【強烈推薦】高中化學總復習一(高一化學知識要點)(總20頁)

1、理科復習科目：化學 高中化學總復習（一） 復習內(nèi)容：高一化學（全） 復習范圍：第一章第七章一、 第一章 化學反應及其能量的變化1. 氧化還原反應的標志（特征）：元素化合價的升降反應.氧化還原反應的本質(zhì)：有電子轉移（或偏離）的反應.互不換位規(guī)律：同種元素的相鄰價態(tài)的粒子不發(fā)生氧化還原反應（即不發(fā)生轉化）.如SO2與H2SO4.含同一元素的高價化合物和低價化合物反應時，該元素的價態(tài)互不換位，而是生成中間價態(tài)的物質(zhì)，即高價態(tài)+低價態(tài)中間價態(tài)（同種元素）.如：H2S+H2SO4（濃） S+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2+3H2OA. 同種元素的不同價態(tài)物質(zhì)氧化性與還原性強弱的

2、判斷：一般說來，同種元素從低價態(tài)到高價態(tài)的氧化性（得電子能力）逐漸增強，還原性逐漸減弱；從高價態(tài)到低價態(tài)的氧化性逐漸減弱，還原性逐漸增強.如：氧化能力 HClOCl2、FeCl3FeCl2B. 不同物質(zhì)間氧化性、還原性強弱的判斷：濃度：增大氧化劑或還原劑濃度，其氧化性或還原性也增大，如濃HNO3比稀HNO3氧化性強.酸堿性：一般氧化物含氧酸、氧酸鹽的氧化性隨溶液酸性增大而增強.如KMnO4、MnO2氧化性在酸性條件下比堿性條件強.溫度：升溫一般有利于反應的進行.如熱濃H2SO4氧化性比冷濃H2SO4氧化性強.如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2Cl2能將Fe氧化

3、至+3價，而HCl只能將Fe氧化為+2價，故氧化能力Cl2HCl.又如：MnO2+4HCl（濃）2 MnCl2+Cl2+2H2O 2KMnO4+16HCl（濃） 2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O同是將濃鹽酸氧化為Cl2，MnO2必須在加熱條件下才能進行，而KMnO4在常溫下即可進行，說明氧化能力KMnO4MnO2.注意：在一個氧化還原反應中氧化劑、還原劑可以是同一種物質(zhì)，當然，氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物也可以是同一種物質(zhì).此外，氧化還原反應不只一種物質(zhì)發(fā)生氧化還原反應.例如：2. 金屬活動順序表：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+

4、金屬硫化物順序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S可溶于水、酸ZnS FeS（硫化亞鐵，無硫化鐵）PbS CuS HgS Ag2S不溶于水、酸注意：氫氣難于液化.反應方程式不都有離子離子反應，因為離子反應就必須在水中進行.如：Ba（OH）28H2O+2NH4Cl=2NH3+10 H2O+BaCl2（無離子反應方程式） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（無離子反應方程式）離子化合物（金屬與非金屬）的熔點高.如：Na+、K+、NH4+、Cl、SO32、SO42、NO3形成的離子化合物.3. 常見元素的化合價元 素常 見 價特 殊 價H+11（NaH、C

5、aH2）O21（H2O2、Na2O2）C+2、+44（CH4）、1（C2H2）、2（C2H6O），0（C2H4O2）N3（NH3）、+2（NO）、+4（NO2）、+5（HNO3）2（N2H4）、+1（N2O）、+3（NaNO2）Fe+2、+3+8/3（Fe3O4） （既有+2價Fe，又有+3價Fe） Cu+2+1（Cu2O、Cu2S）Cl1、+1（HClO）、+3、+5、+7+4（ClO2）S2、+4、+61（FeS2）、+2（Na2S2O3）注意：化合價的有關規(guī)律：金屬單質(zhì)在氧化還原的反應中只能作還原劑.非金屬元素（除氧、氟外）在反應中既可得到電子，亦可失去電子，故既可呈正價，也能顯負價.氟

6、的非金屬性很強，沒有正化合價；氧與氟結合時，顯正價，但無最高價+6價.顯最高化合價的元素，在反應中只能得電子而不能失電子，故發(fā)生氧化還原反應只能降低.相反，顯最低化合價的元素，在反應中只能升高.4. 電解質(zhì)：在水溶液中或在熔融狀況下能夠導電的化合物. 附：強電解質(zhì)、非電解質(zhì)、氧化劑、還原劑：電解質(zhì)與金屬導體的導電性不同，電解質(zhì)導電含化學變化，金屬導電只是物理變化，金屬導電性隨溫度升高而下降，電解質(zhì)導電性一般隨溫度升高而增大.電解質(zhì)與非電解質(zhì)的區(qū)別：電解質(zhì)必須滿足三個條件：一是純凈物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化狀態(tài)下能電離.如：KNO3是電解質(zhì)，KNO3溶液并不是電解質(zhì)，只是電解質(zhì)溶液.混

7、合物如溶液既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì).而蔗糖、酒精是純凈的化合物是非電解質(zhì). 強電解質(zhì)溶液的導電性不一定比弱電解質(zhì)溶液導電性強，如濃度非常稀的鹽酸的導電性可能比濃度較大的醋酸溶液導電性弱，但是同濃度，同溫度，強電解質(zhì)溶液的導電性一定要比弱電解質(zhì)溶液導電性強.不能從導電能力強弱來判斷強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)，應根據(jù)電解質(zhì)是部分電離還是完全電離來判斷. 注意：離子濃度，如HNO3（?。〩NO3（濃）導電性電解質(zhì)溶液的導電性是由電解質(zhì)溶液的電荷濃度決定.電荷濃度大，導電性越強.如：一定溫度下，單位體積A溶液中Mg2+、SO42各有N個，B溶液中Na+、Cl各有N個，C溶液中Na+、Cl各有N/2個，則三

