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第13章氢和稀有气体1.用VSEPR理论判断XeF2、XeF4、XeF6、XeOF6、ClF3的空间构型。
通式为AXnEm m+n的数目为价层电子对数M=（A的族价-X的化合价*X的个数+/-离子电荷相应是电子数）/2物质通式m m+n 空间结构XeF2AX n Em 3 5 直线型XeF4AX n Em 2 6 平面四方形XeF6AX n Em 1 7 变形八面体XeOF6AX n Em 1 6 四方锥ClF3AX n Em 2 5 平面三角形第14章卤素1. 根据电势图计算在298K时，Br2在碱性水溶液中歧化为Br-和BrO3-的反应平衡常数。
2通Cl2于消石灰中，可得漂白粉，而在漂白粉溶液中加入盐酸可产生Cl2，试用电极电势说明这两个现象。
.第16章氮磷砷1.如何除去N2中少量NH3和NH3中的水气？将含有少量NH3的N2气体通入水中。
就可除去NH3，将含有少量H2O的NH3通入CaCl2中，就可除去其中少量的H2O。
2.如何除去NO中微量的NO2和N2O中少量的NO？将含有少量NO2的NO气体通入热水中3NO2+H2O=2HNO3+NO这样就可除去其中的气体。
将N2O和少量的NO气体通入水中。
就可除去其中少量的NO。
3.给下列物质按碱性减弱顺序排序，并给予解释：NH3 N2H4 NH3OH PH3 AsH3答：NH3是所有气态氢化物中唯一显碱性的物质，按N—P—AS 顺序，其气态氢化物的碱性依次减弱，酸性依次增强，故碱性NH3>PH3>ASH3,而同一种元素的氢化物,化合价越低,碱性越强,故NH3>N2H4>NH2OH ,综上可知碱性顺序为NH3>N2H4>NH3OH(碱性)>PH3(酸性)>AsH3 (酸性)4.为了测定铵态氮肥中的含氮量，称取固体样品0.2471g,加过量NaOH溶液并进行蒸馏，用50.00mL 0.01050mol/L HCl吸收蒸出的氨气，然后用0.1022mol/L NaOH溶液滴定吸收液中剩余的HCl，滴定中消耗了11.69mL NaOH溶液，试计算肥料中氮的百分含量。
第20章d区元素（⼆）第20章d区⾦属(⼆)第五、第六周期d区⾦属第⼀节基本特征（重过渡元素的特点）⼀．⽓态原⼦的基态电⼦构型第⼆系列过渡元素中Nb、Mo、Ru、Rh、Pd、Ag，第三系列中Pt和Au都具有特殊电⼦结构的元素，⼀般说来，4d与5s以及5d与6s 轨道能级差⽐3d与4s轨道能级差⼩，因此出观(n+1)s与nd能级交错的情况就更多些。
⼆．原⼦半径和离⼦半径重过渡元素中有好⼏对元素的原⼦半径和离⼦半径⾮常接近：对于配合物的⽴体构型来说，第⼆、第三过渡系元素的六配位⼋⾯体构型相当普遍，四⾯体构型较少，平⾯正⽅形的结构只有d8组态的Pd2+和Pt2+中存在。
三、⾼氧化态与低氧化态的稳定性与第⼀系列过渡⾦属元素相反，第⼆、三系列过渡⾦属元素⾼氧化态稳定，低氧化态不稳定。
例如Cr2O72-、MnO4-是很强的氧化剂，但MoO42-、ReO4-的氧化性很弱。
当H+ = mol·L-1时，1/2 Cr2O72- + 7 H+ + 3e == Cr3+ +7/2H2Oθ = 1.33VH2MoO4 + 6 H+ +3e == Mo3+ + 4H2Oθ= 0.1V四、d4—d7构型形成配合物的特征d4—d7构型的第⼀系列过渡⾦属既可以形成低⾃旋，也可以形成⾼⾃旋⼋⾯体配合物，⽽第⼆、三系列过渡⾦属离⼦⼀般只形成低⾃旋配合物。
