期末复习（2）
第七章：
一、原子结构元素性质的关系
1、有效核电荷（p118）
2、原子半径（p119）
3、电离能（I）(p119)
4、电子亲合能（Y）(p122)
5、电负性（χ）(p124)
表示不同元素原子在分子中吸引电子的能力。χ↑，吸引电子能力越大。
6、元素的金属性与非金属性
7、原子价（p125）
第八章：
一、价键理论（电子配对法）（p129）
1、共价键的类型
σ键和π键（根据原子轨道重叠方式不同而分类）。单键：σ键；双键：一个σ键，一个π键；叁键：一个σ键，两个π键。σ键的重叠程度比π键大，∴π键不如σ键牢固。
2、键参数(p134)
（1）键长（l）（用X射线法）
成键的两个原子核之间的（平均）距离。两个原子共价半径之和=键长。键长越短，键能越大，共价键越牢固。
（2）键能（EB）
衡量共价键强弱的物理量。多原子分子，指的是平均键能：
（3）键角（θ）
键角指分子中键与键之间的夹角。键长和键角确定，分子构型就确定了。
二、分子间力
1、分子间力（范德华力）（p144）
（1）取向力（极性分子与极性分子之间）
（2）诱导力
发生在非极性分子与极性分子之间及极性分子与极性分子之间。
（3）色散力（一切分子之间）
非极性分子之间存在：色散力；极性分子与非极性分子间：色散力、诱导力；极性分子之间存在：色散力、取向力、诱导力。
（4）分子间作用力的特性
ⅱ）是一种短程力，作用范围：300-500pm，因此，只有当分子之间距离很近时，才有分子间作用力。当距离很远时，这种力消失。
ⅲ）没有方向性和饱和性。（分子间力实质为静电引力）
ⅳ）强度为化学键的1/10～1/100。
ⅴ）除μ很大的分子（如H2O）外，分子间作用力以色散力为主。
（5）分子间作用力对物质物理性质的影响（p145）
三、氢键
1、氢键的强度和性质
ⅰ）强度：比化学键小得多，与分子间力相同数量级，是键能的1/20。
ⅱ）具有方向性和饱和性
第九章：
一、晶体的一般概念
1、晶体与非晶体
晶体：固体内部微粒（原子、分子或离子）呈有规则的空间排列。
非晶体：固体内部微粒（原子、分子或离子）排列毫无规则。如玻璃、沥青、炉渣、石蜡等。
2、晶体的宏观特征
①有一定的几何外形（指晶体外形，与物质外观有区别），非晶体没有一定外形。
②有固定的熔点（纯晶体），非晶体没有固定的熔点。
③各向异性：指在不同方向上有不同的光学、电学、热学等性质。例如石墨沿层方向易断裂，层方向的导电率高于竖方向导电率近1万倍。这是由于其层状结构决定的。
结构决定性质。非晶体无上述特性。
二、晶体微观结构
根据微粒的不同，晶体可分为：
晶体
结点上排列的微粒种类
微粒间作用力
离子晶体
阴、阳离子
静电作用
原子晶体
原子
共价键
分子晶体
分子
范德华力、氢键
金属晶体
金属原子
金属键
三、晶体类型的判断方法
1、根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由分子通过分子间作用力（包括氢键）形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由金属阳离子和自由电子通过它们之间较强烈的相互作用形成的晶体属于金属晶体。
2、根据物质所属类别判断。金属氧化物、强碱和绝大多数盐（是例外，属于分子晶体）属于离子晶体；大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除外）、酸和绝大多数有机物属于分子晶体；金属单质（除汞外）和合金属于金属晶体；金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、碳化硅（一般只要记住前四个）、、、硼等属于原子晶体。
