4.缓冲溶液根据不同一般分为三类，分别是（ ），（ ），（ ）。 5.在氧化还原反应理论的讨论中，常常涉及到原电池和电极，原电池的正负极是根据（ ）命名的；而阴阳极则是根据（ ）命名的。
6.根据系统命名法配合物[CoCl3(NH3)3]的名称为（ ），K2[Cu(en)2]的名称为（ ）。
7.化学试剂按其纯度通常分为（ ），（ ），（ ），（ ）四级。 8.用已知准确浓度的HCl溶液滴定NaOH液，以甲基橙指示反应化学计量点的到达，该滴定化学计量点的pH值等于（ ），滴定终点的pH范围是（ ），上述两者的pH之差称为（ ）。
9.将黄铁矿在一定条件下时产生的气体SO2以溶液吸收，其反应如下：4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
SO2 + I2 + 2H2O = H2SO4 + 2HI
上述反应中，FeS2与I2的物质的量之比为（ ）。 10.计算下列溶液的pH值并填空； A.0.1mol.L-1HCl溶液，pH为（ ）。 B.25℃纯水的pH值约为（ ）。
11.EDTA配合物的稳定常数随溶液的酸度而改变，酸度减小，其稳定常数越（ ），该配合物越（ ）。
12.进行氧化还原滴定时，在化学计量点附近的电位突跃大小与电对的条件电位有关，它们的值相差越（ ），电位突跃越（ ）。 三.简答题
1.在化学平衡的讨论中，怎样应用浓度商Q和平衡常数Kθ判断反应进行的方向？举例说明。
2.什么是同离子效应？试说明同离子效应对BaSO4溶解度的影响及原因。 3.配平反应：MnO4- + Fe2+ + H+→ Mn2+ + Fe3+ + H2O，并将其设计为原电池，写出正负极，写出电池符号和电动势Eθ的表达式。
4.试解释为什么在无色的银氨溶液中滴入KI溶液会立即产生黄色的沉淀？已知Ksp
θAgI
=1.5×10，β2[Ag(NH3)2] =1.6×10
-16θ+7
四.判断题
1.在热力学的讨论中，应用反应的ΔrGmθ还可以求出其平衡常数Kθ。
2.在氧化还原反应理论中，标准电极电势ψθ有广泛的应用，可以用于判断任何情况下氧化剂.还原剂的强弱；氧化还原反应进行的方向和限度等。
3.[Fe(CN)6]3-的稳定性比[Fe(H2O)6]3+强得多，因为CN-的配位能力比H2O强得多。 4.进行仪器校正可以减免分析测定中的系统误差。
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5.用0.1000mol.L-1的HCl标准溶液测定浓度约为0.1 mol.L-1的NaOH溶液的标准浓度，可用的指示剂有酚酞和铬黑T。 五.计算题
1.已知：Kspθ（ZnS）=1.2×10-23, Kspθ（H2S）=1.2×10-23,[H2S]饱和=0.1 mol.L-1，
0.0566?0.24mol.L?1
计算说明：（1）在0.1 mol.L-1的ZnSO4溶液中通入H2S气体至饱和，要生成ZnS沉淀，[H+]最多不能超过多少？
（2）ZnS在水中的溶解度为多少mol.L-1？写出其数字表达式即可。 2.有原电池：Pt|Sn4+(1mol.L-1), Sn2+(1mol.L-1)||Ag+(1mol.L-1)| Ag
已知：ψ（Sn/ Sn）=0.154V, ψ（Ag/ Sn）=0.799V,arclg2.2=1.6×10。 （1）写出电极反应并指明正负极； （2）写出电池反应并求出电动势Eθ；
（3）计算反应的平衡常数并说明该电池反应进行的程度。
3.称取Na2CO3和NaHCO3的混合试样0.3425g溶于适量水中，以甲基橙为指示剂，用0.1000 mol.L-1的HCl溶液滴定至终点时，消耗25.00ml mol.L-1;若改用酚酞为指示剂，同样用上述HCl的溶液滴定至终点时，需消耗HCl多少ml？ 已知：M（NaHCO3）=84.0，M（Na2CO3）=106.0
云南省2011年普通高校“专升本”招生考试公共化学试卷
一.填空题
1.密度为1.18g.L-1，质量百分比浓度为36%的盐酸，摩尔浓度为（ ）mol.L-1。 2.稀食盐水溶液的沸点比纯水沸点（ ），结冰的温度 （凝固点）比纯水（ ）（高或低）。
3.对密闭容器中的反应2NO2(红棕色)=N2O4(无色)，加压则颜色变（ ）。当温度和压力恒定时，该反应的平衡常数Kp=（ ）(用各自的分压表示) 4.室温下纯水电离的[H+]（ ）[OH-]（>，=，<），[H+]×[OH-]=（ ）。 5.在NH3.H2O溶液中加入适量NH4Cl,则氨的电离度（ ）。溶液pH值（ ）（增大或减小）。
6.FeCl3水溶液的pH（ ）7，配制SnCl2溶液时，为防止Sn2+水解，应加入适量（ ）。
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θ
4+
2+
θ
+
2+
-2
