnO4作氧化剂时，其还原产物不会出现的是（ D ） (A) MnO2 (B) Mn2+ (C) MnO42- (D) Mn 例8、在含有Mn2+和Cr3+离子的溶液中，采用下列那种方法可把它们分离( C ) (A)加入Na2HPO4 (B)通入H2S (C)加入过量的NaOH (D)加入Na2CO3 例9、 NaNO3受热分解的产物是（ B ） (A)Na2O，NO2，O2 (B)NaNO2，O2 (C)NaNO2，NO2，O2 (D)Na2O，NO，O2 例10、将K2MnO4溶液调节到酸性时，可以观察到的现象是（ D ） (A)紫红色褪去 (B)绿色加深 (C)有棕色沉淀生成 (D)溶液变成紫红色且有棕色沉淀生成 例11、重铬酸钾是强__氧化__剂，它在酸性溶液中与过氧化氢反应的主要产物是__O2__和_Cr3+__。 例12、KMnO4有强的氧化能力，但介质的酸碱性影响它的氧化能力，强酸中的还原产物为_Mn2+__，中性或弱碱性中为__MnO2__，强碱性中为__MnO42-_。 例13、完成下列反应： Fe(OH)3+ HCl → FeCl3 + H2O Co(OH)3+ HC l →CoCl2 + Cl2 +H2O MnO4- + C2O42- + H+ →Mn2+ + CO2 + H2O Cu ＋ HNO3(稀) →Cu(NO3)2 + NO +H2O

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