2023年【复习最全面精品资料】高中理科总复习之高一化学知识要点1.pdf

学习必备 欢迎下载 高 一 化 学 知 识 要 点 复习内容：高一化学（全）复习范围：第一章第七章 一、第第一一章章 化学反应及其能量的变化 1.氧化还原反应的标志（特征）：元素化合价的升降反应.氧化还原反应的本质：有电子转移（或偏离）的反应.互不换位规律：同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应（即不发生转化）.如 SO2与 H2SO4.含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时，该元素的价态互不换位，而是生成中间价态的物质，即高价态+低价态中间价态（同种元素）.如：H2S+H2SO4（浓）S+SO2+2H2O KCl O3+6HCl KCl+3Cl 2+3H2O A.同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断：一般说来，同种元素从低价态到高价态的氧化性（得电子能力）逐渐增强，还原性逐渐减弱；从高价态到低价态的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强.如：氧化能力 HCl OCl 2、Fe Cl3Fe Cl2 B.不同物质间氧化性、还原性强弱的判断：浓度：增大氧化剂或还原剂浓度，其氧化性或还原性也增大，如浓 HNO3比稀 HNO3氧化性强.酸碱性：一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强.如 KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强.温度：升温一般有利于反应的进行.如热浓 H2SO4氧化性比冷浓 H2SO4氧化性强.如：2Fe+3Cl2 2Fe Cl3 Fe+2HCl Fe Cl2+H2 Cl2能将 Fe 氧化至+3 价，而 HCl 只能将 Fe 氧化为+2 价，故氧化能力 Cl2HCl.又如：MnO2+4HCl（浓）2 MnCl2+Cl2+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓）2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O 同是将浓盐酸氧化为 Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而 KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力 KMnO4MnO2.注意：在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质，当然，氧化产物和还原产物也可以是同一种物质.此外，氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应.例如：2.金属活动顺序表：K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+H+Cu2+Fe3+Ag+金属硫化物顺序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S可溶于水、酸 ZnS FeS（硫化亚铁，无硫化铁）PbS CuS HgS Ag2S不溶于水、酸 注意：氢气难于液化.反应方程式不都有离子离子反应，因为离子反应就必须在水中进行.如：Ba（OH）2 8H2O+2NH4Cl=2NH3+10 H2O+BaCl2（无离子反应方程式）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（无离子反应方程式）离子化合物（金属与非金属）的熔点高.如：Na+、K+、NH4+、Cl、SO32、SO42、NO3形成的离子化合物.3.常见元素的化合价 元 素 常 见 价 特 殊 价 H+1 1（NaH、CaH2）O 2 1（H2O2、Na2O2）NH4NO3N2O+2H2O学习必备 欢迎下载 C+2、+4 4（CH4）、1（C2H2）、2（C2H6O），0（C2H4O2）N 3（NH3）、+2（NO）、+4（NO2）、+5（HNO3）2（N2H4）、+1（N2O）、+3（NaNO2）Fe+2、+3+8/3（Fe3O4）（既有+2 价 Fe，又有+3 价 Fe）Cu+2+1（Cu2O、Cu2S）Cl 1、+1（HClO）、+3、+5、+7+4（ClO2）S 2、+4、+6 1（FeS2）、+2（Na2S2O3）注意：化合价的有关规律：金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂.非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价.氟的非金属性很强，没有正化合价；氧与氟结合时，显正价，但无最高价+6 价.显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应只能降低.相反，显最低化合价的元素，在反应中只能升高.4.电解质：在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物.附：强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂：电解质与金属导体的导电性不同，电解质导电含化学变化，金属导电只是物理变化，金属导电性随温度升高而下降，电解质导电性一般随温度升高而增大.电解质与非电解质的区别：电解质必须满足三个条件：一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状态下能电离.如：KNO3是电解质，KNO3溶液并不是电解质，只是电解质溶液.混合物如溶液既不是电解质，也不是非电解质.而蔗糖、酒精是纯净的化合物是非电解质.强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液导电性强，如浓度非常稀的盐酸的导电性可能比浓度较大的醋酸溶液导电性弱，但是同浓度，同温度，强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液导电性强.不能从导电能力强弱来判断强电解质和弱电解质，应根据电解质是部分电离还是完全电离来判断.注意：离子浓度，如 HNO3（稀）HNO3（浓）导电性 电解质溶液的导电性是由电解质溶液的电荷浓度决定.电荷浓度大，导电性越强.如：一定温度下，单位体积 A 溶液中 Mg2+、SO42各有 N 个，B 溶液中 Na+、Cl各有 N 个，C 溶液中Na+、Cl各有 N/2 个，则三种溶液的导电能力是 ABC.有些化合物水溶液不能导电，如 BaSO4、AgCl 溶液等.是因为它们的溶解度小，其水溶液测不出导电性，但只要溶解的部分就完全电离，在熔融状态下，它们也能完全电离，所以 BaSO4、AgCl 等难溶盐不仅是电解质，而且是强电解质.注意：浓硫酸不能电离，只能写成分子形式，而浓硝酸与浓盐酸因浓度没那大，仍具备电离条件，可写成离子.HSO4在任意水溶液中完全电离（HSO4=H+SO42），而 HCO3、H2PO4、HPO42在任意水溶液中不能拆开写成 H+CO32、H+PO43等.反应物中微溶物（Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶）处于全溶（澄清或饱和）时，写成离子符号；处于浑浊（乳浊、石灰乳）时，写成分子形式，但在生成物中微溶物一律视为分子形式.复分解反应发生条件：有难溶物生成或难电离的物质生成或有挥发性生成物质（如：CO2）.如：PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+(NH4)2SO4 Pb(AC)2难电离.附：强电解质：强酸（H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl）等.强碱：KOH、NaOH、非电解质弱电解质强电解质电解质化合物律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 Ba（OH）2、等.大多数盐：NaCl、KNO3、CaCO3等.弱电解质：弱酸：H2SO3、H3PO4、HCOOH（甲酸）等.弱碱：Cu（OH）2、Fe（OH）3等.少数盐：（CH3COO）2Pb 等.水：H2O 5.判断离子溶液中能否大量共存：生成难溶物或微溶物：Ca2+与 CO32、SO42、OH，Ag+与 Cl、Br、I等.生成气体或挥发性物质：H+和 CO32、HCO3，NH4+与 OH等.生成难电离物质：H+离子与弱酸根离子：F、ClO、S2、HS、SO32、HCO3、CO32、PO43、HPO42等不共存，OH离子与弱碱的离子：NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等.发生氧化还原反应：具有较强氧化性的离子（如 MnO4、ClO、NO3、Fe3+等）与具有较强还原性的离子（如 I、S2、Fe2+、SO32等）不能共存.注意：有些离子在通常情况下可共存，但在某些特殊情况下不共存.如 NO3与 I、S2与 SO32、ClO与 Cl 等离子，在碱性或中性溶液中可共存，但在酸性条件下不共存.形成配位化合物：如 Fe3+与 SCN离子因反应生成Fe（SNH）2+离子而不可共存.弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生双水解反应而不共存.如 Al3+与 HCO3、Fe3+与 PO43等不共存.注意：阴离子与阴离子之间也不能共存，如HCO3与 OH.无色溶液不存在 MnO4、Fe3+、Fe2+、Cu2+.6.含热量少的物质稳定性高：反应物生成物+热，则生成物的热稳定性比反应物强.注意：放热反应：燃烧、酸碱中和、金属单质和酸.吸热反应：加热的分解反应、与碳反应、氢氧化钡晶体（Ba（OH）28H2O）与氯化铵晶体反应等.7.燃料的充分燃烧条件：过量的空气；扩大与空气的接触面.燃料的不充分燃烧：有害健康；浪费燃料.注意：防止温室效应的措施：减少化石燃料的直接燃烧，大量植树造林，防止森林破坏.防止 SO2污染大气的方法之一：加生石灰脱硫：SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4 二、第第二二章章 碱金属 1.钠在空气中的缓慢氧化过程及现象：切开金属钠，呈银白色（钠的真面目）变暗（生成 Na2O）变白色固体（生成 NaOH）成液（NaOH 潮解）结块（吸收 CO2成 NaCO310H2O）最后粉末（变为 Na2CO3风化）.钠与水（加酚酞）反应有四个现象：浮在水上（比水轻）；熔化成闪亮的小球，发出嘶响（反应放热，钠熔点低）；迅速游动（产生氢气）；溶液呈红色（生成 NaOH 遇酚酞变红）.注意：Na 的制法：2NaCl（熔触）2Na+Cl2 Na2O2与 H2O 反应，Na2O2既是氧化剂，也是还原剂.这是非氧化还原反应.2.钠与盐溶液反应：钠与硫酸铜溶液反应：先：2Na+2H2O=2NaOH+H2 后：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO4 总反应方程式：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2+Na2SO4+H2 钠与氯化铵溶液反应：2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3+H2 注意：钠能置换出酸中的 H2，也能置换出盐中的金属（钠在熔融状态下），只是不能置换盐溶液中的金属（钠要先与水反应）.2Na2O2+H2O=4NaOH+O22e-律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 如：2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4（）4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti（）注意：自然界中的元素有两种形态：游离态、化合态.2.碱金属特点：元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯 符号 Li Na K Rb Cs 核电荷数 3 11 19 37 55 原子结构示意图 单质密度 逐渐降低（K 除外）与水反应程度 越来越剧烈 氢氧化性 碱性增强 注意：碱金属单质的密度一般随核电荷数增大而递增，但 K 的密度比 Na 小.通常的合金多呈固态，而钠钾合金却是液态.碱金属单质一般跟水剧烈反应，但Li 跟水反应缓慢（LiOH 溶解度小）.钾的化合物大多可作肥料，但 K2O、KOH 却不可作肥料.碱金属单质因其活动性强，多保存在煤油中，而 Li 却因密度比煤油更小，只能保存在液体石蜡中.碱金属的盐一般都易溶于水，但 Li2CO3却微溶.一般说，酸式盐较正盐溶解度大，但 NaHCO3却比 NaCO3溶解度小（还有 KHCO3K2CO3）.氧化钠与过氧化钠：名称 Na2O Na2O2 颜色 白色 淡黄色 类别 碱性氧化物 过氧化物（不是碱性氧化物）生成条件 钠常温时与氧气反应 钠燃烧或加热时与氧气反应 注意：过氧化物是强氧化剂，有漂白性.碱金属单质在空气或氧气中燃烧时，生成过氧化物（是离子化合物，如 Na2O2是 O22与 Na+之间的化合物）甚至比过氧化物更复杂的氧化物（例如：K 在燃烧时生成 KO2超氧化钾），而 Li 只生成 Li2O.3.关于焰色反应：焰色反应采用煤气灯较理想，若用酒精灯焰，则要使用外焰的侧面（因为焰心的颜色偏黄）.蘸取待测物的金属丝，最好用铂丝，也可用铁丝，钨丝代替，每次使用金属丝时，必须在火焰上烧至无色，以免对实验现象造成干扰.金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净，然后在火焰上烧至无色，这是因为金属氯化物灼烧时易气化而挥发，若用硫酸洗涤金属丝，由于硫酸盐熔沸点高而难以挥发，故不用硫酸.