7.在浓度均为0.010mol.L-1的Cl-和CrO42-混合溶液中，逐滴加入AgNO3溶液时，首先沉淀的离子是（ ）。当溶液中[Ag+]到达到（ ）mol.L-1, 第二种离子开始沉淀 。（Kspθ（AgCl）=1.8×10-10、Kspθ（Ag2CrO4）=2.0×10-12，√2=1.4） 8.Pb3O4中铅离子的氧化数为（ ）。它与盐酸反应生成氯化铅和氯气，还原剂是（ ）。
9.K2[PtCl6]的中心原子是（ ），配位数为（ ），命名为（ ）。 10.定量分析误差为（ ）和（ ）。
11.数值0.1010%的有效数字为（ ）位。pH=2.00的酸溶液中[H+]=（ ）mol.L-1。算式：W(Fe)%=0.1000×(38.24-0.25)×55.847/0.5000×100%的计算结果应有（ ）位有效数字。
12.用基准K2Cr2O7配制标准溶液，该标液的配制方法属于（ ）法。再用该标准溶液滴定硫酸亚铁溶液，确定后者浓度，这种配制和确定标液浓度的方法称为（ ）法。
13.根据滴定反应原理，可将滴定分析法分为（ ）大类。以（ ）为配位剂的一大类滴定分析法称为配位滴定法（又称络合滴定法）。
14.酸碱缓冲液的缓冲范围pH=（ ）。缓冲溶液的总浓度越大，则缓冲能力越（ ）。
15.滴定弱酸时，CKa越大，则滴定突跃越（ ）。当CKa满足（ ）的条件时，该弱酸才能准确滴定。
16.EDTA（不成盐）是（ ）元酸，它与大多数M配位时配位比（络合比）为（ ）。EDTA与M形成多环配合物，这类配合物称为（ ）。
17.分别在pH=5.0的HAc-NaAc溶液及（CH2）6N4-(CH2)6N4.HCl(六次甲基四胺缓冲溶液)溶液中滴定铅离子，PbY在前一体系的稳定性小雨后一体系的稳定性，因为存在（ ）效应。pH值减少，则MY的稳定性（ ）。
18.在pH=10的氨缓冲溶液中测定水的硬度，使用铬黑T（EBT）作指示剂，几种离子颜色为Ca-EBT(紫红)、EBT（天蓝）、Ca2+(无色)、CaY（无色）。用EDTA标准溶液滴定Ca2+试液时，终点变色（顺序）是（ ）。如果溶液中含Al3+又没有被掩蔽，则终点前后指示剂均不变色，这种现象称为指示剂的（ ）现象。 19.碘量法中常使用（ ）溶液作指示剂，碘量法测铜时，滴定体系中用于控制pH值的缓冲溶液是（ ）。 二.选择题
1.已知：C(s)+CO2(g)=2CO,ΔHθ=173KJ〃mol-1，下列条件能使平衡向右移动的是 A.加压、降温 B.减压、降温 C.加压、加热 D.减压、加热
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2.已知：Kspθ（AgCl）=1.8×10-10，Kspθ（PbCl2）=1.6×10-5，要在含Ag+和Pb2+浓度均为0.010mol.L-1的混合液中加入氯化钠沉淀出银离子，铅离子不沉淀（设沉淀完全时[Ag+]≤1.0×10-6mol.L-1，[Pb2+]=0.010mol.L-1），要控制的Cl-平衡浓度最合理的是
A.[Cl-]≥1.8×10-4mol.L-1 B.[Cl-]＞1.8×10-8mol.L-1 C.[Cl-]＞4.0×10-2mol.L-1
D.1.8×10-4mol.L-1≤[Cl-]＜4.0×10-2mol.L-1
3.在反应Cu2S + 6H2SO4(浓) = 2CuSO4 + 5SO2 + 6H2O中，氧化数发生变化的元素是
A.硫 B.铜 C.铜和硫 D.铜、硫、氧 4.关于标准电极电位的下述应用表述正确的是 A.标准电极电位越大，氧化型的氧化性越强 B.标准电极电位越大，还原型的还原性越强 C.标准电极电位越小，氧化型的氧化性越强
D.氧化还原反应能自发进行，则氧化剂的Eθo1/R1一定大于还原剂的 Eθo2/R2
5.对于配位反应Cu2+ + 4NH3 = Cu(NH3)42+，下面关于平衡移动表述错误的是 A.增大氨水浓度，平衡右移 B.通CO2降低溶液pH值，平衡左移 C.加热溶液近沸，平衡右移
D.滴入少量Na2S溶液，生成部分CuS沉淀，平衡左移
6.已知：Kspθ（AgCl）=1.8×10-10，Kspθ（Ag2S）=2.0×10-49，Kspθ（FeS）=6×10-18，Kspθ（ZnS）=1.2×10-23，Kspθ（PbCl）=1.6×10-5，Kspθ（Pb(OH)2）=1.2×10-15，Kspθ（AgI）=9.3×10-17,据此判断，下面的反应不能向右进行的是 A.2AgCl(白) + NaS = AgS(黑) + 2NaCl B.Ag2S + 2KI = 2AgI + K2S C.PbCl2 + 2NaOH = Pb(OH)2 + 2NaCl D.FeS + ZnCl2 = ZnS + FeCl2 7.下面的误差不属于系统误差的是 A.试剂不纯引入误差
B.重量法测钨始终存在溶解损失引入误差 C.指示剂变色点与滴定终点不吻合引入误差 D.操作失误引入误差
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