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金属氢氧化物的酸碱性可用离子势 φ = z/r（z 为阳离子电荷数，r 为阳离子半径，单位 nm）判别：φ 越大，阳离子对 O—H 键的极化能力越强，氢氧化物碱性越弱；当 φ > 40 nm⁻¹ 时氢氧化物显两性。已知离子半径：Be²⁺ 0.045 nm，Mg²⁺ 0.072 nm，Ca²⁺ 0.100 nm，Li⁺ 0.076 nm，Na⁺ 0.102 nm，K⁺ 0.138 nm。请计算 Be(OH)₂、Mg(OH)₂、Ca(OH)₂、LiOH、NaOH 对应的 φ 值，据此判断其中哪种氢氧化物显两性，并将五种氢氧化物按碱性由强到弱排序（要求排序唯一确定）。
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化学上常用离子势 φ = z/r（z 为阳离子电荷数，r 为离子半径/pm）衡量氢氧化物 M(OH)ₙ 的碱性强弱：φ 越小，M—O 键离子性越强，氢氧化物碱性越强。已知 Li⁺、Na⁺、K⁺ 的半径分别为 76 pm、102 pm、138 pm，Be²⁺、Mg²⁺、Ca²⁺ 的半径分别为 45 pm、72 pm、100 pm。试分别计算第三周期元素 NaOH 中 Na⁺ 的离子势与碱土金属 Be(OH)₂ 中 Be²⁺ 的离子势（结果保留两位有效数字），并根据计算结果结合同族递变规律，回答：(1) 比较同族内 LiOH、NaOH、KOH 碱性强弱顺序；(2) 判断 Be(OH)₂ 相对于 Mg(OH)₂、Ca(OH)₂ 的碱性位置，并说明 Be(OH)₂ 在碱土金属氢氧化物中表现出特殊性（两性）的离子势原因。
判断金属氢氧化物碱性强弱常用离子势判据：令 φ = z/r（z 为金属离子电荷数，r 为离子半径，单位 pm），φ 越小，氢氧化物碱性越强。已知 Li⁺、Na⁺、Mg²⁺、Ba²⁺ 的离子半径分别为 76 pm、102 pm、72 pm、135 pm，电荷数分别为 +1、+1、+2、+2。请计算四种离子的离子势 φ = z/r，并据此判断 LiOH、NaOH、Mg(OH)₂、Ba(OH)₂ 四种氢氧化物中碱性最强与最弱者。
已知某八面体配合物中中心离子为 Fe³⁺（d⁵ 组态）。分别计算其高自旋与低自旋状态下的晶体场稳定化能 CFSE（以 Δo 和成对能 P 表示），并写出两种自旋状态下的 d 电子排布方式。若某配合物实测磁矩约为 5.9 B.M.（只考虑自旋磁矩，μ = √(n(n+2)) B.M.，n 为未成对电子数），判断该配合物属于高自旋还是低自旋，并给出对应 CFSE。
取含Fe²⁺的硫酸亚铁铵试液，从中移取25.00 mL，用0.02000 mol/L的KMnO₄标准溶液滴定，在酸性介质中MnO₄⁻被还原为Mn²⁺，Fe²⁺被氧化为Fe³⁺。达化学计量点时恰好消耗KMnO₄标准溶液25.00 mL。（1）写出并配平该滴定反应的离子方程式；（2）计算25.00 mL试液中Fe²⁺的物质的量；（3）计算原试液中Fe²⁺的浓度（mol/L）。
将一块碳钢试片（暴露面积 25 cm²，密度 7.8 g/cm³）埋入湿润土壤中进行为期 2 年的腐蚀实验，取出清除腐蚀产物并干燥后称量，失重 0.39 g。假设腐蚀均匀发生。求：(1) 该钢片以深度计的腐蚀速率（mm/年）；(2) 若测得该土壤呈弱酸性且透气不均，试判断钢片主要发生何种电化学腐蚀，并指出应优先采用何种外加电流防护措施的名称。
某反应 A + B → C 的速率方程为 v = k·c(A)·c(B)。在某温度下，k = 0.50 L·mol⁻¹·s⁻¹。当 c(A) = 0.20 mol·L⁻¹、c(B) = 0.40 mol·L⁻¹ 时，计算该反应的速率 v；若保持温度不变，将 c(A) 和 c(B) 均增大到原来的 2 倍，求新速率与原速率的比值。
已知离子半径：r(Li⁺)=76 pm，r(Mg²⁺)=72 pm，r(Ca²⁺)=100 pm。无机化学中常用离子势 φ=z/r（z 为阳离子电荷数，r 为离子半径，单位 pm）衡量氢氧化物 M(OH)ₙ 的碱性强弱：φ 值越小，M—O 键的离子性越强，O—H 键越易断裂电离出 OH⁻，氢氧化物碱性越强。请计算三种氢氧化物对应阳离子的 φ 值，并据此比较 LiOH、Mg(OH)₂、Ca(OH)₂ 的碱性强弱顺序（用 > 连接，按碱性由强到弱排列）。
已知两种铁(III)配离子：[FeF6]³⁻ 与 [Fe(CN)6]³⁻。F⁻ 为弱场配体，CN⁻ 为强场配体。（1）用价键理论判断两种配离子中心离子的杂化轨道类型与配合物类型（内轨/外轨）；（2）分别求出各配离子中未成对电子数；（3）按仅有自旋贡献的公式 μ = √(n(n+2)) B.M.（n 为未成对电子数），计算两种配离子的磁矩（保留两位小数），并说明哪个呈顺磁性、磁矩更大。
