第四章酸碱平衡和溶解沉淀平衡
习题解答（4）
思考题
1．强电解质的水溶液有强的导电性，但AgCl和BaSO4水溶液的导电性很弱，它们属于何种电解质？
1．答：AgCl和BaSO4水溶液的导电性虽很弱，溶液中离子浓度很小，这是由于AgCl和BaSO4本身溶解度小，致使溶液中自由离子浓度小，导电性弱。而AgCl和BaSO4（溶解部分）在溶液中还是全部解离的，所以是强电解质。
2．在氨水中加入下列物质时，NH3?H2O的解离度和溶液的pH将如何变化？
⑴NH4Cl ⑵NaOH ⑶HAc ⑷加水稀释
2．NH3?H2O NH4++OH-
⑴加入NH4Cl，氨水解离度下降，pH减小。
⑵加入NaOH，氨水解离度下降，pH增加。
⑶加入HAc，氨水解离度增加，pH减小。
⑷加水稀释，氨水解离度增加，pH减小。
3．下列说法是否正确？若有错误请纠正，并说明理由。
⑴酸或碱在水中的解离是一种较大的分子拆开而形成较小离子的过程，这是吸热反应。温度升高将有利于电离。
⑵1×10-5 mol?L-1的盐酸溶液冲稀1000倍，溶液的pH值等于8.0。
⑶将氨水和NaOH溶液的浓度各稀释为原来1/2时，则两种溶液中OH-浓度均减小为原来的1/2。
⑷pH相同的HCl和HAc浓度也应相同。
⑸酸碱滴定中等当点即指示剂变色点。
⑹某离子被完全沉淀是指其在溶液中的浓度为0。
3．⑴错。在解离即较大的分子拆开而形成较小离子的吸热反应的同时，较小离子与水分子的水合是是放热的，总反应的吸放热取决于两过程热效应的相对大小，有吸热也有放热，故温度升高不一定有利于解离。
⑵错。在pH值远离7的时候，溶液每稀释10倍，pH近视增加一个单位，这是没有计算水解离出的H+，当pH接近7的时候，水解离出的H+就不能再忽略了，所以酸性溶液不管怎么稀释，只能越来越接近中性，不可能变为碱性。
⑶错。NaOH溶液稀释为原来1/2时OH-浓度确实减小为原来的1/2；但氨水在稀释过程中，其解离平衡向右移动，会解离出更多的OH-，稀释一倍后，其OH-浓度大于原来的一半。
⑷错。pH相同即溶液中游离的H+浓度相同，HCl是强电解质，完全解离，游离的H+浓度就是的HCl浓度。但HAc是弱电解质，在溶液中部分解离，其浓度远远大于其解离出的H+浓度。故pH相同的HCl和HAc浓度不相同。
⑸错。酸碱滴定中等当点是指酸碱的当量完全相等。不同指示剂变色点变色点不同，往往不是中和等当点。
⑹错。根据溶度积原理，任何离子都不可能被沉淀为浓度为零。无机化学上规定了一个相对量，某离子浓度小于1×10-5 mol?L-1时，可近视认为该离子已完全沉淀。
4．同离子效应和盐效应对弱电解质的解离及难溶电解质的溶解各有什么影响？
4．同离子效应使弱电解质的解离度大为下降，使难溶电解质溶解度大为减小。盐效应使弱电解质解离度稍增加，使难溶电解质的溶解度稍增加。
5．根据弱电解质的解离常数确定下列各溶液在相同浓度下，pH由大到小的顺序。
NaAc，NaCN，Na3PO4，NH4Cl，NH4Ac，(NH4)2SO4，H3PO4，H2SO4，HCl，NaOH，HAc,H2C2O4。5．NaOH，Na3PO4，NaCN，NaAc，NH4Ac，NH4Cl，(NH4)2SO4，HAc，H2C2O4，H3PO4，HCl，H2SO4。
6．什么是分级解离？为什么多元弱酸的分级解离常数逐级减小？
6．多元弱电解质解离时，先解离出一个离子，平衡后再解离出地二个离子，依次类推。
多元弱酸解离出一个H+离子后，酸根与欲解离出的第二个H+作用力大为增加，解离更困难，故分级解离常数逐级减小。
7．若要比较难溶电解质溶解度的大小，是否可以根据各难溶电解质的溶度积大小直接比较？即溶度积较大的，溶解度就较大，溶度积较小的，溶解度也就较小？为什么？
7．不可。若难溶电解质的类型不一样，溶解度与溶度积的计算公式不同，相应的溶解度与溶度积的数据不一定平行。故不能根据各难溶电解质的溶度积大小直接比较溶解度的大小。8．试用溶度积规则解释下列事实：
( l )CaCO3溶于稀HCl中；
( 2 )Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液中；
( 3 )AgCl溶于氨水，加入HNO3后沉淀又出现；
( 4 )往ZnSO4溶液中通人H2S气体，ZnS往往沉淀不完全，甚至不沉淀。若往ZnSO4溶液中先加入适且的NaAc，再通入H2S气体，ZnS几乎完全沉淀。
8．( l ) CaCO3(s)Ca2+(aq)+CO32-(aq)
加入HCl后，H+与CO32-结合生成CO2，H2O，使CaCO3溶解沉淀平衡不断向右移动，直至CaCO3溶解。
( 2 )Mg(OH)2(s)Mg2+(aq)+2OH-(aq)
加入NH4Cl后，NH4Cl解离出的NH4+与OH-结合生成NH3?H2O，致使Mg(OH)2溶解沉淀平衡不断向右移动，直至Mg(OH)2溶解。
( 3 )AgCl(s)+2NH3?H2O Ag(NH3)2+(aq)+ 2OH-(aq)
加入HNO3后，HNO3与OH-结合，使上述平衡向左移动，致使重新生成AgCl沉淀。
( 4 )Zn2+(aq)+H2S(aq)ZnS(s)+2H+(aq)
往ZnSO4溶液中通人H2S气体，有大量H+生成，使上述平衡不能不能完全向右，若溶液中H+浓度较高，甚至不能形成ZnS沉淀。若事先加入适且的NaAc，NaAc会中和溶液中的
H+，使平衡向右，沉淀完全。
9．在多相离子体系中，同离子效应的作用是什么？
9．同离子效应的作用是抑制能解离出与溶液中已大量存在的相同离子的弱电解质的解离。10．在草酸(H2C2O4)溶液中加入CaCl2溶液后得到CaC2O4?H2O沉淀，将沉淀过滤后，在滤液中加入氨水后又有CaC2O4．H2O沉淀产生。试从离子平衡的观点加以说明。
10．H2C2O4 (aq)H+(aq)+ HC2O4- (aq) HC2O4- (aq)H+(aq)+ C2O42- (aq)
草酸溶液中加入CaCl2溶液后，溶液中C2O42-与Ca2+结合生成CaC2O4?H2O沉淀。但由于
H2C2O4解离不完全，沉淀生成后，溶液中还有较多的H2C2O4和少量C2O42-。加入氨水后，H2C2O4的解离平衡向右移动，产生大量的C2O42-，又达到了CaC2O4的溶度积，又有
CaC2O4．H2O沉淀产生。
11．下列几组等体积混合物溶液中哪些是较好的缓冲溶液？哪代是较差的缓冲溶液？还有哪些根本不是缓冲溶液？
(1)10-5 mol?L-1HAc + 10-5 mol?L-1NaAc
(2) 1.0 mol?L-1HCl + 1.0mol?L-1NaCl
(3) 0.5mol?L-1HAc + 0.7mol?L-1NaAc
(4) 0.1 mol?L-1NH3 + 0.1mol?L-1NH4Cl
(5) 0.2mol?L-1HAc + 0.002mol?L-1NaAc
11．(1)是较差的缓冲溶液，因HAc和NaAc浓度很低，缓冲能力很有限。
(2)根本不是缓冲溶液，因没有抗酸因子和抗碱因子。
(3)是较好的缓冲溶液，其抗酸因子Ac-和抗碱因子HAc的浓度都较大，缓冲能力强。
(4)是较好的缓冲溶液，其抗酸因子NH3和抗碱因子NH4+的浓度都较大，缓冲能力强。
(5)是较差的缓冲溶液，其抗酸因子Ac-浓度小，抗酸能力较小。
K值：
12．欲配制pH值为3的缓冲溶液，已知有下列物质的θ
a
K= 1.77×10-4
(1) HCOOH θ
a
K= 1.76×10-5
(2) HAc θ
a
K= 5.65×10-10
(3) NH4+θ
a
问选择哪一种弱酸及其共轭碱较合适？
K的指数应在-3～-4之间，故选HCOOH较合适。12．欲配制pH值为3的缓冲溶液，其θ
a
13．解释下列问题：
⑴在洗涤BaSO4沉淀时，不用蒸馏水而用稀H2SO4；
⑵虽然K O sp(PbCO3)=7.4×10-14＜K O sp(PbSO4)=1.6×10-8，但PbCO3能溶于HNO3，PbSO4而不溶；
⑶CaF2和BaCO3的溶度积常数很接近(分别为5.3×10-9和5.1×10-9)，两者饱和溶液中Ca2+和Ba2+离子浓度是否也很接近？为什么？
13．⑴因BaSO4沉淀多少能在水中溶解一些，用稀H2SO4洗涤，由于同离子效应，能减少洗涤时的溶解损失。
⑵PbCO3(s)Pb2+(aq)+CO32-(aq)
加入HNO3后，HNO3解离的H+与CO32-结合生成CO2和水，使上述溶解沉淀平衡不断向右进行，PbCO3溶解于HNO3。
而PbSO4(s)Pb2+(aq)+ SO42-(aq)，加入HNO3后，不对上述溶解沉淀平衡产生影响，故PbSO4不溶解于HNO3。
14．回答下列问题，简述理由：
⑴NaHS溶液呈弱碱性，Na2S溶液呈较强碱性；
⑵如何配制SnC12，Bi(NO3)3，Na2S溶液；
⑶为何不能在水溶液中制备A12S3；
⑷CaCO3在下列哪种试剂中溶解度最大？
纯水，0.1mol?L-1 Na2CO3，0.1 mol?L-1CaC12，0.5 mol?L-1KNO3。
⑸溶液的pH降低时，下列哪一种物质的溶解度基本不变？
Al(OH)3AgAc ZnCO3PbC12
⑹同是酸式盐，NaH2PO4溶液为酸性，Na2HPO4溶液为碱性。
