化学常见元素的单质及其重要化合物Word文档格式.docx

1、H2+Cl2=2HCl（苍白色火焰，工业上制HCl），H2+Cl2=2HCl（爆炸）与水反应Cl2+H2O=HCl+HClO，HCIO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=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+Br2Cl2+H2S=2HCl+S

2、（4）制法：实验室制法 MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2+2H2O业制法 2NaCl+2H2O=2NaOH+H2+Cl22NaCl（熔融）=2Na+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个同点：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l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F2Cl2Br2I2；与H2化合生成HX的反应由易至难，且氢化物的稳定性由强到弱，即稳定性HFHClH

3、BrHI；最高价氧化物的承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、Br2与Fe作用得+3价铁，而I2+Fe=FeI2。Cl、Br 、I跟AgNO3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

4、，因为氯水过量，发生下列反应I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl。氢氛酸为弱酸，余者为强酸，旦酸性逐渐增强；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）的溶滚中，加入：HNO3酸化的AgNO3溶液。Cl+Ag+=AgCl（白），Br +Ag+=AgI（黄色）， Br+Ag+=AgBr（淡黄色），I+Ag+=AgI（黄色） 3卤素单质及化合物的特殊性F只显-1价，一般无含氧酸，氟气能跟稀有气体反应，氢氟酸是弱酸，但能腐蚀玻璃，CaF2难溶于水。而AgF易溶于水溴是常温下惟一呈液态的非金属，易挥发。碘易升华，碘遇淀粉反应生成蓝色

5、物质。Cl2、Br2、I2溶解性 Cl2 Br2 I2水中 黄（溶） 橙（溶） 黄褐（微溶）CCl4 黄（易溶） 橙红（易溶） 紫红（易溶）4知识框架（三）氧族元素 1氧族元素概述（1）包括：氧（8O）、硫（16 S）、硒（34 Se）、碲（52 Te）、钋（84 Po）等几种元素。（2）周期表中位置：VIA族；26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rOr Sr Ser Te。（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

6、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+6价，分子式为RO3。最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4。（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H2 SO3，SO2+H2O =H2SO3）（2）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+2HCl 2SO2+O2=2SO3弱氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O漂白性：S

7、O3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pH5、6，破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。4硫酸工业和硫酸（1）接触法制硫酸反应原理：造气：4FeS2+11O2（g）=2Fe2O3+8SO2 氧化：2SO2+O2=2SO3吸收：SO3+H2O=H2SO4分别对应的设备：沸腾炉 接触室 吸收塔具体措施：粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收SO3（防止形成酸雾）、尾气处理（用氨水吸收SO2，生成（NH4）2SO3，再

8、用H2SO4处理，便又可生成SO2）。（2）浓硫酸（98.3）的特性吸水性：H2SO4易与H2O结合，并放出大量热，所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂（不可干燥H2S）。脱水性：浓H2SO4遇见某些有机化合物，可将其中氢、氧原子个数按2:1比例脱去，即为脱水性，C12H22O11 12C11H2O（浓H2SO4脱水性）强氧化性：浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应，如：Cu2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2+2H2OC2H2SO4（浓）=CO2+2SO2+2H2OH2S+H2SO4（浓）=SSO2+2H2O2NaI2H2SO4（浓）= Na2SO4+SO2+I2+2

9、H2O与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2。常温下，浓H2SO4使Fe、Al表面发生钝化（生成致密氧化膜），而不发生产生气体的反应。（四）碳族元素1碳及其重要化合物（1）一氧化碳和二氧化碳（2）活性炭的吸附作用及其应用 木材干馏所得的固态产物是木炭，木炭由于它的孔隙被干馏时产生的油脂等物质所覆盖，吸附能力较弱，经活化处理增加表面积后就有高的吸附能方。这种具有高吸收能力的碳，称为活性炭。活性炭的孔隙多，内表面积大，一般为500rn2/gl000m2/g。活性炭属于非极性吸附剂，因此易吸附非极性或弱极性物质。常见的易被活性炭吸附的物质及应用如下：有毒的气体（或蒸汽）：NO、NO2、Cl2、

10、Br2、C6H6（苯）。活性炭用于去毒、防毒。色素。活性炭用于溶液脱色（漂白），如制造白糖工业中可用活性炭做脱色剂。水中有臭味的物质。活性炭用于水的除臭净化。（3）碳及其重要化合物2硅及其重要化合物 （1）硅的存在：自然界中以化合态存在，含量仅次于氧，排第二位，是构成矿物和岩石的主要成分。（2）硅岛单质：有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，晶体硅是原子晶体，类似于金刚石，熔沸点高、硬度大，是良好的半导体。（3）硅的性质：性质稳定不易与其他物质发生化学反应 Si+O2=SiO2 Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2（4）硅的制备及提纯：SiO2+2C=Si+CO ， Si+2Cl2=S

11、iCl4 SiCl4+2H2=Si+4HCl（5）硅的氧化物SiO2：原子晶体，熔点高、硬度大酸性氧化物：但不溶于水，也不与水反应 SiO2+CaO CaSiO3 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O与氢氟酸反应：SiO2+4HF=SiF4 +2H2O光导纤维的主要原抖，制造石英玻璃等。（6）硅及其重要化合物（五）氨族元素 1氦族元素概述 （1）周期表中的位置：第VA族（N、P、As、Sb、Bi）26周期（2）原子结构特点相同点：最外层电子数均为5个不同点：电子层数不同（3）主要性质：相似性：a最高正价均为+5，负价为3；（Sb、Bi无负价）b最高价氧化物的水化物（HRO3或H3RO