8、種溶液的導電能力是ABC.有些化合物水溶液不能導電，如BaSO4、AgCl溶液等.是因為它們的溶解度小，其水溶液測不出導電性，但只要溶解的部分就完全電離，在熔融狀態(tài)下，它們也能完全電離，所以BaSO4、AgCl等難溶鹽不僅是電解質(zhì)，而且是強電解質(zhì).注意：濃硫酸不能電離，只能寫成分子形式，而濃硝酸與濃鹽酸因濃度沒那大，仍具備電離條件，可寫成離子.HSO4在任意水溶液中完全電離（HSO4=H+ SO42），而HCO3、H2PO4、HPO42在任意水溶液中不能拆開寫成H+CO32、H+ PO43等.反應物中微溶物（Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶）處于全溶（澄清或飽和）時，寫

9、成離子符號；處于渾濁（乳濁、石灰乳）時，寫成分子形式，但在生成物中微溶物一律視為分子形式.復分解反應發(fā)生條件：有難溶物生成或難電離的物質(zhì)生成或有揮發(fā)性生成物質(zhì)（如：CO2）.如：PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+ (NH4) 2SO4 Pb(AC)2難電離.附：強電解質(zhì)：強酸（H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl）等. 強堿：KOH、NaOH、Ba（OH）2、等.大多數(shù)鹽：NaCl、KNO3、CaCO3等.弱電解質(zhì)：弱酸：H2SO3、H3PO4、HCOOH（甲酸）等. 弱堿：Cu（OH）2、Fe（OH）3等.少數(shù)鹽：（CH3COO）2Pb等. 水：H2O5. 判斷離子溶液中能否大

10、量共存：生成難溶物或微溶物：Ca2+與CO32、SO42、OH，Ag+與Cl、Br、I等.生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：H+和CO32、HCO3，NH4+與OH等.生成難電離物質(zhì)： H+離子與弱酸根離子：F、ClO、S2、HS、SO32、HCO3、CO32、PO43、HPO42等不共存，OH離子與弱堿的離子：NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等. 發(fā)生氧化還原反應：具有較強氧化性的離子（如MnO4、ClO、NO3、Fe3+等）與具有較強還原性的離子（如I、S2、Fe2+、SO32等）不能共存.注意：有些離子在通常情況下可共存，但在某些特殊情況下不共存.如NO3與I、S2與SO32、ClO

11、與Cl 等離子，在堿性或中性溶液中可共存，但在酸性條件下不共存.形成配位化合物：如Fe3+與SCN離子因反應生成Fe（SNH）2+離子而不可共存.弱酸的酸根與弱堿的陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不共存.如Al3+與HCO3、Fe3+與PO43等不共存.注意：陰離子與陰離子之間也不能共存，如HCO3與OH.無色溶液不存在MnO4、Fe3+、Fe2+、Cu2+.6. 含熱量少的物質(zhì)穩(wěn)定性高：反應物生成物+熱，則生成物的熱穩(wěn)定性比反應物強.注意：放熱反應：燃燒、酸堿中和、金屬單質(zhì)和酸.吸熱反應：加熱的分解反應、與碳反應、氫氧化鋇晶體（Ba（OH）28H2O）與氯化銨晶體反應等.7. 燃料的充分燃燒條件：

12、過量的空氣；擴大與空氣的接觸面.燃料的不充分燃燒：有害健康；浪費燃料.注意：防止溫室效應的措施：減少化石燃料的直接燃燒，大量植樹造林，防止森林破壞.防止SO2污染大氣的方法之一：加生石灰脫硫： SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4二、 第二章 堿金屬1. 鈉在空氣中的緩慢氧化過程及現(xiàn)象：切開金屬鈉，呈銀白色（鈉的真面目）變暗（生成Na2O）變白色固體（生成NaOH）成液（NaOH潮解）結塊（吸收CO2成NaCO310H2O）最后粉末（變?yōu)镹a2CO3風化）.鈉與水（加酚酞）反應有四個現(xiàn)象：浮在水上（比水輕）；熔化成閃亮的小球，發(fā)出嘶響（反應放熱，鈉熔點低）；迅速游動（產(chǎn)

13、生氫氣）；溶液呈紅色（生成NaOH遇酚酞變紅）.注意：Na的制法：2NaCl（熔觸） 2Na+Cl2Na2O2與H2O反應，Na2O2既是氧化劑，也是還原劑. 這是非氧化還原反應.2. 鈉與鹽溶液反應：鈉與硫酸銅溶液反應：先：2Na+2H2O=2NaOH+H2 后：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO4總反應方程式：2Na+ CuSO4+2H2O= Cu(OH)2+Na2SO4+ H2鈉與氯化銨溶液反應：2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3+ H2注意：鈉能置換出酸中的H2，也能置換出鹽中的金屬（鈉在熔融狀態(tài)下），只是不能置換鹽溶液中的金屬（鈉要先與水反應）.如：2Na+C

14、uSO4=Cu+Na2SO4 （） 4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti （）注意：自然界中的元素有兩種形態(tài)：游離態(tài)、化合態(tài).2. 堿金屬特點：元 素 名 稱鋰鈉鉀銣銫符號LiNaKRbCs核電荷數(shù)311193755原子結構示意圖單質(zhì)密度逐漸降低（K除外）與水反應程度越來越劇烈氫氧化性堿性增強注意：堿金屬單質(zhì)的密度一般隨核電荷數(shù)增大而遞增，但K的密度比Na小.通常的合金多呈固態(tài)，而鈉鉀合金卻是液態(tài). 堿金屬單質(zhì)一般跟水劇烈反應，但Li跟水反應緩慢（LiOH溶解度?。?鉀的化合物大多可作肥料，但K2O、KOH卻不可作肥料.堿金屬單質(zhì)因其活動性強，多保存在煤油中，而Li卻因密度比煤油更小，