观察钾的焰色反应时，要透过蓝色钴玻璃，因为钾中常混有钠的杂质，蓝色钴玻璃可以滤去黄光.律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 4.碱反应既可与酸反应，也可与两性氧化物酸性氧化物与碱反应酸性氧化物大部分是金属氧化物碱性氧化物成盐氧化物32OAl 注意：酸性氧化物一定是非金属氧化物.（）（应把“一定”改为“可能”，如酸性氧化物MnO2）碱性氧化物不一定都是金属氧化物.（）（如：Al2O3是两性氧化物）三、第第三三章章 物质的量 1.阿伏加德罗常数：12gC12原子所含的碳原子数，实验测得值为 6.02 1023mol-1,符号为AN.推论：相同物质的量的任何物质中都含有相同数目的粒子；粒子数目相同，则其物质的量相同，这与物质的存在状态无关.（粒子是微观粒子，不是灰尘颗粒等宏观粒子）注意：“物质的量”不能用“摩尔数”代替.物质的量只适合于微观粒子.2.在标准状况下，1mol 任何气体的体积都约等于 22.4L.标准状况，既 0和 101.325kPa，气体的物质的量为 1mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是 22.4L.所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况.例如，“1molH2O（g）在标准状况下的体积为 22.4L”是错误的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的.1mol 任何气体的体积若为 22.4L，它所处的状况不一定就是标准状况.如：25，101Kpa时，11.2L 氧气有 0.5mol.（）（25不是标准状况下的温度，所以氧气的物质的量不等于0.5mol）阿伏加德罗定律重要公式气态方程：PV=nRT mAVVMmNNn ANM xm（真实质量）=)L/mol(4.22（只适合气体）1molNe 含有 6.021024个电子，即 1molNe 含有 1mol10 个电子.某元素一个原子的质量为ag，一个C12原子的质量为bg，阿伏加德罗常数为AN，该元素的相对原子质量为 或 .（ANb112）2.平均摩尔质量的求算方法：已知混合物质的总质量m（混）和总物质的量n（混）：M（混）=nm 已知标准状况下混合气体的密度（混）：由）（）（）（g/L4.22L/mol4.22g/molMMVmM（混）=22.4（混）已知同温同压下混合气体的密度（混）是一种简单气体 A的密度（A）的倍数 d（也常叫相对密度法）：d=AMMA（混）混）(即有：M（混）=dM（A）已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量的分数或体积分数：M（混）=MaA+MbB+McC 某混合气体有相对分子质量分别为 M1、M2、M3，对应的质量分数分别为1、2、3ba12ANa律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 则其平均相对分子质量为：.1332211MMMM 3.关于溶液浓度：溶液稀释定律：对于已知质量分数溶液稀释 溶质的质量稀释前后不变，即2211mm.对于已知物质的量的浓度的稀释 溶质的物质的量稀释前后不变，即2211VcVc.物质的量的浓度c与溶质质量分数的换算：MVn MVnc1000（的单位3 cmg）溶解度S与溶质的质量分数的换算 100SS100 1100S 溶解度与物质的量浓度的换算 )100()g/mL(100010100(L)(mol)(mol/L)3SMSSMSVnc（溶解度）（的单位3 cmg）附：溶解度定义：在一定温度下，某固态物质在 100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量.关于物质的量的浓度c的混合的计算 nnVcVcVcVcc.V332211混混（等式两边只是溶质的物质的量相等，两边溶液的体积之和不一定等）电荷守恒：正负电荷的代数和为零.正电荷它的物质的量所带电荷的多少=负电荷它的物质的量所带电荷的多少.4.关于体积：某溶液（体积为1V）和另一溶液（体积为2V）混合时，只有当溶液的溶质相同且浓度也相同时，21VVV总，只要有一项不同，就21VVV总.（如果题目忽略体积变化时，则21VVV总）气体溶于水，需考虑体积变化.要用密度计算体积.溶质为体积的水溶液的物质的量的浓度计算：标准状况下，将 VL 的气体（摩尔质量是 M g-1mol）溶于 1L 的水中，若溶液的密度g/mL)（，则浓度)mol/L(224001000VMVVnc液.特别地，标准状况下任何装有可溶于水的气体的容器，倒扣在水中，形成溶液的体积都等于可溶性气体的体积，且形成溶液的物质的量浓度为mol/L4.221.