14．⑴对。HS-有解离和水解两种倾向，但水解倾向更大，呈弱碱性。S2-只有水解，溶液呈较强碱性。
⑵SnC12应在稀盐酸溶液中配制；Bi(NO3)3应在稀硝酸溶液中配制；Na2S应在稀NaOH溶液中配制。
⑶A12S3(s)+6H2O2Al(OH)3(s)+3H2S(g)，由于剧烈的双水解，A12S3不能在水溶液中制备。
⑷在Na2CO3和CaC12溶液中，由于同离子效应，CaCO3的溶解度远小于其在水中的溶解度。在KNO3由于有盐效应，其溶解度略大于其在水中的溶解度，故CaCO3在0.5 mol?L-1KNO3中的溶解度最大。
⑸PbC12(s)Pb2+(aq)+ Cl2-(aq)，加入酸，降低溶液的pH后，对PbC12的沉淀溶解平衡无影响，其溶解度基本不变。其他几种沉淀降低pH后，H+均会与上述电解质的阴离子结合成弱电解质，使这些难溶电解质溶解度增加。
⑹NaH2PO4溶液解离倾向大于水解倾向，平衡时溶液中H+浓度大于OH-浓度，溶液显酸性；Na2HPO4溶液解离倾向小于水解倾向，平衡时溶液中H+小于OH-浓度，溶液显碱性。
习题
1．将下列pH值换算为H+浓度，或将H+浓度换算为pH值。
⑴ pH 值：0.24，1.36，6.52 ，10.23。
⑵c (H +)( mol ?L -1)：2.00×10-2 ，4.50×10-5，5.00×10-10。
1．⑴①c (H +)=10-0.24=0.575 mol ·L -1，②c (H +)=10-1.36=0.044 mol ·L -1，
③c (H +)=10-6.52=3.02×10-7 mol ·L -1，④c (H +)=10-10.23=5.89×10-11mol ·L -1
⑵①pH =－lg c (H +)=－lg (2.00×10-2)=3.70
②pH =－lg c (H +)=－lg (4.50×10-5)=4.35
③pH =－lg c (H +)=－lg (5.00×10-10)=9.30
2．某一元弱酸HA 的浓度为0.010mol ·L -1，在常温下测得其pH 为4.0。求该一元弱酸的解离常数和解离度。
2．解： HA H ++A - pH 为4.0，则c (H +)=10-4 mol ·L -1，c (A -)=10-4 mol ·L -1，
K O =)()()(HA c A c H c -+=44410
010.01010----?≈1.0×10-7
α=)
()(0HA c H c +×100%=01.0104-100%=1% 3．已知0.010mol ·L -1H 2SO 4溶液的pH=1.84，求HSO 4-的解离常数。
3．解：由于硫酸是强酸，溶液的pH=1.84，则 c (H +)=10-1.84=0.01445mol ·L -1,
其一级解离是完全的，其中0.010mol ·L -1 H +由一级解离得来。
二级解离是部分解离：HSO 4-H ++SO 42-,其中0.00445mol ·L -1 H +由二级解离得来。 c (HSO 4-)=0.01－0.00445= 0.00555mol ·L -1，c (SO 42-)=0.01445－0.01=0.00445 mol ·L -1
K O =)
()()(424--+HSO c SO c H c =00555.000445.001445.0?=0.012 4．在氢硫酸和盐酸混合溶液中，c (H +)为0.3 mol ?L -1，已知c (H 2S )为0.1 mol ?L -1，求该溶液中的S 2-浓度。
4．解：c (S 2-)=)
()()(222+H c S H c S H K a θ=2213.01.0101.1??-=1.041×10-21 mol ?L -1
5．将0.20mol ·L -1HCOOH （θa K =1.8×10-4）溶液和0.40 mol ·L -1HCN （θa K =6.2×10-10）溶液等体积混合，求混合溶液的pH 值。
5．由于HCOOH 的酸性远远大于HCN 的酸性，浓度相差又不太大，可以认为溶液中的H +几乎全部来自HCOOH 的解离，来自HCN 解离的H +浓度完全可以不计。
混合后，c (HCOOH)=0.2/2=0.1mol ·L -1,c /K o a =0.1/1.8×10-4=555.6＞400
可以用简略公式，c (H +)=θa cK =4108.11.0-??=4.2×10-3 mol ·L -1,
pH=-lg c (H +)=3－lg4.2=2.38
6．现有0.20mol ?L -1HCl 溶液与0.20mol ?L -1氨水，在下列几种情况下计算混合溶液的pH 值。 ⑴两种溶液等体积混合；
⑵两种溶液按2：1的体积混合；
⑶两种溶液按1：2的体积混合。
6．⑴两种溶液等体积混合，完全生成NH 4Cl ，浓度为0.2/2=0.1mol ?L -1，水解呈酸性。
c (H +)=θ
a cK =θθ3NH w K K c =514108.1101.0--?=7.45×10-6mol ·L -1
pH=-lg c (H +)=6－lg7.45=5.13
⑵两种溶液按2：1的体积混合，HCl+NH 3?H 2O==NH 4Cl+H 2O ，
余下1份HCl 和生成的1份NH 4Cl ，由于HCl 的酸性远大于NH 4Cl 的酸性，以余下的酸计算溶液的pH 值。
c (H +)=0.1/3=0.0333 mol ·L -1
pH=-lg c (H +)=2－lg3.33=1.48
⑶两种溶液按1：2的体积混合。HCl+NH 3?H 2O==NH 4Cl+H 2O ，余下1份NH 3?H 2O 和生成的1份NH 4Cl ，正好组成缓冲溶液。
pOH=pK b －lg )()(43+NH c NH c =4.74－lg 3
/1.03/1.0=4.74 pH=14－pOH=14－4.74=9.26
7．⑴写出下列各种物质的共轭酸。
(a) CO 32- (b)HS - (c)H 2O (d) HPO 42- (e)NH 3 (f)S 2-
⑵写出下列各种物质的共扼轭碱。
(a) H 3PO 4 (b) HAc (c) HS - (d)HNO 2 (e) HClO (f)H 2CO 3
7．⑴CO 32- - HCO 3-, HS —H 2S , H 2O – H 3O +, HPO 42—H 2PO 4-, NH 3-NH 4+, S 2-- HS -. ⑵H 3PO 4- H 2PO 4-，HAc-Ac -，HS —S 2-，HNO 2- NO 2-，HClO – ClO -，H 2CO 3- HCO 3-
8．在1L1.0mol ?L -1氨水中，应加入多少克固体(NH 4)2SO 4,才能使溶液的pH 等于9.00(忽略固体加入对溶液体积的影响)。
8．解：pH=9.0，pOH=14.0-9.0=5.0，c (OH -)=1.0×10-5 mol ?L -1
氨水中加入(NH 4)2SO 4构成缓冲溶液，
c (OH -)=K O (NH 3)
)
()(43+NH c NH c c (NH 4+)= K O (NH 3))()(3-OH c NH c =1.8×10-55100.10.1-?=1.8 mol ?L -1 c [(NH 4)2SO 4]=1.8/2=0.9 mol ?L -1
m[(NH 4)2SO 4]=0.9×1×132=118.8g
9．在血液中H 2CO 3—NaHCO 3缓冲对的作用之一是从细胞组织中迅速除去由运动产生的乳酸（简记为HL ）。
⑴求HL+HCO 3-H 2CO 3+L -的平衡常数K O 。
⑵若血液中[H 2CO 3]=1.4×10-3 mol ?L -1，[HCO 3-]=2.7×10-2 mol ?L -1，求血液的pH 值。 ⑶若向1.0dm 3血液中加入5.0×10-3molHL 后，pH 为多大？
（已知H 2CO 3：θa K 1=4.2×10-7，θa K 2=5.6×10-11；HL ：θ
a K =1.4×10-4）
9．解：⑴K O =)()()()(332--HCO c HL c L c CO H c ×)()(++H c H c =θθ1a HL K K =7410
2.4104.1--??=333 ⑵pH =p K a1－lg )()(332-HCO c CO H c =6.377－lg 23
107.2104.1--??=7.67 10．取100gNaAc ?3H 2O ，加入13mL6.0mol ?L -1HAc 溶液，然后用水稀释至1L ，此缓冲溶液的pH 是多少？若向此溶液中通入0.10molHCl 气体(忽略溶液体积的变化)，求溶液的pH 变化是多少？
10．解：⑴以上所得溶液是缓冲溶液。
c (HAc)=(6.0×13×10-3)/1=0.078 mol ?L -1
c (NaAc)=100÷1÷136=0.74 mol ?L -1
pH=p K O (HAc )－lg )()(NaAc c HAc c =4.74－lg 74
.0078.0=5.72 ⑵向此溶液中通入HCl 气体，则发生如下反应：
NaAc+HCl==NaCl+HAc
反应后： c (HAc)=0.078+0.10=0.18mol ?L -1
