元素化合物知识总结.docx

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元素化合物知识总结

元素化合物知识总结

一、各类物质所具有的通性总结：

1、金属单质的通性：

⑴与非金属单质（如Cl2、O2、H2、S、N2、C等）反应

⑵与酸反应

⑶与水反应

⑷与盐发生置换反应

2、非金属单质的通性：

⑴与非金属单质（如Cl2、O2、H2、S、N2、C等）反应

⑵与金属单质（如钠、铁、镁、铝、铜等）反应

⑶与碱反应

⑷与水反应

⑸与盐反应

3、酸性氧化物的通性：

⑴与水反应生成对应的酸

⑵与碱中和生成对应的盐和水

⑶与碱性氧化物化合生成对应的盐

4、碱性氧化物的通性：

⑴与水反应生成对应的碱

⑵与酸中和生成对应的盐和水

⑶与酸性氧化物化合生成对应的盐

5、酸的通性：

⑴与指示剂变色（与石蕊变红，与甲基橙变红）

⑵与活泼金属反应生成低价态的盐和氢气

⑶与碱发生中和反应

⑷与碱性氧化物反应

⑸与盐反应生成新酸和新盐

6、碱的通性：

⑴与指示剂变色（与石蕊变蓝，与甲基橙变黄）

⑵与非金属反应

⑶酸发生中和反应

⑷酸性氧化物反应

⑸盐反应生成新碱和新盐

7、盐的通性：

⑴与金属单质发生置换反应

⑵与非金属单质发生置换反应

⑶酸反应生成新酸和新盐

⑷碱反应新碱和新盐

⑸盐反应生成两种新盐

二、研究各类物质性质的方法

1、物理性质：

颜色、气味、状态、有没有毒性、密度、熔沸点、硬度、柔韧性、导电导热性、溶解性（主要是在水中的溶解度）等。

2、化学性质：

⑴根据物质类别分析其应有的通性：

⑵从以下几个方面分析物质可能具有的特性：

①分析化合价，总结其氧化性或还原性；②吸水性；③漂白性；④脱水性；⑤腐蚀性；⑥其他违反规律的可能性质

三、纵线（即同主族）归纳元素单质及其化合物性质的方法过程

㈠找一种代表性元素，分析其原子结构，再根据原子结构推其原子性质（得失电子能力强弱）、元素性质（金属性或非金属性）、单质性质（氧化性或还原性）、该元素在自然界中的存在形态（游离态或化合态）和主要的存在形式（具体物质）

