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高考化学基础复习知识点总结:元素及其化合物.doc

上传人:tkhy51908 文档编号:6313282 上传时间:2019-04-06 格式:DOC 页数:9 大小:111.50KB
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资源描述

1、1元素及其化合物1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分,是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体,其信息量大,反应复杂,常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。2、 注意处理好两个关系,必须先处理好元素化合物知识的内部关系,方法是:“抓重点,理关系,用规律,全考虑” 。 抓重点:以每族典型元素为代表,以化学性质为抓手,依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识,做到牵一发而动全身 理关系:依据知识内在联系,按单质氧化物氧化物的水化物盐的顺序,将零碎的知识编织成网络,建立起完整的知识结构,做到滴水不漏 用规律:用好化学反应特有的规律,如以强置弱

2、等规律,弄清物质间相互反应。 全考虑:将元素化合物作为一个整体、一个系统理解,从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系,采取的方法是“分析与综合、抽象与具体” 。 分析:将综合试题拆分思考。 综合:将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 抽象:在分析综合基础上,提取相关信息。 具体:将提取出的信息具体化,衔接到综合试题中,从而完整解题。(一) 元素非金属性的强弱规律常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下:F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。元素非金属性与非金属单质活泼性的区别:元

3、素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力,影响其强弱的结构因素有:原子半径:原子半径越小,吸引电子能力越强;核电荷数:核电荷数越大,吸引电子能力越强;最外层电子数:同周期元素,最外层电子越多,吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子,原子是以强列的共价键相结合(如 N N 等) ,当参加化学反应时,必须消耗很大的能量才能形成原子,表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。2非金属性强弱的判断依据及其应用元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数,题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。(3) 非金属单质与 H

4、2化合的条件及难易程度;(4) 氢化物的稳定性;(5) 最高价氧化物对应水化物的酸性;(6) 非金属间的置换反应;(7) 非金属单质对应阴离子的还原性;(8) 与变价金属反应时,金属所呈现的化合价;(9) 元素在化合物中化合价的相对高低(如在 HClO 中,氯元素显正价,氧元素显负价,则说明氧的非金属性比氯强)等。(二)卤族元素1、卤族元素主要性质的递变性(从 FI)单质颜色逐渐变深,熔沸点升高,水中溶解性逐渐减小;元素非金属性减弱,单质氧化性减弱,卤离子还原性增强;与 H2化合,与 H2O 反应由易到难;气态氢化物稳定性减弱,还原性增强,水溶液酸性增强;最高价氧化物的水化物酸性减弱;前面元素

5、的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。2、卤化氢均为无色有刺激性气味的气体,极易溶于水,在空气中形成酸雾。氟化氢(HF):很稳定,高温极难分解,其水溶液是氢氟酸,弱酸,有剧毒,能腐蚀玻璃。氯化氢(HCl):稳定,在 1000以上少量分解,其水溶液为氢氯酸,俗称盐酸,强酸溴化氢(HBr):较不稳定,加热时少量分解,其水溶液为氢溴酸,酸性比盐酸强,HBr还原性比 HCl 强,遇浓硫酸被氧化为单质溴(Br 2) 。碘化氢(HI):很不稳定,受热分解,其水溶液为氢碘酸,酸性比氢溴酸强,HI 是强还原剂,遇浓硫酸易被氧化为单质硫。3、卤素及其化合物主要特性氟及其化合物的特殊性质3 卤素单质 Cl2

6、、Br 2、I 2与 H2化合都需要一定条件,惟独 F2在黑暗处就可与 H2化合爆炸。 卤素单质 Cl2、Br 2、I 2与水反应的通式为:X 2 H 2O HXHXO(I 2与水反应极弱) ,但 F2与 H2O 反应却是:2F 22H 2O 4HFO 2 氟无正价,其他都有正价 HF 有毒,其水溶液为弱酸,其他氢卤酸为强酸,HF 能腐蚀玻璃; CaF2不溶于水,AgF 易溶于水,氟可与某些稀有气体元素形成化合物。溴的特性溴在常温下为红棕色液体(惟一的液态非金属单质) ,极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气,因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处,并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡

7、皮塞(腐蚀橡胶) 。碘是紫黑色固体,具有金属光泽,易升华(常用于分离提纯碘) ,遇淀粉变蓝色(常用来检验碘的存在) ,碘的氧化性较其他卤素弱,与变价金属铁反应生成 FeI2而不是 FeI3。(三)氧族元素1、氧族元素的相似性和递变性最外层均为 6 个电子,电子层数依次增加,次外层 O 为 2 个,S 为 8 个,Se、Te 均为 18 个电子。氧通常显2 价,硫、硒、碲常见的化合物为:2 价、4 价、6 价,都能与多数金属反应。氧化物有两种 RO2和 RO3,其对应水化物 H2RO3、H 2RO4均为含氧酸,具有酸的通性。它们的氢化物除 H2O 外,其余的 H2S、H 2Se、H 2Te 均为

