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1、精品高考化学总复习资料doc碱金属（一）钠1.物理性质：银白色金属、硬度小、比水轻、熔点低、易传热、导电2.化学性质：（1）与氧气反应常温： 4Na + O 22Na2O点燃： 2Na + O 2Na2O2（ 2）与卤素、硫等非金属反应2Na + Cl 2 2NaCl2Na + S Na 2S（ 3）与水反应（加酚酞）： 现象：浮、熔、游、响、红。 表明：比水轻、反应放热、钠易熔化、反应激烈，生成H2 和碱。 实质：钠置换水中的氢（ 4）与酸反应：直接与 H +发生氧化还原反应（置换）（ 5）与盐反应： 水溶液：先与水反应，生成的碱再与盐发生复分解反应。24= Cu(OH ) 22422Na+

2、2H O+CuSO +NaSO +H 熔融：直接发生置换反应4Na+TiCl 4（熔融） Ti+4NaCl3.存在：只以化合态存在，以NaCl 为主，还有 Na2SO4、 Na2CO3、 NaNO 3 等4.保存：密封保存，通常保存在煤油中5.用途：制取 Na 2O2 等化合物，钠钾合金（常温下为液体）作原子反应堆导热剂，还原金属，用于电光源6. 制法： 2NaCl 2Na+Cl 27.钠在空气中放置发生的变化钠放置在空气中，首先被氧气氧化成NaOH ； NaOH 吸收空气中的水蒸气和Na2CO3。即其变化过程是Na2O； Na2O 进一步与空气中的水蒸气反应生成 CO2 生成碳酸钠晶体；碳酸

3、钠晶体会逐渐风化而成这里发生的反应有：4Na+O 2=2Na 2ONa2O+H 2O=2NaOH2Na+2H 2O=2NaOH+H 22NaOH+CO 2+9H 2O=Na 2CO3 10H2O Na2CO310H2 O=Na2 CO3+10H 2O（二）钠的氧化物1. Na 2O：白色，具有碱性氧化物的通性，不稳定，可继续氧化成Na2O22. Na 2O2 ：淡黄色固体 淡黄色，跟水反应放出O2 供氧剂、漂白剂。2Na2 O2+2H 2O=4NaOH+O 2 跟 CO2 反应放出 O2 供氧剂、漂白剂。2Na2 O2+2CO 2 2NaCO3+O 2（三）氢氧化钠1.俗名：烧碱、火碱、苛性钠

4、2.物理性质：白色固体、易溶于水且放热，有强腐蚀性，易潮解（可作干燥剂）3. 化学性质： 具有强碱通性；与羧酸、酚等酸性有机物反应； 提供碱性环境，使某些有机物发生反应，如卤代烃水解、消去反应，酯类水解，油脂皂化等4.制法： 电解食盐水法： 2NaCl+2H 2O2NaOH+Cl22 +H 石灰纯碱法： Ca(OH ) 2 +Na 2CO3 CaCO3 +2NaOH5.用途：用于肥皂、石油、造纸、纺织、印染等工业6.保存：（1）盛装烧碱的试剂瓶不能用玻璃塞，应该用橡胶塞。因为玻璃的主要成分是二氧化硅（ SiO2），二氧化硅是酸性氧化物，能与烧碱反应： 2NaOH+SiO 2Na 2SiO 3+

5、H 2O 生成有粘性的 Na2SiO 3，故不可用磨口玻璃塞，否则瓶塞与瓶口粘结在一起。（2）盛装烧碱的试剂瓶不能敞口存放。因为烧碱易潮解，易与空气中的二氧化碳反应而变质。（四）钠盐1.Na 2CO3：（1）物理性质：易溶于水的白色粉末（2）化学性质： 与酸反应放出 CO2，与 Ca(OH )2 反应生成 NaOH ； Na2CO 310H2O易风化，水解显碱性（3）用途：制玻璃、造纸、制皂、洗涤剂（4）制法：氨碱法（索尔维法）、侯氏制碱法2. NaHCO 3：（ 1）物理性质：易溶于水的白色细小晶体，溶解度比Na2CO3 小（相同温度下）（ 2）化学性质： 与酸反应放出CO+ =H 2O+C

