大学基础化学复习提要

大学基础化学复习提要

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本课程的主要内容

1. 化学基本原理

* 热化学

* 化学平衡

* 化学反应速率

2. 化学平衡原理及应用

* 酸碱平衡及酸碱滴定

* 沉淀平衡

* 氧化还原平衡及滴定

* 配合平衡及配合滴定

3. 物质结构

* 原子结构

* 分子结构

4. 元素化学

* 非金属元素及化合物的性质

* 过渡元素及化合物的性质

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考试的基本题型

判断题、选择题、填充题、计算题

第一章 热化学 重点内容：

状态及状态函数

计算

注意点:

1、热力学标准状态：在pθ（101325Pa）压力下，理想气体、液态和固态的纯物质、1mol×L-1浓度的溶液。

2、理解时，最稳定单质是指:

C(石墨 )，Cl2 (g) ，Br2 (l) ，I2 (s)等。

3、

1) 盖斯定律：

热化学方程相加减，相应的也相加减。

例1、298.15K时由于Na+(g)+Cl-(g)→NaCl(s)的= -770.8kJ·mol-1，则NaCl(s)的标准摩尔生成焓是-770.8kJ·mol-1。（ ×）

解：标准摩尔反应焓定义：由最稳定单质生成1mol化合物的焓变。本题中Na+(g)+Cl-(g)不是最稳定单质。

例2、反应 Na2O(s) + I2(g) ->2NaI(s) + O2(g)的为（ C ）

(A) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)

(B) (NaI, s) - (Na2O, s) - (I2, g)

(C) 2 (NaI, s) - (Na2O, s)- (I2, g)

(D) (NaI, s) - (Na2O, s)

例3、已知

Zn(s) + O2(g) = ZnO(s) 1= -351.5 kJ?mol-1 (1)

Hg(l) + O2(g) = HgO(s) 2=-90.8 kJ?mol-1 (2)

Zn(s) + HgO(s) = ZnO(s) + Hg(l) (3)

的3为 = -260.7 kJ?mol-1

解： ∵（3）=（1）-（2）

∴3 = 1 - 2

= -351.5 + 90.8

=-260.7 kJ?mol-1

第二章 化学平衡 重点内容：

* 标准平衡常数

* 标准平衡常数的应用(计算）

* 多重平衡规则

* 化学平衡移动

1、标准平衡常数表达式

注意

1）各种条件下平衡常数表达式的正确书写

2）平衡常数的物理意义

3）能进行化学平衡常数的有关计算

根据已知条件求算平衡常数；

根据平衡常数计算c平（p平）或α。

2、多重平衡规则：温度不变时

化学反应式相加，相应平衡常数相乘

化学反应式相减，相应平衡常数相除

正反应与负反应的平衡常数互为倒数

方程式前系数乘2，平衡常数取平方。

注意： 和盖斯定律应用的关系式不要搞混。

3、化学平衡移动

1) 浓度：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正向移动。

2) 压力：若反应前后气体分子数不同，则增加压力，平衡向气体分子数减小方向移动。

3）温度：升高温度，反应向吸热方向移动

降低温度，反应向放热方向移动

例1、升高温度可使化学平衡向放热方向移动。( × )

例2、可使任何反应达到平衡时增加产

率的措施是（ C ）

(A) 升温 (B) 加压

(C) 增加反应物浓度 (D) 加催化剂

例3、有助于反应3O2(g)→2O3(g） △Hθ＞0正向进行的条件是（ B ）

(A)高温和低压 (B)高压和高温

(C)低温和低压 (D)低温和高压

例4、下列哪种变化将导致下列平衡向左移动 ( D )

２X(g)+Y(g) =２Z(g) = 45kJ·mol-1

(A) 增加X的浓度 (B) 增加总压力

(C) 降低Z的浓度 (D) 降低温度

例5、对于反应2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)，=-569kJ·mol-1，提高CO的理论转化率的措施（D ）