15、只能保存在液體石蠟中.堿金屬的鹽一般都易溶于水，但Li2CO3卻微溶.一般說，酸式鹽較正鹽溶解度大，但NaHCO3卻比NaCO3溶解度?。ㄟ€有KHCO3K2CO3）.氧化鈉與過氧化鈉： 名稱Na2ONa2O2顏色白色淡黃色類別堿性氧化物過氧化物（不是堿性氧化物）生成條件鈉常溫時與氧氣反應鈉燃燒或加熱時與氧氣反應注意：過氧化物是強氧化劑，有漂白性.堿金屬單質(zhì)在空氣或氧氣中燃燒時，生成過氧化物（是離子化合物，如Na2O2是O22與Na+之間的化合物）甚至比過氧化物更復雜的氧化物（例如：K在燃燒時生成KO2超氧化鉀），而Li只生成Li2O.3. 關于焰色反應：焰色反應采用煤氣燈較理想，若用酒精燈焰，

16、則要使用外焰的側面（因為焰心的顏色偏黃）.蘸取待測物的金屬絲，最好用鉑絲，也可用鐵絲，鎢絲代替，每次使用金屬絲時，必須在火焰上燒至無色，以免對實驗現(xiàn)象造成干擾.金屬絲在使用前要用稀鹽酸將其表面物質(zhì)洗凈，然后在火焰上燒至無色，這是因為金屬氯化物灼燒時易氣化而揮發(fā)，若用硫酸洗滌金屬絲，由于硫酸鹽熔沸點高而難以揮發(fā)，故不用硫酸.觀察鉀的焰色反應時，要透過藍色鈷玻璃，因為鉀中?；煊锈c的雜質(zhì)，藍色鈷玻璃可以濾去黃光.4. 注意：酸性氧化物一定是非金屬氧化物.（）（應把“一定”改為“可能”，如酸性氧化物MnO2）堿性氧化物不一定都是金屬氧化物.（）（如：Al2O3是兩性氧化物）三、 第三章 物質(zhì)的量1.

17、阿伏加德羅常數(shù)：12g原子所含的碳原子數(shù)，實驗測得值為6.021023mol-1,符號為.推論：相同物質(zhì)的量的任何物質(zhì)中都含有相同數(shù)目的粒子；粒子數(shù)目相同，則其物質(zhì)的量相同，這與物質(zhì)的存在狀態(tài)無關.（粒子是微觀粒子，不是灰塵顆粒等宏觀粒子）注意：“物質(zhì)的量”不能用“摩爾數(shù)”代替. 物質(zhì)的量只適合于微觀粒子.2. 在標準狀況下，1mol任何氣體的體積都約等于22.4L.標準狀況，既0和101.325kPa，氣體的物質(zhì)的量為1mol，只有符合這些條件的氣體的體積才約是22.4L.所說的標準狀況指的是氣體本身所處的狀況，而不指其他外界條件的狀況.例如，“1molH2O（g）在標準狀況下的體積為22.

18、4L”是錯誤的，因為在標準狀況下，我們是無法得到氣態(tài)水的.1mol任何氣體的體積若為22.4L，它所處的狀況不一定就是標準狀況.如：25，101Kpa時，11.2L氧氣有0.5mol.（）（25不是標準狀況下的溫度，所以氧氣的物質(zhì)的量不等于0.5mol）阿伏加德羅定律重要公式氣態(tài)方程：PV = nRT（真實質(zhì)量）=（只適合氣體）1molNe含有6.021024個電子，即1molNe含有1mol10個電子.某元素一個原子的質(zhì)量為g，一個原子的質(zhì)量為g，阿伏加德羅常數(shù)為，該元素的相對原子質(zhì)量為 或 . （） 2. 平均摩爾質(zhì)量的求算方法：已知混合物質(zhì)的總質(zhì)量m（混）和總物質(zhì)的量n（混）：（混）=已

19、知標準狀況下混合氣體的密度（混）：由（混）=22.4（混）已知同溫同壓下混合氣體的密度（混）是一種簡單氣體A的密度（A）的倍數(shù)d（也常叫相對密度法）：d =即有：（混）=dM（A）已知混合物各成分的摩爾質(zhì)量和在混合體系內(nèi)的物質(zhì)的量的分數(shù)或體積分數(shù)：（混）=MaA+MbB+McC某混合氣體有相對分子質(zhì)量分別為M1、M2、M3，對應的質(zhì)量分數(shù)分別為1、2、3則其平均相對分子質(zhì)量為： 3. 關于溶液濃度：溶液稀釋定律：對于已知質(zhì)量分數(shù)溶液稀釋溶質(zhì)的質(zhì)量稀釋前后不變，即.對于已知物質(zhì)的量的濃度的稀釋溶質(zhì)的物質(zhì)的量稀釋前后不變，即.物質(zhì)的量的濃度與溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)的換算： （的單位）溶解度與溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)的

20、換算100 溶解度與物質(zhì)的量濃度的換算（的單位）附：溶解度定義：在一定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量. 關于物質(zhì)的量的濃度的混合的計算（等式兩邊只是溶質(zhì)的物質(zhì)的量相等，兩邊溶液的體積之和不一定等）電荷守恒：正負電荷的代數(shù)和為零. 正電荷它的物質(zhì)的量所帶電荷的多少=負電荷它的物質(zhì)的量所帶電荷的多少.4. 關于體積：某溶液（體積為）和另一溶液（體積為）混合時，只有當溶液的溶質(zhì)相同且濃度也相同時，只要有一項不同，就. （如果題目忽略體積變化時，則）氣體溶于水，需考慮體積變化. 要用密度計算體積.溶質(zhì)為體積的水溶液的物質(zhì)的量的濃度計算：標準狀況下，將VL的氣體（摩爾質(zhì)量是