6、O 22（剧烈） HCO 3 +H碳酸氢钠、碳酸钠分别与同浓度、同种酸作用时前者反应速率快 与 NaOH 反应生成 Na2CO3HCO3+OHCO322+H O 受热易分解2NaHCO3Na CO+H O+CO2322一般说来，碳酸和碳酸盐的热稳定性有下列规律： H 2CO3 MHCO 3 M 2CO3（ M 为碱金属） 同一主族元素（如碱金属元素）的碳酸盐：Li 2CO3 Na2CO3 K 2CO3Rb 2CO3 碱金属的碳酸盐碱土金属的碳酸盐过渡元素的碳酸盐。 水解显弱碱性CO32+H2OHCO 3+OH（3）用途：发酵粉、灭火剂、治胃酸过多2.Na 2SO4：（1）晶体 Na2 SO4

7、10H2O，俗名芒硝（2）用途：制玻璃、造纸、染色、纺织、制水玻璃、缓泻剂3.常见碳酸盐及碳酸氢盐溶解性规律（ 1）易溶于水的碳酸盐其溶解度大于相应碳酸氢盐。例： Na2CO3 溶解度大于 NaHCO 3的溶解度。（ 2）难溶于水的碳酸盐其溶解度小于相应碳酸氢盐。例： CaCO3 的溶解度小于Ca( HCO 3 ) 2 的溶解度。（五）碱金属元素 （ Li 、 Na、 K 、 Rb 、Cs）1.原子结构：（1）相似性：最外层均为 1 个电子（2）递变性：核电荷数依次增多，电子层数依次增多，原子半径依次增大2.元素性质：（ 1）相似性：均为活泼金属元素，最高正价均为+1 价（2）递变性：失电子能

8、力依次增强，金属性依次增强2.单质性质：（1）相似性：均具强还原性，均具轻、软、易熔的特点（2）递变性：还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小由锂到铯熔点逐渐降低， 与卤素单质等恰恰相反。 这是因为碱金属中存在金属键， 金属键随原子半径的增大而减弱。 卤素单质中存在分子间作用力， 分子间作用力随相对分子质量的增大而增强。4.化合物性质：（1）相似性：氢氧化物都是强碱（2）递变性：氢氧化物的碱性依次增强（六）焰色反应许多金属或它们的化合物在燃烧时火焰呈特殊的颜色， 这在化学上叫做焰色反应， 是一种物理变化，是元素的性质而不仅属化合物。钠是黄色；钾是紫色（透过蓝色钴玻璃）；钙是

9、砖红色。1. 焰色反应原理电子在原子核外不同的轨道上运动， 当其受热时， 处在能量较低轨道的电子会吸收能量从低能级跃迁到能量较高的轨道。 这些处于高能量轨道的电子不稳定， 又会跃迁到能量较低的轨道， 并释放出能量， 这些能量以一定波长的光的形式释放。 而且不同的元素产生不同波长的光，故此原理常用于光谱分析。 按此理论，任何元素的原子灼烧时都应呈现一定的焰色，但我们所说的焰色实际为可见光， 故只有部分金属元素才有特殊的焰色。 焰色反应指的是元素的性质，相应金属不管是离子还是单质灼烧时都会呈现其焰色。做焰色反应的实验时应注意： 火焰本身尽可能无色， 铂丝要洁净， 焰色反应鉴定物质的方法，一般是在其

10、他化学方法无效时才采用。2.焰色反应的操作步骤：铂丝放在酒精灯上灼烧至与铂的原来颜色相同； 蘸取待测溶液； 在酒精灯上灼烧，观察焰色； 用稀盐酸洗净铂丝，在酒精灯上灼烧。进行焰色反应之前， 灼烧铂丝是为了防止操作之前铂丝上的残留物对实验产生影响。 用盐酸洗铂丝灼烧可除去铂丝上的残留物对后面实验的干扰。 不用硫酸是由于盐酸盐比硫酸盐更易挥发，对实验的影响小。焰色反应所用铂丝昂贵，实验室常用光洁的铁丝、铬丝、钨丝等无焰色的金属代替。卤族元素一、卤族元素的“原子结构性质”的关系F原子结构上Cl原子最外层有 7 个电子易得 1 个电子，有强氧化性。的相同点Br核电荷数增加元素的非金属性依次减弱I原子结