c (NaAc)=0.74－0.10=0.64 mol ?L -1
pH=p K O (HAc )－lg )()(NaAc c HAc c =4.74－lg 64
.018.0=5.30 △(pH)=5.30－5.72=－0.42
11．写出下列各难溶电解质的溶度积K O sp 的表达式(不考虑离子水解)：
PbCl 2 Ag 2S Fe 2S 3 Ba 3(PO 4)2
11．K O sp (PbCl 2)=c (Pb 2+)c (Cl -)2， K O sp (Ag 2S)=c (Ag +)2c (S 2-)，
K O sp (Fe 2S 3)=c (Fe 3+)2c (S 2-)3， K O sp [Ba 3(PO 4)2]=c (Ba 2+)3c (PO 43-)2，
12．根据下列给定条件求溶度积常数。
⑴FeC 2O 4·2H 2O 在1dm 3水中能溶解0.10g ；
⑵Ni (OH)2在pH=9.00的溶液的溶解度为1.6×10-6 mol ?L -1。
12．⑴c (Fe 2+)=c (C 2O 42-)=0.10/179.85=5.56×10-4 mol ?L -1
K O sp (FeC 2O 4)=c (Fe 2+)c (C 2O 42-)=(5.56×10-4)2=3.09×10-7
⑵K O sp [Ni (OH)2]= c (Ni 2+) c (OH -)2=1.6×10-6×(10-5)2=1.6×10-16
13．已知下列物质的溶度积常数K O sp ，计算其饱和溶液中各种离子的浓度。
⑴CaF 2：K O sp (CaF 2)=5.3×10-9
⑵PbSO 4：K O sp (PbSO 4)=1.6×10-8
13．⑴K O sp (CaF 2)=c (Ca 2+)c (F -)2=s (2s )2=4s 3
s =34θsp K =394
103.5-?=1.1×10-3 mol ?L -1 c (Ca 2+)=s =1.1×10-3 mol ?L -1, c (F -)=2s =2.2×10-3 mol ?L -1
⑵K O sp (PbSO 4)=c (Pb 2+)c (SO 42-)=s 2
s =)(4PbSO K sp θ=8108.1-?=1.34×10-4mol ?L -1
c (Pb 2+)=c (SO 42-)=1.34×10-4mol ?L -1
14．在下列溶液中不断通入H 2S ，计算溶液中最后残留的Cu 2+的浓度。
⑴0.10 mol ?L -1CuSO 4溶液。
⑵0.10 mol ?L -1CuSO 4与1.0 mol ?L -1HCl 的混合溶液。
14．⑴Cu+H 2S==CuS(s)+2H +
c (H +)=2×0.1=0.2 mol ?L -1
c (S 2-)=)()()(222+H c S H c S H K a θ=2212.01.0101.1??-=2.34×10-21 mol ?L -1
c (Cu 2+)=K o sp (CuS)/c (S 2-)=(6.3×10-36)/( 2.34×10-21)=2.69×10-15mol ?L -1
⑵Cu+H 2S==CuS(s)+2H +
c (H +)=2×0.1＋1.0=1.2 mol ?L -1
c (S 2-)=)
()()(222+H c S H c S H K a θ=2212.11.0101.1??-=7.64×10-23mol ?L -1
c (Cu 2+)=K o sp (CuS)/c (S 2-)=(6.3×10-36)/( 7.64×10-23)=8.25×10-14mol ?L -1
15．己知298.15K 时Mg(OH)2的溶度积为5.56×10-12。计算：
⑴Mg(OH)2在纯水中的溶解度( mol ?L -1)，Mg 2+及OH -离子的浓度；
⑵Mg(OH)2在0.01 mol ?L -1NaOH 溶液中的溶解度；
⑶Mg(OH)2在0.01 mol ?L -1MgCl 2溶液中的溶解度。
15．⑴Mg(OH)2(s)Mg 2+(aq)+2OH -(aq)
s 2s
K o sp [Mg(OH)2]= c (Mg 2+)c (OH -)2= s (2s )2=4s 3
s =324]
)([OH Mg K sp θ=3124
1056.5-?=1.17×10-4mol ?L -1 c (Mg 2+)=s =1.17×10-4mol ?L -1, c (OH -)=2s =2.23×10-4mol ?L -1
16．试计算下列沉淀转化反应的K O 值：
⑴PbCrO 4(s)+S 2-(aq)PbS(s)+CrO 42-(aq)
⑵Ag 2CrO 4(s)+2Br -(aq)2AgBr(s)+CrO 42-(aq)
16．⑴K O =)()(224--S c CrO c ×)
()(22++Pb c Pb c =)()(4PbS K PbCrO K sp sp θθ=2813100.8108.2--??=3.5×1014
⑵K O =)()(224--Br c CrO c ×)()(22++Ag c Ag c =242)]([)(AgBr K CrO Ag K sp sp θθ=)
1035.5(1012.11312--??=3.91×1012 17．一种混合溶液中含有3.0×10-2mol ?L -1Pb 2+和2.0×10-2mol ?L -1Cr 3+，若向其中逐滴加入浓NaOH 溶液(忽略溶液体积变化)，Pb 2+与Cr 3+均有可能生成氢氧化物沉淀。
问：⑴哪种离子首先被沉淀？
⑵若要分离这两种离子，溶液的应控制pH 在什么范围？
17．⑴Pb(OH)2开始析出所需最低c (OH -)为
c (OH -)=)(])([22+Pb c OH Pb K SP θ=21510
0.31043.1--??=2.2×10-7mol ?L -1
Cr(OH)3开始析出所需最低c (OH -)为
c (OH -)=333)(])([+Cr c OH Cr K SP θ=323110
0.2103.6--??=3.2×10-10mol ?L -1
Cr(OH)3开始析出所需c (OH -)更低，故Cr(OH)3首先沉淀。
⑵Cr(OH)3沉淀完全[即c (Cr 3+)≤10-5 mol ?L -1]时所需最低c (OH -)为
c (OH -)=333)(])([+Cr c OH Cr K SP θ=353110
0.1103.6--??=4.0×10-9mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(4.0×10-9)]=5.60
若Pb(OH)2不沉淀，所允许的OH -最高浓度即开始析出所需最低c (OH -)
c (OH -)≤2.2×10-7mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(2.2×10-7)]=7.34
要分离这两种离子，溶液的pH 应控制在5.60～7.34。
⑴此时溶液的pH 是多少：
⑵其他阳离子被沉淀的物质的量分数是多少？
18．⑴恰好使50%的Mg 2+沉淀，溶液中剩下的c (Mg 2+)=0.06/4=0.015mol ?L -1
此时溶液中c (OH -)=)(])([22+Mg c OH Mg K SP θ=015
.0108.111
-?=3.46×10-5mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(3.46×10-5)]=9.54
⑵当c (OH -)=3.46×10-5mol ?L -1时，其他阳离子在溶液中容许的浓度为：
c (Ca 2+)=)(])([22-OH c OH Ca K SP θ=256
)
1046.3(103.1--??=1085.9 mol ?L -1 可见，Ca 2+未被沉淀。
c (C
d 2+)=)(])([22-OH c OH Cd K SP θ=2514)
1046.3(105.2--??=2.1×10-5mol ?L -1 Cd 2+
被沉淀的物质的量分数=2/)102(101.22/)102(35
3---??-?×100%=97.9%
c (Fe 3+)=)(])([33-OH c OH Fe K SP θ=3538
)
1046.3(104--??=9.66×10-25mol ?L -1 Fe 3+被沉淀的物质的量分数=2
/)102(1066.92/)5102(5253---??-?×100%=100% 19．在1L0.20mol ?L -1ZnSO 4溶液中含有Fe 2+杂质为0.056g 。加入氧化剂将Fe 2+氧化为Fe 3+后，调pH 生成Fe(OH)3而除去杂质，问为何要把Fe 2+氧化为Fe 3+？如何控制溶液的pH ？已知：K O sp Zn(OH)2=1.2×10-17，K O sp Fe(OH)3=4×10-38，K O sp Fe(OH)2=8×10-16。
19．解：⑴Zn 2+开始沉淀的c (OH -)=)(])([22+Zn c OH Zn K SP θ=2
.0102.117-?=7.75×10-9mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(7.75×10-9)]=5.89