(A) 提高温度

(B) 使用催化剂

(C) 充惰性气体以提高总压力

(D) 增加O2的浓度

例6、500 K时，反应SO2(g) +O2(g) = SO3(g) 的Kθ = 50，在同温下，反应2SO3(g) = 2SO2(g) + O2(g) 的Kθ必等于（ D ）

(A) 100 (B) 2 ′ 10-2

(C) 2500 (D) 4 ′ 10-4

第三章 化学反应速率 重点内容：

* 平均反应速率

* 影响反应速率的因素：浓度、温度、催化剂

* 质量作用定律和基元反应

例1、对于基元反应A+2B→C，其速率方程式v=kc(A)c(B)2。（ V ）

例2、反应2A+2B→C，其速率方程式v=kc(A)[c(B)]2，则对A而言，反应级数为（ C ）

(A)4 (B)3 (C)1 (D)2

例3、反应A+B→C，其速率方程式v=k[c(A)]3/2[c(B)]2，则对A而言，反应级数和总反应级数分别为（ C ）

(A)1，2 (B)2，2 (C)1.5，2 (D)1.5，3.5

第四章 酸碱平衡 重点内容：

* 酸碱质子理论

* 弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算

1）.稀释定律

2）.弱酸（弱碱）溶液中pH值的近似计算

* 理解pH值的意义，并进行有关计算

* 同离子效应和缓冲溶液

1.酸碱质子理论

质子理论的酸、碱定义，共轭酸碱对、两性物质的定义。

酸碱强弱不仅取决于酸碱本身释放质子和接受质子的能力，同时也取决于溶剂接受和释放质子的能力。

2.弱酸、弱碱的离解平衡及有关计算

水的质子自递常数

酸的离解常数

碱的离解常数

共轭酸碱对间离解常数的转化

3.理解pH值的意义，并进行有关计算

pH = -lg[H+]

一元弱酸（碱）溶液pH值近似计算

当解离度c/Ki≥500

电离度α与K的关系 -- 稀释定律

同离子效应和缓冲溶液

例1、根据酸碱质子理论，HCO3-是酸。（ × ）

例2、按酸碱质子理论， Na2HPO4是（ D ）

(A)中性物质 (B)酸性物质

(C)碱性物质 (D)两性物质

例3、根据酸碱质子理论，SO42-是 碱 ，其共轭 酸 是 HSO4- ，HPO42-是 两性，它的共轭酸是 H2PO4- ，共轭碱是 PO43- 。

例4、 NaH2PO4-Na2HPO4混合溶液是缓冲溶液。( V )

例5、在缓冲溶液中加入少量强酸或强碱时，其pH值基本不变。（ V ）

例6、将缓冲溶液无限稀释，其pH值基本不变。( × )

例7、能作为缓冲溶液的，通常是（ B ）

(A)弱酸弱碱盐溶液

(B)弱酸（或弱碱）及其盐的混合溶液

(C)强酸与弱酸混合溶液

(D)弱碱和强碱的混合溶液

例8、为配制pH=5.0的缓冲溶液，下列溶液中可选的是（ C ）

(已知KaHAc=1.75×10-5，KbNH3·H2O=1.8×10-5)

(A)HCl+NaOH (B)HAc+H2O

(C)HAc+NaAc (D)NH3·H2O+NH4Cl

例9、影响NH3·H2O-NH4Cl缓冲系统pH值的主要因素是（ B ）

(A) NH3·H2O的浓度

(B) NH3·H2O-NH4Cl的浓度比和NH3·H2O的标准离解常数

(C)NH4Cl的浓度

(D) NH3·H2O的解离度

例10、用HAc(K =1.75×10-5)和NaAc溶液配制pH=4.50的缓冲溶液，cHAc/cNaAc=( C )

(A)1.55 (B)0.089 (C)1.8 (D)0.89

例11、浓度为0.010mol·L-1的一元弱碱（Kb=1.0×10-8）溶液的pH=（ C ）

(A)8.70 (B)8.85 (C)9.00 (D)10.50

例12、在氨水中加入NH4Cl，使NH3·H2O的解离度变__小___，pH值_变小_；如果在氨水中加入NaOH，则会使NH3·H2O的解离度变__变小__，pH值变__变大__。