㈡代表元素单质

1、单质的结构

2、单质的物理性质

3、单质的化学性质

4、单质的用途、保存方法

5、单质的制备方法：

⑴实验室制法；⑵工业生产方法

㈢代表元素的主要化合物

1、氧化物：

结构、物理性质、化学性质、用途、制备方法

2、氢化物：

结构、物理性质、化学性质、用途、制备方法

3、氧化物对应的水化物：

结构、物理性质、化学性质、用途、制备方法

4、常见的盐：

结构、物理性质、化学性质、用途、制备方法

㈣同主族元素的结构、性质的相似性和不同点

1、结构：

⑴相同点、⑵递变性

2、单质

⑴物理性质（相似性和递变性）：

⑵化学性质（相似性和递变性）：

⑶制备方法（相似性和递变性）：

3、化合物（氢化物、最高价氧化物对应的水化物等）

⑴物理性质（相似性和递变性）：

⑵化学性质（相似性和递变性）：

4、常见的盐列举

四、各主族元素单质及其化合物总结

Ⅰ碱金属（代表元素：

钠）

㈠原子结构

钠原子易失去1个电子形成Na+，元素金属性强，单质还原性强。

㈡钠单质

1、钠单质的物理性质：

钠是有银白色金属光泽的金属；熔沸点低，熔点低于水的沸点；质地柔软，可用小刀切开；密度比水小。

2、钠单质的化学性质：

钠是金属单质，应具有金属单质的通性。

⑴钠可以和非金属单质反应：

①钠和氧气反应：

2Na＋O2

Na2O2（淡黄色）4Na＋O2=2Na2O（白色）

②钠和氯气反应：

2Na＋Cl2

2NaCl（钠在氯气中燃烧，发出黄色火焰，生成白烟）

③钠和硫反应：

2Na＋S=Na2S（将钠和硫混合后在研钵中研磨会发生爆炸）

⑵钠可以和酸反应：

2Na＋2HCl=2NaCl＋H2↑（反应过于剧烈，通常不做此实验）

⑶钠可以和水反应

2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑

⑷钠可以和盐溶液反应

钠不能从盐溶液中将金属置换出来，而是先和水

反应，生成的氢氧化钠再和盐反应。

①钠投入CuSO4溶液中：

2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑CuSO4＋2NaOH=Cu（OH）2↓＋Na2SO4

②钠投入FeCl3溶液中：

2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑FeCl3＋3NaOH=Fe（OH）3↓＋3NaCl

3、金属钠的用途：

⑴钠钾合金在常温下呈液态，可作原子反应堆的导热剂；⑵高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，可用在电光源上；⑶钠可以将钛、锆、铌、钽等金属从它们的熔融盐还原出来，工业上常用此方法制取这些金属。

4、金属钠的制法：

工业上常用电解熔融NaCl的方法来生产金属钠：

2NaCl（熔融）

2Na+Cl2↑

㈢钠的氧化物（Na2O2）

Na2O是碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性。

由于其不稳定，没有实用价值。

Na2O2不是碱性氧化物，不具有碱性氧化物的通性。

比Na2O稳定，能和水或二氧化碳反应生成氧气，可用来作供氧剂。

2Na2O2＋2H2O=4NaOH＋O2↑2Na2O2＋2CO2=2Na2CO3＋O2↑

Na2O2具有强氧化性，能将有色物质氧化成无色，可作漂白剂。

向Na2O2中加入酚酞溶液，溶液先变红（生成NaOH）后褪色（Na2O2将红色酚酞氧化成无色）。

㈣钠盐（Na2CO3和NaHCO3）

碳酸钠

碳酸氢钠

化学式

Na2CO3

NaHCO3

俗名

纯碱、苏打

小苏打

颜色、状态

白色固体

白色固体

热稳定性

受热不分解

受热易分解。

2NaHCO3

Na2CO3＋CO2↑＋H2O

与盐酸

都能与盐酸反应，碳酸氢钠与盐酸反应更剧烈一些

与NaOH溶液

不反应

NaHCO3＋NaOH=Na2CO3＋H2O

加水的现象

加少量水变成块状固体，继续加水得到无色溶液，且放出热量

加少量水不会变成块状固体，继续加水得到无色溶液，不会放出热量

水溶性

都易溶于水，碳酸钠比碳酸氢钠的溶解度大

水溶液的酸碱性

都呈碱性

㈤碱金属元素

1、结构：

相同点：

最外层均为1个电子，易失去1个电子，原子失电子能力都强，元素金属性都强，单质还原性都强。

递变性：

由上至下，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力减弱，原子失电子能力逐渐增强，元素金属性逐渐增强，单质还原性逐渐增强。

2、单质物理性质：

相似性：

都有金属光泽，都是银白色固体（铯略显黄色），硬度都小，密度都小，熔沸点都低，都是电和热的良导体。

递变性：

由上至下，硬度逐渐减小，密度逐渐增大（钾特殊，小于钠的密度），熔沸点逐渐降低。

3、单质化学性质：

⑴都能与非金属单质（氯气、氧气、硫等）反应

2Na＋Cl2=2NaCl　　2K＋Cl2=2KCl　　　2Na＋S=Na2S　　　2K＋S=K2S

4Na＋O2=2Na2O（缓慢氧化）4Li＋O2=2Li2O（只有一种氧化物）

2Na＋O2

Na2O22K＋O2=K2O2（过氧化钾）

碱金属都能与氧气反应，从锂到铯反应越来越剧烈，生成物为氧化物（锂）、过氧化物（钠）、比过氧化物更复杂的氧化物（钾、铷、铯）。

⑵都能与酸剧烈反应：

碱金属放入盐酸溶液时，是先和酸反应，酸反应完后再和水反应。

⑶都能与水反应

2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑（剧烈）2K＋2H2O=2KOH＋H2↑（更剧烈，发生轻微爆炸）

