人教版高中化学总复习

高中化学总复习（一）

复习内容：高一化学（全）复习范围：第一章~第七章

第一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.

⑴互不换位规律：

①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）.如卬:与心叩八

②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）一SI+SO2+2H2OKC1O3+6HC1=KC1+3C1?t+3HQ

（2）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HC10>Cb,FeCl3>FeCl2

B.不同物质间氧化性、还原性强弱的判断：

①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HNOs比稀HNO,氧化性强.

②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KMnO,、MnO,氧化性在酸

性条件下比碱性条件强.

③温度：狄温一般有利于反应的进行.如热浓比SO,氧化性比冷浓HzSO,氧化性强.

如：2Fe+3Cl>==2Fe（A3?§+2HCl=?呢1计也tCL能将Fe氧化至+3价，而HC1只能将Fe氧化为

+2价,故氧化能力C12>HC1.又如：MnO?+4HCl（浓）i==MnC12+CLT+2H202KMnO,+16HCl（浓）

2KCl+2MnCI2+5Cl2T+8H2O同是将浓盐酸氧化为Cb,MnO,必须在加热条件下才能进行，而KMnO,在

常温下即可进行，说明氧化能力KMnO,MnO*

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：NH4NO,=^=N^O+2H,O

2.金属活动顺序表：K*Ca"Na，Mg"Al"Zn"Fe"Cu"Fe"炒1：f

金属硫化物顺序：K2sCaSNa2sMgSA12S：,BaS（NH』）£->可溶于水、酸

ZnSFeS（硫化亚铁，无硫化铁）PbSCuSHgSAgf.不溶于水、酸

注意：①氢气难于液化.②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+2NH4C1=2NH31+10H2O+BaCl2（无离子反应方程式）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

t（无离子反应方程式）③离子化合物（金属与非金属）的熔点高.如：Na*、NH；.Cl\SO?

-、so/、N（h-形成的离子化合物.

3.常见元素的化合价

元常见价特殊价

素

H+1-1(NaH、CaH2)

0-2-1（叱Na。）

C+2、+4-4(CHJ,-1(3H2)、-2(C2H(,0),

0(C2H4O2)

N-3(NH3)、+2(NO)、+4(NO?)、+5-2(N2H4)、+1(N20)、+3(NaNO2)

(HNO3)

Fe+2、+3+8/3（Fe。）（既有+2价Fe,又有

+3价Fe）

Cu+2+1(CuQ、Cu；S)

Cl-1、+1(HC1OX+3、+5、+7+4(CIO2)

S-2、+4、+6-1(FeS?)、+2(Na2s2O3)

注意：化合价的有关规律:

①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂.

②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.

③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.

④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.（山翩曾强电解质

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：化合物［弱电解质

强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂：［非电解质

⑴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.

⑵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：KN（h是电解质，KNO,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.

⑶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：①离子浓度，如HN（h（稀）<HNOs（浓）一导电性

②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Mg"、SO,"各有N个，B溶液中Na'、C厂各有N个，C溶液中Na,、各有N/2个，

则三种溶液的导电能力是A>B>C.

⑷有些化合物水溶液不能导电，如BaSO,、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BaSO八AgCl等难

溶盐不仅是电解质，而且是强电解质.

注意：①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.

②HSOJ在任意水溶液中完全电离（HSO「=H'+SO』"），而HCOJ、H?POJ、HPO,在任意水溶液中不能

拆开写成H'+COs”、H*+POT等.

③反应物中微溶物（AgzSO」、CaSO,、Ca（OH）z、MgCOs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.

④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：CO?）.

如：PbSO"+2NH,AC=Pb（AC）计（NHJPb（AC）z难电离.

附：强电解质：①强酸（H2so八HNO”HI、HBr、HC1）等.②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）

2、等.③大多数盐：NaCl.KNOs、CaCOs等.

弱电解质：①弱酸：H；SO3,MPO」、HCOOH（甲酸）等.②弱碱：Cu（0H）八Fe（0H）3等.③

少数盐：（CMCOOLPb等.④水：H?0

5.判断离子溶液中能否大量共存：

⑴生成难溶物或微溶物：Ca"与CO〕、SO:'OH',Ag*与C「Br\「等.