例13、已知K (NH3·H2O)=1.8×10-5，50mL0.20mol·L-1NH3·H2O与50mL0.10mol·L-1NH4Cl混合后溶液的pH=__ 9.56 __。在该溶液中加入很少量NaOH溶液，其pH值将__不变 __。

第五章 酸碱滴定 重点内容：

* 滴定曲线：突跃和化学计量点

* 滴定条件:

* 滴定终点判断─指示剂法：指示原理、变色范围、常见指示剂、选择原则

* 定量计算

例1、当弱酸的（ C ）方可准确滴定。

(A)cKa≤10-8 (B) c/Ka≥105

(C) cKa≥10-7 (D) cKa≥10-8

例2、若要满足滴定条件，弱酸的离解常数K和其浓度c的乘积必须大于 (C )

(A) 10－9 (B) 10－7

(C) 10－8 (D) 102

例3、酸碱指示剂的变色范围为pH= ( B )

(A) Ka±1 (B)pKa±1

(C)lgKa±1 (D)pKa±10

例4、强碱滴定弱酸的化学计量点为中性。( × )

例5、下列溶液用酸碱滴定法能准确滴定的是( A )

(A) 0.1 mol·L-1HF (pKa = 3.18)

(B) 0.1 mol·L-1HCN (pKa = 9.21)

(C) 0.1 mol·L-1NaAc [pKa(HAc) = 4.74]

(D) 0.1 mol·L-1NH4Cl [pKb(NH3) = 4.75]

例6、酸碱滴定曲线描述了随着 标准溶液 的加入溶液中的 pH 变化情况。以滴定曲线为依据选择指示剂时，被选择的指示剂的变色范围应 部分 或 全部 落入 突跃 范围内。

例7、甲基橙的变色范围是pH= 3.1 ~ 4.4 ，当溶液的pH小于这个范围的下限时，指示剂呈现 红 色，当溶液的pH大于这个范围的上限时则呈现 黄 色，当溶液的pH处在这个范围之内时，指示剂呈现 橙

色。

例8、用无水碳酸钠测定盐酸溶液得浓度，若称取0.1325g

无水Na2CO3，滴定所消耗的盐酸体积25.00ml，求盐酸溶液（HCl）的准确浓度。（MNa2CO3=106g/mol）。

Na2CO3 + 2HCl = NaCl + CO2 + H2O

例9、滴定0.6300g某纯有机二元酸用去NaOH液（0.3030mol·L-1）38.00mL，并又用了HCl液（0.2250mol·L-1）4.00 mL回滴定（此时有机酸完全被中和），计算有机酸的分子量。

H2A + 2NaOH = Na2A + H2O

+HCl

NaCl + H2O

第六章 沉淀平衡 重点内容：

溶度积常数

与溶解度s 的关系

规则

1、若Q＞ 反应逆向进行，生成沉淀

2、若Q = 反应达到平衡

3、若Q＜ 反应正向进行，沉淀溶解

规则应用

a) 沉淀生成

b) 分步沉淀

c) 沉淀溶解

d) 沉淀转化

例1、Ag2CrO4的标准溶度积常数表达式为：(Ag2CrO4)=4[Ag+]2·[CrO42-]。（ × ）

例2、只能比较同种类型难溶电解质的溶解度的大小。 （ V ）

例3、欲使溶液中某离子沉淀完全，加入的沉淀剂越多越好。（ × ）

例4、溶度积规则适用于难溶电解质，质量作用定律只适用于基元反应。（ V ）

例5、已知298K时，MgF2的溶解度是1.17′10-3

mol·L-1，则MgF2的标准溶度积常数为（ A ）

(A)6.41′10-9 (B)4.00′10-9

(C)1.60′10-9 (D)3.20′10-12

例6、已知 (AgCl)=1.8′10-10，欲使含2.0′10-4

mol·L-1Ag+溶液产生AgCl沉淀，所需c(Cl-)为（ A ）。

(A)9.0′10-7mol·L-1 (B)3.6′10-14mol·L-1

(C)9.0′10-6mol·L-1 (D)3.6′10-6mol·L-1

例7、Ag2S的溶度积的表示式为（ D ）

(A) = c(Ag+) c(S2-)