碱金属单质都能与水反应生成对应的碱和氢气，从锂到铯与水反应越来越剧烈。

⑷都能与盐溶液反应

碱金属单质都是先和水反应，生成的碱再与盐发生复分解反应。

4、焰色反应

许多金属化合物在灼烧时会火焰会发出特殊颜色，这种现象叫焰色反应。

如钠元素的焰色为黄色；钾元素的焰色是紫色（透过蓝色钴玻璃观察）。

Ⅱ卤族元素（代表元素：

氯）

㈠原子结构

氯原子易得到1个电子形成Cl－，元素非金属性强，单质氧化性强。

㈡氯气

1、氯气的分子结构：

2、氯气的物理性质：

氯气是一种黄绿色有刺激性气味有毒的气体，能溶于水（1∶2），密度比空气大，易液化。

3、氯气的化学性质：

氯气是非金属单质，应具有非金属单质的通性。

⑴和金属单质反应：

①氯气和钠反应：

2Na＋Cl2

2NaCl（钠在氯气中燃烧，发出黄色火焰，生成白烟）

②铁和氯气反应：

2Fe＋3Cl2

2FeCl3（铁在氯气中燃烧，生成棕黄色烟）

③铜和氯气反应：

Cu＋Cl2

CuCl2（铜在氯气中燃烧，生成棕红色烟）

氯气和变价金属反应生成高价态的盐。

⑵和非金属单质反应：

①和氢气反应：

H2＋Cl2

2HCl（氢气在氯气中安静燃烧，发出苍白色火焰，瓶口有白雾出现）

H2＋Cl2===2HCl（混合气体在强光照射时发生爆炸）

②和磷反应：

2P＋3Cl2

2PCl3（雾）

2P＋5Cl2

2PCl5（烟）

⑶和水反应

Cl2＋H2O=HCl＋HClO

HClO只能存在于溶液中，具有强氧化性，不稳定，见光或受热易发生分解。

2HClO=2HCl＋O2

⑷和碱溶液反应

Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO2Cl2＋2Ca（OH）2=CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O

⑸具有强氧化性

氯气可以氧化金属单质、非金属单质，也可氧化一些化合物，如可以氧化Fe2＋、SO32－、I－、Br－、SO2、S2－等。

Cl2＋SO2＋2H2O=2HCl＋H2SO4Cl2＋S2－=2Cl－＋S

4、氯气的用途：

⑴氯气可以用作自来水消毒剂；⑵可用于工业制备漂白粉和漂白水；⑶可用于工业生产盐酸。

5、氯气的制法：

⑴工业上可用电解熔融NaCl的方法来生产氯气：

2NaCl（熔融）

2Na+Cl2↑

常用电解饱和NaCl溶液的方法来生产氯气：

2NaCl＋2H2O

2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

⑵氯气的实验室制法：

反应原理：

MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2＋2H2O

发生装置类型：

固体+液体

气体

除杂：

用饱和食盐水吸收HCl；用浓H2SO4干燥

收集装置：

用向上排空气法或排饱和食盐水

尾气吸收：

用NaOH溶液（不能澄清石灰水，浓度太小，不能完全吸收）

㈢HCl

1、HCl的结构：

H和Cl形成共用电子对，偏向Cl，使H显示+1价，Cl显示出-1价。

2、HCl的物理性质：

HCl是一种无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1∶500），可作喷泉实验，密度比空气大。