第十章：
10.1 氧化还原反应
一、氧化态（数）
氧化数是指某元素一个原子的荷电数，该荷电数是假定把每一个化学键中的电子指定给电负性大（即吸电子能力强）的原子而求得的。（得到电子为负价，失去电子为正价）
二、氧化和还原 氧化剂和还原剂
失电子的过程称为氧化，氧化数升高；得电子的过程称为还原，氧化数降低。
得电子，降低，被还原，为氧化剂；失电子，升高，被氧化，为还原剂。
Zn + Cu2+ —→ Zn2+ + Cu：Zn —2e —→ Zn2+ 氧化反应；Cu2+ ＋ 2e —→ Cu 还原反应。
即可把一个氧化还原反应表示为两个半反应，每个半反应中包含了同一种物质的两种氧化态。
氧化还原电对：氧化型/还原型（氧化数高/氧化数低）
Zn2+/Zn，Cu2+/Cu，H+/H2，Sn4+/Sn2+，Fe3+/Fe2+等
三、氧化还原反应方程式的配平
①完全氧化还原反应：变价元素化合价反应前后全部改变。
②不完全氧化—还原反应方程式的配平：
③自身氧化—还原反应（逆向配平法）
④多种元素（两种以上）价态发生的氧化—还原反应方程式
10.2 原电池
一、原电池的组成：
（1）半电池和电极
（2）外电路
（3）盐桥（是一种电解质溶液）
二、原电池表示方法
10.3 电极电势
一、电极电势
1、电极电势的概念
电流产生的原因：两极之间有电势差（电动势E）（如水自然流动的水位差）。
电势差产生的原因：参与氧化还原反应的物质得失电子的能力不同。（p177）
（1）标准氢电极
（2）电极的种类
二、影响电极电势的因素：——Nernst方程
10.4 电极电势的应用
一、氧化剂与还原剂的相对强弱
标准电极电势表，φθ正值越大，氧化性越强；φθ负值越大，还原性越强
实验室或工业上：
氧化剂：φθ＞1.0V，KMnO4，K2Cr2O7，（NH4）2S2O8，H2O2，O2，MnO2等
还原剂：φθ≤0V，Mg，Zn，Sn2+，SO32-，S2O32-，H2等
二、氧化还原反应可能进行的方向和次序
当外界条件一定，且皆取标准态，反应方向一般是：
强氧化型1 + 强还原型2 =弱还原型1 + 弱氧化型2
∴反应发生方向：左下方的氧化型物质与右上方的还原型物质反应，即“对角线方向相互反应”。
第十一章：
11.1 氢
一、性质
（一）物理性质
1、无色、无臭、无味的气体；2、易燃、易爆；
3、难以液化，（临界温度-240℃），常用压缩氢，气瓶颜色：深绿色，红色的"氢"字
（二）化学性质
1、可燃性和还原性
2、除希有气体外，几乎和所有元素形成化合物
①共价型氢化物（P区元素）②离子型化合物
二、制备
1、水煤气法：
2、电解法：
三、用途
1、合成工业的原料（重要的化工原料）
2、优良的还原剂（还原金属氧化物或卤化物）
11.2 S区元素通论
一、碱金属和碱土金属的通性
二、单质
过氧化物：（供氧剂）可用在防毒面具，高空飞行，潜艇中。
三、重要化合物：
1、硫酸钠：芒硝（Na2SO4.10H2O）用作缓泻剂
2、碳酸钠：Na2CO3用作洗涤剂
碳酸钠(Na2CO3)，其水合物为Na2CO3.10H2O。俗称苏打、洗涤碱或洗涤苏打。
(1)制备：（p200）
(2)性质
(白色粉末，易溶于水，溶液呈碱性，但无腐蚀性 CO32-+H2O→HCO3-+OH-
(与酸反应生成CO2 Na2CO3+2H+→2Na++CO2+H2O
(3)用途
(因无腐蚀性，故可供洗涤之用