(B) = c(Ag+) c(S2-)2

(C) = 2c(Ag+) c(S2-)

(D) = c(Ag+)2 c(S2-)

例8、根据溶度积规则，沉淀溶解的必要条件是 Q＜ ，沉淀产生的必要条件是 Q > 。

例9、将0.10mol·L-1CaCl2溶液与等体积的0.10mol·

L-1 NH3·H2O和0.10mol·L-1NH4Cl溶液混合。通过计算判断有无Ca(OH)2沉淀生成。

（已知 (Ca(OH)2)=5.5′10-6， (NH3·H2O)=1.8′10-5）

解：思路：判断有无沉淀

[Ca2+]已知 求[OH-] -> NH3-NH4Cl缓冲液

NH3 + H2O NH4+ + OH－

[开始] 0.05 0.05 0

[变化] －x +x +x

[平衡] (0.05－x) (0.05+x) x

∴ Q = [Ca2+][OH-]2 = 0.05×(1.80×10-5)2

= 1.62×10-11

=5.5′10-6

∴ 此刻无Ca(OH)2沉淀生成

例10、已知 =1.8′10-11， =1.8′10-5。将0.020mol·L-1MgCl2溶液与6.00mol·L-1NH3·H2O等体积混合。通过计算回答有无沉淀产生？

解：

∴ Q = [Mg2+][OH-]2 = 0.01×(7.3×10-3)2

= 5.3×10-7

∴ 此刻有Mg(OH)2沉淀生成

第七章 氧化还原平衡 重点内容：

* 氧化还原基本概念、方程式配平

* 原电池组成

* 电极电势及其计算

* 电极电势的应用

1.原电池: 电极反应与电池反应

电对

原电池的符号表示法

原电池的正负极

原电池的电动势

2.电极电势及其计算：

3.电极电势的应用

1) 判断氧化剂或还原剂相对强弱，决定原电

池的正、负极，并计算原电池的电动势

2) 判断氧化还原反应的进行方向

3) 判断反应进行的程度

4）判断氧化还原反应的进行次序

5）元素电势图

例1、在氧化还原反应中，如果两个电对的电极电势相差越大，反应就进行得越快。( × )

例2、因为电对Ni2++2e=Ni的φ为-0.23V，故2Ni2++4e=2Ni的φ为-0.46V。（ × ）

例3、 由金的电势图Au3+ Au+ Au可知，Au+在溶液中不能存在。（V）

例4、MnO2+H2O2+OH-=MnO42-+H2O+H+，此方程式配平正确。（ × ）

例5、 氧化数有正负之分，既可以是整数，也可以是分数。（ V ）

例6、已知φθ(Fe3+/Fe2+) = +0.77 V， φθ(Fe2+/Fe)

= -0.44 V，则(Fe3+/Fe)的值为（A ）

(A) -0.037 V (B) +0.55 V

(C) +0.40 V (D) +1.65 V

例7、一原电池：(-)Pt?H2(100kPa)?H+(1.0mol·L-1) Cl-(0.1mol·L-1)?Hg2Cl2(s)?Hg(+)，它的电池反应为（ A ）

(A) Hg2Cl2 + H2 = 2Hg + 2Cl- + 2H+

(B)2Hg + 2Cl- + 2H+ = H2 + Hg2Cl2

(C)Hg22++ H2 = 2Hg + 2H+

(D)2Hg + 2H+ = Hg22++ H2

例8、将下列自发进行的反应， Fe2+(c1)+Ag+(c2) = Fe3+(c3)+Ag 组成一原电池，其电池符号为（ C ）

(A)(-)Fe3+(c3)?Fe2+(c1) Ag+(c2)?Ag(+)；

(B)(-)Pt?Fe3+(c3)?Fe2+(c1) Ag+(c2)?Ag(+)；

(C)(-)Pt?Fe2+(c1)，Fe3+(c3) Ag+(c2)?Ag(+)；

(D)(-)Pt?Fe3+(c3)，Fe2+(c1) Ag+(c2)，Ag(+)