11、构上 单质的氧化性依次减弱At电子层数递增的不同点的还原性依次增强原子半径增大对应离子 X结论：结构决定性质，性质反映结构。二、卤族元素的“性质制备”的关系卤族元素的化学性质活泼，所以在自然界中以化合态的形式存在。1、卤素单质的制备（ Cl 2）氧化还原法工业制法：电解饱和食盐水电解2NaCl 2H 2 O 2NaOH H 2 Cl 22NaCl 电解熔融 2Na Cl 2实验室制法：强氧化剂浓盐酸反应制取氯气：原理与装置： MnO 2 4 HCl ( 浓 ) 加热 MnCl 2 Cl 2 2H 2 O2、卤化氢的制备难挥发酸制挥发性酸NaCl (固) H 2 SO4 (浓 ) NaHSO4

12、HCl2NaCl(固) H 2SO4 (浓) 加热 Na2SO4 2HCl三、卤族元素的“一般特殊”的归纳卤族元素的单质及其化合物有许多共性，但也存在诸多特殊之处。（一）单质1、物理性质化学式F2Cl 2Br 2I2颜色淡黄绿色黄绿色深红棕色紫黑色状态气体气体液体固体密度逐渐增大熔沸点逐渐升高水溶液浅黄绿色橙色黄色CCl4 溶液黄绿色橙红色紫红色毒性剧毒有毒剧毒有毒Cl 2、 Br 2、 I2 在水中的溶解能力比较小，但较易溶于有机溶剂中，常见的有机溶剂有：汽油、苯、四氯化碳、酒精等。2、化学性质（主要体现强氧化性）与金属反应： Fe、 Cu 等，但由于氧化能力不同，产物不完全相同2Fe 3C

13、l 2 点燃 2FeCl 3 、 2Fe 3Br2 加热 2FeBr3 、 Fe I 2 FeI 2与非金属反应： H 2、P 等都可以与氢化合生成相应的氢化物 HX ，但卤族元素按原子序数递增的顺序从上至下，与氢化合的难易程度逐渐增大， 产生的气态氢化物的稳定性逐渐减弱， 其水溶液的酸性逐渐增强。与水作用：2 F 22H 2O4HFO 2X 2H 2O HXHXO （ X Cl 、 Br 、 I ）与碱作用：X 22 NaOH NaXNaXOH 2 O漂白粉的制备，成分及漂白原理：氯气通入石灰乳中：2Cl 2 2Ca (OH ) 2 CaCl 2 Ca (ClO ) 2 2 H 2 O主要成

14、分：Ca (ClO )2 、 CaCl 2 ，有效成分：Ca(ClO ) 2漂白原理：Ca (ClO ) 2CO 2H 2 O CaCO 32HClO与 Fe2 、SO2、 Na2SO3、 Na2S 等还原性物质反应，如：X 2 SO2 2H2O H 2SO4 2HX ；2Fe2 Cl 2 2Cl 2Fe3 ，但：可 Fe3 氧化 I ： 2Fe3 I 222I 2Fe与有机物发生加成、取代反应等。注意反应条件、反应产物。CH 4光CH3Cl HCl ； C6 H 6 Br2FeC 6 H 5 Br HBrCl 2CH 2CH 2Br2CH 2 BrCH 2 Br卤素单质间的相互置换（二）化合

15、物：1、卤化氢：卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，易溶于水，易挥发与空气中水蒸气结合形成白雾。 HF 有剧毒，能腐蚀玻璃： 4HF SiO2 SiF4 2H 2 O性质比较：热稳定性： HFHCl HBr HI酸性： HF （弱） HCl HBr HI还原性： HF HCl HBr HI2、卤化银卤化银AgFAgClAgBrAgI水溶性可溶难溶颜色白色浅黄色黄色性质感光性，例：2AgBr光 2Ag Br2用途制作感光材料胶卷人工降雨3、卤离子的检验：用硝酸酸化的硝酸银溶液，观察产生沉淀的颜色。若有 CO32、SO32 、SO42 等离子干扰，应先加入足量的硝酸钡溶液，取上层清液继续实验。四、卤

16、族元素及其重要化合物间的转化关系说明：1、新制氯水的成分：含有Cl 2、 H2O 和 HClO 以及 Cl 、 ClO 、H 及极少量的 OH 。久置氯水中由于 HClO 分解为 HCl 和 O2，因此，久置氯水相当于稀盐酸。液氯属于纯净物，它具有氯气的性质，不具有漂白性，而氯水属于混合物，它既具有盐酸的性质，又具有氯气和次氯酸的性质，有很强的氧化性和漂白性。氯水与石蕊试液时先变红再褪色（氯水显酸性， 使紫色石蕊试液变红，次氯酸有强氧化性，使有色物质氧化而褪色）氯水遇湿润淀粉 KI试纸先变蓝再褪色，是由于氯气氧化I 制得单质 I2，当氯气过量时，继续氧化单质碘，生成无色的IO 3。2、在不同条