Zn 2+沉淀完全的c (OH -)=)(])([22+Zn c OH Zn K SP θ=51710
0.1102.1--??=1.10×10-6mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(1.10×10-6)]=8.04
⑵Fe 2+开始沉淀的c (OH -)=)(])([22+Fe c OH Fe K SP θ=56
/056.010816-?=8.94×10-7mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(8.94×10-7)]=7.95
Fe 2+沉淀完全的c (OH -)=)(])([22+Fe c OH Fe K SP θ=51610
0.1108--??=8.9×10-6mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(8.9×10-6)]=8.95
⑶Fe 3+开始沉淀的c (OH -)=333)(])([+Fe c OH Fe K SP θ=33856
/056.0104-?=3.42×10-12mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(3.42×10-12)]=2.54
Fe 3+沉淀完全时所需最低c (OH -)为
c (OH -)=333)(])([+Fe c OH Fe K SP θ=353810
0.1104--??=1.59×10-11mol ?L -1
pH=14.00－pOH=14.00－[－lg(1.59×10-11)]=3.20
由以上计算可知，若不把Fe 2+氧化为Fe 3+，在调pH 除去Fe 2+时，Zn 2+会先沉淀；当把Fe 2+氧化为Fe 3+后，只要控制pH 在3.20～5.89之间，就可以保证Fe 3+完全沉淀，而Zn 2+不被沉淀，两者达到分离的目的。
20．将Na 2SO 4加到浓度均为0.10 mol ?L -1的Ba 2+和Sr 2+的混合溶液中，当Ba 2+已有99.99%沉淀为BaSO 4时停止加入Na 2SO 4。计算残留在溶液中Sr 2+的物质的量分数。已知：K O sp （BaSO 4）=1.1×10-10，K O sp (SrSO 4)=3.2×10-7。
20．解：当Ba 2+已有99.99%沉淀为BaSO 4时，溶液中
c (Ba 2+)=0.1×(1－99.99%)=1.0×10-5mol ?L -1
此时溶液中c (SO 42-)=)
()(24+Ba c BaSO K SP θ=510100.1101.1--??=1.1×10-5mol ?L -1 溶液中c (Sr 2+)=)
()(244-SO c SrSO K SP θ=57101.1102.3--??=2.82×10-2mol ?L -1 残留在溶液中Sr 2+的物质的量分数=1
.01082.22-?×100%=28.2%
第五章:d区元素(二) §5.1铜族元素 铜族元素简介 周期系第ⅠB元素，包括铜(Cu)、银(Ag)、金(Au)3种元素，通常称为铜族元素。价电子构型为(n-1)d10n s1。 在自然界中，铜族元素除了以矿物形式存在外，还以单质形式存在。常见的矿物有辉铜矿(Cu2S)、孔雀石[Cu2(OH)2CO4]、辉银矿(Ag2S)、碲金矿(AuTe2)等。 5.1.1 铜族元素的单质 1.物理性质 ★铜、银、金都有特征颜色：Cu(紫红)、Ag(白)、Au(黄)。 ★铜、银、金的熔沸点不太高。 ★它们的导电性、导热性、延展性特别突出。它们的导电性顺序为：Ag＞Cu ＞Au。由于铜的价格较低，所以，铜在电器工业上得到了广泛的应用。 2.化学性质 铜、银、金的化学活泼性较差，在室温下看不出它们与氧或水作用。在含有CO2的潮湿空气中，铜的表面会逐渐蒙上绿色的铜锈(铜绿—碳酸羟铜 Cu2(OH)2CO3)。 2Cu + O2 + H2O + CO2→ Cu2(OH)2CO3 ★在加热条件下，铜与氧化合成CuO,而银、金不发生变化。此所谓“真金不怕火炼”！注意：当沉淀剂或配合剂存在时，铜、银、金也可与氧发生作用：
5.1.2 铜族元素的化合物 1.铜的化合物 铜的常见化合物的氧化值为+1和+2。Cu(Ⅰ)为d10构型，没有d—d跃迁，Cu(Ⅰ)的化合物一般是白色或无色的。Cu(Ⅱ)为d9构型，它们的化合物中常因Cu2+发生d—d跃迁而呈现颜色。 (1) 铜(Ⅰ)的化合物 ★一般说来，在高温、固态时，Cu(Ⅰ)的化合物比Cu(Ⅱ)的化合物稳定，例如： ★在水溶液中，Cu(Ⅰ)易被氧化为Cu(Ⅱ)，水溶液中Cu(Ⅱ)的化合物较稳定。 ★ Cu(Ⅰ)的化合物都难溶于水，常见的Cu(Ⅰ)化合物在水中的溶解度顺序为：
第二章化学热力学初步 思考题 1．状态函数的性质之一是：状态函数的变化值与体系的始态与终态有关；与过程无关。在U、H、S、G、T、p、V、Q、W中，属于状态函数的是U、S、G、T、p、V。在上述状态函数中，属于广度性质的是U、H、S、G、V，属于强度性质的是T、p。 2．下列说法是否正确： ⑴状态函数都具有加和性。 ⑵系统的状态发生改变时，状态函数均发生了变化。 ⑶用盖斯定律计算反应热效应时，其热效应与过程无关。这表明任何情况下，化学反应的热效应只与反应的起止状态有关，而与反应途径无关。 ⑷因为物质的绝对熵随温度的升高而增大，故温度升高可使各种化学反应的△S大大增加。 ⑸△H，△S受温度影响很小，所以△G受温度的影响不大。 2．⑴错误。强度状态函数如T、p就不具有加和性。 ⑵错误。系统的状态发生改变时，肯定有状态函数发生了变化，但并非所有状态函数均发生变化。如等温过程中温度，热力学能未发生变化。 ⑶错误。盖斯定律中所说的热效应，是等容热效应ΔU或等压热效应ΔH。前者就是热力学能变，后者是焓变，这两个都是热力学函数变，都是在过程确定下的热效应。 ⑷错误。物质的绝对熵确实随温度的升高而增大，但反应物与产物的绝对熵均增加。化学反应△S的变化要看两者增加的多少程度。一般在无相变的情况，变化同样的温度，产物与反应物的熵变值相近。故在同温下，可认为△S不受温度影响。 ⑸错误。从公式△G=△H－T△S可见，△G受温度影响很大。 3．标准状况与标准态有何不同？ 3．标准状态是指0℃，1atm。标准态是指压力为100kPa，温度不规定，但建议温度为25℃。 4．热力学能、热量、温度三者概念是否相同？试说明之。 4．这三者的概念不同。热力学能是体系内所有能量的总和，由于对物质内部的研究没有穷尽，其绝对值还不可知。热量是指不同体系由于温差而传递的能量，可以测量出确定值。温度是体系内分子平均动能的标志，可以用温度计测量。 5．判断下列各说法是否正确： ⑴热的物体比冷的物体含有更多的热量。 ⑵甲物体的温度比乙物体高，表明甲物体的热力学能比乙物体大。 ⑶物体的温度越高，则所含热量越多。 ⑷热是一种传递中的能量。 ⑸同一体系： ①同一状态可能有多个热力学能值。 ②不同状态可能有相同的热力学能值。 5．⑴错误。热量是由于温差而传递的能量，如果没有因温差而传递就没有意义。 ⑵错误。原因同⑴，温度高，但不因温差而传递能量就无热量意义。 ⑶错误。原因同⑴。 ⑷正确。 ⑸①错误。状态确定，热力学值也确定了，各热力学值都是唯一的数据。
第六章化学键理论 本章总目标： 1：掌握离子键、共价键和金属键的基本特征以及它们的区别； 2：了解物质的性质与分子结构和键参数的关系； 3：重点掌握路易斯理论、价电子对互斥理论、杂化轨道理论以及分子轨道理论。 4：熟悉几种分子间作用力。 各小节目标： 第一节：离子键理论 1:掌握离子键的形成、性质和强度，学会从离子的电荷、电子构型和半径三个方面案例讨论离子的特征。 2:了解离子晶体的特征及几种简单离子晶体的晶体结构，初步学习从离子的电荷、电子构象和半径三个方面来分析离子晶体的空间构型。 第二节：共价键理论 1;掌握路易斯理论。 2：理解共价键的形成和本质。掌握价键理论的三个基本要点和共价键的类型。3：理解并掌握价层电子对互斥理论要点并学会用此理论来判断共价分子的结构，并会用杂化轨道理论和分子轨道理论来解释分子的构型。 第三节：金属键理论 了解金属键的能带理论和三种常见的金属晶格。 第四节：分子间作用力 1：了解分子极性的判断和分子间作用力（范德华力）以及氢键这种次级键的形成原因。 2;初步掌握离子极化作用及其强度影响因素以及此作用对化合物结构及性质的影响。 习题 一选择题