这说明第⼆、三系列过渡⾦属离⼦⼤于第⼀系列过渡⾦属离的配合物分裂能o⼦，或是成对能P⼩于第⼀过渡系⾦属离⼦的。
第⼆节锆和铪这两种元素的化学⾏为极其相似，⽐任何其它同族的⼀对元素更近似。
ZrSiO4 + 4C ??→电弧炉ZrC + SiO2 + COZrC +2Cl2 ??623ZrCl4+ C （与Ti相似）-723→ZrO2 + 2C + 2Cl2 ??→1173ZrCl4 + 2COKZrCl4(g) + 2Mg(l) ??11502MgCl2(s) + Zr(粗)→KArZr(粗) + 2I2 ??→473ZrI4KZrI4??→1673Zr + 2I2K第⼆节铌和钽(Niobium and Tantalum)铌、钽在空⽓中很稳定，能抵抗除氢氟酸以外的⼀切⽆机酸，包括王⽔。
无机化学第二章答案【篇一：大学无机化学第二章(原子结构)试题及答案】txt>本章总目标：1：了解核外电子运动的特殊性，会看波函数和电子云的图形2：能够运用轨道填充顺序图，按照核外电子排布原理，写出若干元素的电子构型。
3：掌握各类元素电子构型的特征4：了解电离势，电负性等概念的意义和它们与原子结构的关系。
各小节目标：第一节：近代原子结构理论的确立学会讨论氢原子的玻尔行星模型e?第二节：微观粒子运动的特殊性1：掌握微观粒子具有波粒二象性（??2：学习运用不确定原理（?x??p?第三节：核外电子运动状态的描述1：初步理解量子力学对核外电子运动状态的描述方法——处于定态的核外电子在核外空间的概率密度分布（即电子云）。
2：掌握描述核外电子的运动状态——能层、能级、轨道和自旋以及4个量子数。
3：掌握核外电子可能状态数的推算。
第四节：核外电子的排布1：了解影响轨道能量的因素及多电子原子的能级图。
2;掌握核外电子排布的三个原则：1能量最低原则——多电子原子在基态时，核外电子尽可能分布到能量最低○的院子轨道。
2pauli原则——在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说是在○同一个原子中没有运动状态完全相同的电子。
3hund原则——电子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式○hh）。
?pmv13.6ev。
n2h）。
2?m分别占据不同的轨道。
3:学会利用电子排布的三原则进行第五节：元素周期表认识元素的周期、元素的族和元素的分区，会看元素周期表。
第六节：元素基本性质的周期性掌握元素基本性质的四个概念及周期性变化1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引1：原子半径——○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力力也增加，使原子半径逐渐减小；○也增强，使得原子半径增加。
但是，由于增加的电子不足以完全屏蔽增加的核电荷，因此从左向右有效核电荷逐渐增加，原子半径逐渐减小。
2：电离能——从左向右随着核电荷数的增多和原子半径的减小，原子核对外层电子的引力增大，电离能呈递增趋势。
简明无机化学第二版答案【篇一：《无机化学》习题解析和答案】》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，2002年8月第4版。
2、参考书《无机化学》北京师范大学、华中师范大学、南京师范大学无机化学教研室编，高等教育出版社，1992年5月第3版。
《无机化学》邵学俊等编，武汉大学出版社，2003年4月第2版。
《无机化学》武汉大学、吉林大学等校编，高等教育出版社，1994年4月第3版。