17、件下，新制氯水溶液中起作用的物质（或微粒）有所不同。抓住诸因素对平衡： Cl 2 H2O HCl HClO 的影响，合理解释某些具体问题：集 Cl 2，也可以用排饱和食盐水的方法除去Cl 2 中的杂质 HCl ；当加入浓盐酸时， c（ Cl ）和 c（ H ）都增大，平衡左移，因此，可用氯酸盐和次氯酸盐与浓盐酸反应制取或测漂白粉中的“有效氯”，当加入）CaCO3 和 Na 2CO3 时， c（ H减少，平衡右移，可使氯水中的c（ HClO ）增大，增强漂白效果；当加入碱溶液时，溶液中c（ HClO ）和 c（ H）都减少，平衡右移，实验室常用浓碱液来吸收未反应完的 Cl 2，防止环境污染；氯水

18、光照后， 因 HClO 见光分解， 平衡右移， 故新制氯水须避光保存， 且须现做现配，而久置的氯水就是盐酸。3、关于 NO2 和 Br 2 的鉴别：不能用 KI ，要用硝酸银溶液；不能用 pH 试纸，可用浓氨水；不能用 NaOH 或水，可用 CCl 4 等有机溶剂。4、当溶液中存在多种还原性物质时，加入氧化剂，还原性强的物质应先被氧化。如：在 FeBr2 溶液中通入少量Cl 2气体： Cl 22Fe 22Cl2Fe3在 FeBr2 溶液中通入足量Cl 2气体： 2Fe 24Br3Cl 22Fe 32Br2 6Cl在 FeI2 溶液中加入少量溴水：Br 22I2BrI 2在 FeI2 溶液中加入

19、足量溴水：2Fe24I3Br22Fe 32I 26Br5、使溴水褪色的物质有：H 2S、SO2 、Fe2 、I 等；能与溴水因萃取作用而使溴水褪色的物质：苯、 CCl 4、直馏汽油等有机溶剂；能与溴水发生氧化还原反应的还原性无机化合物：发生氧化还原反应的还原性有机化合物：含有醛基的化合物等；能与溴水发生反应的金属，如： Na、 Mg 、Al 等；能与溴水发生加成反应的不饱和有机化合物；能与溴水反应的碱性物质，如： NaOH 、Na2CO3 等。6、氯气的制取：装置适用于：固体（或液体）和液体反应；在实验前必须检查装置的气密性：在装入药品前，小火加热，看烧杯中导管口是否有气泡冒出。产生气体后，由

20、于气体中可能含有挥发出的 HCl 和水蒸气，欲得到纯净干燥的氯气，防止环境污染，可采用如下的方法处理：除杂： Cl 2（ HCl ）：饱和食盐水干燥：浓硫酸、 P2O5（ s）、无水 CaCl 2 等收集：向上排空气法、排饱和食盐水法检验是否集满：湿润的淀粉 KI 试纸（变蓝色）或湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色）尾气处理：碱液吸收（常用NaOH 溶液）7、在制取 HBr 和 HI 气体时，由于浓硫酸可将Br 、I 氧化，所以不能用浓硫酸和NaBr 、NaI 反应制备 HBr 、 HI 。应用难挥发的浓磷酸代替浓硫酸。8、特殊性质归纳：常温下溴是唯一的液态非金属单质，极易挥发，保存时用水封；碘

21、易升华，碘单质 遇淀粉变蓝。碘单质与铁反应生成FeI2； CaCl2、 CaBr 2 溶于水，但 CaF2（俗称萤石）不溶于水； F2 和水剧烈反应，所以F2 不能将溶液中的Cl 、 Br、 I氧化，将 F2 通入某溶液中，应先考虑它和水的反应，再考虑生成的HF 能否和溶液中的其它成分反应；卤素单质中，只有 F2可与稀有气体反应；卤化氢的水溶液中只有氢氟酸是弱酸，但它能腐蚀玻璃，只能保存在塑料瓶中。9、“类卤素”如（ CN ） 2、（ SCN） 2、（ OCN ） 2 以及卤素互化物如 IBr 、BrCl 3 等性质与卤素单质的氧化性、与碱溶液反应生成卤化物和次卤酸盐、与 Ag 结合的生成物的