无论容器中充入的是 HCl 气体，还是其他易溶于水的气体（如：NH3、HBr、SO2），其浓度均为mol/L4.221.（可令容器为Lx，气体体积就为Lx，得4.2214.22xxVnc）律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 5.溶液所含溶质微粒数目的计算：若溶质是非电解质，则溶质在溶液中以分子形式存在.例如：1mol 蔗糖，有AN个溶质分子存在.若溶质是强碱、强酸或可溶性盐时，溶质在溶液中是以阴阳离子存在，而不存在溶质分子.例如：1molCaCl2溶液含 2mol Cl-，1molCa2+.6.浓度与密度的变化关系：两种不同质量分数的溶液等体积相混合，若溶液的密度大于1g3cm，则混合溶液质量分数大于它们和的一半，溶液的质量分数越大，其浓度就越大；若溶液的密度小于 1g3cm，则混合溶液质量分数小于它们和的一半，溶液的质量分数越大，其密度就越小.无论溶液的密度大于 1g3cm，还是小于 1g3cm，等质量混合时，得混合溶液的质量分数都等于它们和的一半.注意：含结晶水的溶质配成的溶液，其溶质的浓度不包括结晶水.例如：将 25 克胆矾（CuSO4 5H2O）溶于水，配成 1mL 溶液，其浓度为 1mol/L，其意义是每升溶液含 1 mol CuSO4，而不是 CuSO45H2O.四、第第四四章章 卤素 1.氯气的化学性质：性 质 化 学 方 程 式 及 现 象 用 途 与金属反应 2Na+Cl2点燃 2NaCl（燃烧，产生白烟）2Fe+3Cl2 点燃 2FeCl3（燃烧，产生棕色烟）Cu+Cl2点燃 2CuCl2（燃烧，产生棕黄色烟）与非金属反应 H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，光照爆炸）2P+3Cl2=2PCl3（液态，形成白雾）PCl3+Cl2=PCl5（固态，形成白烟）与水反应 Cl2+H2O H Cl+HClO（溶液呈浅绿色）与碱溶液反应 2NaOH+Cl2=NaClO+NaCl+H2O 6 NaOH+3Cl2 N aClO3+5NaCl+3 H2O 与其他物质反应 2KI+Cl2=2KCl+I2（KI 溶液变黄）2FeCl2+Cl2=2 FeCl3（溶液由浅绿变黄）KI 试纸检验 Cl2 除废水中的 Cl2 注意：新制氯水、久制氯水、液氯：（H2O 可写成 O H与 H+）氯气易液化，是因为沸点接近常温.氯水的性质：Cl2、HClO 具有强氧化性，HCl 具有强酸性，HClO 具有弱酸性.类 别 新制氯水（混合物）久制氯水 液氯 成分 Cl2（主要）、HCl、HClO HCl Cl2（纯净物）主要性质 氧化性、酸性、漂白性 酸性 氧化性 贮存 冷暗、避光 玻璃瓶、试剂瓶 钢瓶 关系 氯气（或液氯）溶解OH2新制氯水 久置稀盐酸 律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 如：氯水与 Na2CO3溶液反应：Cl2+H2O HCl+HClO，HCl+Na2CO3 2NaCl+CO2+H2O 通常状况下，氯气呈黄绿色，有刺激性气味的有毒气体.氯气能与除 Au、Pt 之外的所有金属直接反应，与 Fe、Cu 等变价金属反应均生成高价金属氯化物，表现出较强的氧化性.氯气有极强的氧化性（无漂白性）.可作氧化剂，又作自身的还原剂.此外，氯气有助燃性，证明燃烧不需要有氧气参加.次氯酸的性质：弱酸性：一般用酸碱指示剂难以检验其酸性（次氯酸比碳酸弱）.强氧化性（包括漂白性）：HClO 氧化性比 Cl2强，常用于杀菌消毒，能在湿润条件下，漂白红花、紫花、品红试纸等，但不能漂白碳素墨水的物质，且 HClO 的漂白属永久漂白.不稳定性：HClO 见光易分解.2HClO=2HCl+O2 注意：次氯酸盐类溶于水，如 Ca(ClO)2等.2.漂白粉的制备：2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O 漂白粉的组成：Ca（ClO）2和 CaCl2组成的混合物，有效成分是 Ca（ClO）2.漂白粉的性质：漂白粉本身没有漂白性，只有转化成 HClO 才有漂白性.由于 HClO 是弱酸，故 Ca（ClO）2能跟较强的盐酸、碳酸反应.Ca(ClO)2+2HCl CaCl2+2HClO Ca(ClO)2+CO2+H2O CaCO3+2HClO（次氯酸比碳酸弱的原因）注意：久露置在空气中的漂白粉 CaCO3、Ca(ClO)2、CaCl2.漂白粉要隔绝空气保存.漂白粉是混合物.3.