例9、

已知：Fe3+ + e = Fe2+ = 0.77 V

Cu2+ + 2e = Cu = 0.34 V

Fe2+ + 2e = Fe = -0.44 V

Al3+ + 3e = Al = -1.66 V

则最强的还原剂是（ D ）

(A)Al3+ (B) Fe2+

(C) Fe (D) Al

例10、用Nernst方程式 j =

，计算MnO4-/Mn2+的电极电势 j ，下列叙述不正确的是（ C ）

(A) 温度应为298 K

(B) Mn2+ 浓度增大则j 减小

(C) H+ 浓度的变化对j 无影响

(D) MnO4-浓度增大，则j 增大

解： MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O

例11、已知298K时

MnO4-+ 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O = 1.49 V

SO42-+ 4H+ + 2e = H2SO3 + H2O = -0.20 V

(1) MnO4-在酸性溶液中把H2SO3氧化成SO42-，配平的离子方程式为

2MnO4-+ 5H2SO3 = 2Mn2+ + 3H2O+5SO42-+ 4H+ ；

(2) 标准态时的电池符号 (-) Pt?H2SO3， H2SO4 ，MnO4-，Mn2+， H+? Pt(+) ；

(3) Eθ = __1.69V _。

例12、由反应Fe+HCl?FeCl2+H2组成的原电池，其正极的电极反应为_2H++2e?H2_；负极的电极反应为_Fe2++2e ?Fe_。被氧化的物质是_Fe_，被还原的物质是__HCl__。

例13、若将反应Sn2++2Fe3+ = 2Fe2++Sn4+组成原电池，其正极电对是_Fe3+/Fe2+

_；电池电动势与正、负极电极电势的关系式是E＝ 。

第八章 原子结构 重点内容：

* 四个量子数 概念、物理意义、取值范围、相互关系

* 原子的核外电子排布 原子轨道近似能级图和电子填充三原则

* 核外电子排布与元素周期表 与周期、族的关系、与元素的分区的关系

例1、填充合理的量子数：

n≥__3~7____，l=2，m=0，ms=+ ；

n=3，l=1，m=__1，0，-1____，ms=+ 。

例2、某元素的原子核外有25个电子，该元素的化学符号为__Mn___；在周期表中处于第__四__周期，第__VII B____族，属于__d__区元素。 (核外电子在24~30个的要掌握）