《无机化学例题与习题》徐家宁等编，高等教育出版社，2000年7月第1版。
《无机化学习题精解》竺际舜主编，科学出版社，2001年9月第1版《无机化学》电子教案绪论（2学时）第一章原子结构和元素周期系（8学时）第二章分子结构（8学时）第三章晶体结构（4学时）第四章配合物（4学时）第五章化学热力学基础（8学时）第六章化学平衡常数（4学时）第七章化学动力学基础（6学时）第八章水溶液（4学时）第九章酸碱平衡（6学时）第十章沉淀溶解平衡（4学时）第十一章电化学基础（8学时）第十二章配位平衡（4学时）第十三章氢和稀有气体（2学时）第十四章卤素（6学时）第十五章氧族元素（5学时）第十六章氮、磷、砷（5学时）第十七章碳、硅、硼（6学时）第十八章非金属元素小结（4学时）第十九章金属通论（2学时）第二十章 s区元素（4学时）第二十一章 p区金属（4学时）第二十二章 ds区元素（6学时）第二十三章 d区元素（一）第四周期d区元素（6学时）第二十四章 d区元素（二）第五、六周期d区金属（4学时）第二十五章核化学（2学时）1 ．化学的研究对象什么是化学？● 化学是研究物质的组成、结构、性质与变化的一门自然科学。
（太宽泛）● 化学研究的是化学物质 (chemicals) 。
● 化学研究分子的组成、结构、性质与变化。
● 化学是研究分子层次以及以超分子为代表的分子以上层次的化学物质的组成、结构、性质和变化的科学。
● 化学是一门研究分子和超分子层次的化学物种的组成、结构、性质和变化的自然科学。
第24章d区金属（二）第五、六周期d区金属24-1简述第五、六周期d区金属与第四周期d区金属的主要差别。
1、答：（1）比较第一、第二、第三过渡系元素的电离能，可以发现这三个过渡系元素的第一电离能与第二电离能之差相差不是很大，但是第三电离能或更高的电离能与第一电离能或第二电离能之差，则是第一过渡系远比第二、第三过渡系元素的大。
这是因为3d和4s能级差大于4d与5s或5d与6s能级造成的。
（2）氧化态：第一过渡系元素（除Sc外）都能呈现稳定的+II氧化态，但第二、第三过渡系元素中只要Pd2+Pt2+比较稳定外，其余元素+II氧化态化合物不常见。
（3）配位数：第二、第三过渡系元素的原子半径离子半径较第一过渡元素大，因而它们在配合物中的配位数都比较高。
（4）磁性：第一过渡系元素化合物的磁矩基本符合纯自旋关系式，而第二、第三过渡系元素化合物存在广泛的自旋-轨道耦合作用，有高的自旋-轨道耦合常数。
因而纯自旋关系式处理化合物的有效磁矩不适用，应用μ=LLS)1S+()1(+4+eff24-2为什么锆、铪及其化合物的物理、化学性质非常相似，如何分离锆和铪？2、答：由于镧系收缩导致锆和铪的离子半径原子半径都十分接近，所以它们的物理化学性质非常相似，可采用离子交换法或溶剂萃取法分离锆铪。
24-3举出铌、钽及其化合物性质的主要差别以及分离铌和钽的方法？3、解：NbF5在弱酸溶液中的水解产物依赖于HF的量和浓度，如HF浓度小于70%时生成氟氧化物NbOF3和相应的铌氧氟氢酸H2[NbOF5]，浓度为95%-100%时可能发现[NbF7]2-离子。
TaF5生成的K2TaF7的溶解度比K2NbOF5∙H2O溶解度小得多，这种差异也被用于铌钽的分离，还可用溶剂萃取法分离铌和钽。
24-4锌汞齐能将钒酸盐中的钒（Ⅴ）还原至钒（Ⅱ），将铌酸盐的铌（Ⅴ）还原至铌（Ⅳ），但不能使钽酸盐还原，此实验结果说明了什么规律性？4、解：d区同族元素从上到下，高价氧化态稳定性增强低价稳定性降低。
