11大学化学试题(A)-答案

模 拟 试 卷 答 案

课号： 课名： 大学化学 考试形式： 装

一、选择题 ( 共 10题 每题2分, 共20分 )

1 C； 2 B； 3 B； 4 C； 5 D； 订 线 6 B； 7 C； 8 D； 9 A； 10 A 二、判断题（每题1分，共10分）

1 错； 2 错； 3 对； 4 错； 5 错； 6 错； 7 对； 8 对； 9 对； 10 错 三、填空题 ( 共 10题, 每题2分, 共20分 ) 1. k [c (NO)]2·p(Cl2)，3 2. 正，还原，负，氧化 3. O2, Cu

4. (NH4)2SO4溶液 < NaCl溶液

5.

HCO?2??3，NH?4；CO3，NH3；HCO?3，Ac；H2CO3，HAc 6．取向力、 诱导力、 色散力 7．Na+；O2-

8．3.76，增加NaAc的浓度 9．Pb2+，Ag+，Ba2+

10．

SΘm（Br(g)）>SΘm（Br(l)）>SΘm（Si(s)） 四、问答题 (共 4题 每题5分 共20分)

1. 多电子原子核外电子分布基本上遵循哪个三个规律？写出以下离子或原子的电子排

布式：(1) F-离子；(2) Cu原子，已知F元素、Cu元素的质子数分别为9、29。

答：多电子原子核外电子分布基本上遵循以下三个规律：

（1）泡利不相容原理：一个原子中不可能有两个或两个以上四个量子数完全相同的电子；或者 一个原子中每个原子轨道最多只能分布两个自旋方向相反的电子。

（1分）

（2）能量最低原理：在满足泡利不相容原理的条件下，电子总是尽先占据能量最低的原子轨道，然后再按照能量从高到低的顺序依序占据能量较高的原子轨道。

（1分）

（3）洪特规则：在n、l相同的等价原子轨道中，电子总是尽量占据不同磁量子数的等价轨道，且电子自旋方向相同。（1分）

依照原子核外电子分布的上述规律，写出F-离子、Cu原子的电子排布式如下： [F-]：1s22s22p6； （1分）

[Cu]：1s22s22p63s23p63d104s1 （1分）

2．在稀醋酸溶液中加入少量盐酸， 醋酸的电离度有什么变化? 在稀醋酸溶液中加入少量固体醋酸铵，醋酸的电离度有什么变化? 加入水时电离度有何变化? 试说明之。 答：作为弱电解质的稀醋酸溶液存在解离平衡：HAc + H2O

H3O+ (aq) + Ac-(aq)

HAc的电离度受到同离子效应、浓度、温度的影响。（2分）

当向醋酸溶液加入少量盐酸时，HCl所解离出较高浓度的H+，因同离子效应抑制了HAc解离，即上述解离平衡向左移动，因而HAc的电离度有所减小。（1分）

当向醋酸溶液加入少量NH4Ac时，溶液中的Ac-离子浓度明显增大，因同离子效应导致HAc的电离度减小。（1分）

当加水稀释醋酸溶液时，依据弱电解质的稀释定律，判断HAc的电离度会有所增大。（1分）

3．常见的金属电化学腐蚀可以分为哪两类，以铁的腐蚀为例，写出各自的电极反应，并例举至少两种防腐方法。

答：常见的金属电化学腐蚀可以分为两种类型：析氢腐蚀和吸氧腐蚀。（2分）

以钢铁构件的腐蚀为例，析氢腐蚀时电极反应分别为： 阳极: Fe (s) = Fe2+ (aq) + 2e

阴极: 2H+ (aq) + 2e = H2 (g) （1分） 吸氧腐蚀时电极反应分别为：

阳极: Fe (s) = Fe2+ (aq) + 2e

阴极: 1/2 O2+H2O + 2e=2OH- （1分）

为了有效防护钢铁构件发生电化学腐蚀，采用以下腐蚀防护方法：（1）外加电源保护法；（2）牺牲阳极保护法；（3）采用不锈钢等合金材料；（4）采用适当覆盖层防护方法。

（1分）

4. 若要比较一些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进行比较？试述AB、AB2、AB3型 难溶物的溶解度s和溶度积Ks的关系。 答：若要比较相同化学式类型的难溶电解质，可以直接依据各难溶电解质的溶度积进行比

