1、江苏省栟茶高级中学校本化资料 考前一周自主复习化学（5）基础知识回顾元素及其重要化合物 一、非金属元素及其化合物 （一）非金属元素概论 1.非金属元素在周期表中的位置 在目前已知的112种元素中，非金属元素有22种，除H外非金属元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金属性最强的元素。 2.非金属元素的原子结构特征及化合价 （1）与同周期的金属原子相比，最外层电子数较多，次外层都是饱和结构（2、8或18电子结构）。 （2）与同周期的金属原子相比较，非金属元素原子核电荷数多，原子半径小，化学反应中易得到电子，表现氧化性。 （3）最高正价等于主族序数（O、F无+6、+7价）对应负价以绝对值等
2、于8-主族序数。如S、N、C1等还呈现变价。 3.非金属单质 （1）组成与同素异形体 非金属单质中，有单原子分子的He、Ne、Ar等稀有气体;双原子分子的H2 、O2 、Cl2 、H2 、Br2 等，多原子分子的P4 、S8 、C60 、O3 等。原子晶体的金刚石，晶体硅等。同一元素形成的不同单质常见的有O2 、O3 ;红磷、白磷;金刚石、石墨等。 （2）聚集状态及晶体类型 常温下有气态（H2 、O2 、Cl2 、N2 ），液态（Br2 ）、固态（I2 、磷、碳、硅）。常温下是气体，液态的非金属单质及部分固体单质，固态时是分子晶体，少量的像硅、金刚石为原子晶体，石墨“混合型”晶体。 4.非金属
3、的氢化物 （1）非金属氢化物的结构特点 A-RH4 正四面体结构，非极性分子;A-RH3 三角锥形，极性分子;A-H2R为“V”型，极性分子;A-HR直线型，极性分子。 固态时均为分子晶体，熔沸点较低，常温下H2O是液体，其余都是气体。（2）非金属气态氢化物的稳定性 一般的，非金属元素的非金属性越强，生成的气态氢化物越稳定。因此，气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。（3）非金属氢化物具有一定的还原性 如:NH3 、H2S可被O2 氧化 HBr、HI可被Cl2 、浓H2SO4 氧化等等。5.最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的组成和酸性。 元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的
4、酸性越强，故非金属元素的最高价含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。 （二）卤族元素 1.氯气 （1）分子式Cl2 电子式 结构式 Cl-Cl （2）物理性质:黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水（12）。 （3）化学性质:与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=点燃 CuCl2 （棕黄色烟）与非金属的反应 H2 +Cl2 =点燃 2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl） H2 +Cl2 =光照 2HCl（爆炸） 与水反应 Cl2 +H2O =HCl+HClO HClO是一种弱酸（HClO H+ +ClO- ），具有强氧化性，可进行漂白、消毒杀菌等，在光照下易分解:2HClO 光照
5、2HCl+O2 与碱反应 Cl2 +2NaOH =NaCl+NaClO+H2O（用于吸收多余Cl2 ） 2Cl2 +2Ca（OH）2= CaCl2 +Ca（ClO）2 漂白粉（混合物）+2H2O 漂白粉的有效成分为Ca（ClO）2 ，在空气中易失效变质:Ca（ClO）2 +CO2 +H2O =CaCO3 +2HClO与还原性物质反应 Cl2 +2Br-= 2Cl- +Br2 Cl2 +H2S= 2HCl+S （4）制法: 实验室制法 MnO2 +4HCl（浓） MnCl2 +Cl2 +2H2O工业制法 2NaCl+2H2O =电解 2NaOH+H2+Cl2 2NaCl（熔融）= 电解 2Na+