第24章d区金属（二）第五、第六周期d区金属[教学要求]1．掌握第五、第六周期d区金属的基本特征及其周期性规律。
2．掌握锆铪分离和铌钽分离。
3．掌握VIB族钼、钨元素及其重要化合物的性质和用途，掌握同多酸、杂多酸及其盐的概念。
4．了解铂系元素及其化合物的性质和用途以及铂系金属周期性规律。
[教学重点]1．过渡元素的价电子构型特点及其与元素通性的关系。
2．Zr、Hf、Nb、Ta、Mo、W及铂系金属单质及化合物的性质。
[教学难点] Mo、W及铂系金属化合物的性质。
[教学时数] 6学时[主要内容]1．第五、第六周期d区金属的基本特征及其周期性规律。
2．锆和铪的单质、氧化物、卤化物、配合物的性质，锆和铪的分离。
3．铌和钽的单质、氧化物、水合氧化物、卤化物的性质，铌和钽的分离。
4．钼和钨的单质、氧化物、含氧酸、同多酸、杂多酸及其盐的性质。
5．锝和铼的单质、氧化物、含氧酸、配合物的性质。
6．铂系元素的单质、氧化物、含氧酸、卤化物、配合物的性质。
24-1 基本特征•(1) 基态电子构型特例多•(2) 原子半径很接近•(3) 密度大、熔点、沸点高•(4) 高氧化态稳定, 低氧化态不常见•(5) 配合物的配位数较高, 形成金属-金属键的元素较多•(6) 磁性要考虑自旋-轨道耦合作用24-2 锆和铪•1 存在、制备与分离•2 性质和用途•3 重要化合物•(1) 氧化物•(2) 卤化物•(3) 锆的配合物24-3 铌和钽•1 存在、性质与用途•2 制备和分离•3 重要化合物•(1) 氧化物及水合氧化物•(2) 卤化物24-4 钼和钨4-1 钼和钨的化合物钼和钨在化合物中可以表现+II到+VI的氧化态，其中最稳定的氧化态为+VI ，如三氧化物，钼酸和钨酸及其盐都是重要的化合物。
三氧化钼是白色晶体，加热时变黄，熔点为1068K，沸点为1428K，即使在低于熔点的情况下，它也有显著的升华现象，三氧化钨为淡黄色粉末，加热时变为橙黄色。
熔点为1746K，沸点为2023K。
和CrO3不同，MoO3和WO3虽然都城是酸性氧化物，但它们都不溶于水，仅能溶于氨水和强碱溶液生成相应的含氧酸盐。
MoO3+2NH3·H2O== (NH4)2MoO4+H2OWO3+2NH3·H2O== (NH4)2WO4+H2O这两种氧化物的氧化性极强，仅在高温下能被氢、碳或铝还原。
MoO3 虽然可由钼或者MoS3在空气中灼烧得到，但通常是由往钼酸铵溶液中加盐酸，析出H2MoO4再加热焙烧而得。
(NH4)2MoO4+2HCl== H2MoO4+2NH4ClH2MoO4== MoO3+H2O同样，WO3 也可由往钨酸钠溶液中加入盐酸，析出H2MoO4再加热脱水而得。
Na2WO4+2HCl == H2WO4+2NaClH2WO4== H2O+WO3钼和钨的含氧酸盐，只有铵、钠、钾、铷、锂、铍和铊（I）的盐可溶于水，其余的含氧酸盐都城难溶于水。
在可溶液性盐中，最重要的是它们的钠盐和铵盐。
已知的硫化物中，重要的有MoS2，MoS3，Mo2S6，WS2和WS3等。
MoS2在自然界以辉钼矿存在。
在实验室中可用单质合成，或MO3（M=Mo，W）在H2S中加热，也可用MO3与硫粉和KCO3一同加热制得。
在上述硫酸化物中以MS2最稳定，在于473K 时其晶体有导电性，化学性质极为惰性，仅溶于王水或煮沸的浓硫酸中。
在高温下，MS2同氯、氧作用，分别生成MCl6和MO3。
MoS2是层状结构，层与层之间的结合力弱，有石墨一样的润滑性，在机械工业中用作润滑剂。
4-2 同多酸和杂多酸及其盐前已提到在CrO42-离子的溶液中，加酸后可得Cr2O72-、离子，如酸性很强还可形成Cr3O102-、Cr4O132-等多铬酸根离子。
