高中化学元素知识点.docx

1、高中化学元素知识点高中化学元素知识点（1）金属及其化合物一、金属的通性1.金属的物理性质：有金属光泽、有延展性、导电、导热。但不同金属在密度、硬度、熔沸点等方面差别较大。这也是金属单质的一大特点。2.金属的化学性质：还原性，可表示为M ne-Mn+，金属的还原性主要表现在金属能与非金属、水、酸、某些盐发生反应。4Na + O2 = 2Na2O 2Na + O2 Na2O22Na + Cl2 = 2NaCl二、知识点归纳（一）钠的化合物 钠的重要化合物氧化钠和过氧化钠的比较氧化钠（Na2O）过氧化钠（Na2O2）化合价氧的化合价为-2价氧的化合价为-1价类别碱性氧化物过氧化物，不是碱性氧化物颜色

2、白色固体淡黄色固体与H2O反应Na2O + H2O = 2NaOH2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2与CO2反应Na2O + CO2 = Na2CO3Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2与酸反应Na2O + 2HCl =2NaCl + H2O2Na2O2 + 4HCl = 4NaCl + 2H2O +O2漂白作用无有用途制NaOH作生氧剂，氧化剂保存密封密封转化Na2O Na2O2碳酸钠与碳酸氢钠的比较Na2CO3NaHCO3俗称纯碱、苏打小苏打溶解性易溶于水易溶于水，但溶解度比Na2CO3小状态白色固体白色晶体热稳定性加热难分解2NaHCO3 Na2CO3

3、 + CO2+ H2O与酸反应CO32- + 2H+ = CO2+ H2OH+ + HCO3- = CO2+ H2O与CaCl2反应Ca2+ + CO32- = CaCO3不反应与NaOH反应不反应HCO3- + OH- = CO32- + H2O与Ca(OH)2反应Ca2+ + CO32- = CaCO32HCO3-(过量)+ 2OH- + Ca2+ = CO32- + 2H2O + CaCO3相互转化CO32- + CO2 + H2O = 2HCO3-NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O2NaHCO3 Na2CO3 + CO2+ H2O（二） 铝及其重要化合物的性质 位

4、置和原子结构示意图： 第3周期 第A族。 物理性质：密度小熔点较低，硬度较小，银白色金属； 化学性质 跟O2及其它非金属反应 常温下，在空气中都因生成氧化膜，具有抗腐蚀能力。4Al+3O22Al2O3 2Al+3SAl2S3 跟水反应2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2(一般不反应，只有氧化膜被破坏后反应) 跟非氧化性酸的反应2Al+6H+=2Al3+3H2(常温下，在浓H2SO4、浓HNO3中钝化) 跟碱反应2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2 与某些金属氧化物反应铝热反应 Fe2O3+Al 2 Fe+Al2O3 铝的化合物化学式Al2O3Al(OH)3属类

5、两性氧化物两性氢氧化物颜色状态白色固体，天然产称为刚玉（红宝石、蓝宝石）白色胶状沉淀溶解性不溶于水难溶热稳定性稳定加热分解为氧化物化和水与酸反应Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2OAl(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O与碱反应Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2OAl(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O其他性质强还原性，用于冶炼难熔金属制备方法2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2OAl3+ + 3NH3H2O = Al(OH)3 + 3NH4+ Al3+ + 2AlO2 + 3H2O = 2Al(OH)3 （三） Fe的

6、性质 周期表中的位置位于第4周期 第族，是过渡元素的代表。它是一种变价元素，通常显示2价、3价，其化合物和其水溶液往往带有颜色。 Fe与O2反应，随着外界条件和两者量的相对多少不同，生成的产物不同。3Fe + 2O2 (纯) Fe3O4（黑色、有磁性）2Fe (过量) + O2 2FeO（黑色，该反应在炼钢过程中发生）4Fe + 3O2 2Fe2O3（红棕色）生成Fe3O4的反应还有：3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2 铁锈的成分及形成钢铁发生电化腐蚀时，Fe 参与电极反应的产物为Fe2+，后与OH反应生成Fe(OH)2；因其不稳定，又转变成Fe(OH)3失去部分水变成Fe2O3nH2

7、O。（在常温下，铁和水不反应。但在水和空气里的氧气、二氧化碳的共同作用下，铁很容易生锈而被腐蚀。） 铁与酸的反应 铁与盐酸、稀硫酸的反应：Fe + 2H+ = Fe2+ + H2O（反应后溶液呈浅绿色）铁与过量稀硝酸的反应： Fe + 4H+ + NO3- = Fe3+ + NO+ 5H2O（反应后溶液呈棕黄色） Fe 4HNO3 (稀) Fe(NO3)3 NO2H2O 铁粉过量： 3Fe 8HNO3 (稀) 3Fe(NO3)2 2NO4H2O铁与浓硫酸的反应：常温下，Fe在浓硫酸中被钝化，即由于浓硫酸的强氧化性，使Fe的表面生成一层致密的氧化物薄膜，阻止了内部的金属继续跟浓硫酸反应。金属钠与

