大學無機化學期末復習試題匯編引言無機化學是化學、化工、材料、生物等專業(yè)的核心基礎課程，其內容涵蓋化學熱力學、反應動力學、原子與分子結構、配位化學、氧化還原電化學及元素化學等六大模塊。期末考核重點在于基本概念的辨析、理論的應用及計算能力。本匯編依據(jù)《無機化學教學大綱》（高等教育出版社，2021版），選取各章節(jié)核心知識點，設計選擇題、填空題、簡答題、計算題四類題型，附詳細解析，旨在幫助學生系統(tǒng)梳理知識、查漏補缺，提升應試能力。第一章化學熱力學基礎核心知識點：熱力學基本概念（系統(tǒng)與環(huán)境、狀態(tài)函數(shù)）、焓變（ΔH）、熵變（ΔS）、吉布斯自由能變（ΔG）、蓋斯定律、反應自發(fā)性判斷。1.1選擇題1.下列屬于狀態(tài)函數(shù)的是（）A.反應速率（v）B.熱量（Q）C.焓（H）D.功（W）2.已知反應\(2H_2(g)+O_2(g)=2H_2O(l)\)的ΔH=-571.6kJ·mol?1，該反應的ΔH表示（）A.每生成1molH?O(l)放熱571.6kJB.每消耗1molO?(g)放熱571.6kJC.每消耗2molH?(g)放熱571.6kJD.反應的活化能為571.6kJ·mol?13.下列反應中，ΔS>0的是（）A.\(N_2(g)+3H_2(g)=2NH_3(g)\)B.\(2SO_2(g)+O_2(g)=2SO_3(g)\)C.\(CaCO_3(s)=CaO(s)+CO_2(g)\)D.\(H_2O(l)=H_2O(s)\)1.2填空題1.熱力學中，系統(tǒng)與環(huán)境之間的能量交換形式為______和______；其中，系統(tǒng)向環(huán)境放熱時，Q______0（填“>”“<”或“=”）。2.反應自發(fā)性的判據(jù)是______（用ΔG表示），當ΔG______0時，反應能自發(fā)進行。3.蓋斯定律的本質是______，其應用可通過已知反應的ΔH計算未知反應的ΔH。1.3簡答題1.簡述ΔH、ΔS、ΔG與反應自發(fā)性的關系（用“高溫自發(fā)”“低溫自發(fā)”“任意溫度自發(fā)”“任意溫度非自發(fā)”描述）。2.為什么ΔH<0、ΔS>0的反應在任意溫度下都能自發(fā)進行？1.4計算題1.已知298K時：\(C(s)+O_2(g)=CO_2(g)\)ΔH?=-393.5kJ·mol?1\(CO(g)+1/2O_2(g)=CO_2(g)\)ΔH?=-283.0kJ·mol?1求反應\(C(s)+1/2O_2(g)=CO(g)\)的ΔH。2.計算反應\(2NO(g)+O_2(g)=2NO_2(g)\)在298K時的ΔG°（已知ΔH°=-114.1kJ·mol?1，ΔS°=-146.5J·mol?1·K?1），并判斷反應自發(fā)性。1.5答案解析1.1選擇題1.C（狀態(tài)函數(shù)僅與系統(tǒng)狀態(tài)有關，與路徑無關；Q、W、v均為過程函數(shù)）。2.C（ΔH表示反應進度為1mol時的熱量變化，即消耗2molH?、1molO?生成2molH?O時放熱571.6kJ）。3.C（固體分解為氣體，混亂度增加，ΔS>0；A、B氣體分子數(shù)減少，ΔS<0；D液態(tài)變固態(tài)，ΔS<0）。1.2填空題1.熱（Q）；功（W）；<（系統(tǒng)放熱，Q為負）。2.ΔG=ΔH-TΔS；<（ΔG<0時反應自發(fā)）。3.焓變僅與始態(tài)、終態(tài)有關，與路徑無關。1.3簡答題1.ΔH<0、ΔS>0：任意溫度自發(fā)；ΔH<0、ΔS<0：低溫自發(fā)；ΔH>0、ΔS>0：高溫自發(fā)；ΔH>0、ΔS<0：任意溫度非自發(fā)。