简单酸脱水，通过氧原了将酸根离子联系起来的反应就是缩合反应的一种类型，缩合反应的结果生成多酸。
钼酸盐和钨酸盐在酸性溶液中，亦有很强的缩合倾向，较铬酸盐更为突出。
例如，随溶液的PH值减小，MoO42-、离子也可以形成Mo2O72，Mo3O102等离子，与其相应的酸为重钼酸、三钼酸等是比较复杂的酸，称为多酸。
多酸可以看作是若干不分子和两个或两个以上的酸酐组成的酸，如果酸酐相同则称同多酸。
除上述的各种多酸外，前面已学过的如多钒酸(如二钒酸H4V2O7、三钒酸H3V3O9)，多硅酸(如焦旺破H6Si2O7)等都属于同多酸。
这些酸相应的盐称同多酸盐。
如七钼酸六铵(NH4)6Mo7O24•4H2O (NH4)10W12O41•11H2O。
在某些多酸中，除了由同一种酸酐组成的同多酸外，也可以由不同的酸酐组成多酸，称为杂多酸。
如十二钼硅酸H4(SiMo12O40), ，十二钨硼酸H4(BW12O40)。
相应的盐称杂多酸盐。
例如向磷酸钠的溶液中加入WO3达到饱和，就析出12-钨磷酸钠，它的化学式为Na3[P(W12O40)]或3Na2O••P2O5•24WO3,其中P：W＝1：12。
又如，把用硝酸酸化的(NH4)2MoO4溶液加热到约323K，加入Na2HPO4溶液，可得到黄色晶体状沉淀12-磷铂酸铵。
12MoO42-+3NH4++HPO42-+23H==NH4)3[P(Mo12O40)]·6H2O+6H2O上面提到的钼、钨和磷的杂多酸及其盐常用于分析化学上。
例如上述反应就中用于检定MoO42-或PO43-离子。
在这些杂多酸盐中，磷是中心原子，W3O102-和Mo3O102-是配位体。
在多酸盐中能够作为中心原子的元素很多，最重要的有V、Nb、Ta、Cr、Mo、W等过渡元素和Si、P等非金属元素。
二十世纪六十年代以前，多酸化学的发展较慢，但近二十几年来，对杂多化合物性质的研究十分活跃，由于它们具有优异的性能，其应用前景为人所瞩目。
如杂多酸具有酸性和氧化性以及在水溶液和因态中具有稳定均一的确定结构，从而显示出良好的催化性能。
例如，P-V-Mo杂多酸是乙烯氧化成乙醛、异丁烯酸的合成反应的很好的催化剂。
此外在用作新型的离子交换剂以及分析试剂上，杂多化合物也是很有前途的。
特别引起人们兴趣的是近代发现的一些杂多化合物也具有较好的抗菌素病毒抗菌素癌作用。
4-3 钼和钨的原子簇化合物24-5 锝和铼•1 单质•2 氧化物和含氧酸盐•3 锝和铼的配合物24-6 铂系金属简介6-1 铂系元素通性铂系元素包括VIIIB族中的钌、铑、钯和锇、铱、铂六种元素。
根据它们的密度，钌、铑、钯约为12g/cm3，称轻铂系金属；锇、铱和铂的密度约为22g/cm3，称重铂系金属。
但由于这二组元素在性质上有很多相似之处，并且在自然界里也常共生存在，因此统称为铂系元素。
自然界中含铂系金属的矿物大多数属于天然元素类型的矿物，最重要的矿物是天然铂矿和锇铱矿。
前者以铂为主要成分，还有其它铂系金属其生在一起；后者除有锇和铱外，也含有钌和铑等。
铂系元素的基本性质如表22—2所列。
一、铂系元素的物理和化学性质铂系元素除锇为蓝灰色外，其余都是银白色。
它们都是难熔的金属，在每一个三元素组中，金属的熔点从左到右逐渐降低，其中锇的熔点最高(3318K)，钯的熔点最低(1825K)。
纯净的铂具有很好的可塑性，将铂冷轧可以制得厚度为0.0025毫米的箔。
铂系元素的价电子结构除Os和Ir的ns电子为2以外，其余都是1或0，这说明铂系元素原子的最外层电子有从ns居填入(n-1)d层的强烈趋势，而见这种趋势在三元素组里随原子序的增高而增强。