6、Cl2 2.卤族元素 （1）卤族元素性质的通性及递变性元素周期表中的位置:第A族 原子结构相同点:最外层电子数均为7不同点:电子层数不同 主要性质的相似性:单质均为双原子非极性分子;主要化合价为-1价，最高正价为+7价（F除外）;单质具有强氧化性。主要性质的递变性。（从F到I）原子半径和离子半径逐渐增大; 非金属性及单质氧化性逐渐减弱，即氧化性F2 Cl2 Br2 I2 ;与H 2 化合生成HX的反应由易到难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HFHClHBrHI;最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱;卤离的还原性增强，前面元素的单质能把后面的元素置换出来。单质的颜色变深，熔沸点升高。 （2）卤
7、素及其化合物特性归纳 Cl2 、Br2 、I2 与水反应类型相同，可用通式X2 +H2O=HX+HXO，而F2 特殊F2 +2H2O=4HF+O2 ，由此得出它们与碱反应Cl2 、Br2 、I2 相同，F2 不同。F2 、Cl2 、Br 2 与Fe作用得+3价铁，而I2 +Fe = Fel2 。 Cl- 、Br- 、I- 跟AgNO 3 分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀;而AgF可溶于水，无色溶液。 氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。碘与淀粉变蓝，但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝，因为氯水过量，发生下列反应I2+5Cl2+6H2O=2HIO3 +10HCl。
8、 氢氟酸为弱酸，余者为强酸，且酸性逐渐增强。氢氟酸腐蚀玻璃，其他氢卤酸没有此性质。 （3）卤离子（x-）的检验 （x=Cl、Br、I） 在含有卤离子（x-）的溶液中，加入HNO3 酸化的AgNO3 溶液。Cl-+Ag+ =AgCl（白） Br-+Ag+=AgBr（淡黄色）I-+Ag+=AgI（黄色） （三）氧族元素 1.氧族元素 （1）包括:氧（ 8O）、硫（ 16S）、硒（ 34Se）、碲（ 52Te）、钋（ 84Po）等几种元素 （2）周期表中位置:A族;2-6周期。 （3）最外层电子数:6e- （4）化合价:-2，0，+4，+6（O一般无正价） （5）原子半径:随核电荷数增大而增大，即r
9、0 rS rSe rTe （6）元素非金属性:从OTe由强弱 2.氧族元素性质的相似性及递变性 （1）相似性 最外层电子都有6个电子，均能获得2个电子，而达到稳定结构在气态氢化物中均显-2价，分子式为H2R在最高价氧化物中均显+6价，分子式为RO 3 最高价氧化物对应水化物的分子式为H 2 RO 4 （2）递变性 （O S Se Te ） 单质的溶沸点升高，氧化性减弱气态氢化物热稳定性减小，还原性增强最高价氧化物的水化物酸性减弱。 3.二氧化硫 （1）二氧化硫的物理性质:无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易液化、易溶于水（与H2O化合生成H2SO3 ，SO2+H2O=H2SO3 ） （2）