实验室用 MnO2氧化浓盐酸制 Cl2，其具体的反应原理是：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+2H2O 注意：实验室通常用氧化 HCl 或浓盐酸的方法来制取氯气（不能用稀盐酸代替浓盐酸，实验室中浓盐酸的代用品：浓 H2SO4+NaCl），实验室中 MnO2代用品：KMnO4（不需要加热）、KClO3、Ca（ClO）2.工业生产中用电解饱和食盐水法来制取氯气：2NaCl+2H2O 直流电 H2+Cl2+2NaOH 收集方法：用向上排空气法或排饱和 NaCl 溶液（此时不是干燥的 Cl2气）.检验氯气（验满）：Cl2+2KI 2KCl+I2，把湿润的 KI 淀粉试纸放在瓶口，若变蓝色，说明瓶口氯气已充满.因为 Cl2把I氧化成 I2，I2遇淀粉变蓝色.4.卤素的物理性质：物 质 F2 Cl2 Br2 I2 半径 逐渐增大 颜色 淡黄绿色 黄绿色 红棕色 紫黑色 逐渐加深 状态 气体 气体 液体 固体 水中颜色 强烈反应 浅黄绿色 橙黄色 棕黄色 有机制中颜色 反应 黄绿色 橙红色 紫红色 注：有机制包括酒精，苯或汽油，CCL4.Br2、I2在酒精中不分层，在苯或汽油中处于水上律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 层，在 CCL4中处于水下层.附：萃取法：利用某种物质在互不相溶的溶剂的溶解性不同，来分离物质.如：用 CCl4萃取水中的 Br2、I2.吸附法：空气中的 Cl2用活性碳吸附除去.卤素的化学性质：类 别 相 似 性 差 异 性 氧化性 卤素单质都具有氧化性 F2Cl2Br2I2氧化性逐渐减弱（F2是最强的非金属氧化剂，F 元素无正价，无含氧酸，无水溶液）与氢反应 H2+X2=2HX 反应条件逐渐增高：F2（黑暗中爆炸）、Cl2（见光爆炸）、Br2（加热反应）、I2（加热反应，不完全，为可逆反应）与磷反应 P+X2 PX3、PX5 I2只能生成 PI3 与 金 属 反应 生成高价金属卤化物 2Fe+3Cl2=2FeCl3 I2只能生成 FeI2 与 水 反 应（歧 化 反应）H2O+X2=HX+HXO 2H2O+2F2=4HF+O2，置换反应 I2微量歧化 卤 素 单 质间 的 置 换 反应 2NaOH+X2=NaX+NaXO+H2O 6NaOH+3X2=5NaX+NaXO3+3H2O F2除外 F2除外 其他 置换能力：Cl2Br2I2 液溴腐蚀橡胶；碘使淀粉变蓝 注意：卤素在自然界无游离态.可逆反应一定在“同时”、“同条件下”下进行.5.卤素的几处注意点 关于氟.从 F制备 F2只能用电解的方法.F2、HF 气体与氢氟酸均能腐蚀玻璃，不能用玻璃容器盛装，应保存在塑料瓶或铅制器皿中.（HF 剧毒）稳定性 HFHClHBrHI，其生成由易到难为 HFHClHBrHI，HF 为弱酸，其余为强酸（即酸性依次增强）.F2能与水反应放出 O2，故 F2不能从其它卤素化合物的水溶液中将其卤素单质置换出来（F2与 H2O 反应是一个水最还原剂的反应）.鉴别I,Br,Cl.在含有I,Br,Cl的溶液中加入3AgNO分别成 AgCl（白）、AgBr（浅黄）、AgI（黄）；AgCl、AgBr、AgI 既不溶于水，也不溶于 HCl 和 HNO3.感光性最强的是 AgI（常用于人工降雨），感光性强弱顺序为：AgClAgBr（制作照相胶卷和相纸等）AgI.注意：AgcCO3(白色沉淀)，Ag3PO4(黄色沉淀)，可溶于 HNO3，这是为什么加入硝酸酸化的原因.AgF 为无色晶体，AgF 能溶于水得无色溶液，AgF 没有感光性.HCl和盐酸.氯化氢 盐酸 颜色状态 无色有刺激性气体 无色溶液 指示剂 不能使干燥石蕊试纸变能使干燥石蕊试纸变红 律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 色 化学性质 不活泼，只在高温下反应 活泼，有强酸通性 关于溴、碘.Br2常温下是液态，且是惟一的一种液态非金属单质（Hg 是液态非金属单质）.液态 Br2有剧毒，易挥发，故要用蜡严密封闭保存在磨口玻璃瓶中，还可加少许水作保护剂抑制 Br2挥发，不可用橡胶塞.碘水能使淀粉变蓝，I2晶体易升华（升华后，用酒精洗，是因为 I2溶于酒精），利用这一性质可以分离碘，碘也是常温下固体单质中惟一的双原子分子，故检验食盐是否加碘的方法：食盐淀粉试纸食醋 KI（变蓝：加碘盐；末变蓝：无碘盐）.实验室制 HCl 原理：2NaCl+H2SO4(浓)微热 2HCl+Na2SO4，NaCl+H2SO4(浓)微热 HCl+NaHSO4 也可，NaCl+NaHSO4 微热 Na2SO4+HCl或HCl(浓)+H2SO4(浓)可制得 HCl 注意：倒扣漏斗的作用是防止倒吸.硫酸、磷酸难挥发.五、第第五五章章 元素周期律 1.原子结构：决定元素的化学性质个核外电子；也决定物理性质质子数相同决定元素的同位素个中子决定元素种类个质子原子核原子ZZAZAZX XAZ的含义：表示一个质量数 A，质子数为 Z 的原子.