8、金属铁的性质比较性 质相 同 点不 同 点物理性质都是银白色的金属，都能导电、导热。密度：(Fe)(Na) 硬度：FeNa 熔沸点：FeNa化学性质都能跟氧气、水等反应钠更易与氧气、与水等反应 铁的氧化物氧化物FeO（碱性氧化物）Fe2O3（碱性氧化物）Fe3O4颜色状态黑色粉末红棕色粉末黑色晶体溶解性不 溶 于 水磁性无无有与非氧化性酸反应FeO 2HCl = FeCl2 H2OFe2O3 6HCl = 2FeCl3 3H2OFe3O4 8HCl = 2FeCl3 FeCl2 4H2O与强氧化性酸反应FeO 4HNO3（浓）= Fe(NO3) 3 NO2 2H2OFe2O3 6HNO3= 2

9、Fe(NO3) 3 3H2OFe3O4 10HNO3（浓）3Fe(NO3) 3 NO2 5H2O弱氧化性与CO、Si、C作用与CO、Al反应与CO、Al反应稳定性不稳定，可被氧化稳定稳定生成2Fe(OH) 3 Fe2O3 3H2O铁的氢氧化物 （C）氢氧化物Fe(OH) 3 （弱碱）Fe(OH) 2（弱碱）颜色状态红褐色沉淀白色沉淀溶解性难溶难溶稳定性2Fe(OH) 3 Fe2O3 3H2O极不稳定，在空气中易转化为Fe(OH) 3 （现象）与酸反应Fe(OH) 3 3HCl = 2FeCl3 3H2OFe(OH) 2 2HCl = FeCl2 2H2O其他性质有氧化性（较稳定）有还原性(不稳

10、定)制备方法思考：用可溶性碱分别与Fe2+、Fe3+反应可制得Fe(OH)2和Fe(OH)3。通过哪些方法可避免生成Fe(OH)2中会有Fe(OH)3？提示：关键在于无孔不入的O2及Fe3+存在。4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3驱氧法：如用同煮沸过的NaOH溶液和亚铁盐溶液。隔氧法：如用长滴管吸取NaOH溶液后插入亚铁盐溶液面下加入；又如在液面上加某些合适的有机溶剂液封。还原法：在FeSO4溶液中加入Fe钉，或者用Fe与稀H2SO4反应新制的FeSO4溶液，生成的H2又可驱赶O2。 盐 Fe、Fe2+、Fe3+的相互转化：铁三角（FeFe2+Fe3+） Fe2+和

11、Fe3+鉴别Fe2+Fe3+水溶液颜色浅绿棕黄加入NaOHFe2+ + 2OH- = Fe(OH)2（白色）4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3白 灰绿 红褐色Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 （红褐色）加入KSCNFe2+ + 2SCN- Fe(SCN)2 无色Fe3+ + SCN- Fe(SCN)2+血红色通入Cl22Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl（2）非金属元素及其化合物一、非金属元素的主角硅二、富集海水中的元素氯 1. 物理性质：黄绿色，有刺激性气味的气体，有毒，易液化，可溶于水（溶解度1：2） 2NaCl22NaCl （白烟） A. 与金属反应

12、CuCl2CuCl2 （棕黄色烟，与变价金属反应生成高价金属） 2Fe3Cl22FeCl3（产生棕色的烟,常温下不与干燥氯气反应） H2Cl22HCl 白雾，发生爆炸H2Cl22HCl（苍白色火焰，HCl工业制法）1.氯气的 B.与非金属反应： 2P3Cl22PCl3 (白烟) 白色烟雾化学性质 2P5Cl22PCl5（白雾） C.与水反应：Cl2H2O HClHClO 氯气的水溶液叫氯水 4. 化学性质： Cl22NaOH = NaClNaClOH2O (制漂白液，制氯气尾气处理) D.与碱反应 2Cl22Ca(OH)2 =Ca(ClO)2CaCl22H2O（工业制漂白粉制法） 2FeCl2