3、HCl的化学性质：

氯化氢溶于水得到盐酸为强酸，具有酸的通性。

⑴盐酸遇石蕊变红色，遇甲基橙变红色。

⑵和活泼金属单质反应生成低价态的盐和氢气：

Fe＋2HCl=FeCl2＋H2↑

⑶和碱发生中和反应生成对应的盐和水：

HCl＋NaOH=NaCl＋H2O

⑷和碱性氧化物反应：

2HCl＋Na2O=2NaCl＋H2O2HCl＋CuO=CuCl2＋H2O

⑸和某些盐反应生成新酸新盐：

HCl＋AgNO3=AgCl↓＋HNO3

3、氯化氢的用途：

主要用作化工原料。

4、氯化氢的制法：

⑴工业：

氢气在氯气中燃烧。

工业设备大多为铁合金，所以工业盐酸中常混有Fe3＋而呈黄色。

⑵实验室制法：

反应原理：

NaCl＋H2SO4（浓）=NaHSO4＋HCl↑

NaCl＋NaHSO4

Na2SO4＋HCl↑

干燥：

用浓硫酸

收集：

向上排空气法

尾气吸收：

用水吸收（防倒吸）

㈤盐

AgF是白色固体，易溶于水；AgCl是白色固体；AgBr是淡黄色固体；AgI是黄色固体。

AgCl、AgBr、AgI都难溶于水和强酸（如稀硝酸）。

CaF2俗名萤石，难溶于水，和浓硫酸在铅皿中共热制HF；CaCl2、CaBr2、CaI2都易溶于水。

㈥卤族元素

1、结构：

相同点：

最外层均为7个电子，易得到1个电子，原子得电子能力都强，元素金属性都强，单质氧化性都强。

递变性：

由上至下，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力减弱，原子得电子能力逐渐减弱，失电子能力增强，元素非金属性逐渐减弱，单质氧化性逐渐减弱。