2.ΔG=ΔH-TΔS，ΔH<0、ΔS>0時，ΔG恒小于0，故任意溫度均自發(fā)。1.4計算題1.由蓋斯定律，目標反應=反應1-反應2，故ΔH=ΔH?-ΔH?=-393.5-(-283.0)=-110.5kJ·mol?1。2.ΔG°=ΔH°-TΔS°=-114.1kJ·mol?1-298K×(-0.1465kJ·mol?1·K?1)=-114.1+43.6=-70.5kJ·mol?1<0，反應自發(fā)。第二章化學反應速率與化學平衡核心知識點：反應速率定義、速率方程、活化能（E?）、化學平衡常數(shù)（K）、勒夏特列原理。2.1選擇題1.對于反應\(aA+bB=cC\)，其速率方程為\(v=kc^m(A)c^n(B)\)，其中m、n（）A.等于a、bB.由實驗確定C.大于a、bD.小于a、b2.升高溫度，反應速率加快的主要原因是（）A.降低了活化能B.增加了活化分子數(shù)C.增加了分子碰撞頻率D.改變了反應路徑3.對于可逆反應\(N_2(g)+3H_2(g)?2NH_3(g)\)ΔH<0，若增大壓強，平衡（）A.向正反應方向移動B.向逆反應方向移動C.不移動D.無法判斷2.2填空題1.反應速率常數(shù)k的單位取決于______；對于一級反應，k的單位是______。2.催化劑能加快反應速率，是因為______了反應的活化能，增加了______的比例。3.勒夏特列原理指出：當系統(tǒng)平衡受到外界因素（濃度、壓強、溫度）影響時，平衡將向______該因素的方向移動。2.3簡答題1.簡述速率方程與平衡常數(shù)表達式的區(qū)別（從“是否涉及可逆反應”“濃度項的指數(shù)來源”“溫度的影響”三方面回答）。2.為什么對于放熱反應，升高溫度會使平衡常數(shù)K減小？2.4計算題1.某一級反應\(A→B\)的速率常數(shù)k=0.0693min?1，求：（1）A的半衰期（t?/?）；（2）若初始濃度c?(A)=0.1mol·L?1，10min后A的濃度c(A)。2.已知反應\(CO(g)+H_2O(g)?CO_2(g)+H_2(g)\)在700K時K=0.5。若初始濃度c(CO)=0.2mol·L?1，c(H?O)=0.3mol·L?1，c(CO?)=c(H?)=0，求平衡時各物質的濃度。2.5答案解析2.1選擇題1.B（速率方程的級數(shù)由實驗確定，與化學計量數(shù)無關）。2.B（升高溫度使更多分子獲得足夠能量成為活化分子，活化分子數(shù)增加，反應速率加快；A是催化劑的作用；C是次要原因）。3.A（增大壓強，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動，正反應氣體分子數(shù)從4→2，故向正方向移動）。2.2填空題1.反應級數(shù)；min?1（一級反應k的單位為時間?1）。2.降低；活化分子（催化劑通過降低E?，使更多分子達到活化能）。3.減弱（抵消外界因素的影響）。2.3簡答題1.①速率方程適用于所有反應（可逆/不可逆），平衡常數(shù)僅適用于可逆反應；②速率方程中濃度項的指數(shù)是反應級數(shù)（實驗確定），平衡常數(shù)中濃度項的指數(shù)是化學計量數(shù)（理論確定）；③溫度升高，速率常數(shù)k一定增大（阿倫尼烏斯方程），平衡常數(shù)K可能增大（吸熱反應）或減?。ǚ艧岱磻?。2.放熱反應的ΔH<0，由范特霍夫方程\(ln(K_2/K_1)=-ΔH/R(1/T_2-1/T_1)\)，當T?>T?時，右邊為負，故K?<K?，即升高溫度K減小。2.4計算題1.