第九章 分子结构 重点内容：

* 化学键：离子键、共价键、金属键

* 共价键理论：价键理论、杂化轨道理论

* 分子间力和氢键：F色、F诱、F取、氢键

共价键理论：

　　共价键成键本质

　　共价键特点

杂化轨道理论：

类型 杂化轨道 夹角 分子构型 实例

　　Sp 2 1200 直线 CO2

　　sp2 3 1800 平面三角形 BF3

　　sp3 4 109.50 正四面体 CH4

　　sp3 不等性： NH3 ：1对孤对电子，三角锥形

　　H2O ：2对孤对电子，角形

分子间力

类型

极性-极性

极性-非极性

非极性-非极性

力的名称

F取

取向力

F诱

诱导力

F色

色散力

力的本主

静电引力

静电引力

静电引力

出现场合

极性分子间

极性分子间

极性-非极性

一切分子间

例1、I2的CCl4溶液中，分子间主要存在的作用力是色散力。（×）

例2、H2O分子中O原子的成键杂化轨道应是（ D ）

(A)sp (B)sp2

(C)sp3d (D)sp3不等性

例3、分子间的取向力存在于（ C ）

(A)非极性分子间

(B)非极性分子和极性分子间

(C)极性分子间

(D)任何分子间

例4、下列各组分子中，只存在色散力的是（ A ）

(A) I2和CCl4 (B) NH3和H2O

(C) I2和H2O (D) HCl和HF

例5、 下列分子中几何构型为三角形的是（ B ）

(A)ClF3 (B)BF3

(C)NH3 (D)PCl3

例6、下列分子中，其形状不呈直线形的是（ C ）

(A) CO (B) CO2

(C) H2O (D) HCl

例7、BCl3分子中中心原子杂化轨道类型为 等性sp2 ，分子空间结构为 平面三角型 ，分子有无极性 无 。

例8、分子间力可分为_色散力__、___诱导力__和_取向力__，其本质都是_静电__作用。

例9、HI分子间的作用力有 色散力__、_诱导力__和_取向力__ ，其中主要的作用力是 色散力 。

例10、CH4分子为 正四面体 型分子，其中心原子采取 sp3 杂化，分子有无极性 无 。

例11、根据杂化轨道理论， NH3分子的空间构型是 三角锥

型 ，其中中心原子的杂化轨道类型是 不等性sp3杂化 。

第十章 配位化合物

* 基本概念：定义、组成、命名原则

* 化学键理论

* 配合物稳定性 Kq稳 Kq不稳

* Kq稳应用

　　判断反应方向

　　计算离子浓度

　　多重平衡

例1、配合物形成体是指接受配体孤对电子的原子或离子，即中心原子或离子。 ( √ )

例2、配合物中，提供孤对电子与形成体形成配位键的分子或离子称为配位体或配体。 ( √ )

例3、配合物的配体中与形成体直接相连成键的原子称为配位原子。 ( √ )

例4、配位数就等于中心离子的配位体的数目。(√ )

例5、配合物K[Ag(CN)2]的配位体是_CN-__；配位原子是__C__；配位数是__2__；命名为__二氰合银（I）酸钾___。

例6、配合物 [Zn(NH3)4]SO4的配位体是_NH3_；配位原子是_N___；配位数是__4___；命名为___硫酸四氨合铜（II）__。

第十一章 配合滴定法

* EDTA与金属离子配合物的稳定性

* 配合滴定的指示剂-金属指示剂

* 配合滴定条件

只考虑酸效应

　　

　　

　　

　　滴定时酸度的控制

　　

　　pHmin pHmax

由滴定误差决定 由水解Ksp决定

常用指示剂

指示剂名称

终点变色

最佳使用pH范围

特征

铬黑T

(EBT,BT)

酒红色~兰

9-10.5

Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Co2+

等封闭

二甲酚橙

（XO）

紫红色~黄

＜6.3

Fe3+,Al3+,Ti4+ ,Ni2+

等封闭

例1、EDTA的七种形式中，只有Ｙ4-能与金属离子直接配合。（√）

例2、金属指示剂与金属离子生成的配合物的稳定性应比金属EDTA配合物的稳定性要差一些。（ √ ）

例3、铬黑T指示剂在pH=8~11范围使用，其目的是为减少干扰离子的影响。（× ）

例4、一般情况下，EDTA与金属离子形成的配合物的配位比是（ A）

(A)1:1 （B）2:1 （C）1:3 （D）1:2

例5、以 EDTA 滴定 Zn2+，选用（ B ）作指示剂。

(A)酚酞 (B)二甲酚橙 (C)二苯胺磺酸钠 (D)淀粉

例6、配合滴定中，金属指示剂应具备的条件是（ A ）

(A)金属指示剂配合物易溶于水 (B)本身是氧化剂 (C)必须加入配合掩蔽剂 (D)必须加热

例7、铬黑T在溶液中存在下列平衡,它与金属离子形成配合物显红色,

pKa2=6.3 pKa3=11.6

H2In- HIn2- In3-

紫红 蓝 橙

使用该指示剂的酸度范围是( C )

(A) pH 11.6 (C) pH = 6.3~11.6 (D) pH = 6.3±1

例8、EDTA的化学名称为___乙二胺四乙酸__，其中含有__6_个配位原子，和金属离子配位时，配位比为__1:1__。

例9、KMY'叫做 条件稳定常数 ，它表示有 副反应 存在时配位反应进行的程度。

例10、 EDTA法可测定 金属 离子

，在测定这些离子时，主要要控制溶液的 pH 。

例11、铬黑T最合适的酸度是 8~11 ，终点时溶液由 酒红 色变为 兰 色。

例12、用CaCO3基准物质标定EDTA的浓度，称取0.1005g CaCO3基准试剂, 溶解后定容为100.0mL。移取25.00mL钙溶液，在pH=12时，以待标定的EDTA滴定之，用去24.90mL，计算EDTA的浓度。