⑵生成气体或挥发性物质：H*和CO/、HCO/,NH：与0旷等.

2-2

⑶生成难电离物质：H*离子与弱酸根离子:F\C10\S\HS/S0/\HCO5\C03\

P0?\HP。*"等不共存，OFT离子与弱碱的离子：NH：、Mg"、Al"、Fe"、Fe"等.

⑷发生氧化还原反应：具有较强氧化性的离子（如MnOJ、C10\N03\Fe"等）与具有较强还原性

的离子（如「、S2\Fe"、SO1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N0「与广、S”与SOI、CIO-

与等离子，在碱性或中性溶液中可共存，但在酸性条件下不共存.

⑸形成配位化合物:如Fe"与SCM离子因反应生成［Fe（SNH）产离子而不可共存.

⑹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A1"与HCO3\Fe”与P0;等不共存.

注意：①阴离子与阴离子之间也不能共存，如KO,-与0H：

②无色溶液不存在MnOJ、Fe"、Fe"、Cu2;

6.含热量少的物质稳定性高：反应物一生成物+热，则生成物的热稳定性比反应物强.

注意：①放热反应：燃烧、酸碱中和、金属单质和酸.②吸热反应：加热的分解反应、与碳反应、

氢氧化领晶体（Ba（OH）2-8HQ）与氯化铁晶体反应等.

7.⑴燃料的充分燃烧条件：过量的空气；扩大与空气的接触面.

⑵燃料的不充分燃烧：有害健康；浪费燃料.

注意：①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.

②防止SO?污染大气的方法之一：加生石灰脱硫：SOz+CaO_^aSO32CaSO3+O2=2Ca^

第二章碱金属

1.⑴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）一变暗（生成NaQ）

一变白色固体（生成NaOH）一成液（NaOH潮解）一结决（吸收CO2成NaCO-10H2O）-最后粉末（变

为Na£O、风化）.

⑵钠与水（加酚肽）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遇酚肽变红）.

注意：①Na的制法：2NaCl（熔触）^=2Na+Cl2t（亍

②NaO与反应，NaO既是氧化剂，也是还原剂.2Na2O2+H2O=4NaOH+Qil是非氧化还原反

应.

2.钠与盐溶液反应：

⑴钠与硫酸铜溶液反应：先：2Na+2HQ=2NaOH+H2t后：2Na0H+CuS0,=Cu（OH）:J+NazSO」

总反应方程式：2Na+CUS04+2H20=Cu（OH）U+Na2S04+H2T

⑵钠与氯化铁■溶液反应：2Na+2NH£l=2NaCl+2NH,f+Il2T

注意：钠能置换出酸中的上，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）.如：2Na+CuSOJ=Cu+Na2SOJ（x）4Na+TiCL（熔融）=4NaCl+Ti（M）

注意：自然界中的元素有两种形态：游离态、化合态.

2.⑴碱金属特点：

元素名称锂钠钾铀4色

符号LiNaKRbCs

核电荷数311193755

原子结构示意OB1

(+55)?81,881

图更彻9刀用

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：①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.

②通常的合金多呈固态，而钠钾合金却是液态.③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）.④钾的化合物大多可作肥料，但KQ、KOH却不可作肥料.

⑤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.

⑥碱金属的盐一般都易溶于水，但Li£（h却微溶.

⑦一般说，酸式盐较正盐溶解度大，但NaHCOj却比NaCOs溶解度小（还有KHCOs>LCOs）.

⑵氧化钠与过氧化钠：

名称Na20Na2O2

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：①过氧化物是强氧化剂，有漂白性.②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NazOz是0户与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K02f超氧化钾），而Li只生成LiO

3.关于焰色反应：

⑴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）.

⑵蘸取待测物的金属丝，最好用粕丝，也可用铁丝，鸦丝代替，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.

⑶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.

（4）观察钾的焰色反应时，要透过蓝色钻玻璃，因为钾中常混有钠的杂质，蓝色钻玻璃可以滤去黄光.