（1）一級反應半衰期\(t_{1/2}=ln2/k=0.693/0.0693=10\)min；（2）一級反應濃度公式\(ln(c_0/c)=kt\)，代入得\(ln(0.1/c)=0.0693×10=0.693\)，故c=0.1/2=0.05mol·L?1。2.設平衡時CO?、H?的濃度為xmol·L?1，則CO、H?O的濃度為(0.2-x)、(0.3-x)mol·L?1。\(K=[CO_2][H_2]/[CO][H_2O]=x2/[(0.2-x)(0.3-x)]=0.5\)解得x=0.084mol·L?1（舍去不合理的大值），故平衡時：[CO]=0.116mol·L?1，[H?O]=0.216mol·L?1，[CO?]=[H?]=0.084mol·L?1。第二章原子結構與元素周期律核心知識點：量子數(shù)（n、l、m、m?）、原子軌道（s、p、d）、電子排布式、元素周期表（周期、族、區(qū)）、元素性質（原子半徑、電離能、電負性）的周期性變化。2.1選擇題1.下列量子數(shù)組合中，合理的是（）A.n=2,l=2,m=0,m?=+1/2B.n=3,l=1,m=-1,m?=-1/2C.n=1,l=1,m=0,m?=+1/2D.n=4,l=3,m=4,m?=-1/22.基態(tài)原子中，電子排布為\(1s^22s^22p^63s^23p^64s^1\)的元素屬于（）A.s區(qū)B.p區(qū)C.d區(qū)D.ds區(qū)3.下列元素中，原子半徑最大的是（）A.NaB.MgC.AlD.Si2.2填空題1.量子數(shù)n=3時，l的可能取值為______，對應的原子軌道符號為______。2.基態(tài)Fe原子（Z=26）的電子排布式為______，其價電子構型為______。3.元素周期表中，同一周期從左到右，原子半徑逐漸______，電離能逐漸______（填“增大”或“減小”）。2.3簡答題1.簡述泡利不相容原理、洪特規(guī)則的內容。2.為什么第三周期元素的電離能順序為：Na<Mg>Al<Si<P>S<Cl？（解釋Mg>Al、P>S的原因）2.4計算題1.計算基態(tài)H原子中，電子在n=2軌道上的能量（已知E?=-13.6eV/n2）。2.比較F、Cl、Br、I的電負性大小，并說明原因。2.5答案解析2.1選擇題1.B（l的取值范圍為0~n-1，m的取值范圍為-l~+l；A中l(wèi)=2>n-1=1，不合理；C中l(wèi)=1>n-1=0，不合理；D中m=4>l=3，不合理）。2.A（最后一個電子填入s軌道，屬于s區(qū)；s區(qū)包括ⅠA、ⅡA族）。3.A（同一周期，核電荷數(shù)增大，原子半徑逐漸減小；Na核電荷數(shù)最小，半徑最大）。2.2填空題1.0、1、2；3s、3p、3d（n=3時，l=0→3s，l=1→3p，l=2→3d）。2.\(1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2\)；\(3d^64s^2\)（Fe為第Ⅷ族元素，價電子包括3d和4s電子）。3.減??；增大（同一周期，核電荷數(shù)增大，對電子的吸引力增強，半徑減小；電離能總體增大，但有例外如Mg>Al、P>S）。2.3簡答題1.泡利不相容原理：同一原子中，不可能有兩個電子的四個量子數(shù)完全相同（即每個軌道最多容納2個電子，且自旋相反）；洪特規(guī)則：電子在等價軌道（同一亞層）上排布時，盡可能分占不同軌道，且自旋平行（如p3電子排布為p?1p?1pz1，而非p?2p?1）。2.Mg的價電子構型為3s2（全滿穩(wěn)定），Al為3s23p1（p軌道半滿前不穩(wěn)定），故Mg的電離能大于Al；P的價電子構型為3p3（半滿穩(wěn)定），S為3p?（p軌道半滿后不穩(wěn)定），故P的電離能大于S。