在两份浓度均为 0.10 mol·L⁻¹ 的溶液中，分别存在配位平衡：A 液中 Cu²⁺ 与乙二胺（en）生成 [Cu(en)₂]²⁺，累积稳定常数 β_A = 1.0×10²⁰；B 液中 Cu²⁺ 与 NH₃ 生成 [Cu(NH₃)₄]²⁺，累积稳定常数 β_B = 1.0×10¹⁴。设两液中游离配体浓度均控制为 1.0 mol·L⁻¹。请计算：(1) 两液中游离 Cu²⁺ 浓度之比 c(Cu²⁺)_A / c(Cu²⁺)_B；(2) 由该结果说明螯合物 [Cu(en)₂]²⁺ 相对于 [Cu(NH₃)₄]²⁺ 在稳定性上的差异，并简述螯合效应的含义。
埋地钢管表面两处因土壤氧气分压不同构成氧浓差腐蚀电池：A处氧气分压为 p(O₂)=2.1 kPa，B处为 p(O₂)=21 kPa。已知 298 K 时 E°(O₂/OH⁻)=0.401 V，电极反应 O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻。（1）用能斯特方程分别计算两处氧电极电势（lg10=1，F、R、T 均取标准值）；（2）指出哪一处作腐蚀电池的阳极而被加速腐蚀，并说明理由；（3）写出该处阳极的电极反应式，并给出一种可行的牺牲阳极防护措施。
在海水中，铁板与铜板直接接触构成腐蚀原电池。已知 E°(Fe²⁺/Fe) = −0.44 V，E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V，两离子活度均为 1 mol/L。求该腐蚀电池的电动势，指出哪种金属作阳极（负极）被腐蚀，并据此说明若给铁板镀一层锌（E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V）防护属于何种防护原理。
在恒容密闭容器中发生反应 N₂(g)+3H₂(g)⇌2NH₃(g)。某温度 T₁ 时，平衡常数 K₁=0.5（浓度单位记法）。此温度下某一时刻，测得 c(N₂)=1.0 mol/L，c(H₂)=3.0 mol/L，c(NH₃)=3.0 mol/L。（1）通过计算浓度商 Q 与 K₁ 的比较，判断此刻反应向哪个方向进行；（2）若升高温度至 T₂，其他条件不变，重新计算得 Q>K(T₂)，判断升温使平衡向哪个方向移动，并由此推断该反应正反应是吸热还是放热反应。
合成氨反应 N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)，已知在某温度区间内 ΔH ≈ −100 kJ/mol，ΔS ≈ −200 J/(mol·K)。设 ΔH、ΔS 不随温度变化，气体分压均处于标准态。(1) 计算 298 K 时反应的 ΔG；(2) 求该反应正向自发进行的最高温度 T（即 ΔG = 0 对应的温度）。
第三周期元素 Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar 从左到右排列。根据电离能的周期性递变规律（注意等价 ns²、np³ 等半充满或全充满构型的额外稳定性）判断：这 8 种元素的第一电离能自左向右并非单调增大，出现两处降低的反常现象。请指出这两处反常分别发生在哪相邻两元素之间，并简述其原因。
某反应在 298 K 时速率常数为 k₁。当温度升高到 308 K 时，速率常数增大为原来的 3 倍。（1）根据阿伦尼乌斯公式 k = A·e^(−Ea/RT)（设活化能 Ea 在此温度区间为常数），计算该反应的活化能 Ea（R = 8.314 J·mol⁻¹·K⁻¹，ln3 = 1.099）。（2）若将温度从 308 K 再升高 10 K 至 318 K，判断速率常数增大的倍数与第一次（298→308 K）相比是更大还是更小，并简述理由。
在某温度下，合成氨反应 N₂(g)+3H₂(g)⇌2NH₃(g) 的平衡常数 K=0.5。现于体积为 1 L 的密闭容器中充入 2 mol N₂、6 mol H₂ 和 6 mol NH₃。（1）计算此时的浓度商 Q；（2）依据勒夏特列原理判断反应将向哪个方向进行，并说明理由；（3）若仅增大体系总压（温度不变），判断平衡移动方向。
请运用能量最低原理、Pauli 不相容原理和 Hund 规则，写出下列微粒的电子排布式（用完整形式，不用稀有气体简写）：（1）Cr 原子（Z=24）；（2）Cu 原子（Z=29）；（3）Fe³⁺ 离子（Z=26）。并简要说明：Cr 的价层电子排布为何不是机械按构造原理得到的 3d⁴4s²，而是 3d⁵4s¹。
已知某原子轨道的 n=3、l=1、m=0。试确定处于该轨道的电子自旋量子数 ms 的可能取值，并统计 n=3 主层中全部原子轨道的总数（不含自旋）。
将反应 2Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2Fe²⁺ + Sn⁴⁺ 设计成原电池。已知 E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0.77 V，E°(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = +0.15 V。（1）写出正、负极的电极反应；（2）按负极在左的规则书写该电池的符号；（3）计算该电池的标准电动势 E°，并判断标准态下反应能否自发正向进行。