1.下列化合物含有极性共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 2 C. Na 2 O 2.下列分子或离子中键能最大的是（） A. O 2 C. O 2 2+ D. O 2 2- 3. 下列化合物共价性最强的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) C. BeI 2 4.极化能力最强的离子应具有的特性是（） A.离子电荷高，离子半径大 B.离子电荷高，离子半径小 C.离子电荷低，离子半径小 D.离子电荷低，离子半径大 5. 下列化合物中，键的极性最弱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. SiCl 4 6.对下列各组稳定性大小判断正确的是（） +＞O 22- B. O 2 -＞O 2 C. NO+＞NO D. OF-＞OF 7. 下列化合物中，含有非极性共价键的离子化合物是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. Na 2 O 2 8.下列各对物质中，是等电子体的为（） 和O 3 B. C和B+ C. He和Li D. N 2 和CO 9. 中心原子采取sp2杂化的分子是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. PCl 3 10.下列分子中含有两个不同键长的是（）
第五章原子结构和元素周期表 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213.6E eV n = 。 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（h h P mv λ= =）。 2：学习运用不确定原理（2h x P m π???≥ ）。 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
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：原子半径——○1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐减小；○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力也增强，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。 3：电子亲和能——在同一周期中，从左至右电子亲和能基本呈增加趋势，同主族，从上到下电子亲和能呈减小的趋势。 4：电负性——在同一周期中，从左至右随着元素的非金属性逐渐增强而电负性增强，在同一主族中从上至下随着元素的金属性依次增强而电负性递减。 习题 一选择题 1.3d电子的径向函数分布图有（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A.1个峰 B.2个峰 C. 3个峰 D. 4个峰 2.波函数一定，则原子核外电子在空间的运动状态就确定，但仍不能确定的是（） A.电子的能量 B.电子在空间各处出现的几率密度 C.电子距原子核的平均距离 D.电子的运动轨迹 3.在下列轨道上的电子，在xy平面上的电子云密度为零的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A .3s B .3p x C . 3p z D .3d z2 4.下列各组量子数中，合理的一组是（） A .n=3，l=1，m l=+1，m s= +1/2 B .n=4，l=5，m l= -1，m s= +1/2 C .n=3，l=3，m l=+1，m s= -1/2 D .n=4，l=2，m l=+3，m s= -1/2 5.第四周期元素原子中未成对电子数最多可达（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A.4 B.5 C.6 D.7
第一章氢及稀有气体 1.氢气的制备 实验室：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑ 军事上：CaH2 +2H2O → Ca（OH）2 + 2H2↑ 2.稀有气体化合物 ①第一个稀有气体化合物：Xe + PtF6 → Xe+[ PtF6] （无色）（红色）（橙黄色） ②氙的氟化物水解： 2XeF2+2H2O →2Xe↑+4HF+ O2↑ 6XeF4 + 12H2O == 2XeO3 + 4Xe↑+3O2↑ +24HF XeF6+3H2O →XeO3+6HF ③氙的氟化物为强氧化剂： XeF2 + H2─→ Xe + 2HF XeF2 + H2O2─→ Xe + 2HF + O2↑ 第二章碱金属与碱土金属元素 一、碱金属与碱土金属（铍、镁除外）元素溶于液氨，生成溶剂合电子和阳离子成具有导电性的深蓝色溶液。 碱金属M(S) + (x+y)NH3 M+(NH3)x + e-(NH3)y 碱土金属M(S) + (x+2y)NH3 M2+(NH3)x +2e-(NH3)y 二、氢化物
氢化物共分为离子型、共价型、过渡型 离子型氢化物是极强的还原剂：TiCl 4＋4NaH Ti ＋4NaCl ＋2H 2↑ LiH 能在乙醚中同B 3＋ Al 3＋ Ga 3＋ 等的无水氯化物结合成复合氢化物，如氢化铝锂的生成。 4LiH + AlCl 3 乙醚 Li[AlH 4] + 3LiCl 氢化铝锂遇水发生猛烈反应Li[AlH 4]＋4H 2O=LiOH↓＋Al(OH)3↓＋4H 2↑ 三、 氧化物 1、正常氧化物 碱金属中的锂和所有碱土金属在空气中燃烧时，分别生成正常氧化物Li 2O 和MO 。其他碱金属正常的氧化物是用金属与他们的过氧化物或硝酸盐相作用制得。 Na 2O 2＋2Na=2Na 2O 2KNO 3＋10K=6K 20＋N 2↑ 碱土金属氧化物也可以由他们的碳酸盐或硝酸盐加热分解得到。 CaCO 3 CaO ＋CO 2↑ 2Sr(NO 3)2 2SrO ＋4NO 2＋O 2↑ 1、 过氧化物与超氧化物 过氧化物是含有过氧基（—O —O —）的化合物，可看作是H 2O 2的衍生物。除铍外，所有碱金属和碱土金属都能形成离子型过氧化物。 2Na ＋O 2 Na 2O 2 除锂、铍、镁外，碱金属和碱土金属都能形成超氧化物。 K ＋O 2=KO 2 2、 臭氧化物 300℃～500℃ 高温 △
第五章氧化-还原反应 无机化学习题解答（5） 思考题 1．什么是氧化数如何计算分子或离子中元素的氧化数 氧化数是某一原子真实或模拟的带电数。若某一原子并非真实得到若 失去电子而带电荷，可以认为得到与之键合的电负性小于它的原子的 电子或给予与之键合的电负性大于它的原子电子，然后计算出来的带 电情况叫氧化数。 已知其他原子的氧化数，求某一原子的氧化数时可用代数和的方法， 中性分子总带电数为零；离子总带电数为离子的电荷。 2．指出下列分子、化学式或离子中划线元素的氧化数： As2O3 KO2 NH4+ Cr2O72- Na2S2O3 Na2O2 CrO5 Na2PtCl6 N2H2 Na2S5 2．As2O3 +3，KO2 +1，NH4+ -3，Cr2O72-+3，Na2S2O3 +2，Na2O2 -1，CrO5 +10，Na2PtCl6 +4，N2H2 -1，Na2S5 -2/5， 3．举例说明下列概念的区别和联系： ⑴氧化和氧化产物⑵还原和还原产物 ⑶电极反应和原电池反应⑷电极电势和电动势 3．⑴氧化是失去电子氧化数升高，所得氧化态较高产物即为氧化产物。 ⑵还原是得到电子氧化数降低，所得氧化态较较产物即为还原产物。
⑶在某个电极上发生的反应为电极反应，分为正极的还原反应和负极的氧化反应，总反应为原电池反应。 ⑷固体电极材料与所接触的溶液间的电势差即为该原电池的电极电势。两电极构成原电池时两电极间的电势差为该原电池的电动势。 4．指出下列反应中何者为氧化剂，它的还原产物是什么何者为还原剂，它的氧化产物是什么 ⑴2FeCl3+Cu→FeCl2+CuCl2 ⑵Cu+CuCl2+4HCl→2H2[CuCl3] ⑶Cu2O+H2SO4→Cu+CuSO4+H2O 4．⑴氧化剂：FeCl3，还原产物：FeCl2，还原剂：Cu，氧化产物：CuCl2。 ⑵氧化剂：CuCl2，还原产物：2H2[CuCl3]，还原剂：Cu，氧化产物：2H2[CuCl3]。 ⑶氧化剂：Cu2O，还原产物：Cu，还原剂：Cu2O，氧化产物：CuSO4。 5．离子-电子法配平氧化-还原方程式的原则是什么判断下列配平的氧化还原方程式是否正确，并把错误的予以改正。 ⑴2FeCl2+3Br2→2FeBr3+4Cl- ⑵Fe2++NO3-+4H+→Fe3++NO↑+2H2O 5．原则是：(1)根据质量守恒定律，反应前后各种元素的原子总数各 自相等； (2)根据电荷平衡，反应前后各物种所带电荷总数之和相 等。 ⑴6FeCl2+3Br2→2FeBr3+4FeCl3 ⑵3Fe2++NO3-+4H+→3Fe3++NO↑+2H2O
第六章分子的结构与性质 思考题 1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素之间易形成离子键，哪些元素之间易形成共价键。 答：ⅠA、ⅡA族与ⅥA、ⅦA元素之间由于电负性相差较大，易形成离子键，而处于周期表中部的主族元素原子之间由于电负性相差不大，易形成共价键。 2．下列说法中哪些是不正确的，并说明理由。 （1）键能越大，键越牢固，分子也越稳定。不一定，对双原子分子是正确的。 （2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。不一定，对双原子分子是正确的。 （3）sp2杂化轨道是由某个原子的1s轨道和2p轨道混合形成的。×由一个ns轨道和两个np轨道杂化而成。 （4）中心原子中的几个原子轨道杂化时，必形成数目相同的杂化轨道。√