10、二氧化硫的化学性质:具有酸性氧化物通性还原性:SO2 +Cl2 +2H2O=H2SO4 +2HCl2SO 2 +O 2 2SO 3 弱氧化性:SO2 +2H2S =3S+2H2O 漂白性:SO3 可使品红褪色（可逆，加热又恢复红色） （3）二氧化硫的污染 SO2 是污染大气的主要有害物质之一，直接危害是引起呼吸道疾病。形成酸雨pHH3PO4 ）;与同周期卤素、氧族比非金属性要弱。 2.氮及其重要化合物 （1）氮的化学性质:常温时，N2 不活泼，可代替稀有气体作保护气，但在点燃、放电、高温等条件下能与H2 、O2 、Mg等发生反应:N2 +3H2 =高温、高压 催化剂 2NH3 N2 +O2 =
11、放电 2NO N2 +3Mg =点燃 Mg3N2 （Mg3N2 +6H2O =Mg（OH）2 +2NH3 ）（2）氮的氧化物: N元素有+1、+2、+3、+4、+5五种价态，分别对应的氧的物为N2O、NO、N2O3 、NO2 （N2O4 ）、N2O5 。其中N2O3 、N2O5 分别是HNO2 、HNO3 的酸酐，NO是无色还原性较强的有毒气体，易被O 2 氧化。NO2 是红棕色易溶于水的刺激性的有毒气体，氧化性较强，能氧化SO2 使湿润的kI淀粉试纸变蓝。重要反应:2NO+O2=2NO2 ;2NO2N2O4 3NO2 +H2O=2HNO3 +NO（3）氨气的性质及用途 物理性质:无色有刺激性
12、气味的气体，极易溶于水（1700）易液化。化学性质:与水反应 NH3 +H2O NH3H2O NH4+OH- NH3 是惟一能使润湿的红色石蕊试纸变蓝的气体，常用此性质检验NH3 。与酸反应 NH3 +HCl=NH4Cl（生成白烟）与O2 反应 4NH3 +5O2 4NO+6H2O+Q 与CO2 反应（制取尿素）2NH3 +CO2CO（NH2）2 +H2O 氨的制法 实验室制法:用铵盐与碱共热。 2NH4Cl+Ca（OH）2 CaCl2 +2NH3 +2H2O工业制法:原料为水、煤和空气N2 +3H2 高温、高压 催化剂 2NH3（4）硝酸（HNO3 ） 硝酸的化学性质:HNO3 为强酸，除具
13、有酸的通性外还具有以下特性:不稳定性:（见光、受热易分解） 4HNO3 =光或热 4NO2+O2+2H2O 强氧化性:无论稀、浓HNO3 均具有强氧化性，与金属反应时，即使是比氢活泼的金属也不放出氢气。a.与金属反应 Cu+4HNO3（浓）= Cu（NO 3 ）2 +2NO2 +2H2O 3Cu+8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2 +2NO+4H2O3Ag+4HNO3（稀）=3AgNO3+NO+2H2O （利用此反应可以洗涤附在器皿内壁上的银） 冷浓HNO3 可使Al、Fe等金属表面生成一层致密氧化膜而发生钝化，故可用Al、Fe等材料制成的密闭容器盛装浓HNO3 。b.与非金属反应 C+4H
14、NO3 （浓）CO2+4NO2+2H2O S+6HNO3（浓） H2SO4 +6NO2+2H2O c.与其他还原剂反应 3H2S+2HNO3 （稀）= 3S+2NO+4H2O 3SO32- +2NO3- +2H+= 3SO42- +2NO+H2O d.与有机物反应 硝化反应（如与苯反应）;酯化反应（如与纤维素反应）;颜色反应（如与蛋白质反应）。 硝酸的制法: 实验室制法:硝酸盐与浓H2SO4 微热 NaNO3 （固）+H2SO4 （浓） NaHSO4 +HNO3 工业制法:氨的催化氧化法 a.原理:4NH3 +5O2 4NO+6H2O 2NO+O2 =2NO2 3NO2 +H2O= 2HNO3
15、 +NO b.尾气处理:用碱液吸收 NO+NO2 +2NaOH=2NaNO2 +H2O硝酸的保存方法:硝酸不稳定，易分解，受热、光照或浓度越大，硝酸越易分解，由于分解生成的NO2 溶于硝酸中而使硝酸呈黄色，实验室为防止硝酸分解，常将硝酸放在棕色瓶内，贮放在黑暗且温度低的地方。 3.磷及其重要化合物（1）红磷与白磷 （2）磷的化合物的性质 P2O5-磷酸（H3PO4 ）偏磷酸（HPO3 ）的酸酐P2O5 +H2O（冷）=2HPO3 （有毒溶于水） P2O5 +3H2O=（热）2H3PO4 （无毒、晶体、易溶于水）P2O5 吸湿性很强，可作干燥剂。磷酸的性质 纯净的磷酸是无色晶体，有吸湿性，能跟水