较，对于不同化学式类型的难溶电解质，则不可以采用溶度积直接进行比较，而须通过具体计算才能比较之。 （2分）

对于AB、AB2、AB3型难溶物电解质而言，其溶解度S和溶度积Ksp的关系表达

如下：

AB型：Ks?S2 或 (S? AB2型：Ks?4S3 或 (S?3Ks) （1分） Ks/4 ) （1分）

4 AB3型：Ks?27S4 或 (S?Ks/27) （1分）

五. 计算题 ( 共 3题, 30分 )

1. (本题7分) 通过CaCO3热分解制备CaO的化学反应为：CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) ， 利用下列物质的热力学数据，分别计算此反应在298K和1273K时的标准摩尔自由能

变ΔrGθm，借以判断在上述两个温度条件下CaCO3分解反应能否自发进行？

热力学数据： CO2(g) CaCO3(s) CaO(s) ΔfGθm(kJ/mol) -394.4 -1128.8 -604.0 ΔfHθm(kJ/mol) -393.5 -1206.9 -635.1 Sθm (J/mol.K) 213.7 92.9 39.8

解： CaCO3(s) → CO2(g) + CaO(s)

ΔrGθm(298K) = ΔfGθm(CaO) + ΔfGθm(CO2) - ΔfGθm(CaCO3) = (-604.03) + ( -394.359) - (-1128.79) = 130.4 kJ/mol (2分) 因ΔrGθm(298K) > 0，故298K时该反应不能自发进行。 (1分)

ΔrHθm(298K) = ΔfHθm(CaO) + ΔfHθm(CO2) - ΔfHθm(CaCO3)

=（-635.1 ）+（-393.5）-（-1206.9）= 178.3 kJ/mol ( 1分 )

ΔrSθm(298K) = Sθm(CaO) + Sθm(CO2) - Sθm(CaCO3)

= 39.8 + 213.7 - 92.9 = 160.6 J/mol.K ( 1分 )

ΔrGθm(1273K) = ΔrHθm(298K) - TΔrSθm(298K)

= 178.3 - 1273×160.6×10-3 = -26.14 kJ/mol

因ΔrGθm(1273K) < 0，故1273K时该反应能够自发进行。 (1分)

2.（本题9分）将Pb(NO3)2溶液与NaCl溶液混合，设混合液中的Pb(NO3)2浓度为0.20mol/L，已知难溶物PbCl2的溶度积常数Kθsp(PbCl2) =1.6×10-5，试通过相关计算解答以下问题： (1) 当混合溶液中Cl-的浓度为5.0×10-4 mol/l时，是否会有沉淀生成？ (2) 当混合溶液中Cl-的浓度为多大时，方才开始生成沉淀？

(3) 当混合溶液中Cl-的浓度为6.0×10-2 mol/l时，残留于溶液中的Pb2+浓度为多少？ 解：(1) 溶液中Cl-的浓度为5.0×10-4 mol/L时，此溶液体系的离子浓度为

J (PbCl2) = [ Pb2+]·[Cl-]2 = 0.2 × (5.0×10-4)2 = 5×10-8 （2分） 可见J (PbCl2) < Kθsp(PbCl2)，故此时不会生成PbCl2沉淀。(1分)

(2) 欲使溶液体系生成PbCl2沉淀，须使J (PbCl2) = [ Pb2+]·[Cl-]2 ≥ Kθsp (PbCl2)，此时Cl-的浓度应为

[Cl-] ≥ (Kθsp(PbCl2) /[ Pb2+])1/2 = (1.6 ×10-5/0.20)1/2 = 8.9 × 10-3 mol/l

当溶液中Cl-浓度达到8.9 × 10-3 mol/l时，方才开始生成PbCl2沉淀。(3分)

(3) 当溶液处于溶解沉淀平衡状态时，离子浓度存在以下关系

J(PbCl2) = [ Pb2+]·[Cl-]2 = Kθsp(PbCl2)