（5）在CCl4、CHCl3和CH2Cl2分子中，碳原子都采用sp2杂化，因此这些分子都呈四面体形。×sp3，CCl4呈正四面体形；CHCl2和CH2Cl2呈变形四面体形。 （6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。×成对的电子可以被激发成单电子而参与成键。 （7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。×不等性的杂化轨道的几何构型与分子的几何构型不一致。 3．试指出下列分子中那些含有极性键？ Br2CO2H2O H2S CH4 4．BF3分子具有平面三角形构型，而NF3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论加以解释。BF3中的B原子采取SP2杂化，NF3分子的N原子采取不等性的SP3杂化。 5．CH4，H2O，NH3分子中键角最大的是哪个分子键角最小的是哪个分子为什么CH4键角最大（109028，），C采取等性的SP3杂化，NH3（107018，），H2O分子中的N、O采用不等性的SP3杂化，H2O分子中的O原子具有2对孤电子对，其键角最小（104045，）。 6．解释下列各组物质分子中键角的变化（括号内为键角数值）。
第五章原子结构与元素周期律 1、下列说法是否正确，为什么？ （1）主量子数为1时，有两个方向相反的轨道； （2）主量子数为2时，有2s,2p两个轨道； （3）主量子数为2时，有4个轨道，即2s,2p,2d,2f； （4）因为H原子中只有一个电子，故它只有一个轨道； （5）当主量子数为2时，其角量子数只能取一个数，即l =1; （6）任何原子中，电子的能量只与主量子数有关。 2、试判断下表中各元素原子的电子层中的电子数是否正确，错误的予以更正，并简要说明理由。 3、第6能级组有哪些能级？分别用量子数或轨道符号表示： 4、试讨论在原子的第4电子层（N）上： （1）亚层数有多少？并用符号表示各亚层。 （2）各亚层上的轨道数分别是多少？该电子层上的轨道总数是多少？ （3）哪些轨道是等价轨道？
5、写出与下列量子数相应的各类轨道符号，并写出其在近似能级图中的前后能级所对应的符号： （1）n=2, l=1 (2) n=3, l =2 (3) n=4, l =0 (4) n=4, l =3 6、在下列各项中，填入合适的量子数： （1）n=?, l=2, m=0, m s=±1/2 （2）n=2, l=?, m=-1, m s=±1/2 （3）n=4, l=?, m=+2, m s=±1/2 （4）n=3, l=0, m=?, m s=±1/2 7、指出下列假设的电子运动状态（依次为n,l,m, m s），哪几种不可能存在？为什么？ （1）3，2，+2，+1/2 （2）2, 2, -2, +1/2 （3）2, 0, +1, -1/2 (4) 2, -1, 0, +1/2 (5) 4, 3, -1, 1 8、原子吸收能量由基态变成激发态时，通常是最外层电子向更高的能级跃迁。试指出下列原子的电子排布中，哪些属于基态或激发态，哪些是错误的。 （1）1s2 2s2 2p1(2)1s2 2s2 2p62d1 (3) 1s22s22p43s1(4) 1s2 2s4 2p2 9、写出原子序数为45，52，79各元素的原子核外电子排布式及
第一章 一些基本概念和定律 本章总目标： 1：学习物质的聚集状态分气态、固态、液态三种，以及用来表示这三种聚集态的相关概念。 2;重点掌握理想气体状态方程、道尔顿分压定律以及拉乌尔定律。 各小节目标 第一节：气体 1：了解理想气体的概念，学习理想气体的状态方程推导实际气体状态方程的方法。 2：掌握理想气体状态方程的各个物理量的单位及相关的计算。 理想气体：忽略气体分子的自身体积，将分子看成是有质量的几何点；假设分子间没有相互吸引，分子之间及分子与器璧之间发生的碰撞时完全弹性的，不造成动能损失。 3：掌握Dalton 分压定律的内容及计算。 第二节：液体和溶液 1：掌握溶液浓度的四种表示方法及计算 ○1物质的量浓度（符号：B c 单位1mol L -?）：溶液中所含溶质B 的物质的量除 以溶液的体积。 ○2质量摩尔浓度（B B A n b m =，单位：1mol kg -?）：溶液中溶质B 的物质的量除以溶剂的质量。 ○ 3质量分数（B B m m ω=）：B 的质量与混合物的质量之比。 ○4摩尔分数（B B n n χ=）：溶液中溶质的物质的量与溶液的总物质的量之比。 2：了解非电解质稀溶液的依数性及其应用。 第三节：固体 1：了解常见的四种晶体类型 2：掌握四类晶体的结构特征及对物质性质的影响，比较其熔沸点差异。 Ⅱ 习题 一 选择题：
1.如果某水合盐的蒸汽压低于相同温度下的蒸汽压，则这种盐可能发生的现象是（） (《无机化学例题与习题》吉大版) A.气泡 B.分化 C.潮解 D.不受大气组成影响 2.严格的讲，只有在一定的条件下，气体状态方程式才是正确的，这时的气体称为理想气体。这条件是（） A.气体为分子见的化学反应忽略不计 B.各气体的分压和气体分子本身的体积忽略不计 C.各气体分子的“物质的量”和气体分子间的引力忽略不计 D.各气体分子间的引力，气体分子的体积忽略不计 3.在300K，把电解水得到的并经干燥的H 2和O 2 的混合气体40.0克，通入60.0L 的真空容器中，H 2和O 2 的分压比为（） A.3:1 B.2:1 C.1:1 D.4:1 4.在下述条件中，能使实际气体接近理想的是（） A.低温、高压 B.高温、低压 C.低温、低压 D.高温、高压 5.某未知气体样品为5.0克，在温度为1000C时，压力为291KPa时体积是0.86L，该气体的摩尔质量是（） A.42g/mol B.52g/mol C.62g/mol D.72g/mol 6.处于室温一密闭容器内有水及与水相平衡的水蒸气。现充入不溶于水也不与水反应的气体，则水蒸气的压力（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A.增加 B.减少 C.不变 D.不能确的 7.将300K、500KPa的氧气5L。400K、200KPa的氢气10L和200K、200KPa的氮气3L，三种气体压入10L容器中维持300K，这时气体的状态是（） A.氧气的压力降低，氮气、氢气压力增加 B.氢气的压力降低，氮气、氧气的压力增加 C.氮气的压力不变，总压力比混合前低 D.氧气、氮气、氢气的压力降低，总压力比混合前低 8.土壤中NACL含量高时植物难以生存，这与下列稀溶液的性质有关的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. 蒸汽压下降 B.沸点升高 C. 冰点下降 D. 渗透压 9.一种元素的相对原子质量，是该元素的一定质量与核素12 6 C的摩尔质量的1/12的比值，这一质量是（） A.原子质量 B.各核素原子质量的平均质量 C.平均质量 D.1mol原子平均质量 10.在一次渗流试验中，一定物质的量的未知气体通过小孔渗相真空，需要的时间为5S，在相同条件下相同物质的量的氧气渗流需要20S。则未知气体的相对分子质量为（） (《无机化学例题与习题》吉大版) A.2 B.4 C.8 D.16 11.下述理想气体常数R所用单位错误的是（） mol-1?K-1 B. 8.314KJ?mol-1?K-1 C. 8.314KPa?L? mol-1?K-1 12.下列说法正确的是（） A.44gCO 2和32gO 2 所含的分子数相同，因而体积不同 B.12gCO 2和12gO 2 的质量相等，因而“物质的量”相同 C.1molCO 2和1molO 2 的“物质的量”相同，因而它们的分子数相同
16. 完成并配平下列反应式： （1）H2S+H2O2→ （2）H2S+Br2→ （3）H2S+I2→ （4）H2S+O2→ +H+→ （5）H2S+ClO- 3 （6）Na2S+Na2SO3+H+→ （7）Na2S2O3+I2→ （8）Na2S2O3+Cl2→ （9）SO2+H2O+Cl2→ （10）H2O2+KMnO4+H+→ （11）Na2O2+CO2→ （12）KO2+H2O→ （13）Fe(OH)2+O2+OH-→ → （14）K2S2O8+Mn2++H++NO- 3 （15）H2SeO3+H2O2→ 答：（1）H2S+H2O2=S+2H2O H2S+4H2O2（过量）=H2SO4+4H2O （2）H2S+Br2=2HBr+S H2S+4Br2（过量）+4H2O=8HBr+H2SO4 （1）H2S+I2=2I-+S+2H+ （2）2H2S+O2=2S+2H2O （3）3H2S+ClO3-=3S+Cl-+3H2O （4）2S2-+SO32-+6H+=3S+3H2O （5）2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI （6）Na2S2O3+4Cl2+5H2O=Na2SO4+H2SO4+8HCl （7）SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl （8）5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O （9）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 （10）2KO2+2H2O=2KOH+O2+H2O2 （11）4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3 （12）5S2O82-+2Mn2++8H2O=10SO42-+2MnO4-+16H+（13）H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O