16、以任意比例混溶。浓H3PO4 为无色黏稠液体，较稳定，不挥发，具有酸的通性。磷酸为三元酸，与碱反应时，当碱的用量不同时，可生成不同的盐。如磷酸和NaOH反应，11生成NaH2PO4 ;12生成Na2HPO 4 ;13生成Na3PO4 。介于11和12之间生成NaH2PO2 和Na2HPO4 的混合物。介于12和13之间生成Na2HPO4 和Na3PO4 的混合物。 二、金属元素及其化合物 （一）金属元素概述 1.金属元素在周期表中的位置及原子结构特征 （1）金属元素分布在周期表的左下方，目前已知的112种元素共有90种金属元素。 （2）金属元素最外层电子数一般小于4个。（Ge、Sn、Pb 4个
17、 Sb、Bi 5个，Po 6个）原子半径较同周期非金属原子半径大。（3）金属元素形成的金属单质固态时全是金属晶体。 2.金属的分类 （1）冶金工业上黑色金属:Fe、Cr、Mn（其主要氧化物呈黑色）有色金属:除Fe、Cr、Mn以外的所有金属 （2）按密度分轻金属:4.5gcm-3 （如Fe，Cu，W） （3）按存在丰度分常见金属:如Fe（4.75%）、Al（7.73%）、Ca（3.45%）等稀有金属:如锆、铪、铌等 3.金属的物理性质 （1）状态:通常情况下，除汞外其他金属都是固态。 （2）金属光泽:多数金属具有金属光泽。 （3）易导电、导热:由于金属晶体中自由电子的运动，使金属易导电、导热。
18、（4）延展性:可压成薄片，也可抽成细丝。 （5）熔点及硬度:由金属晶体中金属离子和自由电子的作用强弱决定。最高的是钨（3413）最低的是汞（-39）。 4.金属的化学性质 （1）与非金属单质作用 （2）与H2O作用 （3）与酸作用 （4）与碱作用（仅Al、Zn可以） （5）与盐的作用 （6）与某些氧化物作用。 5.金属的冶炼 （1）热分解法（适用于不活泼金属） 2HgO2Hg+O2 2Ag2O 4Ag+O2 （2）热还原法（常用还原剂CO、H2 、C活泼金属等）Fe2O3 +3CO2Fe+3CO2 Cr2O3 +2Al2Cr+Al2O3 （3）电解法（适用于非常活泼的金属）2Al2O3 （熔融
19、） =电解 4Al+3O22NaCl（熔融） =电解 2Na+Cl2 （二）碱金属元素 1.钠及其化合物（1）钠的物理性质 钠是一种柔软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电、导热性，密度比水小，比煤油大，熔点较低。（2）钠的化学性质与非金属反应 2Na+Cl2 =点燃 2NaCl 2Na+O2 =点燃 Na2O2 （黄色火焰） 4Na+O2 =2Na2O（空气中，钠的切面变暗）与水反应2Na+2H2O= 2NaOH+H2 现象及解释:浮在水面上密度比水小;熔化成小球钠的熔点低，反应放热;四处游动生成气体;酚酞变红生成碱。与酸反应 2Na+2H+ =2Na+ +H2 钠不足，直接与酸反应;
20、钠过量，先与酸反应再与水反应。与盐溶液反应 钠与盐溶液反应，先考虑Na与水反应生成NaOH，再考虑NaOH是否与盐反应。 a.投入NaCl溶液中，只有H2放出。2Na+2H2O =2NaOH+H2 b.投入饱和NaCl溶液中，有H2 放出，还有NaCl晶体析出（温度不变）。c.投入NH4Cl溶液中，有H2 和NH3 逸出。2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3+H2 d.投入CuSO4 溶液中，有气体放出和蓝色沉淀生成。2Na+2H2O+CuSO4 =Cu（OH）2+Na2SO4 +H2（3）钠的保存及用途: 保存:钠的化学性质非常活泼，易与空气中的O2 、H2O等反应，保存在煤油中。用途
