10-3： 沉淀完全时，设浓度Cl-小于或等于1.0×10-6 mol.L-1，则： [Ag?]?Ksp(AgCl)/[Cl?]?1.77?10?10/1.0?10?6?1.77?10?4

2-这时CrO4的浓度为：

[CrO4]?Ksp(Ag2CrO4)/[Ag?]2?1.12?10?12/(1.77?10?4)22?Ksp(AgsCrO4)?1.12?10 KSP(AgCl)?1.77?10?10=3.6×10（mol.L）

(50ml?3.6?10?5mol.L?1)/0.1mol/L?1?0.018ml?0.02ml

-5-1

第十一章：

11-1：（1）活泼性：Fe>Sn;Zn>Fe

2??2MnO?3Mn?2HO?5MnO?4H422（2）

?E0??0???0??1.68V?1.23V?0.45V正向可进行

?2?（3）2Cu?Cu?Cu

E0??0???0??0.522V?0.152V?0.370V 第十二章：

2???12-1：（1）Hg?I?Hgl Hg2??3I??Hgl3

??（2）AgCl

??在浓盐酸中AgCl?Cl?AgCl2 AgCl2-中加水

AgCl2?AgCl?Cl?

（3）Cu(NH3)2+中的Cu+的d轨道上无单电子。 第十三章：

13-1：氢作为能源，用许多优点。例如：（1）H2燃烧时发热量很大，其燃烧热为同质量石油燃烧的三倍。作为动力燃料，在许多方面比汽油柴油更优越，用氢的发动机更易发动。（2）它燃烧后生成物是水，不会污染环境；（3）制备氢的原料来源于水，资源不受限制，等等。

13-2：从He到Rn，稀有气体的熔点、沸点逐渐升高，密度逐渐增大。原因是：对这些单原子分子，物质的溶点、沸点与原子间的作用力的大小成正比，而惰性气体原子间的作用力主要是色散力，其与原子量的大小成正比，因而从He到Rn，分子间作用力增大，故熔、沸点升高。

从He到Rn密度增大的原因是从He到Rn原子半径虽然增大，但其原子量增加的幅度更大，因而总的说来，密度增大。

13-4：（a）XeF4平面正方形 （b）XeF2 直线形 （c）XeO3 三角锥形 （d）[XeF]+ 直线形 第十四章：

14-1：（a）NF3的挥发性较NH3低，主要是由于氨气中NH3分子间存在较强的氢键，使其不易挥发，因而沸点较NF3高。

（b）NH3的碱性强于NF3。从结构式来看，它们均为三角锥形，表现上N均有一孤对电子，但NF3分子中，由于F的强吸电子能力，使得N上的电子密度减弱，同质子等酸结合的能力减小；NH3中N周围的电子密度较NF3中的N要大多很多，故碱性强。

14-2：AlCl3, SnCl4, TiCl4

这些卤化物的共同特点：熔、沸点一般较低，易挥发，能溶于非极性溶剂，在水中强烈水解。 第十五章：

15-1：SO2的漂泊作用昌由于SO2能和一些有机色素结合成为无色的加合物；而Cl2的漂泊作用是由于Cl2可与水反应生成HClO，HClO是一种强氧化剂，它分解出的原子氧能氧化有机色素，使其生成无色产物，属于氧化还原作用。 15-2：（1）2Na2O2?4H2O?4NaOH?O2? （2）H2S?2FeCl3?S??2FeCl2?2HCL

?2H?Sx（3）

2??H2S??(x?1)S?

第十六章：

16-1：氮原子的价层只有4个价轨道，只能形成4个共价键，故不能形成含有5个N-X键的NX5。

16-2：（1）将含有微量NO2的NO通入水中以吸收NO2（用碱液吸收更好）。将含有少量NO的N2O通入FeSO4溶液中，使NO与给合成Fe(NO)SO4。

16-3：NH3分子中的N原子价电子层充满电子，而PH3、SsH3分子中的P、As原子价电子层有空的d轨道，前者键合电子对间的斥力大于后二者，故NH3分子中的

键角比PH3、AsH3的大。至于PH3的键角比AsH3的稍大，是因为P的原子半径比As的小，键合电子对间的排斥作用较大所致。 第十七章：

17-1：CO和N2是等电体（14e），分子轨道能级图相似，分子中都有三重键：键能相近。一般条件下，两种物质都是气体，很少溶于水；熔、沸点，临界力，临界温度等一些物理性质也相似。