22、难溶性等性质相似， 但由于上述物质不是由一种元素组成，其组成元素的化合价有差别， 以致在参加化学反应时价态的变化与卤素单质不完全相同。氧族元素一）氧族元素（ O、 S、 Se、 Te）1.氧族元素性质的相似性和递变性（1）相似性： 氧族元素原子结构最外层都为6 个电子，均为典型非金属元素（钋Po 除外） 最高正价为 +6，负价为 2 均可形成气态氢化物H 2R 最高价氧化物（ RO3）对应水化物均为 H 2RO4，其水溶液呈酸性（氧O 除外）（ 2）递变性 周期表中从上到下OSSeTe ，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，氧化性逐渐减弱OSSeTe ，与 H2 化合能力逐渐减弱，生成的气态氢

23、化物的稳定性逐渐减弱，即稳定性 H 2OH 2SH 2Se H2Te 最高价氧化物对应水化物的水溶液酸性逐渐减弱。（二）氧气（ O2）1.分子组成和结构：氧分子是由两个氧原子通过非极性共价键结合成非极性分子；固态时为分子晶体。2.物理性质：氧气是无色、无嗅的气体，密度比空气大，微溶于水、沸点-183、熔点218。3.化学性质：具有强的氧化性（1）与金属发生反应：点燃2Na O2 Na 2O 2点燃2Mg O 2 2MgO点燃3Fe+2O2（纯） Fe3O4（ 2）与非金属发生反应：点燃2H2O2 2H2O点燃N2O2 2NO点燃S O2 SO2点燃2H2S 3O2 2SO 2 2H2O点燃4F

24、eS2 11O 2 2Fe2O3 8SO24.制法：2KMnO 4 K 2MnO 4 MnO 2 O2工业制法：从液化空气中分离出 O2（蒸馏原理）5.用途：液氧为高能燃料，制炸药、制氧炔焰焊接或切割金属，医疗等方面都有重要用途。（三）臭氧（ O3）1.同素异形体：同一种元素形成的几种性质不同的单质。2. 物理性质：特殊臭味的淡蓝色气体。比氧气易溶于水。熔点 251，沸点 112.4。3.化学性质：不稳定，强氧化性。（1）易分解（高温迅速）生成O2（2）跟银、汞反应生成 Ag 2O、 HgO4.用途：强氧化剂、脱色剂和消毒剂。臭氧层对人类和生物的保护。5. 制法： 3O2 2O 3（四）过氧化

25、氢1.物理性质：无色粘稠液体，弱酸性。俗称双氧水，常见为30。2.化学性质：良好的氧化还原性，易分解（MnO 2 有催化作用）放出 O23.用途：氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂，实验室制取氧气。（五）硫1. 分子组成和结构：硫分子是由多个硫原子构成 Sx 单质，硫单质为分子晶体。2.物理性质：硫单质为淡黄色晶体，密度为水的两倍，难溶于水、微溶于乙醇、易溶于 CS2，熔点112.8，沸点 444.6。3.化学性质：硫既具有氧化性，又具有还原性。（ 1）与金属发生反应：点燃 点燃CuS Cu2S Fe S FeS（ 2）与非金属发生反应点燃S O2 SO2（S 表现还原性）（ 3）与化合物反应Na

26、2SO3 S Na 2S2O3（ S 表现还原性）6KOH 3S=2K 2S K 2SO3 3H 2O（ S 既表现氧化性，又表现还原性）（ 4）与氧化性酸浓 HNO 3、浓 H2SO4 发生反应S 6HNO 3（浓） H2SO4+6NO2 +2HO（ S 表现还原性）S 2H 2SO4（浓） 3SO2 +2HO（ S 表现还原性）（5）硫单质、氧气、氯气氧化性比较：氧化性： O2 Cl 2SO2 4HCl=2Cl 22H 2O（氧化性： O2 Cl 2）点燃2H2S O2（不足） 2S 2H2 O（氧化性： O2 S）H2S Cl 2=2HCl S（氧化性： Cl 2 S）4.用途：硫单质制硫酸，做橡胶制品的硫化剂，制黑火药、火柴、农药等。（六）硫化氢 (H 2S)1.分子组成和结构：硫化氢分子是由一个硫原子和两个氢原子，通过极性共价键结合成折线型的极性分子；固态时为分子晶体。2.物理性质：硫化氢是无色、带有腐蛋气味、剧毒的气体，密度比空气略大，可溶于水（常温下12.6），其水溶液叫氢硫酸。