21、M g）溶于1L的水中，若溶液的密度，則濃度.特別地，標準狀況下任何裝有可溶于水的氣體的容器，倒扣在水中，形成溶液的體積都等于可溶性氣體的體積，且形成溶液的物質(zhì)的量濃度為.無論容器中充入的是HCl氣體，還是其他易溶于水的氣體（如：NH3、HBr、SO2），其濃度均為. （可令容器為，氣體體積就為，得）5. 溶液所含溶質(zhì)微粒數(shù)目的計算：若溶質(zhì)是非電解質(zhì)，則溶質(zhì)在溶液中以分子形式存在. 例如：1mol蔗糖，有個溶質(zhì)分子存在.若溶質(zhì)是強堿、強酸或可溶性鹽時，溶質(zhì)在溶液中是以陰陽離子存在，而不存在溶質(zhì)分子. 例如：1molCaCl2溶液含2mol Cl-，1molCa2+.6. 濃度與密度的變化關系：

22、兩種不同質(zhì)量分數(shù)的溶液等體積相混合，若溶液的密度大于1g，則混合溶液質(zhì)量分數(shù)大于它們和的一半，溶液的質(zhì)量分數(shù)越大，其濃度就越大；若溶液的密度小于1g，則混合溶液質(zhì)量分數(shù)小于它們和的一半，溶液的質(zhì)量分數(shù)越大，其密度就越小.無論溶液的密度大于1g，還是小于1g，等質(zhì)量混合時，得混合溶液的質(zhì)量分數(shù)都等于它們和的一半.注意：含結晶水的溶質(zhì)配成的溶液，其溶質(zhì)的濃度不包括結晶水.例如：將25克膽礬（CuSO45H2O）溶于水，配成1mL溶液，其濃度為1mol/L，其意義是每升溶液含1 mol CuSO4，而不是CuSO45H2O.四、第四章 鹵素1. 氯氣的化學性質(zhì)：性 質(zhì)化 學 方 程 式 及 現(xiàn) 象用

23、 途與金屬反應2Na + Cl2點燃 2NaCl（燃燒，產(chǎn)生白煙）2Fe + 3Cl2 點燃 2FeCl3（燃燒，產(chǎn)生棕色煙）Cu + Cl2點燃 2CuCl2（燃燒，產(chǎn)生棕黃色煙） 與非金屬反應H2+Cl2=2HCl（蒼白色火焰，光照爆炸）2P+3Cl2=2PCl3（液態(tài)，形成白霧）PCl3+Cl2= PCl5（固態(tài)，形成白煙）與水反應Cl2+ H2O H Cl+ HClO（溶液呈淺綠色）與堿溶液反應2NaOH+Cl2=NaClO+NaCl+ H2O6 NaOH+3Cl2 N aClO3+5NaCl+3 H2O與其他物質(zhì)反應2KI+ Cl2=2KCl+I2（KI溶液變黃）2FeCl2+ Cl

24、2=2 FeCl3（溶液由淺綠變黃）KI試紙檢驗Cl2除廢水中的Cl2類 別新制氯水（混合物）久制氯水液氯成分Cl2（主要）、HCl、HClOHClCl2（純凈物）主要性質(zhì)氧化性、酸性、漂白性酸性氧化性貯存冷暗、避光玻璃瓶、試劑瓶鋼瓶關系氯氣（或液氯）新制氯水稀鹽酸注意：新制氯水、久制氯水、液氯：（H2O可寫成O H與H+）氯氣易液化，是因為沸點接近常溫.氯水的性質(zhì)：Cl2、HClO具有強氧化性，HCl具有強酸性，HClO具有弱酸性.如：氯水與Na2CO3溶液反應：Cl2+ H2O HCl+ HClO， HCl+ Na2CO3 2NaCl+CO2+ H2O通常狀況下，氯氣呈黃綠色，有刺激性氣味

25、的有毒氣體.氯氣能與除Au、Pt之外的所有金屬直接反應，與Fe、Cu等變價金屬反應均生成高價金屬氯化物，表現(xiàn)出較強的氧化性.氯氣有極強的氧化性（無漂白性）.可作氧化劑，又作自身的還原劑.此外，氯氣有助燃性，證明燃燒不需要有氧氣參加.次氯酸的性質(zhì)：弱酸性：一般用酸堿指示劑難以檢驗其酸性（次氯酸比碳酸弱）.強氧化性（包括漂白性）：HClO氧化性比Cl2強，常用于殺菌消毒，能在濕潤條件下，漂白紅花、紫花、品紅試紙等，但不能漂白碳素墨水的物質(zhì)，且HClO的漂白屬永久漂白.不穩(wěn)定性：HClO見光易分解. 2HClO=2HCl+O2注意：次氯酸鹽類溶于水，如Ca(ClO)2等.2. 漂白粉的制備：2Cl2

26、+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O漂白粉的組成：Ca（ClO）2和CaCl2組成的混合物，有效成分是Ca（ClO）2 .漂白粉的性質(zhì)：漂白粉本身沒有漂白性，只有轉化成HClO才有漂白性.由于HClO是弱酸，故Ca（ClO）2能跟較強的鹽酸、碳酸反應.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：久露置在空氣中的漂白粉CaCO3、Ca(ClO)2、CaCl2.漂白粉要隔絕空氣保存.漂白粉是混合物.3. 實驗室用MnO2氧化濃鹽酸制Cl2 ，其具體的反應原理是：Mn