2、单质物理性质：

F2是浅黄绿色气体；Cl2是黄绿色气体；Br2是深红棕色液体；I2是紫黑色固体。

Cl2易液化；Br2易挥发；I2易升华。

颜色逐渐加深；状态是由气体→液体→固体；密度逐渐增大；熔沸点逐渐升高（对结构相似的分子，分子量越大，熔沸点越高）；在水中溶解度都不大，都易溶于有机溶剂。

3、单质化学性质：

⑴与金属单质反应

2Fe＋3Cl2=2FeCl32Fe＋3Br2=2FeBr3Fe＋Br2=FeBr2Fe＋I2=FeI2Zn＋I2

ZnI2

氯气与变价金属生成高价态盐；溴与变价金属可生成两种价态盐；碘只能与变价金属生成低价态盐。

说明氧化性：

Cl2>Br2>I2

⑵与非金属单质反应

H2＋F2=2HF（氢气和氟气混合在黑暗处也会剧烈化合，发生爆炸）

H2＋Cl2

2HCl（混合气体在光照条件下会剧烈化合，发生爆炸）

H2＋Br2

2HBrH2＋I2

2HI

从氟气到碘，和氢气化合越来越难，生成的气态氢化物越来越不稳定，氢化物的酸性越来越强，氢化物的还原性越来越强。

从HF到HI，分子量越来越大，熔沸点越来越高（HF熔沸点最高，因为在HF中形成有氢键），密度越来越大。

⑶与水反应

氟气和水剧烈反应：

2F2＋2H2O=4HF＋O2↑

氯气、溴、碘与水反应：

X2＋H2O=HX＋HXO（X=Cl、Br、I）

⑷与碱反应：

2X2＋2Ca（OH）2=CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O（X=Cl、Br、I）

⑸氧化性，卤素单质间的置换

X2＋SO2＋2H2O=2HX＋H2SO4（X=Cl、Br、I）X2＋S2－=2X－＋S（X=Cl、Br、I）

Cl2＋2Br－=Br2＋2Cl－Br2＋2I－=I2＋2Br－Cl2＋2I－=2Cl－＋I2

Ⅲ氧族元素（代表元素：

氧、硫）

一、氧

原子结构：

氧原子较易得到2个电子，元素非金属性较强，单质氧化性较强。

㈠氧气

1、结构和存在：

O＝O

空气中含O221%（体积分数）；水、氧化物、含氧酸及其盐、碱、含氧有机物等以化合态形态存在。

2、物理性质：

无色无味气体，不易溶于水，1LH2O大约溶解30mLO2，密度比空气大（1.429g·L—1），沸点—183℃，溶点—218℃。

3、化学性质：

⑴和金属单质反应：

氧气能和大多数金属单质化合。

2Na＋O2

Na2O23Fe＋2O2

Fe3O42Cu＋O2

2CuO2Mg＋O2

2MgO

⑵和非金属单质反应：

H2＋O2

2H2OC＋O2

CO22C＋O2

2CO

⑶具有强氧化性：

可氧化一些化合物，如可以氧化CH4、SO32－、Fe2＋、Fe（OH）2、SO2、H2S等。

CH4＋O2=CO2＋2H2O2Na2SO3＋O2=2Na2SO42Fe（OH）2＋O2＋2H2O=2Fe（OH）3

2H2S＋O2

2S＋2H2O2H2S＋3O2

2SO2＋2H2O

4、制法：

⑴实验室制法：

反应原理：

2KClO3

2KCl＋3O2↑

2KMnO4

K2MnO4＋2O2↑

加热

发生装置类型：

固体+固体

气体

除杂：

用浓H2SO4干燥

收集装置：

排水法

⑵工业制法：

分离液态空气：

降温加压液化空气，再蒸发使N2先蒸出，余下的为液态氧；贮存于蓝色钢瓶中。

5、用途：

供给呼吸和支持燃烧（气焊、炼钢、医疗、潜水、宇航、液氧炸药）

二、臭氧

1、结构和存在：

大气中90％以上的臭氧存在于大气层的上部或平流层，离地面有10-50千米，这才是需要人类保护的大气臭氧层。

还有少部分的臭氧分子徘徊在近地面，仍能对阻挡紫外线有一定作用。

但是，近年发现地面附近大气中的臭氧浓度有快速增高的趋势，这让人类感到很担忧。

2、物理性质

在常温常压下，较低浓度的臭氧是无色气体，当浓度达到15%时，呈现出淡蓝色。

臭氧可溶于水。

密度大于空气，熔沸点低。

3、化学性质：

有强氧化性，不稳定，易分解成氧气。

4、用途：

用于水的消毒和空气的臭氧化，在化学工业中用作强氧化剂。

三、硫

㈠原子结构

硫原子较易得到2个电子形成S2－，元素非金属性较强，单质氧化性较强。

㈡硫

1、硫的物理性质：

硫是黄色固体，质脆，易研成粉末，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。

2、硫的化学性质：

硫是非金属单质，应具有非金属单质的通性。

⑴和金属单质反应：

Fe＋S

FeS（反应放热，开始反应后放出的热可以使反应持续进行）2Cu＋S

Cu2S

硫和变价金属反应生成低价态的盐。

⑵和非金属单质反应：

H2＋S（蒸气）

H2SS＋O2

SO2

⑶和碱溶液反应：

3S＋6NaOH

2Na2S＋Na2SO3＋3H2O

⑷既有氧化性又有还原性

S＋2Ag＝Ag2S（使银器变黑）　　S＋Hg＝HgS（用S粉吸收散落的汞）

2H2SO4（浓）+S

3SO2↑+2H2O

3、硫的用途：

制硫酸、橡胶、黑火药、医药、农药、火柴、硫磺软膏。

㈢HCl

1、HCl的结构：

H和Cl形成共用电子对，偏向Cl，使H显示+1价，Cl显示出-1价。

2、HCl的物理性质：

HCl是一种无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1∶500），可作喷泉实验，密度比空气大。