碱性氧化物一大部分是金属氧化物

4-成盐氧化物酸性氧化物t•酸性氧化物与碱反应

两性氧化物fALO3既可与酸反应，也可与碱反应

注意：①酸性氧化物一定是非金属氧化物.（x）（应把“一定”改为“可能”，如酸性氧化物MnOQ

②碱性氧化物不一定都是金属氧化物.（M）（如：A1Q是两性氧化物）

第三章物质的量

1.阿伏加德罗常数：12gl2c原子所含的碳原子数，实验测得值为6.02x符号为NA.

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.⑴在标准状况下，lmol任何气体的体积都约等于22.4L.①标准状况，既0℃和

101.325kPa,气体的物质的量为lmol,只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4L.

②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，“ImolHQ（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.

③lmol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℃,lOlKpa时，11.2L

氧气有0.5mol.（x）（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）

④阿伏加德罗定律重要公式一气态方程：PV=nRT

（2）M=N,•%（真实质量）=22.4（L/mol）p（只适合气体）

⑶①ImoINe含有6.02x10"个电子，即lmolNe含有lmolx10个电子.

②某元素一个原子的质量为ag,一个原子的质量为bg,阿伏加德罗常数为N.,该元素的相对

12a,.

原子质量为或丁.（-=—）

—12NA

2.平均摩尔质量的求算方法：

①已知混合物质的总质量0（混）和总物质的量〃（混）：M（混）='

n

②已知标准状况下混合气体的密度0（混）：由。=竺=-知（g/moD=旦（而（混）=22.4。

V22.4（L/mol）22.4~

（混）③已知同温同压下混合气体的密度0（混）是一种简单气体力的密度0（4）的倍数d

（也常叫相对密度法）："=驾£=丝华即有：M（混）="""）

@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：

MC%）=Ma*A%+MbxB%+Mc*C%……

⑤某混合气体有相对分子质量分别为〃、肱…，对应的质量分数分别为他，必、必…则其平均

相对分子质量为：M=------------!------------

例%%」

--------n-------------T-----------r

幅M2M3

3.关于溶液浓度：

⑴溶液稀释定律：①对于已知质量分数溶液稀释：溶质的质量稀释前后不变，即他助=机2。2・

②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c、M=C2Vz2.

⑵物质的量的浓度C与溶质质量分数o的换算：•.•”=匕吧.上=巳=侬丝（单位3）

MVM

.100。

⑶溶解度S与溶质的质量分数。的换算：0=——100%.•j-

5+1001-CD

S

⑷溶解度与物质的量浓度的换算c（mol/L）=^^而1000S（溶解度）/Xg/mL）

S+10010-3~M（100+S）

P

（p的单位g-cm7）

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.

⑸关于物质的量的浓度c的混合的计算

c淞V混=cM+c2V2+c3V3+......cnV„（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）

（6）电荷守恒：正负电荷的代数和为零.正电荷X它的物质的量X所带电荷的多少=负电荷X它的物质

的量X所带电荷的多少.

4.关于体积：

⑴某溶液（体积为％）和另一溶液（体积为匕）混合时，只有当溶液的溶质相同且浓度也相同时，

丫总=%+/，只要有一项不同，就V总工匕+%.（如果题目忽略体积变化时，贝"V总=匕+匕）

⑵气体溶于水，需考虑体积变化.要用密度计算体积.

①溶质为体积的水溶液的物质的量的浓度计算：标准状况下，将小的气体（摩尔质量是Mg-mor1）

溶于1L的水中，若溶液的密度p（g/mL）,则浓度c=」-=⑼叱“（mol/LA

422400+VM

②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，且影成溶液的物质的量浓度为一!一mol/L.无论容器中充入的是HC1气体，还是其他

22.4.......••

易溶于水的气体（如：NH“HBr、S02）,其浓度均为七mol/L.（可令容器为此，气体体积就为

xL,^C=«=224=J_）

Vx224

5.溶液所含溶质微粒数目的计算：

⑴若溶质是毛电解厦，则溶质在溶液中以分子形式存在.例如：Imol蔗糖，有N,个溶质分子存在.

⑵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：

ImolCaCL溶液含2moiCl,lmolCa2*.