(Na2CO3可用作应水(含Ca2+、Mg2+)之软化剂 Ca2+(aq)+CO32-(aq)→CaCO3(s) Mg2+(aq)+CO32-(aq)→MgCO3(s)
(工业上用以制造玻璃、纸浆、清洁剂
3、碳酸氢钠：NaHCO3作发酵粉和治胃酸过多
第十二章：
12.2 碳、硼、硅及其化合物
一、C及其化合物
金刚石：所有单质中熔点最高，所有物质中，硬度最大。由于晶体内没有自由电子，所以不导电。
石墨：层状的混合型晶体。无定形碳，实际上是石墨的微晶体。
2、CO：
CO与血液中血红蛋白结合，破坏其输氧能力；
CO用于燃料，还原剂
3、CO2
4、碳酸盐
二、SiO2和硅酸盐
1、SiO2
2、硅酸及其盐
硅胶，干燥剂，浸以氯化钴溶液烘干后，得变色硅胶。
硅酸盐：Na2O·nSiO2，其中最简单的为Na2SiO3 即"水玻璃"，工业上称"泡花碱"。
12.7 氮及其化合物
一、氨和铵盐
1、氨
ⅰ）加合性（配位键）
ⅱ）氧化反应
N：-3，0，+2，+5，NH3为-3价2，故具有还原性。
使用氨气时须注意明火，以防爆炸。
ⅲ）取代反应
液氨+金属→NaNH2氨基钠，Ag2NH亚氨基银，Li3H氮化锂
2、铵盐
①易溶于水，无色晶体
②热稳定性差
ⅰ）非氧化性酸的铵盐
ⅱ）氧化性酸的铵盐
③水解性
二、硝酸和硝酸盐
1、硝酸
①制法
工业：氨催化氧化法：
实验室：NaNO3 + H2SO4（浓）→ NaHSO4 + HNO3↑
②化学性质
ⅰ）酸性（强酸）
ⅱ）纯HNO3会缓慢分解 （纯硝酸长久放置，为什么颜色发黄？）
红棕色的NO2又溶于硝酸，使硝酸呈黄色到红色，实验室将硝酸存于棕色瓶中。
ⅲ）氧化性
与非金属反应，生成相应的含氧酸。与金属反应Fe、Al、Cr在冷的浓HNO3中钝化。
其它：HNO3被还原的过程主要取决于HNO3的浓度和金属的活泼性，还原产物不是单一的以某种为主。
12-16mol/L浓硝酸与金属反应（不论是否活泼），都生成NO2；稀硝酸的主要还原产物是NO，但如果是与活泼金属反应，其主要产物是N2O；极稀硝酸（﹤2mol/L）与活泼金属反应，还原产物是NH4+。
2、硝酸盐
三、亚硝酸和亚硝酸盐
氧化还原性。亚硝酸盐有毒，致癌。大量用于染料工业和有机合成工业。
12.8 磷及其化合物
①纯白磷（白色蜡状固体）见光会部分氧化呈黄白色，故又称"黄磷"；
②在潮湿空气中缓慢氧化，放出部分能量，在暗处产生"磷光"，甚至自燃；
③和氧化剂（O2，卤素，浓HNO3等）反应非常剧烈。
红磷，黑磷是巨分子结构。
12.11 氧和硫
第一节 氧及其化合物
一、氧气
氧的化学性质比较活泼，在加热条件下，能与许多物质作用（除卤素、少数贵金属和希有气体外），生成相应的氧化物。O2非极性分子，在极性分子H2O中不溶解。
二、臭氧
φθ（O3/O2）= 2.07V，O3有强氧化性，仅次于F2。
易分解成O2，无毒，可用于消毒食具，用于有机废水的处理，大气中臭氧层，防过量紫外线。臭氧型电器。
三、过氧化氢
①热稳定性差-O-O-键能小，不稳定。
2H2O2 = 2H2O + O2 ΔrHθ = -196KJ/mol，放热反应。
碱性溶液，MnO2等对分解起催化作用；痕量的酸、乙酰胺、酒精对分解起负催化作用（稳定剂）。市售已加稳定剂，用棕色瓶存放，现多用聚乙烯瓶存放。
②弱酸性
H2O2 = H+ + HO2- K1 = 2.2×10-12（25℃）
③氧化还原性
主要表现为氧化性；还原性：（需强氧化剂）。
第二节 硫及其化合物
一、单质硫
化学性质比较活泼，在稍微加热的条件下，能和许多金属和非金属作用。Hg + S -→ HgS