核外电子质量约为 9.10953110kg，核外电子的运动用电子云描述（氢原子的电子云是球形对称的，黑点越密集的空间表示电子在此出现机会越大）.核外电子的排布的规律：1核外电子尽量排布在能量低的电子层，然后由里向外按能量的高低依次排在能量由低到高的电子层；2每层最多容纳电子数为22n；3最外层最多能排 8个电子（但 K 层最多只排 2 个电子）；4次外层最多能排18 个电子（L 层最多能排 8 个电子）；5倒数第 3 层电子数目不能超过32 个.电 子 层数 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 能 量 大小 KLMNOPQ 1核外有 10 个电子微粒：阳离子：Na、2Mg、3Al、4NH、OH3；阴离子：N3、O2、F、OH、NH2；分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 2核外有 18 个电子微粒：Ar、HCl、H2S、SiH4、H2O2、PH3、P2、C2H6 3元素原子核结构的特殊性：11H 原子核中无中子，最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na等，并不是全部都是碱金属.4最外层电子数等于次外层电子数的元素是 Be、Ar，电子层数与最外层电子数相等的元素是Al、H、Be.律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 注意：电子层不依赖电子的存在，即该层没电子并不能说没有此电子层.原子并不是实心的.核内质子数和核外电子数均相同的粒子不一定是同种元素的原子.因为还需要电子排布相同，才是同种元素，它们应是不同分子或离子.H 元素的平均质量.（平均质量针对元素讲，因为有3 种氢元素）单质形成的离子一定具有稀有气体的电子层结构.（）例如：副族.2.元素周期律的实质：元素的性质随着元素的原子序数起着周期性变化（因为元素核外电子排布的周期性变化）.原子核外电子层数和核电荷数是影响原子半径大小的主要因数.粒子的核电荷数相同，粒子的电子层数愈多，粒子半径愈大；粒子的电子层数相同，核电荷数越大，粒子半径越小.（稀有气体除外）随着原子序数增加，元素单质呈现“活泼金属活泼非金属稀有气体”的周期性变化.随着原子序数增加，元素的氧化物呈现“金属氧化物两性氧化物酸性氧化物”的周期性变化.元素周期律的实质是元素原子的核外电子排布的随原子序数的递增而呈现周期性变化.随着原子序数增加，元素的最高价氧化物的水化物呈现“碱两性氢氧化物酸”的周期性变化.元素的金属性：单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易.愈容易置换出水或酸中的氢气，元素的金属性愈强.元素的氢氧化物的碱性：氢氧化物碱性愈强，则元素的金属性愈强.元素的非金属性：元素的单质与氢气化合愈容易，元素的非金属性愈强.非金属最高价氧化物的水化物的酸性愈强，元素的非金属性愈强.注意：元素周期表中，每个周期内金属与非金属过渡的金属元素一般具有两性.原子最外层电子数的比较多少不能判定元素的金属性强弱应从得失电子的难易程度来判断.氢氧化物不一定都显碱性，如Al(OH)3、H3AlO3铝酸 3.元素周期表：（从 IIIB 族IIB 族 10 个纵行的元素都是金属元素）（一）元素周期表：注意：原子序数为奇数的是奇数主族的元素；原子序数为偶数的是偶数主族的元素；（二）元素周期表中元素性质递变规律：同周期元素从左到右性质递变 性 质 递 变 举 例 原子半径逐渐减小 相邻周期元素前一周期元素的阴离子半径大于后一周期元素的阳离子半径 rNarMgrAlrSrCl 注意：rFe2+rFe3+2Sr2ClrKr2Car 元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强 金属活泼性：NaMgA 非金属活泼性：PSCl 最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱、酸性逐渐增强 NaOH 强碱，Mg(OH)2弱碱，Al(OH)3两性；H2SO4强酸，HClO4最强酸 最高正价从+1+7 逐渐变化，最低负价=族序数8 Na Mg Al Si P S Cl+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 4 3 2 1 气态氢化物的稳定性逐渐增强 稳定性：PH3H2SHCl 律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 形成难易 难易 单质的氧化性增强，还原性减弱 