27、O2 + 4HCl(濃) MnCl2 +Cl2+ 2H2O注意：實驗室通常用氧化HCl或濃鹽酸的方法來制取氯氣（不能用稀鹽酸代替濃鹽酸，實驗室中濃鹽酸的代用品：濃H2SO4 + NaCl），實驗室中MnO2代用品： KMnO4（不需要加熱）、KClO3、Ca（ClO）2.工業(yè)生產(chǎn)中用電解飽和食鹽水法來制取氯氣：2NaCl + 2H2O 直流電 H2+ Cl2+2NaOH收集方法：用向上排空氣法或排飽和NaCl溶液（此時不是干燥的Cl2氣）.檢驗氯氣（驗滿）：Cl2 + 2KI 2KCl + I2，把濕潤的KI淀粉試紙放在瓶口，若變藍色，說明瓶口氯氣已充滿.因為Cl2把氧化成I2，I2遇淀粉變藍

28、色.4. 鹵素的物理性質(zhì)：物 質(zhì)F2Cl2Br2I2半徑 逐漸增大顏色淡黃綠色黃綠色紅棕色紫黑色 逐漸加深狀態(tài)氣體氣體液體固體水中顏色強烈反應淺黃綠色橙黃色棕黃色有機制中顏色反應黃綠色橙紅色紫紅色注：有機制包括酒精，苯或汽油，CCL4. Br2、I2在酒精中不分層，在苯或汽油中處于水上層，在CCL4中處于水下層.附：萃取法：利用某種物質(zhì)在互不相溶的溶劑的溶解性不同，來分離物質(zhì).如：用CCl4萃取水中的Br2、I2. 吸附法：空氣中的Cl2用活性碳吸附除去.鹵素的化學性質(zhì)：類 別相 似 性差 異 性氧化性鹵素單質(zhì)都具有氧化性F2Cl2Br2I2氧化性逐漸減弱（F2是最強的非金屬氧化劑，F(xiàn)元素無正

29、價，無含氧酸，無水溶液）與氫反應H2 +X2 = 2HX反應條件逐漸增高：F2（黑暗中爆炸）、Cl2（見光爆炸）、Br2（加熱反應）、I2（加熱反應，不完全，為可逆反應）與磷反應P + X2 PX3、PX5I2只能生成PI3與金屬反應生成高價金屬鹵化物2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3I2只能生成FeI2與水反應（歧化反應）H2O + X2 = HX + HXO2H2O + 2F2 = 4HF + O2，置換反應I2微量歧化鹵素單質(zhì)間的置換反應2NaOH + X2 = NaX + NaXO + H2O6NaOH + 3X2 = 5NaX + NaXO3 + 3H2OF2除外F2除外其他置換

30、能力：Cl2Br2I2液溴腐蝕橡膠；碘使淀粉變藍注意：鹵素在自然界無游離態(tài).可逆反應一定在“同時”、“同條件下”下進行.5. 鹵素的幾處注意點關于氟.從F制備F2只能用電解的方法.F2、HF氣體與氫氟酸均能腐蝕玻璃，不能用玻璃容器盛裝，應保存在塑料瓶或鉛制器皿中.（HF劇毒）穩(wěn)定性HFHClHBrHI，其生成由易到難為HFHClHBrHI，HF為弱酸，其余為強酸（即酸性依次增強）.F2能與水反應放出O2，故F2不能從其它鹵素化合物的水溶液中將其鹵素單質(zhì)置換出來（F2與H2O反應是一個水最還原劑的反應）.鑒別.在含有的溶液中加入分別成AgCl（白）、AgBr（淺黃）、AgI（黃）；AgCl、Ag

31、Br、AgI既不溶于水，也不溶于HCl和HNO3. 感光性最強的是AgI（常用于人工降雨），感光性強弱順序為： AgClAgBr（制作照相膠卷和相紙等）AgI.注意：AgcCO3(白色沉淀)，Ag3PO4(黃色沉淀)，可溶于HNO3，這是為什么加入硝酸酸化的原因.AgF為無色晶體，AgF能溶于水得無色溶液，AgF沒有感光性.和鹽酸.氯化氫鹽酸顏色狀態(tài)無色有刺激性氣體無色溶液指示劑不能使干燥石蕊試紙變色能使干燥石蕊試紙變紅化學性質(zhì)不活潑，只在高溫下反應活潑，有強酸通性 關于溴、碘.Br2常溫下是液態(tài)，且是惟一的一種液態(tài)非金屬單質(zhì)（Hg是液態(tài)非金屬單質(zhì)）.液態(tài)Br2有劇毒，易揮發(fā)，故要用蠟嚴密封閉

32、保存在磨口玻璃瓶中，還可加少許水作保護劑抑制Br2揮發(fā)，不可用橡膠塞.碘水能使淀粉變藍，I2晶體易升華（升華后，用酒精洗，是因為I2溶于酒精），利用這一性質(zhì)可以分離碘，碘也是常溫下固體單質(zhì)中惟一的雙原子分子，故檢驗食鹽是否加碘的方法：食鹽（變藍：加碘鹽；末變藍：無碘鹽）.實驗室制HCl原理：2NaCl+H2SO4(濃) 微熱 2HCl+Na2SO4，NaCl+H2SO4(濃) 微熱 HCl+NaHSO4也可，NaCl+NaHSO4 微熱 Na2SO4+ HCl或HCl(濃)+ H2SO4(濃) HCl注意：倒扣漏斗的作用是防止倒吸.硫酸、磷酸難揮發(fā).五、第五章 元素周期律1. 原子結構：的含義