二、硫化氢和金属硫化物
（1）硫化氢
硫化氢为有毒气体，工业上用下法制备：FeS+2HCl = FeCl2 + H2S↑。
实验室中以硫代乙酰胺水解产生H2S气体：CH3CSNH2+2H2O = CH3COONH4 + H2S↑。H2S是一种还原剂，其水溶液不能长久保存，可被空气中的氧氧化而析出硫。
H2S可以和金属形成硫化物。大多数金属的硫化物不溶于水。故它是一种沉淀剂。
H2S可以使Pb(Ac)2试纸变黑，因而可以用此反应检验H2S的存在。反应式为：
H2S + Pb(Ac)2 = PbS + 2HAc。
三、硫的氧化物、含氧酸及其盐
1、SO2和H2SO3
SO2极易液化（0℃，193KPa）
①制备方法
②化学性质
酸性条件：氧化性、还原性
碱性条件：主要为还原性
2、SO3和H2SO4
①制备
②H2SO4的化学性质
ⅰ）二元强酸
ⅱ）热的浓H2SO4是强氧化剂
ⅲ）浓H2SO4具有吸水性，用作干燥剂。（放热）
ⅳ）浓H2SO4具有脱水性，（能夺取H、O生成H2O），能使棉纤维、淀粉、糖脱水而炭化。
ⅴ）钝化作用
浓度＞90%的浓H2SO4，在Fe、Al表面形成薄膜。
四、过硫酸及其盐
凡含氧酸的分子中含有过氧键者，称为过酸。过硫酸可以看成是过氧化氢中氢原子被—SO3H(磺酸基)取代的产物。单取代物H—O—O—SO3H(H2SO3)称为过一硫酸；双取代物HSO3—O—O—SO3H(H2S2O8)称为二硫酸
过硫酸及其盐是强氧化剂，例如过二硫酸盐在Ag+催化剂作用下，能将Mn2+氧化成紫红色的：2Mn2+ + 5S2O82- + 8H2O = 2MnO4- + 10SO42- + 16H+。
五、硫代硫酸及其盐
硫代硫酸钠：Na2S2O3·5H2O商品名为海波，俗称大苏打。硫代硫酸钠具有显著的还原性，其氧化产物随反应条件而不同。例如，通氯到Na2S2O3的溶液中，最初析出硫，如通入过量氯，则最后生成硫酸。
12.12 卤素
一、卤素单质的性质、制备及主要用途
1、卤素单质的化学性质
氧化性：F2 ﹥ Cl2 ﹥ Br2 ﹥ I2
与水反应：卤素的水解反应(歧化反应)
2、卤素单质的主要用途
氯：制备高价金属氯化物，如：SnCl4，FeCl3等；消毒剂、漂白剂：用于净化水，漂白粉Ca(ClO)2；
制有机氯化物：C2H4Cl2，CHCl3，CH2Cl2等；合成盐酸。
二、卤化氢和氢卤酸
1、卤化氢
①性质：无色，有刺激性气味的气体，极易溶于水。其水溶液叫氢卤酸。除氟化氢外，其它氢化物均为强酸。液态卤化氢不导电，说明它是共价型化合物。
ⅰ）热稳定性
HF（g）(不分解) ﹥ HCl（g） ﹥ HBr（g） ﹥ HI（g）
ⅱ）还原性
HCl（g） ﹤ HBr（g） ﹤ HI（g）
2、氯化氢和盐酸
制备：直接合成法：
复分解反应：
3、氟、溴、碘的氢化物
溴化氢和碘化氢的制备不能用单质直接合成法，因溴和碘与氢反应速度缓慢、产率低而不适合。溴化氢和碘化氢的制备也不能用卤化物与浓硫酸的复分解反应来制备，因为HBr、HI有显著的还原性，它们将与浓硫酸进一步发生氧化还原反应：
2HBr + H2SO4(浓) → Br2 + SO2 + 2H2O；8HI + H2SO4(浓)→ 4I2 + H2S + 4H2O
所以，实际上得不到纯的溴化氢和碘化氢。如果改用无氧化性的高沸点酸浓磷酸代替浓硫酸，可以制得溴化氢和碘化氢。
三、卤素的含氧化合物
1、次卤酸及其盐
次氯酸很不稳定，只能存在于稀溶液中，而不能制得浓酸。次氯酸见光受热均不稳定。
；。次溴酸、次碘酸稳定性更差。