当溶液中Cl-的浓度为6.0×10-2 mol/l时，残留于溶液中Pb2+浓度为

[ Pb2+] = Kθsp(PbCl2) /[Cl-]2=1.6 × 10-5 / (6.0×10-2) 2 = 4.4 × 10-3 mol/l (3分)

3. (14分) 已知以下两个电对的标准电极电势: φθ(MnO4-/Mn2+ )=1.507V；φθ(Cl2/Cl-)

=1.358V，在298.15K温度条件下，其可能发生的氧化还原反应如下：

2MnO4- (aq) + 16H+ (aq) + 10Cl- (aq)

2Mn2+ (aq)+ 5Cl2 (g) + 8H2O(l)

(1) 基于上述氧化还原反应设计适当原电池，写出所设计原电池的符号、电极反应，计

算此原电池的标准电动势Eθ，相应的原电池反应的标准自由能变△rGθm以及标准平衡常数Kθ。

（2）若MnO4-、Mn2+、Cl-的浓度均为1mol/l，Cl2的分压为p (Cl2) =100kPa，相关溶液

的pH = 1，应用能斯特方程式计算电对MnO4-/Mn2+和Cl2/ Cl-的电极电势，并计算在此条件下该原电池的电动势E，判断原电池反应自发进行的方向。

（3）若其它条件不变，当Cl-浓度为0.1mol/l、pH=5时，计算电对MnO4-/Mn2+和Cl2/Cl-的电极电势，判断此时原电池反应自发进行的方向。（ 已知F = 96485 C·mol-1 )

解： (1) 基于上述氧化还原反应所设计原电池的符号、电极反应如下，

电池符号： (-) Pt∣Cl2∣Cl-‖MnO4-, H+, Mn2+ ∣Pt (+) (1分) 负极反应(-)： 2Cl- - 2e- = Cl2 (0.5分) 正极反应(+)： MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (0.5分) 在298.15K、标准状况下，此原电池的标准电动势Eθ、标准自由能变△rGθm以及标准平衡常数Kθ计算如下：

Eθ = φθ(MnO4-/Mn2+ ) - φθ(Cl2/Cl-) = 1.507 – 1.358 = 0.149 V (1分)

??rGm(298.15K)??zFE???10?96485?0.149J?mol?1??143.8kJ?mol?1 (1分)

zE?10?0.149lgK?? (1分) 0.0590.059K??1.8?1025?

(2) 依据能斯特方程式，计算出电对MnO4-/Mn2+和Cl2/ Cl-的电极电势如下：

c(Mn2?)0.059c??(MnO4?/Mn2?)???(MnO4?/Mn2?)?lg5c(MnO4?)c(H?)8?{?}c?c?1.507??1.41V0.059?(?8)?(?1)5 (1.5分)

c(Cl?)2{?}0.059???c?(Cl2/Cl)??(Cl2/Cl)?lg2p(Cl2)p?1()20.059?1.358?lg11002100?1.36V (1.5分)

在此条件下该原电池的电动势E如下：

E = φ(MnO4-/Mn2+ ) - φ(Cl2/Cl-) = 1.41 – 1.36 = 0.05 V (1分)

?(MnO4?/Mn2?)??(Cl2/Cl?)，即MnO4-氧化Cl-，反应正向自发进行。(1分)

（3）其它条件不变，当Cl-的浓度为0.1mol/L，pH=5时，电对MnO4-/Mn2+和Cl2/Cl-的电极电势计算如下：

c(Mn2?)0.059c??(MnO4?/Mn2?)???(MnO4?/Mn2?)?lg5c(MnO4?)c(H?)8?{?}?cc?1.507??1.035V

0.059?(?8)?(?5)5 (1分)

c(Cl?)2{?}0.059???c?(Cl2/Cl)??(Cl2/Cl)?lg2p(Cl2)p??1.358??1.417V

0.059lg0.122 (1分)

?(MnO4?/Mn2?)??(Cl2/Cl?)，故Cl2可以氧化Mn2+，即反应逆向自发进行。(2分)。

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