普通化學復習資料
一、判斷題
1、對于某電極，如果有H+或OH-參加反應，則溶液的pH值改變將使其電極電勢改變。
2、根據(jù)離子極化理論可判斷下列化合物的熱穩(wěn)定性規(guī)律是：Na2CO3>NaHCO3> H2CO3
3、反應前后，催化劑的物理性質(zhì)和化學性質(zhì)都不會發(fā)生變化。
4、升高溫度，使吸熱反應的反應速率增大，而放熱反應的反應速率減小，從而使平衡向吸熱方
向移動。
5、弱酸不斷稀釋時，解離度不斷增大，H+濃度也不斷增大。
6、對任何原子來說，3d軌道的能量總是大于4s軌道。
7、溶于水能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)一定是離子晶體。
8、NH3和H2O的分子構型雖然不同，但其中心離子的'雜化方式是相同的。
9、周期表中各周期的元素數(shù)目等于相應電子層所能容納的電子數(shù)。
10、由非極性鍵構成的分子總是非極性分子，而由極性鍵構成的分子不一定是極性分子。
11、體系和環(huán)境之間的能量交換方式有熱傳遞和做功，另外還有其他的方式。
12、BF3和NH3都是非極性分子。
13、可逆反應達平衡時，正反應速率與逆反應速率相等。
14、在0.1 mol?dm-3H2S溶液中，c(H+)：c(S2-)=2：1。
15、分子晶體熔沸點的高低，決定于分子內(nèi)部共價鍵的強弱。
16、同一聚集狀態(tài)的物質(zhì)的標準摩爾熵值在低溫時大于高溫時的熵值。
17、內(nèi)軌型配合物的中心離子采用內(nèi)層軌道進行雜化，(n-1)d軌道的能量比nd軌道低，所以內(nèi)
軌型配合物[Fe(CN)6]3-比外軌型配合物[FeF6]3-穩(wěn)定。
18、FeCl3的熔點比FeCl2的熔點高，是因為Fe3+離子的電荷數(shù)多、半徑小，它比Fe2+離子的極
化力強。
19、EDTA的鈣鹽能夠作為排除人體內(nèi)U、Th、Pu等放射性元素的高效解毒劑，是因為EDTA
能與這些放射性元素形成穩(wěn)定的、無毒的螯合物。
二、簡答題
判斷下列反應在標準態(tài)下進行的方向（用箭頭表示反應方向），并簡要說明原因：
1、Sn2++ Pb ( ) Sn+ Pb2+
已知：φ(Sn2+/ Sn) = -0.1364V,φ(Pb2+/ Pb) = -0.1263V ΘΘ
2、[Ag(NH3)2]++2CN-( ) [Ag(CN)2]-+2NH3
已知： K穩(wěn)([Ag(NH3)2]+)=1.12?107，K穩(wěn)([Ag(CN)2]-)=1.0?1021
3、試解釋為什么NH3易溶于水，而CH4則難溶于水。
4、向CuSO4溶液中加入過量氨水，說明反應現(xiàn)象，并寫出反應的離子方程式。
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