（已知)

第十二章 元素化学

一、非金属

1、非金属氢化物

2、含氧酸及其盐

二、金属

1、铬的化合物的性质

2、锰的化合物的性质

3、铁、钴、镍的化合物的性质

非金属性质

H2O2 + KI + 2HCl ? I2 ＋2H2O ＋ 2KCl

氧化剂

H2O2 + MnO4- + H+ ?Mn2+ + O2- + H2O还原剂

Cu ＋ 4HNO3(浓)＝ Cu(NO3)2 ＋2NO2-＋2H2O

Cu ＋ 8HNO3(稀)＝ 3Cu(NO3)2 ＋2NO- ＋4H2O

NaNO3 -> NaNO2 + O2

铬的性质

Cr3+ + 4OH- = CrO2- + 2H2O

两性

Cr2O72- + H2O2 + H+ → Cr3+ + O2 + H2O

氧化剂

锰的性质

Mn2++ NaBiO3+H+ → MnO4- +Bi3+ + Na+ + H2O

MnO42- +H+ → MnO2 + MnO4- + H2O

棕色沉淀 紫红色

MnO4- +C2O42-+H+ → Mn2++ CO2 + H2O

酸性介质中：MnO4- → Mn2+

中性介质中：MnO4- → MnO2

碱性介质中：MnO4- → MnO42-

铁、钴、镍的性质

Fe(OH)3+ HCl → FeCl3 + H2O

Co(OH)3+ HCl → CoCl2+ Cl2↑+ H2O

例1、KMnO4在酸中、碱中、受热、见光都不稳定。（ ? ）

例2、铜与浓HNO3反应生成NO2，铜与稀HNO3反应生成NO。（ ? ）

例3、双氧水既有氧化性又有还原性。 （ ? ）

例4、KMnO4在酸性溶液中是强氧化剂。（ ? ）

例5、H2O2在与用硫酸酸化的KI溶液反应时起的作用是（ B ）

(A)还原剂 (B)氧化剂 (C)弱酸 (D)既是氧化剂又是还原剂

例6、在酸性介质中，欲使Mn2+离子氧化为MnO4-，采用的氧化剂是（ C ）

(A)H2O2 (B)NaOCl (C)NaBiO3 (D)K2Cr2O7

例7、KMnO4作氧化剂时，其还原产物不会出现的是（ D ）

(A) MnO2 (B) Mn2+ (C) MnO42- (D) Mn

例8、在含有Mn2+和Cr3+离子的溶液中，采用下列那种方法可把它们分离( C )

(A)加入Na2HPO4 (B)通入H2S (C)加入过量的NaOH (D)加入Na2CO3

例9、 NaNO3受热分解的产物是（ B ）

(A)Na2O，NO2，O2 (B)NaNO2，O2 (C)NaNO2，NO2，O2 (D)Na2O，NO，O2

例10、将K2MnO4溶液调节到酸性时，可以观察到的现象是（ D ）

(A)紫红色褪去 (B)绿色加深 (C)有棕色沉淀生成 (D)溶液变成紫红色且有棕色沉淀生成

例11、重铬酸钾是强__氧化__剂，它在酸性溶液中与过氧化氢反应的主要产物是__O2__和_Cr3+__。

例12、KMnO4有强的氧化能力，但介质的酸碱性影响它的氧化能力，强酸中的还原产物为_Mn2+__，中性或弱碱性中为__MnO2__，强碱性中为__MnO42-_。

例13、完成下列反应：

Fe(OH)3+ HCl → FeCl3 + H2O

Co(OH)3+ HC

l →CoCl2 + Cl2 +H2O

MnO4- + C2O42- + H+ →Mn2+ + CO2 + H2O

Cu ＋ HNO3(稀) →Cu(NO3)2 + NO +H2O