13、Cl2 = 2FeCl3 （溶液由浅绿色变为黄色） 2KICl2 = 2KCl + I2 湿润的淀粉KI试纸变蓝,用于氯气的检验E.氧化性： SO2Cl22H2O = 2HCl + H2SO4 (除废水中的氯) 反应原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + 2H2O + Cl2注意：MnO2跟浓盐酸在共热的条件下才反应生成Cl2，稀盐酸不与MnO2反应。 5.氯气的 A.实验室制法：装置组成：发生装置-收集装置-吸收装置制法： 实验步骤：检密装药固定加热收集 收集方法：向上排空气法 （或排饱和食盐水法） 检验方法: 用湿润的KI淀粉试纸置于瓶瓶口观察是否变蓝。 净化装置：用饱和食盐水

14、除去HCl，用浓硫酸干燥 尾气处理：用碱液（NaOH）吸收 B. 工业制法：（氯碱工业） 2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2 6.用途：1.氯水（氯气的水溶液）Cl2+H2O = HCl+HClO （可逆） 新制 A.分子：Cl2、H2O、HClO2.氯水的成分： B.离子：H、Cl、ClO（少量） 、OH（少量） 2HClO = 2HCl + O2 久置： 久制的氯水主要成份为H2O、HCl。（较稀的盐酸） 弱酸性；一元弱酸，比H2CO3弱基本性质 不稳定；2HClO = 2HCl + O2 强氧化性；杀菌能力，故氯水可用作自来水消毒。漂白性；使色布、品红溶液等褪色。

15、2CO3酸性比较：可能成分加入试剂现象结论H+镁粉有气体逸出含H+Cl酸化了的硝酸银白色沉淀含ClHClO（少量ClO ）红纸褪色氯水有漂白作用Cl2闻气味刺激性气味含Cl2H2O无水硫酸铜蓝色晶体含H2O性质： : 漂白剂HClONa2O2（H2O2）SO2活性炭漂白原理氧化漂白氧化漂白化合漂白吸附漂白品红溶液褪色褪色褪色褪色紫色石蕊先变红后褪色褪色只变红不褪色褪色稳定性稳定稳定不稳定 7. 漂白粉的漂白原理漂白粉溶液置于空气中能产生漂白性；Ca(ClO)2CO2H2O = CaCO32HClO； 漂白粉溶液中加酸能能提高漂白性； Ca(ClO)22HCl（稀）= CaCl22HClO； 漂

16、白粉变质原因：三、硫及其化合物1、硫 硫化物 硫铁矿（FeS2）黄铜矿 （CuFeS2） A.主要是化合态： 硫酸盐 石膏、芒硝 存在 B.少量游离态：天然硫（火山口附近） 物理性质： 淡黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2, A与非金属反应：S + O2 SO2 H2 + S H2S硫: B.与金属反应：2Na + S = Na2S, Fe + S FeS, 2Cu + S Cu2S 化学性质： C.特殊性质：S+2Ag=Ag2S, S+Hg=HgS D与碱溶液反应：3S + 6NaOH（热）= 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O（用于实验室中清洗有S残留的仪器）; E浓硫酸

17、反应：S + 2H2SO4(浓) 3SO2 + 2H2O。 硫的用途：三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。 A.物理性质：无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:40），易液化。酸性氧化物的通性：H2O + SO2 H2SO3亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被氧化), SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O,SO2 + NaOH = NaHSO3,SO2 氧化性：SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O;B.化学性质： 还原性：2SO2 + O2 2SO3,SO2 + Cl2 + H2O =H2SO4 + 2HCl (以还原性为主，与O

18、2Cl2NO2Br2水、酸性高锰酸钾反应) 漂白性：SO2 使某些有色物质褪色，但不能漂白酸碱指示剂。 (漂白性与氯气相对比) C. SO2的实验室制法：Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2+ H2O. SO3: 色的晶体，熔点，极易于水反应，同时放出大量的热。SO3 + H2O = H2SO4.3. 硫酸物理性质：无色粘稠状液体，沸点338，难挥发，浓度高于98的又称“发烟硫酸” 稀硫酸的性质：酸的通性。a 吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。b 脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。如使蔗糖炭化。化学性质： 浓硫酸的特性 c氧化性：常温下，能使Fe

19、、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外）Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2+ 2H2O； C+H2SO4 CO2+ 2SO2+ 2H2O A.流程： S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；进入接触室进行催化氧化生成SO3；将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4. B设备： 沸腾炉：煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。. H2SO4 的工业制法(接触法)S + O2 SO2 或 4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2（沸腾炉）接触室：接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化剂的表面接触被氧化成三氧化硫；中间有热交换器，是为了充分利用能