无机化学(周祖新)习题解答第二章 https://www.doczj.com/doc/ab10695377.html,work Information Technology Company.2020YEAR
第二章化学热力学初步 思考题 1．状态函数的性质之一是：状态函数的变化值与体系的始态与终态 有关；与过程无关。在U、H、S、G、T、p、V、Q、W中，属于状态函数的是U、S、G、T、p、V。在上述状态函数中，属于广度性质的是U、H、S、G、V，属于强度性质的是T、p。 2．下列说法是否正确： ⑴状态函数都具有加和性。 ⑵系统的状态发生改变时，状态函数均发生了变化。 ⑶用盖斯定律计算反应热效应时，其热效应与过程无关。这表明任何情况下，化学反应的热效应只与反应的起止状态有关，而与反应途径无关。 ⑷因为物质的绝对熵随温度的升高而增大，故温度升高可使各种化学反应的△S大大增加。 ⑸△H，△S受温度影响很小，所以△G受温度的影响不大。 2．⑴错误。强度状态函数如T、p就不具有加和性。 ⑵错误。系统的状态发生改变时，肯定有状态函数发生了变化，但并非所有状态函数均发生变化。如等温过程中温度，热力学能未发生变化。 ⑶错误。盖斯定律中所说的热效应，是等容热效应ΔU或等压热效应ΔH。前者就是热力学能变，后者是焓变，这两个都是热力学函数变，都是在过程确定下的热效应。 ⑷错误。物质的绝对熵确实随温度的升高而增大，但反应物与产物的绝对熵均增加。化学反应△S的变化要看两者增加的多少程度。一般在无相变的情况，变化同样的温度，产物与反应物的熵变值相近。故在同温下，可认为△S不受温度影响。 ⑸错误。从公式△G=△H－T△S可见，△G受温度影响很大。 3．标准状况与标准态有何不同？ 3．标准状态是指0℃，1atm。标准态是指压力为100kPa，温度不规定，但建议温度为25℃。
大学无机化学第六章试 题及答案 Document serial number【NL89WT-NY98YT-NC8CB-NNUUT-NUT108】
第六章化学键理论 本章总目标： 1：掌握离子键、共价键和金属键的基本特征以及它们的区别； 2：了解物质的性质与分子结构和键参数的关系； 3：重点掌握路易斯理论、价电子对互斥理论、杂化轨道理论以及分子轨道理论。 4：熟悉几种分子间作用力。 各小节目标： 第一节：离子键理论 1:掌握离子键的形成、性质和强度，学会从离子的电荷、电子构型和半径三个方面案例讨论离子的特征。 2:了解离子晶体的特征及几种简单离子晶体的晶体结构，初步学习从离子的电荷、电子构象和半径三个方面来分析离子晶体的空间构型。 第二节：共价键理论 1;掌握路易斯理论。 2：理解共价键的形成和本质。掌握价键理论的三个基本要点和共价键的类型。3：理解并掌握价层电子对互斥理论要点并学会用此理论来判断共价分子的结构，并会用杂化轨道理论和分子轨道理论来解释分子的构型。 第三节：金属键理论 了解金属键的能带理论和三种常见的金属晶格。 第四节：分子间作用力 1：了解分子极性的判断和分子间作用力（范德华力）以及氢键这种次级键的形成原因。 2;初步掌握离子极化作用及其强度影响因素以及此作用对化合物结构及性质的影响。 习题 一选择题 1.下列化合物含有极性共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 2 C. Na 2 O 2.下列分子或离子中键能最大的是（）
A. O 2 C. O 2 2+ D. O 2 2- 3. 下列化合物共价性最强的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) C. BeI 2 4.极化能力最强的离子应具有的特性是（） A.离子电荷高，离子半径大 B.离子电荷高，离子半径小 C.离子电荷低，离子半径小 D.离子电荷低，离子半径大 5. 下列化合物中，键的极性最弱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. SiCl 4 6.对下列各组稳定性大小判断正确的是（） +＞O 22- B. O 2 -＞O 2 C. NO+＞NO D. OF-＞OF 7. 下列化合物中，含有非极性共价键的离子化合物是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. Na 2 O 2 8.下列各对物质中，是等电子体的为（） 和O 3 B. C和B+ C. He和Li D. N 2 和CO 9. 中心原子采取sp2杂化的分子是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) 3 C. PCl 3 10.下列分子中含有两个不同键长的是（） A .CO 2 3 C. SF 4 11. 下列分子或离子中，不含有孤电子对的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. H 2O B. H 3 O+ C. NH 3 D. NH 4 + 12.氨比甲烷易溶于水，其原因是（） A.相对分子质量的差别 B.密度的差别 C. 氢键 D.熔点的差别 13. 下列分子属于极性分子的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A. CCl 43 C. BCl 3 D. PCl 5 14.下列哪一种物质只需克服色散力就能使之沸腾( ) 15. 下列分子中，中心原子采取等性杂化的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)
第五章 （一）是非题 1． CuCO 3的溶度积K sp =1.4×10-10,这表明在所有含有CuCO 3的溶液中，c (Cu 2+)=c (CO 32-) 而且c (Cu 2+)?c (CO 32-)=1.4×10-10 （ ） 2．溶度积的大小决定于物质的本性和温度，与浓度无关。（ ） 3．因为Ag 2CrO 4的溶度积（K SP =2.0×10-12）小于AgCl 的溶度积（K SP =1.6×10-10），所以，Ag 2CrO 4必定比AgCl 更难溶于水。 （ ） 4. AgCl 在1 mol .L -1NaCl 溶液中，由于盐效应的影响，使其溶解度比在水中要略大一些。 （ ） 5. 难溶物质的离子积达到（等于）其溶度积并有沉淀产生时，该溶液为其饱和溶液。 （ ） （二）选择题 1．在配制FeCl 3溶液时，为防止溶液产生沉淀，应采取的措施是 （ ） A. 加碱 B. 加酸 C. 多加水 D. 加热 2． AgCl 固体在下列哪一种溶液中的溶解度最大？ （ ） A. 1mol·L -1氨水溶液 B . 1mol·L -1氯化钠溶液 C. 纯水 D. 1mol·L -1硝酸银溶液 3．Ag 2SO 4饱和溶液浓度为2.5×10-2mol .L -1，则其K sp 为 （ ） A. 6.25×10-5 B. 6.25×10-7 C. 1.25×10-3 D. 3.0×10-3 4．CaF 2的饱和溶液浓度为2×10-4mol .L -1，它的溶度积常数是 （ ） A. 4×10-8 B. 8×10-12 C. 3.2×10-11 D. 8×10-10 5．已知K sp (Ag 2CrO 4) = 1.1×10-12 ，在0.10mol .L -1Ag +溶液中，要产生Ag 2CrO 4沉淀，CrO 42-的浓度至 少应大于（ ） A. 1.1×10-10 mol .L -1 B. 2.25×10-11 mol .L -1 C. 0.10mol .L -1 D. .1 10-11 mol .L -1 6．欲使CaCO 3在水溶液中溶解度增大，可以采用的方法是 （ ） A. 加入1.0 mol .L -1 Na 2CO 3 B. 加入2.0 mol .L -1NaOH C. 加入0.10 mol .L -1EDTA D. 降低溶液的pH 值 7．设AgCl 在水中，在0.01mol .L -1CaCl 2中，在0.01mol .L -1NaCl 中以及在0.05mol .L -1AgNO 3中的溶解度分别为S 0，S 1，S 2和S 3，这些量之间的正确关系是 （ ） A. S 0>S 1>S 2>S 3 B. S 0>S 2>S 1>S 3 C. S 0>S 1=S 2>S 3 D. S 0>S 2>S 3>S 1 8．已知某难溶盐AB 2的溶解度为S （单位为mol .L -1），其浓度积K sp 为（ ） A. S 3 B. S 2 C. 4S 3 D. S 3/4 9．已知K sp (AgCl)= 1.8 × 10-10，K sp (Ag 2CrO 4)= 1.1 × 10-12 ，K sp (AgI)= 8.3 × 10-17，在含以上沉淀的溶液中滴加氨水，三种沉淀中，何者最易溶解 （ ） A. Ag 2C r O 4 B. AgCl C. AgI D.无法判断