33、：表示一個質(zhì)量數(shù)A，質(zhì)子數(shù)為Z的原子.核外電子質(zhì)量約為9.1095，核外電子的運動用電子云描述（氫原子的電子云是球形對稱的，黑點越密集的空間表示電子在此出現(xiàn)機會越大）.核外電子的排布的規(guī)律：核外電子盡量排布在能量低的電子層，然后由里向外按能量的高低依次排在能量由低到高的電子層；每層最多容納電子數(shù)為；最外層最多能排8個電子（但K層最多只排2個電子）；次外層最多能排18個電子（L層最多能排8個電子）；倒數(shù)第3層電子數(shù)目不能超過32個.電子層數(shù)1234567符號KLMNOPQ能量大小 KLMNOPQ核外有10個電子微粒：陽離子：、；陰離子：N、O、F、OH、NH；分子：Ne、HF、H2O、NH3、C

34、H4核外有18個電子微粒：Ar、HCl、H2S、SiH4、H2O2、PH3、P2、C2H6元素原子核結構的特殊性：H原子核中無中子，最外層只有一個電子的原子：H、Li、Na等，并不是全部都是堿金屬.最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素是Be、Ar，電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素是Al、H、Be.注意：電子層不依賴電子的存在，即該層沒電子并不能說沒有此電子層.原子并不是實心的.核內(nèi)質(zhì)子數(shù)和核外電子數(shù)均相同的粒子不一定是同種元素的原子.因為還需要電子排布相同，才是同種元素，它們應是不同分子或離子.H元素的平均質(zhì)量.（平均質(zhì)量針對元素講，因為有3種氫元素）單質(zhì)形成的離子一定具有稀有氣體的電子層結構.

35、（）例如：副族.2. 元素周期律的實質(zhì)：元素的性質(zhì)隨著元素的原子序數(shù)起著周期性變化（因為元素核外電子排布的周期性變化）.原子核外電子層數(shù)和核電荷數(shù)是影響原子半徑大小的主要因數(shù).粒子的核電荷數(shù)相同，粒子的電子層數(shù)愈多，粒子半徑愈大；粒子的電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，粒子半徑越小.（稀有氣體除外）隨著原子序數(shù)增加，元素單質(zhì)呈現(xiàn)“活潑金屬活潑非金屬稀有氣體”的周期性變化.隨著原子序數(shù)增加，元素的氧化物呈現(xiàn)“金屬氧化物兩性氧化物酸性氧化物”的周期性變化.元素周期律的實質(zhì)是元素原子的核外電子排布的隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化.隨著原子序數(shù)增加，元素的最高價氧化物的水化物呈現(xiàn)“堿兩性氫氧化物酸”的周期

36、性變化.元素的金屬性：單質(zhì)與水（或酸）反應置換出氫氣的難易.愈容易置換出水或酸中的氫氣，元素的金屬性愈強.元素的氫氧化物的堿性：氫氧化物堿性愈強，則元素的金屬性愈強. 元素的非金屬性：元素的單質(zhì)與氫氣化合愈容易，元素的非金屬性愈強.非金屬最高價氧化物的水化物的酸性愈強，元素的非金屬性愈強.注意：元素周期表中，每個周期內(nèi)金屬與非金屬過渡的金屬元素一般具有兩性.原子最外層電子數(shù)的比較多少不能判定元素的金屬性強弱應從得失電子的難易程度來判斷.氫氧化物不一定都顯堿性，如Al(OH)3、H3AlO3鋁酸3. 元素周期表：（從IIIB族IIB族10個縱行的元素都是金屬元素）（一）元素周期表：注意：原子序數(shù)

37、為奇數(shù)的是奇數(shù)主族的元素；原子序數(shù)為偶數(shù)的是偶數(shù)主族的元素；（二）元素周期表中元素性質(zhì)遞變規(guī)律：同周期元素從左到右性質(zhì)遞變性 質(zhì) 遞 變舉 例原子半徑逐漸減小相鄰周期元素前一周期元素的陰離子半徑大于后一周期元素的陽離子半徑rNarMgrAlrSrCl 注意： rFe2+rFe3+ 元素的金屬性逐漸變?nèi)酰墙饘傩灾饾u增強金屬活潑性：NaMgA非金屬活潑性：PSCl 最高價氧化物的水化物的堿性逐漸減弱、酸性逐漸增強NaOH強堿，Mg(OH)2弱堿，Al(OH)3兩性；H2SO4強酸，HClO4最強酸最高正價從+1+7逐漸變化，最低負價=族序數(shù)Na Mg Al Si P S Cl+1 +2 +3 +

38、4 +5 +6 +7 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸增強形成難易穩(wěn)定性：PH3H2SHCl難易單質(zhì)的氧化性增強，還原性減弱F2是氧化性最強的單質(zhì)（氟元素無正價）（三）同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律：同主族元素從上到下性質(zhì)遞變遞 變 規(guī) 律舉 例電子層數(shù)逐漸增多，原子半徑逐漸增大rLirNarKrRbrCs最外層電子愈易失去，元素的金屬性增強，非金屬性逐漸減弱金屬活動性： LiNaKRbCs非金屬性：FClBrI最活潑非金屬：F最活潑金屬：Cs最高價氧化物的水化物堿性逐漸增強，酸性逐漸減弱（酸都有氧化性）（酸性意味生成鹽和水）堿性：LiOHNaOHKOH最強堿：CsOH酸性：HClO4HBrO4HIO4最強酸