20、量而设计。;2SO2 + O2 2SO3,（接触室）吸收塔：由于三氧化硫与水的反应放热大，形成酸雾，会降低吸收效率，因此改用98.3的浓硫酸来吸收，同时采取逆流原理。SO3 + H2O = H2SO4.（吸收塔） 尾气处理：因此尾气中仍然含有SO2气体，生产中常采用氨水吸收。SO2 + 2NH3H2O = (NH4)2SO3 + H2O,(NH4)2SO3 + SO2 + H2O = 2 NH4HSO3.4. 硫酸的用途：用于化肥、农药、医药、金属矿的处理等生产中4. 几种常见的硫酸盐（1）CaSO4:自然界中是石膏(CaSO42H2O)的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏(

21、2CaSO4H2O).用于各种模型和医疗的石膏绑带，水泥生产的原料之一。（2）BaSO4：重晶石，不容易被X射线透过，医疗上作为“钡餐”，也可作为白色颜料，可用于油漆、油墨、造纸、塑料、橡胶的原料及填充剂。(3)FeSO4：FeSO47H2O俗称绿矾，医疗上用于生产治贫血的药剂，工业上是生产净水剂和颜料的原料。四、氮及其化合物1、氮气的性质 （1）物理性质：无色无味的气体，难溶于水，是空气的主要成分。 通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气 放电条件下与氧气反应：N2 + O2 2NO, （2）化学性质： 与H2反应：N2 + 3H2 2NH3 (工业合成氨的主要反应,也是人工固氮的方法。）

22、自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。 与金属反应：3Mg + N2 Mg3N2 用途：合成氨、保护气2、NO性质 （1）物理性质：无色、有毒、不溶于水的气体 在空气中容易被氧化为NO2: （2）化学性质： 在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：4NO + 3O2 + 2H2O = 4HNO3. 不与碱作用生成盐 实验室制法：铜和稀硝酸 （3）制法： 工业制法：氨气和氧气制NO（氨的催化氧化）3、NO2的性质： (1)物理性质：红棕色、刺激性味有毒气体，溶于水 与水反应：3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO （2）化学性质： 有氧气的条件下：4NO2 + O2 + 2H

23、2O = 4HNO3 NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O (3)制法： 实验室制法：铜和浓硝酸 工业制法：NH3 NO NO24. NO、NO2的污染：大气中的氮的氧化物主要来源于汽车的尾气和工业生产的尾气的排放等，大气中的NO、NO2不仅可以形成酸雨，也能形成光化学烟雾，还能破坏臭氧层。因此要严格控制氮的氧化物的排放。5 氨气的性质 （1）物理性质：无色有刺激性味的气体，极易溶于水（1:700），易液化。 （2）分子结构：三角锥形极性分子 与水反应：NH3 + H2O NH3 H2O NH4+ + OH-,氨溶于水后，大部分

24、氨分子与水反应生成一水合氨分子，一小部分一水合氨分子电离成铵根和氢氧根，因此氨水显碱性。可用湿润的红色石蕊试纸来检验氨气的存在。 （3）化学性质：易与酸反应：NH3 + H+ = NH4+,可用浓盐酸来检验氨气的存在，有白烟现象 催化氧化：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O(是工业生产硝酸的基础反应)。另外，氨气可与氯气反应：3Cl2 + 2NH3 = N2 + 6HCl，氨气足够时：3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4 与Ag+作用：Ag+2NH3=Ag(NH3)2+ 络离子 使紫色石蕊试纸变蓝 氨气的实验室制法： 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2N

25、H3+ 2H2O。也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。（4）制法： 工业制法：N2+3H2=2NH3 干燥：不能用酸性干燥剂和CaCl2干燥(易形成CaCl2 .8NH3)（5）用途：工业原料（生产氮肥、硝酸、铵盐等），有机合成，致冷剂6硝酸的性质 （1）物理性质：纯的硝酸是无色，易挥发的液体，常见的浓硝酸浓度一般是69左右，浓硝酸久置变黄色，是因为硝酸见光分解产生的二氧化氮溶在其中。（2）化学性质：见光分解：4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O.酸的通性。但是金属与硝酸反应无氢气放出。 A常温下，浓硝酸能使Fe、Al钝化；强氧化性： B与金属反应：Cu + 4HNO3 (浓

26、)= Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O,3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O。 C与非金属反应：C + 4HNO3(浓) = CO2+ 4NO2+ 2H2O.另外：硝酸具有很强的腐蚀性。（3）硝酸的工业制法：流程：氨气的催化氧化NO进一步氧化生成NO2用水吸收生成硝酸。设备：氧化炉：4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O，进一步氧化：2NO + O2 = 2NO2.吸收塔：用水吸收：4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.尾气处理：在工业生产中，将尾气进行循环使用，处理后进行进一步氧化，再生产硝酸。(4)王水：1体积浓硝酸和3体积浓盐酸的混