但CO和N2分子中三重键特点并不完全相同，N2分子中负电荷分布是对称的，而CO却是却是不对称的。C原子略带电荷，再加上C的电负性比N小，因此CO比N2较易给出电子对向过渡金属原子（离子）配位，除形成?-配键外，还有?-反馈键形成，故生成的配合物较稳定。而N2的配位能力远不如CO，分子氮配合物远不如羰基化合物稳定。所以CO的键能虽比N2略大，但化学性质却比N2要活泼，不象N2那样“惰性”。

17-2：分别于三种溶液中加酸，有气体（CO2）放出者为Na2CO3，有白色沉淀析出者可能是Na2SiO3或Na2B4O7·10H2O。再分别取二者溶液，加入浓H2SO4和甲醇，并点燃，有绿色火焰产生者为Na2B4O7·10H2O。

17-3：在氧化性酸中，Si被氧化时在其表面形成阻止进一步反应的致密的氧化物薄膜，故不溶于氧化性酸中。HF的存在可消除Si表面的氧化物薄膜，生成可溶性的[SiF62-]，所以Si可溶于HNO3和HF的混合溶液中。

Si是非金属，可和碱反应放出H2，同时生成的碱金属硅酸盐可溶，也促使了反应的进行。 第十八章：

18-1：因为氟原子价层没有空的轨道，基态只有一个未成对电子，只能形成一个共价单键；再由于氟在所有元素中电负性最大，因此，没有多种可变的正氧化态。 18-2：⑴均为共价型，常温下为气体或挥发性液体；

⑵同一氢化物，其熔、沸点除NH3、H2O、HF由于氢键反常的高以外，其余均从上至下渐增。

⑶除HF外，其他非金属元素氢化物都有还原性，同一族氢化物从上至下还原性

渐增，同一周期氢化物从左至右还原性递减。

⑷非金属 元素相对水而言，大多是酸，其酸强度同一族从上到下递增：同一周期从左至右也递增。少数氢化物如NH3、PH3在H2O中表现碱性，H2O是两性物，既可是酸也可是碱。CH4不表现酸碱性。

18-3：⑴从I--F-，负氧化态相同，半径依次减小，负电荷密度增加，与质子的引力增强，故从HI- HF酸性减弱。

⑵从HClO4- H4SiO4含氧酸酸中心原子氧化减小，吸引羟基氧原子的能力减小，O-H键不易断裂，故酸性逐渐减弱。

⑶HNO3中的N的氧化态比HNO2高，按R-O-H规则的酸性比的强。

⑷HIO4和H5IO6分子中的非羟基数目不同，前者有三个，后者有一个，故前者是强酸，后者是弱酸。

⑸H2TeO6分子中无非羟基氧，而H2SeO4则有两个非羟基氧，故是H2TeO6弱酸，是H2SeO4强酸。

18-4：次级周期是指元素周期表中，p区每族元素的物理化学性质从上而下不是直线式递变，而是呈起伏的“锯齿行”变化。

次级周期性原子的次外层和在次外层电子结构有关，第二周期p区元素次外层为1s2 ,电子数少；第四周期p区元素次外层开始出现3d10。第六周期p区元素次外层除有5d10，再此外层开始出现4f14，这三种电子排布（尤其d和f电子）对核的屏蔽作用小，致使有效核电荷Z*增大，原子半径偏小，第四4s2和第六周期6s2的和电子对变的稳定（特别是6s2，属于惰性电子对效应），不易参加成键，所以这些元素的高氧化态化合物不稳定，氧化性强，对于低氧化态化合物，由于不涉及到s电子对，故不表现出特殊性。

18-5：⑴Si是第三周期元素，原子半径比C的大，Si-Si键长大于C-C键长，垂直于键平面的p轨道不易侧向重叠形成∏键，所以Si不能形成含有离域∏键的类似石墨结构的同素异性体。

⑵氮的假电子层有4个价轨道，最大共价键数只能是4，故不能形成含有5个共