8、气体,有恶臭、有毒,溶于水形成无氧酸,都具有还原性。核电荷数增加,电子层数依次增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子得电子能力逐渐减弱,而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态,熔沸点也依次升高,非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱,气态氢化物的稳定性逐渐减弱,还原性逐渐增强。2、硫酸根离子的检验值得注意的是,检验 SO42 时会受到许多离子的干扰。Ag 干扰:用 BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止 Ag 干扰,因为 Ag Cl AgCl 。CO 32 、SO 32 、PO 43 干扰:因为 BaCO3、BaSO 3、Ba 3(PO4)

9、2也是白色沉淀。与 BaSO4白色沉淀所不同的是,这些沉淀溶于强酸中。因此检验 SO42时,必须用酸酸化。如:BaCO 32H H2OCO 2Ba 2 但不能用硝酸酸化,同理所用钡盐也不能是4Ba(NO3)2溶液,因为在酸性条件下 SO32 、HSO 3、SO 2等会被溶液中的 NO3氧化为 SO42 ,从而可使检验得出错误的结论。为此,检验 SO42 离子的正确操作为:被检液 加 足 量 的 盐 酸 酸 化 取清液 滴 加 BaCl2溶 液 有无白色沉淀(有无 SO42 )由此可见,浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性,但产生氧化性的原因是不同的,因此其氧化能力也有强与弱的差别,被还原产物也不相同。(

10、四)氮族元素1、一氧化氮和二氧化氮一氧化氮:无色气体,难溶于水,有很大毒性,在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NOO 2 2NO2二氧化氮:有刺激性气味的红棕色气体,溶于水生成硝酸和一氧化氮。3NO2H 2O 2HNO3NO 4NO 2 N2O4(无色)注意:关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。 NO2或 NO2与 N2(或非 O2)的混合气体溶于水时可依据:3NO 2H 2O 2HNO3NO 利用气体体积变化差值进行计算。 NO2和 O2的混合气体溶于水时,由 4NO22H 2OO 2 4HNO3 可知,当体积比为4:1,恰好完全反应 V(NO2):V(O 2) 4:1,NO 2过量,剩

11、余气体为 NO4:1,O 2过量,乘余气体为 O2 NO 和 O2同时通入水中时,其反应是:2NOO 2 2NO2 ,3NO 2H 2O 2HNO3NO ,总反应式为:4NO2H 2O3O 2 4HNO3 当体积比为4:3,恰好完全反应 V(NO):V(O 2) 4:3,NO 过量,剩余气体为 NO4:3,O 2过量,乘余气体为 O2NO、NO 2、O 2三种混合气体通入水中,可先按求出 NO2与 H2O 反应生成的 NO 的体积,再加上原混合气体中的 NO 的体积即为 NO 的总体积,再按方法进行计算。2、硝酸的化学性质HNO 3具有酸的通性。 HNO3具有强氧化性,表现在能与多数金属、非金

12、属、某些还原性化合物起反应。要注5意,由于硝酸氧化性很强,任何金属与硝酸反应都不能放出氢气,在与不活泼金属如Cu、Ag 等反应时,浓硝酸还原产物为 NO2,稀硝酸还原产物为 NO, (但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强) ; 在溶液中 NO3几乎与所有离子能大量共存,但注意,当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液,具有还原性的某些离子则不能与其大量共存,如 NO3、H 、Fe 2 中任意两者能大量共存,但三者则不能大量共存。即:NO 3 在中性或碱性溶液中不表现氧化性,而在酸性溶液中表现强氧化性。3、氨气的实验室制法反应原理:2NH 4ClCa(OH) 2 CaCl22NH 32H 2O 不能用 Na

13、OH 代替 Ca(OH)2,因为 NaOH 吸湿后容易结块,产生的气体不易逸出,并且 NaOH 对玻璃有强烈的腐蚀作用。装置:制 NH3的气体发生装置与制 O2、CH 4的相同。干燥氨气不能选用浓 H2SO4、P 2O5,也不能选用无水 CaCl2,应选用碱石灰。收集 NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花(防止空气进入试管,以保证收集的 NH3比较纯净) 。检验:a、用湿润的红色石蕊试纸(变蓝) ;b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口(白烟) 。实验室还常根据浓氨水的强挥发性,向浓氨水中加入 NaOH 或 CaO 得到氨气。NaOH 或 CaO 的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高,二者都能

14、减少氨气的溶解。(五)碳族元素1、碳族元素性质的相似性和递变性2、碳酸正盐与酸式盐性质比较在水中溶解性:正盐除 K 、Na 、NH 4 等易溶于水外,其余都难溶于水;而只要存在的酸式盐都易溶于水。一般来说,在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大,如 CaCO3难溶于水,Ca(HCO 3)2易溶于水,但也有例外,如 NaHCO3溶解度比 Na2CO3小。热稳定性:正盐中除 K 、Na 等受热难分解外,其余受热易分解;酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO 3)2 CaCO3CO 2H 2O一般来说,热稳定性大小顺序为:正盐酸式盐多元盐(盐的阳离子相同,成盐的酸相同) 。可溶性正盐、酸式