6.浓度与密度的变化关系：两种不同质量分数的溶液等侨个相混合，若溶液的密度大于1g•cmH

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

1g-cm3,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1g,cm"3,还是小于1g-cm~3,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克胆矶（CuS（h•5HX））

溶于水，配成1mL溶液，其浓度为lmol/L,其意义是每升溶液含1molCuSO,,而不是CuSO「5H。

第四章卤素

1.⑴氯气的化学性质:

性质化学方程式及现象用途

与金属反

2Na+CL座暨2NaCl（燃烧，产生白烟）

应/

2Fe+3ch型2FeCh（燃烧，产生棕色烟）

Cu+Ch型2CuCL（燃烧，产生棕黄色烟）

与非金属H2+Cb=2HCl（苍白色火焰，光照爆炸）

反应2P+3Cb=2PCb（液态，形成白雾）/

PCL+C1尸PCb（固态,形成白烟）

与水反应Cb+H20=HC1+HCIO（溶液呈浅绿色）/

与碱溶液2Na0H+Cl2=NaC10+NaCl+IhO

反应6NaOH+3CbLNaC103+5NaCl+3H20/

与其他物2KI+C12=2KC1+I2（KI溶液变黄）①①KI试纸检脸CL

质反应2FeCb++Cl；=2FeCh（溶液由浅绿变黄）②②除废水中的CL

注意：①新制氯水、久制氯水、液氯：（比0可写成0『与H,）

②氯

类别新制氯水（混合物）久制氯水液氯

气易

成分CL（主要）、HCLHC1OHCICl2（纯净物）

液

主要性质氧化性、酸性、漂白性酸性氧化性

化，

贮存冷暗、避光玻璃瓶、试剂瓶钢瓶

是因

关系

氯气（或液氯）%。溶解>新制氯水久置>稀盐酸为沸

点接

近常温.

③氯水的性质：CL、HC1O具有强氧化性，HC1具有强酸性，HC1O具有弱酸性.

如：氯水与Na£（h溶液反应：CL+HQ-HC1+HC1O,HC1+Na2CO3-2NaCl+CO2T+H20

④通常状况下，氯气呈黄绿色，有刺激性气味的有毒气体.⑤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.

⑥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.

⑵次氯酸的性质：

①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）.

②强氧化性（包括漂白性）：HC1O氧化性比CL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HCIO的漂白属永久漂白.

③不稳定性：HC1O见光易分解.2HC1O=2HC1+O2t注意：次氯酸盐类溶于水，如Ca（CIO）?等.

2.漂白粉的制备：2CL+2Ca（OH）尸CaCk+Ca（ClO）2+2H2O

漂白粉的组成：Ca（CIO）2和CaCL组成的混合物，有效成分是Ca（CIO）2.

漂白粉的性质：漂白粉本身没有漂白性，只有转化成HC1O才有漂白性.由于HCIO是弱酸，故Ca（ClO）

2能跟较强的盐酸、碳酸反应.Ca（C10）2+2HC1____CaCb+2HC1O

Ca（C10）2+C02+H20----CaCOJ+2HC1O（次氯酸比碳酸弱的原因）注意：①久露置在空气中

的漂白粉CaCO”Ca（C10）2、CaCl2.②漂白粉要隔绝空气保存.③漂白粉是混合物.

3.实验室用MnOz氧化浓盐酸制Ch,其具体的反应原理是：MnO?+4HCl（浓）q=MnC12+CLt+2HQ

注：①实验室通常用氧化HC1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H£0,+NaCl,实验室中MnO2代用品：KMnO』（不需要加热）、KClOj,Ca（CIO）2.

②工业生产中用电解饱和食盐水法来制取氯气：2NaCl+2HQ-直流H21+Cl2t+2NaOH

③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CL气）.

④检验氯气（验满）：Cb+2KI=2KC1+L,把湿涧的KI淀粉试纸放在瓶口，若变蓝色，说明

瓶口氯气已充满.因为CL把「氧化成I；,L遇淀粉变蓝色.