它们的氧化数变化和铁、钴、镍相似，即每一个三元素组形成高氧化态的倾向、都是从左到右逐渐降低，重铂元素形成高氧化态的倾向比轻铂元素相应各元素大。
大多数铂系金属能吸收气体，尤其是氢气。
其中钯吸收氢的功能特别大，在标淮状况下，l 体积海绵状的钯能吸收680-850体积的氢。
催化活性高也是铂系金属的一个特性，特别是金属细粉(如铂黑)的催化活性更大。
铂系元素的化学稳定性非常高，常温下，与氧、硫、氯等非金属元素不起作用，但在高温下可反应。
钯和铂都溶于王水，钯还可以溶于浓硝酸和热硫酸中，它是铂系元素中最活泼的一个。
而钌、铑、锇、铱连王水也不能使其溶解。
在有氧化剂将在时，铂系金属与碱一起熔融都可转变成可溶性的化合物。
二、铂系元素的用途铂系金属主要应用于化学工业及电气工业方面。
例如铂(俗名叫“白金”)，由于它的化学稳定性很高，又能耐高温，在化学上常用它制造各种反应器皿、蒸发皿、坩埚以及电极、铂网等。
但是熔化的苛性碱或过氧化钠对铂的腐蚀很严重，在高向温下，它也能被碳、硫、磷等还原性物质所侵蚀，因此使用铂器皿时应该迎守一定的操作规则。
铂和铑合金的热电偶常用来测定1473—2023K范围内的温度。
铂铱的合金可制长度及质量的标准器，如保存在法国巴黎的国际米尺标本，就是用合有90%铂及l0%铱的合金做成的。
锇铱的合金可以用来制造一些仪器(如指南针)的主要另件以及自来水笔的笔尖。
6-2 铂系金属的化合物一、氧化物铂系金属可以生成多种类型的氧化物，它们的主要氧化物珍于表22—3中。
由表可见铂系金属氧化物的氧化态可从+Ⅱ一直到+Ⅷ，但是各元素的主要氧化物只有一种或两种，仅锇和钌有四氧化物。
钉和饿的四氧化物是低熔点固体(RuO4，298K；OsO4，314K)。
当氯气流通入钉酸盐的酸性溶液时，金黄色的RuO4便挥发出来。
它在真空中升华，但在大约450K则爆炸分解成RuO2和O2。
无色的OsO4较稳定些，它可由粉状饿在氧中加热制得。
它们都易溶于CCl4，可用CCl4于水溶液中提取它们。
它们既是强氧化剂，也可认为是酸性氧化物，对碱作用的差别在于OsO4溶于碱得到[OsO4（OH）2]2+离子，而RuO4却释放出氧而得到它RuO42—离子。
2 RuO4+4OH—→2 RuO42—+2H2O+O2RuO4和OsO4的蒸气都有特殊的臭味，且有毒。
二、卤化物及其配合物卤化物主要是用单质与卤素直接反应而制得。
温度不同则可生成组成不同的物质。
卤化物多数是带有鲜艳颜色的固体。
溴化物和碘化物的溶解度较小，常可从氯化物溶液中沉淀出来。
例如：PdCl2+2KBr== PdBr2+2KClRhCl3+3KI== RhI3+3KCl除钯外，所有的铂系金属的六氟化物都是已知的。
它们是挥发性的化学性质活泼的物质。
它们中的某些物质甚至在室温下能侵蚀玻璃，因而它们通常保存在镍装置中。
这些化合物通常可由元素直按化合而得。
所有铂系金属都生成四卤化物。
PdⅡ（PdⅣF6）氧化可制得砖红色的PdF4。
PdⅡ（PdⅣF6）是用BrF3处理PdBr2并将所得的加合物Pd2F6·2BrF3加热至450K而制得的。
RhF4和PtF4由下述反应值得：RhCl3+BrF3→RhF4·2BrF3（加热）→RhF4Pt+ BrF3→PtF4·2BrF3（加热）→PtF4把钯溶解于王水得到H2PtCl6·6H2O，把此化合物加热至570K可制得红棕色PtCI4 3Pt+4HNO3+18HCI==3H2PtCl6+4NO+8H2O铂的另外两个四卤化物是暗棕色化合物，可由元素直接化合而制得。