第六章原子结构和元素周期律 习题解答 思考题 1．氢原子为什么是线状光谱谱线波长与能层间的能量差有什么关系 1．因为氢原子(也包括其他原子)核外电子按不同能量分层排布，这些能量间是不连续的。跃迁到高能量轨道的电子回到低能量轨道时放出的能量以光的形式放出。任一原子轨道间的能量差个数是有限的，故放出的光谱是有限的几条，所以是线状光谱。根据hγ=△E，谱线波长λ= hc/△E。 2．原子中电子的运动有什么特点 2．原子中电子的运动有什么特点与其他微观粒子一样，具有波粒两象性。量子力学用几率波来描述电子的运动。 3．量子力学的轨道概念与波尔原子模型的轨道有什么区别和联系 3．波尔原子模型的轨道把原子核作为球心，电子在原子核为球心的同心圆上围绕原子核旋转，也称“星系模型”。量子力学的轨道概念是电子作为几率波，在原子核和其他电子形成的电场中运动。用波动方程描述电子的运动，由于是微分方程，要有合理解，要确定一系列量子数，每一组量子数确定的波动方程即为一轨道。 4．比较原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的异同。 4．原子轨道有正负之分，且原子轨道比较“胖”；电子云是原子轨道的平方，无正负之分，比原子轨道“瘦”。 5．氢原子的电子在核外出现的概率最大的地方在离核的球壳上(正好等于波尔半径)，所以电子云的界面图的半径也是。这句话对吗 5．不对。电子云的界面图指包括电子运动概率很大(例如90%或99%)的等密度面的界面。6．说明四个量子数的物理意义和取值范围。哪些量子数决定了原子中电子的能量 6．主量子数是决定电子与原子核平均距离的参数。其取值范围n为1、2、3、4……∞的自然数。角量子数是电子运动角动量的参数，其取值范围l为0、1、2、3、……(n-1)的自然数。磁量子数是具有相同角动量的电子在空间不同伸展方向的参数，其取值范围m为0、±1、±2、……±l。自旋量子数是表示电子自旋的参数，根据电子自旋只有顺时针和逆时针两种情况，自旋量子数m s的取值范围取＋1/2和－1/2。对于氢原子，只有主量子数决定原子中电子的能量，对于其他原子，有主量子数和角量子数决定电子的能量。 7．原子核外电子的排布遵循哪些原则举例说明。 7．原子核外电子排布遵循泡利不相容原理、能力最低原理和洪特规则极其特例。（举例略）8．为什么任何原子的最外层均不超过8个电子次外层均不超过18个电子为什么周期表中各周期所包含的元素数不一定等于相应电子层中电子的最大容量2n2 8．这是原子轨道能级交错的必然结果。当原最外层已排满8个电子时，按基态能量最低原理，这8个电子排布的轨道肯定是n s2n p6，若还有电子要进入原子轨道，由于n d的能量大于的(n+1)s能量，电子排在新开辟的(n+1)s轨道，在(n+1)s轨道排满2个电子后，电子再依次进入n d轨道，这时n层是次外层，所以最外层电子不会超过8个电子。当次外层d轨道的10个电子排满后，也是由于能级交错的原因，新增的电子进入到能量较低的(n+2)s轨道，只有(n+2)s轨道排满2个电子后，电子再依次进入n f轨道，这时n层是倒数第三层，所以次外层电子不会超过18个电子。 9．什么叫有效核电荷其递变规律如何有效核电荷的变化对原子半径、第一电离能有什么影响 9．元素的有效核电荷Z*是核对最外层电子的净吸引作用。即扣除了其他电子屏蔽作用后剩
第五章 原子结构和元素周期表 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213.6E eV n = 。 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（h h P mv λ= =）。 2：学习运用不确定原理（2h x P m π???≥ ）。 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
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：原子半径——○1从左向右，随着核电荷的增加，原子核对外层电子的吸引力也增加，使原子半径逐渐减小；○2随着核外电子数的增加，电子间的相互斥力也增强，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。 3：电子亲和能——在同一周期中，从左至右电子亲和能基本呈增加趋势，同主族，从上到下电子亲和能呈减小的趋势。 4：电负性——在同一周期中，从左至右随着元素的非金属性逐渐增强而电负性增强，在同一主族中从上至下随着元素的金属性依次增强而电负性递减。 习题 一选择题 1.3d电子的径向函数分布图有（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A.1个峰 B.2个峰 C. 3个峰 D. 4个峰 2.波函数一定，则原子核外电子在空间的运动状态就确定，但仍不能确定的是（） A.电子的能量 B.电子在空间各处出现的几率密度 C.电子距原子核的平均距离 D.电子的运动轨迹 3.在下列轨道上的电子，在xy平面上的电子云密度为零的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版) A .3s B .3p x C . 3p z D .3d z2 4.下列各组量子数中，合理的一组是（） A .n=3，l=1，m l=+1，m s= +1/2 B .n=4，l=5，m l= -1，m s= +1/2 C .n=3，l=3，m l=+1，m s= -1/2
第一章 化学反应中的质量和能量关系 重要概念 1.系统：客观世界是有多种物质构成的，但我们可能只研究其中一种或若干物质。人为地将一部分物质与其他物质分开，被划分的研究对象称为系统。 2.相：系统中具有相同物理性质和化学性质的均匀部分称为相。 3.状态：是指用来描述系统的诸如压力P 、体积V 、温度T 、质量m 和组成等各种宏观性质的综合表现。 4.状态函数：用来描述系统状态的物理量称为状态函数。 5.广度性质：具有加和性，如体积，热容，质量，熵，焓和热力学能等。 6.强度性质：不具有加和性，仅决定于系统本身的性质。如温度与压力，密度等。 系统的某种广度性质除以物质的量或者质量之后就成为强度性质。强度性质不必指定物质的量就可以确定。 7.热力学可逆过程：系统经过某种过程由状态1到状态2之后，当系统沿着该过程的逆过程回到原来状态时，若原来的过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学的可逆过程。 8.实际过程都是不可逆的，可逆过程是一种理想过程。 9.化学计量数：0=∑B VB Ｂ表示反应中物质的化学式，ＶＢ是B 的化学计量数， 量纲为一；对反应物取负值，生成物取正值。 10.化学计量数只表示当安计量反应式反应时各物质转化的比例数，并不是各反应物质在反应过程中世界所转化的量。 11.反应进度ξ：b b v /n ?=?ξ 对于化学反应来讲，一般选未反应时，0=ξ 引入反应进度这个量最大的优点是在反应进行到任意时刻时，可用任一反应物或产物来表示反反应进行的程度，所得的值总是相等的。 12.习惯对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在298.15K ，100kPa 下进行的。 13.一般没有特别的注明，实测的反应热（精确）均指定容反应热，而反应热均指定压反应热。 14.能量守恒定律：在任何过程中，能量不会自生自灭，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中能量的总值不变。也叫做热力学第一定律。ΔU=Q+W 15.热力学能具有状态函数的特点：状态一定，其值一定。殊途同归，值变相等。周而复始，值变为零。 16.系统与环境之间由于存在温差而交换的热量称为热。若系统吸热值为正，若系统放热值为负。 17.系统与环境之间除了热以外其他形式传递的能量都称为功。系统得功为正，系统做功为负。在一定条件下由于系统体积的变化而与环境交换的功称为体积功?-=pdV W ，除体积功以外的一切功称为非体积功如电功。 18.功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。而热力学第一定律中的热力学能的改变量只有过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。 19.化学反应热是指等温过程热，即当系统发生了变化后，使反应产物的温度回到反应前始态的温度，系统放出或吸收的热量。