2.4計算題1.E?=-13.6eV/22=-3.4eV（H原子能量僅與n有關，n越大能量越高）。2.電負性：F>Cl>Br>I（同一主族，原子半徑增大，對電子的吸引力減弱，電負性減?。?。第三章化學鍵與分子結構核心知識點：離子鍵（晶格能）、共價鍵（σ鍵、π鍵、雜化軌道）、分子間作用力（氫鍵、范德華力）、分子極性（極性分子、非極性分子）。3.1選擇題1.下列化合物中，離子鍵最強的是（）A.NaClB.MgCl?C.AlCl?D.SiCl?2.下列分子中，采用sp3雜化的是（）A.BeCl?B.BF?C.CH?D.C?H?3.下列分子中，具有氫鍵的是（）A.HClB.H?OC.CO?D.CH?3.2填空題1.離子鍵的本質是______；晶格能越大，離子晶體的熔點越______。2.σ鍵的形成方式是______重疊，π鍵的形成方式是______重疊；雙鍵中包含______個σ鍵和______個π鍵。3.分子間作用力包括______、______和氫鍵；其中，氫鍵的形成條件是______（寫出兩點）。3.3簡答題1.簡述雜化軌道理論的基本要點。2.為什么CO?是非極性分子，而H?O是極性分子？3.4計算題1.計算NaCl的晶格能（已知：Na(s)→Na(g)ΔH?=108kJ·mol?1；Cl?(g)→2Cl(g)ΔH?=243kJ·mol?1；Na(g)→Na?(g)+e?ΔH?=496kJ·mol?1；Cl(g)+e?→Cl?(g)ΔH?=-349kJ·mol?1；Na(s)+1/2Cl?(g)→NaCl(s)ΔH?=-411kJ·mol?1）。2.判斷下列分子的極性：（1）CH?；（2）NH?；（3）SO?。3.5答案解析3.1選擇題1.B（離子鍵強度取決于離子電荷和半徑，Mg2+電荷高于Na+，半徑小于Na+，故MgCl?的晶格能大于NaCl；AlCl?、SiCl?為共價化合物）。2.C（CH?中C原子采用sp3雜化，形成4個σ鍵；BeCl?為sp雜化，BF?為sp2雜化，C?H?為sp雜化）。3.B（H?O中O原子與H原子形成氫鍵；HCl、CO?、CH?均無氫鍵）。3.2填空題1.正負離子間的靜電吸引力；高（晶格能越大，離子鍵越強，熔點越高）。2.頭碰頭（沿鍵軸方向）；肩并肩（垂直鍵軸方向）；1；1（如C=C雙鍵，1個σ鍵+1個π鍵）。3.色散力；誘導力；取向力；存在H與電負性大的原子（F、O、N）結合；電負性大的原子有孤對電子。3.3簡答題1.雜化軌道理論要點：①原子在形成分子時，為了增強成鍵能力，將能量相近的原子軌道（如s、p）重新組合成新的軌道（雜化軌道）；②雜化軌道的數(shù)目等于參與雜化的原子軌道數(shù)目（如sp3雜化由1個s和3個p軌道組成，形成4個雜化軌道）；③雜化軌道的形狀和方向更有利于與其他原子的軌道重疊，形成穩(wěn)定的共價鍵（如CH?的sp3雜化軌道指向四面體頂點，與H的1s軌道重疊形成σ鍵）。2.CO?的分子構型為直線型（O=C=O），鍵極性相互抵消，故為非極性分子；H?O的分子構型為V型（O-H鍵夾角約104.5°），鍵極性無法抵消，故為極性分子。3.4計算題1.根據(jù)Born-Haber循環(huán)，ΔH?=ΔH?+ΔH?/2+ΔH?+ΔH?+(-U)（U為晶格能，釋放能量），故：-411=108+243/2+496+(-349)-U解得U=108+121.5+496-349+411=787.5kJ·mol?1（晶格能為正值，表示形成離子晶體時釋放的能量）。2.（1）CH?：正四面體構型，鍵極性抵消，非極性分子；（2）NH?：三角錐構型，鍵極性無法抵消，極性分子；（3）SO?：V型構型，鍵極性無法抵消，極性分子。