4.⑴卤素的物理性质：

Bn

物质Cl212

半径_______________逐渐增大1r

颜色淡黄绿色黄绿色红粽色紫黑色

______________逐渐力口深一

状态气体气体液体固体

水中颜色强烈反应法藜第4隆口色举蓑a

有机制中颜色Q反应黄绿色橙红色紫红色

注①：有机制包括酒精，苯或汽油，CCL4.Bn、R在酒精中不分层，在苯或汽油中处于水上层，在

CCL中处于水下层.附：①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CCL萃取水中的B、、b.②吸附法：空气中的CL用活性碳吸附除去.

⑵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F2>Ch>Bn>L氧化性逐渐减弱（Fz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：R（黑暗中爆炸）、C1?（见

光爆炸）、Bn（加热反应）、L（加热反应，不

完全，为可逆反应）

与磷反应P+X2TPX3、PXsL只能生成PL

与金属反应生成高价金属卤化物L只能生成Feb

2Fe+3Cb=2FeCh

与水反应H20+X2=HX+HXO2HA+2F?=4HF+02t,置换反应

（歧化反L微量歧化

应）

卤素单质间2NaOH+X2=NaX+NaXO+H20F?除外

的置换反应6NaOH+3X2=5NaX+NaXO3+R除外

3H2O

其他置换能力：Cl2>Br2>I2液溟腐蚀橡胶；碘使淀粉变蓝

注意：①卤素在自然界无游离态.②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

⑴关于氟：①从F-制备R只能用电解的方法.②F2、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）③稳定性HF>HC1>HBr>HI,其生成

由易到难为HF>HC1>HBr>HI,HF为弱酸，其余为强酸（即酸性依次增强）.

④件能与水反应放出0”故庄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（R与H20

反应是一个水最还原剂的反应）.

⑵鉴别C「Br-,「：在含有C「,Br\「的溶液中加入AgNC）3分别成AgCl（白）、AgBr（浅黄）、Agl

（黄）；AgCl.AgBr.Agl既不溶于水，也不溶于HC1和HNO”感光性最强的是Agl（常用于人工降

雨），感光性强弱顺序为：AgCl<AgBr（制作照相胶卷和相纸等）<AgI.

注意：①AgcCON白色沉淀），Ag3P0,（黄色沉淀），可溶于HNO”这是为什么加入硝酸酸化的原因.

②AgF为无色晶体，AgF能溶于水得无色溶液，AgF没有感光性.

⑶HC1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色能使干燥石蕊试纸变红

化学性质不活泼，只在高温下反应活泼，有强酸通性

⑷关于:臭、碘：①Br,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Bn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Br?

挥发，不可用橡胶塞.②碘水能使淀粉变蓝，L晶体易升华（升华后，用酒精洗，是因为L

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，故检脸食盐是

否加碘的万法：食盐-------------------->（变蓝：加碘盐；末变监：无碘盐）.

（6）实验室制HC1原理：2NaCl+H2s04（浓）微热2HC1t+Na2SO,,NaCl+HzSO”（浓）微热HC1t+NaHSO4

也可，⑴NaCI+NaHSO.微热Na,SO.+HC1t或②HC1（浓）+H£0,（浓）三幽-〉HC1t

注意：①倒扣漏斗的作用是防止倒吸.②硫酸、磷酸难挥发.

第五章元素周期律

1.原子结构：,J原子核［质子夕个决定元素种类

原子Cx11中子（A-Z个）f决定元素的同位素（质子数相同）也决定物理性质

核外电子（Z个）7决定元素的化学性质

⑴/X的含义：表示一个质量数/,质子数为Z的原子.

⑵①核外电子质量约为9.1095X|0^kg,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）.②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2/；3°最外层最多能排8个电子（但十层最多只排2个电子）；4。次外层最多能排

18个电子（Z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1234567

符号KLMN0PQ

能量大小K<L<M<N<0<P<Q

⑶1°核外有10个电子微粒:

3++3-2--

阳离子：Na+、Mg2+、Al,NH：、H3O；阴离子：N,0,F,OH；NHj;

分子:Ne、HF、比0、NH“CH4

2°核外有18个电子微粒：Ar、HCRH2S,SiH八H@、PhP?、C2H6

3°元素原子核结构的特殊性：；H原子核中无中子，最外层只有一个电子的原子：II、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ALH、Be.注意：①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.②原子并不是实心的.③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.