39、：HClO4元素的化合價：最高正價=主族數(shù)最低負價=主族數(shù)氟元素無正價（氧元素與F結合時，顯正價，但無最高正價+6）；最外層電子達4個或4個以上元素開始有負價；具有負價的元素，其正價常有變價氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱形成難易穩(wěn)定性：H2OH2S；HFHClHBrHI易難單質(zhì)的氧化性逐漸減弱還原性逐漸增強氧化性：F2Cl2Br2I2還原性：LiNaKRbCs（四）常見元素的性質(zhì)特點：氣態(tài)氫化物顯堿性的元素是N；最強的無氧酸是HI酸；形成最輕單質(zhì)的元素，或既可形成M+，又可形成的元素是H；形成化合物最多的元素，或單質(zhì)在自然界中硬度最大的元素，或氣態(tài)氧化性（CH4）中氫的質(zhì)量分數(shù)最大的元素是C；最活潑的

40、非金屬元素，或無含氧酸的元素，或氣態(tài)氫化物最穩(wěn)定的元素是F；元素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質(zhì)的元素是S；單質(zhì)最容易著火的元素是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： 注意：元素的化學性質(zhì)跟原子的最外層電子數(shù)目關系非常密切.若兩個相同元素的原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)相同，中子數(shù)不一定相同，若兩個原子核外電子排步相同，則它們屬于用種元素.分子是保持物質(zhì)化學性質(zhì)的最小粒子；原子是化學變化中的最小粒子.元素是具有相同核電荷數(shù)的一類原子的總稱.（只講種類，不講個數(shù)；而原子講種類，又講個數(shù)）具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目

41、中子的一種原子叫核素.同一種元素可能有幾種不同的核素.同一元素的不同核素，一定是質(zhì)子數(shù)相同，中子數(shù)不同.同一種元素不同核素之間互稱同位素（質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的原子），同位素與同位素之間的化學性質(zhì)幾乎相同.最外層有4個電子的可能是VIA（如S）或IVA（如C）.核電荷數(shù)相同的粒子一定是同一元素的不同原子.（） （例如：Na+和Na）4. 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵叫離子鍵.離子鍵實質(zhì)：陰、陽離子間的靜電作用.成鍵微粒：陰、陽離子.成鍵條件：活潑金屬（如鉀、鈉、鎂等）與活潑非金屬（如氯、溴等）通過原子間得失電子形成陰陽離子；或活潑金屬氨根（NH4+）與非活潑金屬酸根或OH.注意：靜

42、電作用是指陰、陽離子間的引力（陰陽離子之間）和斥力（原子核與原子核，核外電子與核外電子）達到平衡.陰、陽離子成鍵后整個體系的能量降低，能量越低越穩(wěn)定.影響離子鍵強弱的因素有：離子半徑和電荷.離子半徑越小，帶電荷越多，陰陽離子間的作用越強.離子鍵的強弱影響離子化合物的熔點、沸點和溶解性等.例：rNa+rK+，NaCl的離子鍵比KCl的離子鍵強，NaCl的熔點比KCl的熔點高.常用作耐火材料的Al2O3、MgO是半徑小、電荷高的離子化合物.離子化合物一般具較大硬度，較高沸點.很多離子化合物能溶于水，在熔化狀態(tài)和水溶液中能導電（CaF2離子化合物不溶于水）.離子化合物在蒸汽狀態(tài)下，可存在單個分子.（

43、離子化合物在任何條件下都不存在分子 ）只有活潑金屬與活潑非金屬之間才能形成離子化合物.（） 例如：NH4Cl原子間通過共用電子對（即電子云的重疊）所形成的化學鍵，叫做共價鍵.成鍵微粒：原子.成鍵實質(zhì)：共用電子對與兩核間的相互作用.成鍵條件：一般由同種或不同種非金屬元素原子形成.成鍵原子必須有未成對原子.一個原子能提供多少個電子形成共用電子對，就可以形成多少個共價鍵.注意：構成單質(zhì)分子的微粒一定含有共價鍵.（） 例如：稀有氣體由非金屬元素組成的化合物不一定是共價化合物.（） 例如：NH4Cl是離子化合物不同元素組成的多原子分子里的化學鍵一定是極性鍵.（） 例如：以O的原子團化學鍵是指分子中或晶體

44、中，相鄰的兩個或多個原子之間的強烈的相互作用.注意：化學鍵形成的本質(zhì)原因就是相互化合的原子趨于穩(wěn)定結構時，直接相鄰的兩個或多個原子之間的強烈相互作用.分子內(nèi)原子間的相互作用不一定都是化學鍵.相互作用包含了電子間、原子核之間的排斥作用和原子核與電子之間的引力作用，當兩者達到平衡時才能形成穩(wěn)定的化學鍵.一個化學反應過程，本質(zhì)上就是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程.分子間作用力（離子化合物不存在分子間作用力）影響物理性質(zhì)，化學鍵影響化學性質(zhì).稀有氣體的原子之間存在的既不是離子鍵，也不是化學鍵，而是分子作用力.離子鍵、共價鍵的實質(zhì)是電性的相互作用.稀有氣體不形成雙原子分子是因為它以達到穩(wěn)定結構.在分子

45、中不一定存在化學鍵.例如：稀有氣體.附：（一）常見幾種物質(zhì)的結構式如下：化 學 式結 構 式化 學 式結 構 式N2NN電子式：不能寫：CH4NH3CO2O=C=OHClHClHClOHOClH2O2HOOH既含非極性鍵，又含極性鍵H2SO4H2O（二）共價鍵類型：項 目非 極 性 鍵極 性 鍵定義由同種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對不發(fā)生偏移由不種元素的原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子一方成鍵原子的電性判斷依據(jù)不顯電性顯電性舉例單質(zhì)分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非極性鍵氣態(tài)