F2是氧化性最强的单质（氟元素无正价）（三）同主族元素性质的递变规律：同 主 族 元 素 从 上 到 下 性 质 递 变 递 变 规 律 举 例 电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 rLirNarKrRbrCs 最外层电子愈易失去，元素的金属性增强，非金属性逐渐减弱 金属活动性：LiNaKRbCs 非金属性：FClBrI 最活泼非金属：F 最活泼金属：Cs 最高价氧化物的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱（酸都有氧化性）（酸性意味生成盐和水）碱性：LiOHNaOHKOH 最强碱：CsOH 酸性：HClO4HBrO4HIO4 最强酸：HClO4 元素的化合价：最高正价=主族数 最低负价=主族数8 氟元素无正价（氧元素与 F 结合时，显正价，但无最高正价+6）；最外层电子达 4 个或 4 个以上元素开始有负价；具有负价的元素，其正价常有变价 氢化物的稳定性逐渐减弱 形成难易 稳定性：H2OH2S；HFHClHBrHI 易难 单质的氧化性逐渐减弱还原性逐渐增强 氧化性：F2Cl2Br2I2 还原性：LiNaKRbCs（四）常见元素的性质特点：气态氢化物显碱性的元素是 N；最强的无氧酸是 HI 酸；形成最轻单质的元素，或既可形成M+，又可形成M的元素是 H；形成化合物最多的元素，或单质在自然界中硬度最大的元素，或气态氧化性（CH4）中氢的质量分数最大的元素是C；最活泼的非金属元素，或无含氧酸的元素，或气态氢化物最稳定的元素是F；元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S；单质最容易着火的元素是P；能形成 A2B2型的化合物的元素有 H、O、Na、C（H2O2、Na2O2、C2H2等）.（五）XY2、XY3：共价化合物离子化合物2222242222122SOCSCOYXCaHBeClCaClYXXY 3326333133SOYXFeClAlClYXXY副族 律同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应即不发生转化如与含化性与还原性强弱的判断一般说来同种元素从低价态到高价态的氧化性原剂浓度其氧化性或还原性也增大如浓比稀氧化性强酸碱性一般氧化物学习必备 欢迎下载 注意：元素的化学性质跟原子的最外层电子数目关系非常密切.若两个相同元素的原子核内的质子数相同，中子数不一定相同，若两个原子核外电子排步相同，则它们属于用种元素.分子是保持物质化学性质的最小粒子；原子是化学变化中的最小粒子.元素是具有相同核电荷数的一类原子的总称.（只讲种类，不讲个数；而原子讲种类，又讲个数）具有一定数目的质子和一定数目中子的一种原子叫核素.同一种元素可能有几种不同的核素.同一元素的不同核素，一定是质子数相同，中子数不同.同一种元素不同核素之间互称同位素（质子数相同而中子数不同的原子），同位素与同位素之间的化学性质几乎相同.最外层有 4 个电子的可能是 VIA（如 S）或 IVA（如 C）.核电荷数相同的粒子一定是同一元素的不同原子.（）（例如：Na+和 Na）4.阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键.离子键实质：阴、阳离子间的静电作用.成键微粒：阴、阳离子.成键条件：活泼金属（如钾、钠、镁等）与活泼非金属（如氯、溴等）通过原子间得失电子形成阴阳离子；或活泼金属氨根（NH 4+）与非活泼金属酸根或OH.注意：静电作用是指阴、阳离子间的引力（阴阳离子之间）和斥力（原子核与原子核，核外电子与核外电子）达到平衡.阴、阳离子成键后整个体系的能量降低，能量越低越稳定.影响离子键强弱的因素有：离子半径和电荷.离子半径越小，带电荷越多，阴阳离子间的作用越强.离子键的强弱影响离子化合物的熔点、沸点和溶解性等.例：rNa+rK+，NaCl 的离子键比KCl 的离子键强，NaCl 的熔点比 KCl 的熔点高.常用作耐火材料的 Al2O3、MgO 是半径小、电荷高的离子化合物.离子化合物一般具较大硬度，较高沸点.很多离子化合物能溶于水，在熔化状态和水溶液中能导电（CaF2离子化合物不溶于水）.离子化合物在蒸汽状态下，可存在单个分子.（离子化合物在任何条件下都不存在分子 ）只有活泼金属与活泼非金属之间才能形成离子化合物.（）例如：NH4Cl 原子间通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的化学键，叫做共价键.成键微粒：原子.成键实质：共用电子对与两核间的相互作用.成键条件：一般由同种或不同种非金属元素原子形成.成键原子必须有未成对原子.一个原子能提供多少个电子形成共用电子对，就可以形