第四章配位化學核心知識點：配位化合物的組成（中心離子、配體、配位數(shù)）、命名、配位鍵（σ配鍵、反饋π鍵）、配位平衡（穩(wěn)定常數(shù)Kf）。4.1選擇題1.下列配合物中，配位數(shù)為6的是（）A.[Ag(NH?)?]ClB.[Cu(NH?)?]SO?C.[Fe(CN)?]3?D.[Zn(OH)?]2?2.配合物[Co(NH?)?Cl]Cl?的命名是（）A.氯化五氨合鈷(Ⅲ)B.氯化五氨合氯鈷(Ⅲ)C.二氯化五氨合氯鈷(Ⅲ)D.五氨合氯鈷(Ⅲ)chloride3.下列配體中，屬于螯合劑的是（）A.NH?B.H?OC.en（乙二胺）D.Cl?4.2填空題1.配位化合物[Pt(NH?)?Cl?]的中心離子是______，配體是______，配位數(shù)是______。2.穩(wěn)定常數(shù)Kf越大，配位化合物越______；對于反應[Ag(NH?)?]?+2CN??[Ag(CN)?]?+2NH?，其平衡常數(shù)K=______（用Kf表示）。3.反饋π鍵的形成條件是：中心離子有______軌道，配體有______軌道（如CO、CN?的π*軌道）。4.3簡答題1.簡述配位鍵的形成條件。2.為什么[Fe(CN)?]3?的穩(wěn)定性比[FeF?]3?高？（從配體的場強和反饋π鍵角度回答）4.4計算題1.已知[Ag(NH?)?]?的Kf=1.7×10?，計算0.1mol·L?1[Ag(NH?)?]Cl溶液中Ag?的濃度（忽略NH?的水解）。2.向100mL0.1mol·L?1CuSO?溶液中加入100mL0.5mol·L?1NH?·H?O，計算平衡時Cu2+的濃度（已知[Cu(NH?)?]2?的Kf=2.1×1013）。4.5答案解析4.1選擇題1.C（[Fe(CN)?]3?中Fe3+的配位數(shù)為6；A配位數(shù)2，B配位數(shù)4，D配位數(shù)4）。2.C（命名規(guī)則：陰離子在前，陽離子在后；配體按“先無機后有機，先陰離子后中性分子”順序，用“合”連接；中心離子氧化態(tài)用羅馬數(shù)字表示；[Co(NH?)?Cl]2+為陽離子，Cl?為陰離子，故命名為二氯化五氨合氯鈷(Ⅲ)）。3.C（螯合劑是多齒配體，能與中心離子形成環(huán)狀結構；en為二齒配體，NH?、H?O、Cl?為單齒配體）。4.2填空題1.Pt2+；NH?、Cl?；4（中心離子為Pt2+，配體為2個NH?和2個Cl?，配位數(shù)=配體數(shù)目×齒數(shù)，單齒配體故配位數(shù)=2+2=4）。2.穩(wěn)定；Kf([Ag(CN)?]?)/Kf([Ag(NH?)?]?)（平衡常數(shù)等于產(chǎn)物穩(wěn)定常數(shù)除以反應物穩(wěn)定常數(shù)）。3.空的d軌道；空的π*軌道（中心離子的d軌道提供電子，配體的π*軌道接受電子，形成反饋π鍵，增強配位鍵穩(wěn)定性）。4.3簡答題1.配位鍵的形成條件：①中心離子（或原子）有空的價電子軌道（如Fe3+的3d、4s、4p軌道）；②配體有孤對電子（如NH?的N原子有孤對電子，Cl?有孤對電子）。2.[Fe(CN)?]3?中的配體CN?是強場配體（場強順序：CN?>F?），能與Fe3+的d軌道形成強的σ配鍵和反饋π鍵（CN?的π*軌道接受Fe3+的d電子），故穩(wěn)定性高；[FeF?]3?中的F?是弱場配體，僅形成σ配鍵，穩(wěn)定性低。4.4計算題1.設[Ag(NH?)?]Cl溶液中Ag?的濃度為xmol·L?1，則[Ag(NH?)?]?的濃度約為0.1mol·L?1（Kf很大，解離度?。?，NH?的濃度約為2×0.1=0.2mol·L?1（每個[Ag(NH?)?]?解離出2個NH?）。Kf=[Ag(NH?)?]?/([Ag?][NH?]2)→1.7×10?