15、盐都能发生水解,但相同阳离子的相同浓度时溶液中 CO32 的水解程度比 HCO3 大6都能与酸作用,但相同条件放出 CO2的速率酸式盐比正盐快。(六)碱金属1、碱金属性质递变规律结构决定性质,由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性,所以其化学性质也具有相似性和递变性。相似性:a、都能与氧气等非金属反应b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气c、均为强还原剂。递变规律(锂铯)a、 与氧气反应越来越剧烈,产物结构越来越复杂b、 与水反应剧烈程度依次增强c、 还原性依次增强,金属性依次增强2、NaOH 的性质物理性质:俗名苛性钠、火碱、烧碱,是一种白色固体,极易潮解;有强烈的腐蚀性,能腐蚀磨口玻璃瓶,使瓶

16、口与瓶塞粘结。化学性质a、 与酸碱指示剂作用,使紫色的石蕊溶液变蓝,无色的酚酞变红。b、 与酸性氧化物作用,生成盐和水c、 与酸作用,生成盐和水d、 与盐作用,生成新碱和新盐。 (要满足复分解反应发生的条件,同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的碱和盐)e、 与一些单质的反应2Al2NaOH2H 2O 2NaAlO23H 2Cl22NaOH NaClONaClH 2OSi2NaOHH 2O Na2SiO32H 2制法:2NaCl2H 2O 电 解 2NaOHH 2Cl 2Na2CO3Ca(OH) 2 CaCO32NaOH7(七)几种重要的金属1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应现象及图象分析 N

17、aAlO2l23AlC3l l(H)3C 2 或 l2或 Fe电 解 , 冰 晶 石 向 AlCl3溶液中滴加 NaOH 溶液直至过量,如图所示。 现象:白色沉淀逐渐增多达最大值,继续加 NaOH 溶液沉淀逐渐溶解,直至完全消失。Al3 3OH Al(OH)3Al(OH)3OH AlO2 2H 2O向 NaOH 溶液中滴加 AlCl3溶液直至过量,如下图所示。现象:开始时无沉淀,接着产生沉淀。达最大值后不增减。Al3 4OH AlO2 2H 2O3AlO2 Al 3 6H 2O 4 Al(OH)3向 NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量,如图所示。现象:先有白色沉淀后完全消失。AlO2 H H

18、2O Al(OH)3Al(OH)33H Al3 3H 2O向盐酸溶液中滴加 NaAlO2溶液,直至过量,如图所示。现象:开始无沉淀,接着产生白色沉淀。AlO2 4H Al3 2H 2O3AlO2 Al 3 6H 2O 4 Al(OH)34n34nNaOH(mol)Al()3 ol4n34nNaOH(mol)Al()3 oln4nNaOH(ml)Al()3 olAlCl3HCl82、镁及其化合物间的相互转化关系3、镁和铝的氧化物比较4、Fe 2 与 Fe3 的相互转化Fe 2 的还原性:2Fe2 Cl 2 2Fe3 2Cl 4Fe(OH)2O 22H 2O 4Fe(OH)212Fe2 3O 26

19、H 2O 4Fe(OH)38Fe 3 (Fe 2 露置空气中,易被氧化)酸性条件下:4Fe2 O 24H 4 Fe3 2H 2O4Fe2 H 2O22H 2 Fe3 2H 2O5Fe2 MnO 4 8H 5 Fe3 4H 2OMn 2Fe 3 强氧化性一般氧化性:Cu 2 Fe 3 Ag Cl2Br 2Fe 3 I 2SO 2S2Fe3 Cu 2 Fe2 Cu 22Fe3 Fe 3 Fe22Fe3 2I 2 Fe2 I 2 2Fe3 H 2S 2 Fe2 S2 H Fe3 水解显酸性:2Fe3 3H 2O Fe(OH)33H MgO Al2O3物质类型 碱性氧化物 两性氧化物物理性质 白色粉末

20、,熔点高(2800) 白色固体,熔点高(2045)跟水反应缓慢溶解于水生成 Mg(OH)2MgOH 2O Mg(OH)2难溶于水跟酸反应 MgO2H Mg2 H 2O Al2O3 +6H 2A l 3 3H 2O化学性质 跟碱反应 不反应 Al2O3 +2OH 2A O2 3H 2ONaAlO29所以配制 FeSO4溶液时常加入少量铁粉(或铁钉)防止氧化,配制 Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4,抑制水解。5、金属冶炼的反应原理及方法绝大部分金属在自然界中以化合态存在,金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。由于金属的化学活泼性不同,金属离子得到电子还原成金

21、属的能力也就不同 ,按金属活泼顺序对应金属阳离子氧化性 K Ag 逐渐增强,金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法:热分解法:适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如:2HgO 2HgO 2 2Ag 2O 4AgO 2热还原法,用还原剂(CO、C、H 2、Al 等)还原金属氧化物,适合于金属活泼性介于ZnCu 之间的大多数金属的冶炼。如Fe2O33CO 高 温 2Fe3CO 22AlCr 2O3 高 温 2CrAl 2O3WO33H 2 高 温 W3H 2O电解法:适合冶炼金属活泼性很强的金属(一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属) 。如:2Al2O3 电 解 2Al3O 2MgCl2(熔融) 电 解 MgCl 2

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