12、4）呈酸性逆变性（按NBi）原子半径由小到大；气态氢化物稳定性减弱；最高价含氧酸的酸性减弱（HNO3H3PO4）；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=2NH3N2+O2=2NON2+3Mg Mg3N2 （Mg3N2+6H2O=Mg（OH）2 +2NH3 ）（2）氮的氧化物：N元素有+l、+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

13、酐，NO是无色还原性较强的有毒气体，易被O2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一淀粉试纸变蓝。重要反应：2NO+O2=2NO2；3NO2+H2 O=2HNO3+NO（3）氨气的性质及用途物理性质：无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1：700）易液化。化学性质：与水反应：NH3+H2O=NH3H2O=NH4+OHNH3是惟一能使润湿的红色石蕊试纸交蓝的气体，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+CO2=CO（NH2）2+H2O氨

14、的制法 安验室制法：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=2NH3（4）硝酸（HNO3）硝酸的化学性质：HNO3为强酸，除具有酸的通性外还具有以下特性：不稳定性：（见光受热易分解），4HNO 3=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（NO3）2+2NO2+2H2O3Cu+8HNO3（稀）=3Cu（NO3）2+2NO+4H2O 3Ag+4HNO3（稀）=3AgNO3+NO+2H2 O（利用此反应可以

15、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+4HNO3（浓）=CO2+4NO2+2H2 OS+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+H2Od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氨的催化氧化法

16、a原理：4NH3+5O2=4NO+6H2O 2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NOb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里黄色，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）红磷与白磷名称 白磷 红磷分子结构 分子式P4、正四面体型、键角60 分子晶体、结构复杂颜色状态 白色或黄色固体 暗红色粉末或固体溶解性 不溶于水，易溶于CS2 不溶于水，不溶于CS2毒性 剧毒 无毒着火点 40 2

17、40保存方法 保存在水中 密封相互转化 （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吸浸性强可作干燥剂。磷酸的性质纯净的磷酸是无色晶体，有吸湿性，藏躲畏水以任意比例混溶。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。磷酸和NaOH反应，1：1生成NaH2PO4；1：2生成Na2HPO4；l：3生成Na3PO4。介于l：1和1：2之间生成NaH2PO4和Na2HPO4的混合物。2和

18、1：3之间生成Na2HPO4帮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予结构特征 （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：4.5gcm3（如Na、Mg、A1）重金属：4.5gcm3（如F

19、e、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）易导电一导热：由于金属晶体中自由电子的运动，使金属易导电、导热。（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

20、 （1）热分解法（适用于不活泼金属） 2HgO=2Hg+O2 2Ag2O=4Ag+O2 （2）热还原法（常用还原剂CO、H2、C活泼金属等） Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 Cr2O3+2Al=2Cr+A12O3（3）电解法（适用于非常活泼的金属） 2A12O3=4Al+3O2 2NaCl=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 2NaCl2Na + O2 Na2O2（黄色火焰）4Na+O2=2Na2O（空气中，钠的切

21、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；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。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+2NHCl=2NaCl+2NH3+H2d投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀生成。2Na+H2O+CuSO

22、4=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：a工业上用于冶炼金属：4Na+TiCl4=Ti+4NaCl bNaK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碱金属元素第IA族（Li、Na、K、Rb、Cs）（2）原子结构特点：最外层电子数均为1。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、铝、铁及其化合物1镁、铝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IIA原子结构铝（Al）：位于周

23、期表第3周期第IIIA，原子结构Mg、Al均为活泼金属，在化学反应中都易失电子，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、铝的物理性质 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、铝的化学性质比较： Mg Al暴露在空气中（与O2反应） 常温下被O2氧化，形成致密氧化膜、因而具有一定抗腐蚀性 很快与O2反应，形成致密氧化膜，抗腐蚀性比镁强燃烧 空气中点燃，发出耀眼的白光2Mg + O2 2MgO 在纯氧中或高温下可燃烧 4Al + 3O2 2Al2O3与某些氧化物反应 2Mg +CO2 2Mg

24、O + C 4Al+3MnO2 2Al2O3+3Mn2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe与H2O反应 Mg+2H2O Mg（OH）2 +H2 与沸水只有微弱反应与非金属反应 3Mg + N2 Mg3N2 2Al+ 3Cl2 2AlCl3与非氧化性酸反应 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2与氧化性酸反应 能反应，无 H2生成 4氧化铝和氢氧化铝 A12O3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。Al 2O3+6H+=2A13+3H2O A12O3+2OH=2A1O2+H2OAl（OH）3+3H

25、+=A13+3H2O Al（OH）3+OH=A1O2+2H2O5生成Al（OH）3沉淀量的图像分析（1）向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量。图1所示。（2）向AlCl3溶液中滴加氨水至过量。图2所示。（3）向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量。图3所示。（4）向NaAlO2溶液中滴加盐酸直至过量。图4所示。（5）向盐酸中滴入NaAlO2溶液直至过量。图5所示。（6）向NaAlO2溶液中通人CO2直至过量。图6所示。6铁及其化合物（1）铁在周期表中的位置及原子结构铁位于第四周期第族，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

26、水溶液往往带有颜色。（2）铁的性质2Fe+3Cl2=2FeCl3（棕黄色的烟）3Fe+2O2=Fe3O4Fe+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+H2b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+2Fe3+=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，重要有：赤铁矿（Fe2O3）、磁铁矿（Fe3O4），褐铁矿（2Fe2O33H2O）和菱铁矿（FeCO3）。 FeO Fe2O3 Fe3O4俗称 铁红 磁性氧化铁色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体化合价 +2 +3 +2、+3水溶性 均难溶于水稳定性 不稳定6FeO+O2=2Fe3O4 稳定 稳定与酸反应 FeO+2H+=Fe2+H2O Fe2O3+6H+=2Fe3+3H2O Fe3O4