=0.1/(x×0.22)→x=0.1/(1.7×10?×0.04)≈1.5×10??mol·L?1。2.混合后，CuSO?的濃度為0.05mol·L?1，NH?·H?O的濃度為0.25mol·L?1。設平衡時Cu2+的濃度為ymol·L?1，則[Cu(NH?)?]2?的濃度約為0.05mol·L?1（Kf很大，幾乎完全配位），NH?的濃度約為0.25-4×0.05=0.05mol·L?1（每個[Cu(NH?)?]2?消耗4個NH?）。Kf=[Cu(NH?)?]2?/([Cu2+][NH?]?)→2.1×1013=0.05/(y×0.05?)→y=0.05/(2.1×1013×0.05?)=0.05/(2.1×1013×6.25×10??)≈3.8×10?1?mol·L?1。第五章氧化還原反應與電化學核心知識點：氧化還原反應（氧化劑、還原劑）、電極電勢（φ°）、能斯特方程、電池電動勢（E°）、吉布斯自由能變與電池電動勢的關系（ΔG°=-nFE°）。5.1選擇題1.下列反應中，氧化劑是（）\(MnO_4^-+5Fe^{2+}+8H^+=Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_2O\)A.MnO??B.Fe2+C.H+D.Mn2+2.下列電對中，φ°最大的是（）A.Fe3+/Fe2+B.Cu2+/CuC.Zn2+/ZnD.Ag+/Ag3.對于原電池(-)Zn|Zn2+(c?)||Cu2+(c?)|Cu(+)，下列說法正確的是（）A.Zn為正極，Cu為負極B.電子從Cu流向ZnC.正極反應為Cu2++2e?=CuD.負極反應為Cu-2e?=Cu2+5.2填空題1.氧化還原反應的本質是______；氧化劑在反應中______電子，氧化態(tài)______（填“升高”或“降低”）。2.電極電勢φ°的大小反映了電對中______的強弱；φ°越大，電對中的______性越強。3.能斯特方程的表達式為______；當溫度為298K時，簡化為______。5.3簡答題1.簡述原電池的工作原理（以Zn-Cu原電池為例）。2.為什么增大氧化劑的濃度會使電對的電極電勢升高？（用能斯特方程解釋）5.4計算題1.計算298K時，電對Fe3+/Fe2+在[Fe3+]=0.1mol·L?1、[Fe2+]=0.01mol·L?1時的φ值（已知φ°(Fe3+/Fe2+)=0.771V）。2.已知298K時，φ°(Cu2+/Cu)=0.34V，φ°(Zn2+/Zn)=-0.76V，計算原電池(-)Zn|Zn2+(0.1mol·L?1)||Cu2+(0.01mol·L?1)|Cu(+)的電動勢E，并判斷反應自發(fā)性。5.5答案解析5.1選擇題1.A（MnO??中的Mn氧化態(tài)從+7降低到+2，得到電子，是氧化劑；Fe2+氧化態(tài)從+2升高到+3，失去電子，是還原劑）。2.D（φ°值越大，電對的氧化型氧化性越強；φ°(Ag+/Ag)=0.80V>φ°(Fe3+/Fe2+)=0.771V>φ°(Cu2+/Cu)=0.34V>φ°(Zn2+/Zn)=-0.76V）。3.C（原電池中，Zn為負極（失去電子，氧化反應：Zn-2e?=Zn2+），Cu為正極（得到電子，還原反應：Cu2++2e?=Cu）；電子從負極（Zn）流向正極（Cu））。5.2填空題1.電子的轉移；得到；降低（氧化劑是得到電子的物質，氧化態(tài)降低；還原劑是失去電子的物質，氧化態(tài)升高）。2.氧化型/還原型的氧化還原能力；氧化（φ°越大，氧化型的氧化性越強，如Ag+的氧化性強于Cu2+）。3.φ=φ°+(RT/nF)ln(氧化型濃度/還原型濃度)；φ=φ°+(0.0592/n)lg(氧化型濃度/還原型濃度)（298K時，RT/F≈0.0592V）。