21、: a.工业上用于冶炼金属:4Na+TiCl 4 熔点 Ti+4NaCl b.Na-K合金（液态）用作原子反应堆的导热剂c.制造高压钠灯，作为电光源。2.碱金属元素 （1）周期表中的位置:第A族（Li、Na、K、Rb、Cs）（2）原子结构特点:最外层电子数均为1。 （3）主要性质:原子半径为同周期最大，易失电子，强还原剂且从LiCs金属性增强。 取高价氧化物的水化物呈强碱性，从LiCs碱性增强。 （三）镁、铅、铁及其化合物 1.镁、铅在元素周期表中位置及原子结构镁（Mg）:位于周期表第3周期第A 原子结构铅（Al）:位于周期表第3周期第A，原子结构 Mg、Al均为活泼金属，在化学反应中都易失电
22、子，其性质有相似之处，但由于原子结构不同性质上也有差异。 2.镁、铅的物理性质 相同点:密度较小，熔点较低 硬度较小 均为银白色 不同点:铅的硬度比镁稍大，熔沸点比镁高，这是由于镁、铅的金属键的强弱不同。 3.镁、铅的化学性质比较: 4.氧化铝和氢氧化铝 Al2O3 和Al（OH）3 是典型的两性化合物，既能与强酸反应，也能与强碱反应生成盐和H2O。 Al2O3 +6H+=2Al3+ +3H2O Al2O3 +2OH-=2AlO2- +H2O Al（OH）3 +3H+=Al3+ +3H2O Al（OH）3 +OH-=AlO2- +2H2O 5.铁及其化合物（1）铁在周期表中的位置及原子结构 铁
23、位于第四周期第族，是过渡金属元素的代表，其原子结构示意图:，铁元素是一种变价元素，通常显示+2价、+3价，其化合物及其水溶液往往带有颜色。（2）铁的性质 与非金属反应 2Fe+3Cl2 点燃 2FeCl3 （棕黄色的烟） 3Fe+2O2 =点燃 Fe3O4 Fe+S FeS Fe+I2=FeI2 注:铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物与酸反应 a.非氧化性酸:Fe+2H+ =Fe2+ +H2 b.氧化性酸:常温下遇浓H2SO4 、浓HNO3 会发生钝化，而加热时会剧烈反应。与水反应:3Fe+4H2O（气） Fe3O4 +4H2 与某些盐熔液反应:Fe+Cu2+ =Fe2+ +Cu，Fe+2
24、Fe3+ =3Fe2+ （3）铁的存在 铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约占5%，仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存在，游离态的铁只能在陨石中得到。铁矿石的种类较多，重要的有:赤铁矿（Fe2O3 ），磁铁矿（Fe3O4 ），褐铁矿（2Fe2O3 3H2O）和菱铁矿（FeCO3 ）。 （3）铁的氧化物和氢氧化物 铁的氧化物FeO Fe2O3 Fe3O4 铁的氢氧化物4Fe（OH）2 +O2 +2H2O =4Fe（OH）3 （红裼色）Fe3+ +SCN -=Fe（SCN）2+ （血红色）（1） Fe2+ 和Fe3+ 的性质 Fe2+ 具有氧化性，主要表现还原性 4Fe2+ +O2 +4H+=
25、4Fe3+ +2H2O（Fe2+ 被氧化） Fe3+ 具有较强的氧化性，与S2- 、I- 、SO32- 等能发生氧化还原反应2Fe3+ +S2- =2Fe2+ +S2Fe3+ +2I- =2Fe2+ +I2 Fe3+ 是典型的弱碱阳离子，与HCO3- 、AlO2- 等在溶液中发生双水解反应2Fe3+3CO32- +3H2O =2Fe（OH）3+3CO2Fe3+ 遇苯酚溶液呈紫色，可用于检验Fe3+ 亚铁盐、铁盐的存放方法:亚铁盐溶液加入少量铁屑以防止Fe2+ 被氧化，滴入少量相应的酸溶液以防止Fe2+ 水解。铁盐溶液加入少量相应的酸溶液以防止Fe3+ 水解。 版权所有：高考资源网()版权所有：高考资源网()