46、氫化物，非金屬氧化物、酸根和氫氧根中都含有極性鍵（三）共價鍵的重要性質(zhì)鍵參數(shù)概 念對 分 子 的 影 響鍵能拆開1mol共價鍵所吸收的能量或生成1mol共價鍵所放出的能量原子半徑越小，鍵能越大，鍵越穩(wěn)固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離鍵長越短，鍵能越大，鍵越穩(wěn)固，分子越穩(wěn)定（熔沸點越高）鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角決定分子的空間構型和分子的極性注意：離子電荷數(shù)越大，鍵能越大；離子半徑越小，鍵能越大.六、第六章 氧族元素 環(huán)境保護1. 氧族元素的單質(zhì)極其重要化合物的性質(zhì)以及遞變規(guī)律：元 素 符 號氧（O）硫（S）硒（Se）碲（Te）化合價非金屬性非金屬性減弱單質(zhì)色態(tài)無色氣體淡黃色固體灰

47、色固體銀白色固體熔沸點 逐漸增高密度 逐漸增大跟H2反應燃燒或爆炸加熱時反應加熱時反應不直接反應氫化物的穩(wěn)定性很穩(wěn)定加熱可分解不穩(wěn)定很不穩(wěn)定氧化物SO2、SO3SeO2、SeO3TeO2、TeO3注意：氧族元素都能與金屬直接化合.（） 例如：釙為金屬，與金屬不能直接化合.*能把一種物質(zhì)氧化成最高價，則它的氧化性強（一個反應中，還原劑的氧化性弱于氧化劑的氧化性，前提是此反應不應是可逆反應）.例：Fe+S=FeS Fe+Cl2FeCl3 得氧化性：Cl2S.*元素將非金屬性（氧化性），物質(zhì)將氧化性（還原性）；Na的最高價氧化物Na2O，不是Na2O2這是過氧化物.*有單質(zhì)參與（或生成）的反應就是氧

48、化還原反應.（）例如：O3O2互為同素異形體的物質(zhì)的分子內(nèi)原子種類也要相同，像與D2不能互稱同素異形體.氧族元素最高價氧化物（RO3）對應的水化物均為H2RO4，其水溶液呈酸性.（O除外）H2SeO4酸性H2SO4酸性例外.（氧族元素的最高氧化物的水化物的酸性隨氧族元素核電荷數(shù)遞增而減弱）硒是半導體，碲能夠導電.少量SO2通過CaCl2溶液能生成白色沉淀. （） 生成HCl和CaCO3此反應不發(fā)生. Te無法與H2發(fā)應.（氧族元素與H2發(fā)應生成的氫化物隨核電荷數(shù)增大而減弱 ）2. 單質(zhì)硫的重要化學性質(zhì)：硫是一種比較活潑的金屬，既有氧化性，又有還原性.氧族元素的非金屬性要比同周期的鹵素的非金屬弱

49、.單質(zhì)硫的重要物理性質(zhì)：S的溶解性跟金屬反應氧化性：2Na+S Na2SFe+S FeS （放熱反應，用酒精加熱一會兒，即撤去，放出熱足以維持反應進行）2Cu+S Cu2S（黑色）跟非金屬反應：H2+S H2S （S顯氧化性）S+O2點燃 SO2 （S顯還原性）跟化合物反應：6HNO3(濃)+S H2SO4+6NO2+2H2O2H2SO4(濃)+S 3SO2+2H2O（S不與稀H2SO4發(fā)應）6KOH+3S 2K2S+K2SO3+3 H2O （歧化反應）注：S可以與濃H2SO4發(fā)應，也可與KOH反應，不能就此說明S具有兩性這是氧化還原反應，不是復分解反應.3. 臭氧：常溫常壓下為淡藍色氣體，密

50、度比氧氣大，比氧氣易溶于水.不穩(wěn)定性：2O3=3O2強氧化性：氧化性比氧氣強O3+2KI+H2O 2KOH+I2+O2 （可用淀粉碘化鉀試紙檢驗O3）O3+KCN KOCN+ O2 （O3除KCN污染）O3+Ag Ag2O+O2漂白和消毒.注意：在空氣中高壓放電就會產(chǎn)生臭氧：3O2 放電 2O3保護臭氧可采取有效措施：減少氟氯烴的排放量；減少氮氧化物的排放量.4. H2O2的水溶液俗稱雙氧水，水現(xiàn)弱酸性.不穩(wěn)定性：H2O2在高純和低溫時很穩(wěn)定，但加熱、光照、有雜質(zhì)純在時，易發(fā)生分解；2H2O2 2H2O+ O2氧化性：H2O2可將SO2、S、Fe等氧化，自身則被還原為H2O：2H+ H2O2+

51、2 I2+2H2O（酸性條件下） H+ H2O2+2H2O（酸性條件下） PbS+4H2O2 PbSO4（白色沉淀）+4 H2O SO2+ H2O2 H2SO4還原性：H2O2遇強氧化劑（如：KMnO4、Cl2等）時，表現(xiàn)出還原性，并被氧化為O2：2MnO+5 H2O2+6 H+ 2 Mn2+5O2+8 H2OH2O2+Cl2 2HCl+O2漂白和殺菌.5. 二氧化硫的物理性質(zhì)：SO2是無色、有刺激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，易液化，易溶于水.二氧化硫的化學性質(zhì)：酸性氧化物亞硫酐與酸反應：SO2+H2OH2SO3 （亞硫酸）與堿性氧化物反應：SO2+CaO CaSO3（白色沉淀）與堿反應：2NaOH+SO2 Na2SO3+ H2O；NaOH+SO2 NaHSO3；SO2+Ba(OH)2 BaSO3+H2O（BaSO3溶于鹽酸）與鹽反應：NaHCO3+SO2 NaHSO3+CO2 （酸性H2SO3H2CO3）還原性：2SO2+O2 2SO3（SO3在通常狀況下為晶體，SO