5.3簡答題1.Zn-Cu原電池工作原理：①負極（Zn）：Zn失去電子，發(fā)生氧化反應（Zn-2e?=Zn2+），電子通過導線流向正極；②正極（Cu）：Cu2+得到電子，發(fā)生還原反應（Cu2++2e?=Cu）；③電解質溶液（如ZnSO?、CuSO?）中的離子通過鹽橋（如KCl）遷移，維持溶液電中性（Zn2+進入ZnSO?溶液，Cl?從鹽橋進入ZnSO?溶液，K+進入CuSO?溶液，中和SO?2?的負電荷）。2.能斯特方程：φ=φ°+(0.0592/n)lg(氧化型濃度/還原型濃度)，增大氧化劑（氧化型）的濃度，會使lg(氧化型濃度/還原型濃度)增大，故φ升高。5.4計算題1.Fe3+/Fe2+電對的n=1（Fe3++e?=Fe2+），代入能斯特方程：φ=0.771+0.0592/1×lg(0.1/0.01)=0.771+0.0592×lg10=0.771+0.0592=0.830V。2.負極（Zn）：Zn-2e?=Zn2+，φ(Zn2+/Zn)=φ°+(0.0592/2)lg[Zn2+]=-0.76+0.0296×lg0.1=-0.76-0.0296=-0.7896V；正極（Cu）：Cu2++2e?=Cu，φ(Cu2+/Cu)=φ°+(0.0592/2)lg[Cu2+]=0.34+0.0296×lg0.01=0.34-0.0592=0.2808V；電動勢E=φ(正)-φ(負)=0.2808-(-0.7896)=1.0704V>0，故反應自發(fā)（E>0時，ΔG=-nFE<0，反應自發(fā)）。第六章元素化學（主族）核心知識點：主族元素（堿金屬、堿土金屬、鹵素、氧族、氮族）的單質及化合物性質（氧化性、還原性、酸堿性、穩(wěn)定性）。6.1選擇題1.下列堿金屬中，最活潑的是（）A.LiB.NaC.KD.Cs2.下列鹵素單質中，氧化性最強的是（）A.F?B.Cl?C.Br?D.I?3.下列化合物中，屬于酸性氧化物的是（）A.Na?OB.MgOC.Al?O?D.SO?6.2填空題1.堿金屬單質的密度隨原子序數(shù)增大而______（填“增大”或“減小”），但______的密度比K大（例外）。2.鹵素單質與水反應的通式為______（F?除外）；F?與水反應的方程式為______。3.H?SO?的濃溶液具有______性、______性和______性；稀H?SO?具有______性。6.3簡答題1.簡述為什么堿金屬單質的熔點隨原子序數(shù)增大而降低。2.為什么H?S的還原性比H?O強？（從原子結構角度回答）6.4計算題1.計算0.1mol·L?1HCl溶液與0.1mol·L?1NaOH溶液等體積混合后，溶液的pH（已知HCl、NaOH均為強電解質）。2.向100mL0.1mol·L?1H?SO?溶液中加入100mL0.2mol·L?1Ba(OH)?溶液，計算混合后溶液中Ba2+的濃度（已知BaSO?的Ksp=1.1×10?1?）。6.5答案解析6.1選擇題1.D（堿金屬原子半徑隨原子序數(shù)增大而增大，金屬鍵減弱，活潑性增強；Cs是最活潑的堿金屬）。2.A（鹵素單質氧化性隨原子序數(shù)增大而減?。篎?>Cl?>Br?>I?）。3.D（SO?與水反應生成H?SO?（酸性氧化物）；Na?O、MgO為堿性氧化物；Al?O?為兩性氧化物）。6.2填空題1.增大；Li（堿金屬密度：Li<K<Na<Rb<Cs，Li的密度比K小）。2.X?+H?O=HX+HXO（X=Cl、Br、I）；2F?+2H?O=4HF+O?（F?氧化性極強，能氧化H?O中的O）。3.吸水；脫水；氧化；酸（濃H?SO?具有吸水性（吸收水分）、脫水性（將有機物中的H、O按2:1脫去）、氧化性（如與