次氯酸是很强的氧化剂。氯气的漂白作用就是由于它与水作用而生成次氯酸的缘故，所以完全干燥的氯气没有漂白作用。
把氯气通入冷的碱溶液中，便生成次氯酸盐。Cl2 + NaOH →NaClO + NaCl + H2O。
漂白粉是用氯气与消石灰作用而制得的，是次氯酸钙、氯化钙和氢氧化钙的混合物。
2Cl2 + 3Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2·Ca(OH)2·H2O + H2O
第十四章：
第一节 铬及其化合物
一、铬的物理性质和化学性质
纯Cr，银白色金属，硬度大，耐磨性好，反光率强，化学性质稳定（在空气中不起变化，不变色，强烈的钝化作用）
其用途：①常作保护装饰性镀层；
②加入钢中，增强钢的耐磨性、耐热性、耐腐蚀性、硬度、弹性。
合金：不锈钢：Cr 14～18%，有时含Ni 8%；镍铬丝：Cr 15% Ni 60% Fe 25%
化学性质：
①冷的浓HNO3，浓H2SO4，钝化作用，与大部分有机酸（如HAc），H2S，OH-无反应。
②能与氢卤酸、稀H2SO4、热的浓HNO3反应。
2Cr + 4HCl（浓）→ 2CrCl2（天蓝色）+ 2H2↑，
很快地 4CrCl2 +4HCl（浓）+ O2 → 4CrCl3（绿色）+ 2H2O。
③氧化态：+1、+2、+3、+4、+5、+6等
二、铬（Ⅵ）盐
铬酸盐（CrO42-）和重铬酸盐（Cr2O72-）
1、CrO42-和Cr2O72-的互变
2、氧化还原性
在酸性溶液中（即Cr2O72-形式）为强氧化剂。
Cr2O72-可用来定量测定Fe2+的含量
第二节 锰及其化合物
+2：3d5，Mn2+（淡红色-肉色）酸性溶液中较稳定（从φ值看）
+4：MnO2（棕黑色），自然界：MnO2·XH2O
+6：MnO42-（绿色），不稳定，易歧化
+7：MnO4-（紫色），酸性溶液中，强氧化性
一、锰（Ⅶ）的化合物KMnO4
（一）制备
（二）化学性质
1、KMnO4在酸性溶液中为强氧化剂
2、KMnO4作为氧化剂，其产物与介质的关系：
3、KMnO4在酸性介质中或日光催化下，易分解
∴要在暗处、棕色瓶中保存。
4、KMnO4（s）加热易分解
5、稀溶液可用于消毒；在有机溶液中常用作氧化剂。
第三节 铁系元素
一、铁系元素的化学性质
中等活泼金属Fe、Co、Ni在冷的浓HNO3和冷的浓H2SO4中钝化。Co、Ni与HCl可缓慢反应生成MCl2，Fe反应稍快。Co、Ni在浓碱中稳定。
二、铁盐
1、Fe（Ⅱ）盐
（1）化学性质
Fe2+在酸性溶液中较稳定；在碱性溶液中，易被氧化。
溶液中：4FeSO4+O2 + 2H2O →4Fe(OH)SO4↓(黄色)；固体：4FeSO4+O2 →Fe2O(SO4)2↓(棕色)。
所以制备Fe2+（FeCl2、FeSO4）关键：
①Fe过量 Fe3+ + Fe → 2Fe2+
1）使反应向右进行；2）置换溶液中的Cu2+、Pb2+杂质。∴实验室配制时加几颗铁钉。
②保持溶液为酸性
（2）形成复盐
如：FeSO4·(NH4)2SO4·6H2O 摩尔盐，性质较稳定，分析化学中用来替代FeSO4。
2、Fe（Ⅲ）盐
（1）FeCl3易水解
Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3 + 3H+
[Fe3+] = 1mol/L时，pH=1.8开始水解
pH逐渐增大，会逐步水解缩合形成胶体溶液，其可和悬浮在水中的泥沙一起聚沉，从而可作净水剂。
（2）氧化性（较弱）
能氧化还原性较强的物质。