④H元素的平均质量（平均质量针对元素讲，因为有3种氢元素）

⑤单质形成的离子一定具有稀有气体的电子层结构.（x）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）.⑴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）

⑵①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.

②随着原子序数增加，元素的氧化物呈现“金属氧化物一两性氧化物-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.

③随着原子序数增加，元素的最高价氧化物的水化物呈现“碱一两性氢氧化物一酸”的周期性变化.

⑶元素的金属性：①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.②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.

⑷元素的非金属性：①元素的单质与氢气化合愈容易，元素的非金属性愈强.

②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：①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.②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.

③氢氧化物不一定都显碱性，如A1（OH）“H3AIO3铝酸

3.元素周期表：（从11窈族~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.变

性质递变举例

原子半径逐渐减小人>小>TAI...八>7b注意：祚」>小’

相邻周期元素前一周期元素的阴离子半径大

->/J>仁>3+

于后一周期元素的阳离子半径

元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强金属活泼性：Na>Mg>A非金属活泼性：P<S

<C1

最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱、酸

NaOH强碱，Mg（OH）2弱碱，Al（0H3两性；H2SO4

性逐渐增强强酸，HCI03最强酸

NaMgAlSiPSCl

最高正价从+1〜+7逐渐变化,最低负价=族序+1+2+3+4+5+6+7

数-8-4-3-2-1

气态氢化物的稳定性逐渐增强稳定性：PH3<H2S<HC1

形成难易难T易

单质的氧化性增强，还原性减弱H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:

递变规律举例

Ai<Aa<A<Ab<2c

同电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增s

主大

族金属活动性：Li<Na<K<Rb<Cs

元最外层电子愈易失去，元素的金属性非金属性：F>C1>Br>I

素增强，非金属性逐渐减弱最活泼非金属：F

从最活泼金属：Cs

上碱性：LiOH<NaOH<KOH

到最高价氧化物的水化物碱性逐渐增最强碱：CsOH

下强，酸性逐渐减弱（酸都有氧化性）酸性：HC10J>HBr04>HI04

性（酸性意味生成盐和水）最强酸：HC104

质元素的化合价：氟元素无正价（氧元素与F结合时，显正价，

递最高正价=主族数但无最高正价+6）;最外层电子达4个或4个

变最低负价=主族数-8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稳定性：H20>H2S;HF>HCI

形成难易易一难

单质的氧化性逐渐减弱还原性逐渐增氧化性：F2>Ch>Br2>I；

强还原性：Li<Na<K<Rb<Cs

（四）常见元素的性质特点：①气态氢化物显碱性的元素是N;②最强的无氧酸是III酸；

③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;④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（CH,）中氢的质量分数最大的元素是C;

⑤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;⑥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;⑦单质最容易着火的元素是P；

⑧能形成AB?型的化合物的元素有H、0、Na、C（H。、Na。、C此等）.

+2-1+3-1

C八aCl2BeCl2>离』子"八化人合心物

XYXY3A1C13FeCl3

五）XY,XY：2CaH2XY

233+6-2

XY2

XYz]^2^2共价化合物XY3SO3

[5。2

注意：①元素的化学性质跟原子的最外层电子数目关系非常密切.②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.

③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.④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）⑤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.⑥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

不同的序子）,同位素与同位素之间的化学性质几乎相同.⑦最外层有4个电子的可能是VIA（如S）

或1VA（如C）.⑧核电荷数相同的粒子一定是同一元素的不同原子.（x）（例如：Na*和Na）

4.⑴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、

澳等）通过原子间得失电子形成阴阳离子；或活泼金属氨根（NH；）与非活泼金属酸根或3厂.

注意：①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.②阴、阳离子成键后整个体系的能量降低，能量越低越稳定.③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.

④离子键的强弱影响离子化合物的熔点、沸点和溶解性等.例：NaCl的离子键比KC1的离

子键强，NaCI的熔点比KC1的熔点高.常用作耐火材料的AI。、MgO是半径小、电荷高的离子化合

物.⑤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（CaFaT■离子化合物t•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x）⑥只有活泼金属与活泼非金属之间才能形成离子化

合物