3、HCl的化学性质：

氯化氢溶于水得到盐酸为强酸，具有酸的通性。

⑴盐酸遇石蕊变红色，遇甲基橙变红色。

⑵和活泼金属单质反应生成低价态的盐和氢气：

Fe＋2HCl=FeCl2＋H2↑

⑶和碱发生中和反应生成对应的盐和水：

HCl＋NaOH=NaCl＋H2O

⑷和碱性氧化物反应：

2HCl＋Na2O=2NaCl＋H2O2HCl＋CuO=CuCl2＋H2O

⑸和某些盐反应生成新酸新盐：

HCl＋AgNO3=AgCl↓＋HNO3

3、氯化氢的用途：

主要用作化工原料。

4、氯化氢的制法：

⑴工业：

氢气在氯气中燃烧。

工业设备大多为铁合金，所以工业盐酸中常混有Fe3＋而呈黄色。

⑵实验室制法：

反应原理：

NaCl＋H2SO4（浓）=NaHSO4＋HCl↑

NaCl＋NaHSO4

Na2SO4＋HCl↑

干燥：

用浓硫酸

收集：

向上排空气法

尾气吸收：

用水吸收（防倒吸）

㈤盐

AgF是白色固体，易溶于水；AgCl是白色固体；AgBr是淡黄色固体；AgI是黄色固体。

AgCl、AgBr、AgI都难溶于水和强酸（如稀硝酸）。

CaF2俗名萤石，难溶于水，和浓硫酸在铅皿中共热制HF；CaCl2、CaBr2、CaI2都易溶于水。

㈥卤族元素

1、结构：

相同点：

最外层均为7个电子，易得到1个电子，原子得电子能力都强，元素金属性都强，单质氧化性都强。

递变性：

由上至下，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力减弱，原子得电子能力逐渐减弱，失电子能力增强，元素非金属性逐渐减弱，单质氧化性逐渐减弱。

2、单质物理性质：

F2是浅黄绿色气体；Cl2是黄绿色气体；Br2是深红棕色液体；I2是紫黑色固体。

Cl2易液化；Br2易挥发；I2易升华。

颜色逐渐加深；状态是由气体→液体→固体；密度逐渐增大；熔沸点逐渐升高（对结构相似的分子，分子量越大，熔沸点越高）；在水中溶解度都不大，都易溶于有机溶剂。

3、单质化学性质：

⑴与金属单质反应

2Fe＋3Cl2=2FeCl32Fe＋3Br2=2FeBr3Fe＋Br2=FeBr2Fe＋I2=FeI2Zn＋I2

ZnI2

氯气与变价金属生成高价态盐；溴与变价金属可生成两种价态盐；碘只能与变价金属生成低价态盐。

说明氧化性：

Cl2>Br2>I2

⑵与非金属单质反应

H2＋F2=2HF（氢气和氟气混合在黑暗处也会剧烈化合，发生爆炸）

H2＋Cl2

2HCl（混合气体在光照条件下会剧烈化合，发生爆炸）

H2＋Br2

2HBrH2＋I2

2HI

从氟气到碘，和氢气化合越来越难，生成的气态氢化物越来越不稳定，氢化物的酸性越来越强，氢化物的还原性越来越强。

从HF到HI，分子量越来越大，熔沸点越来越高（HF熔沸点最高，因为在HF中形成有氢键），密度越来越大。

⑶与水反应

氟气和水剧烈反应：

2F2＋2H2O=4HF＋O2↑

氯气、溴、碘与水反应：

X2＋H2O=HX＋HXO（X=Cl、Br、I）

⑷与碱反应：

2X2＋2Ca（OH）2=CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O（X=Cl、Br、I）

⑸强氧化性

X2＋SO2＋2H2O=2HX＋H2SO4（X=Cl、Br、I）X2＋S2－=2X－＋S（X=Cl、Br、I）