高中化学元素知识点.docx
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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==2Na2O2Na+O2Na2O2
2Na+Cl2==2NaCl
二、知识点归纳
（一）钠的化合物
⑴钠的重要化合物
⑵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
白色固体
淡黄色固体
与H2O反应
Na2O+H2O==2NaOH
2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑
与CO2反应
Na2O+CO2==Na2CO3
Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2
与酸反应
Na2O+2HCl==2NaCl+H2O
2Na2O2+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
⑶碳酸钠与碳酸氢钠的比较
Na2CO3
NaHCO3
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
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
与酸反应
CO32-+2H+==CO2↑+H2O
H++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-==CaCO3↓
2HCO3-（过量）+2OH-+Ca2+==CO32-+2H2O+CaCO3↓
相互转化
CO32-+CO2+H2O==2HCO3-
NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O
2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O
（二）铝及其重要化合物的性质
⑴位置和原子结构示意图：
第3周期第ⅢA族。
⑵物理性质：
密度小熔点较低，硬度较小，银白色金属；
⑶化学性质
①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+3O2
2Al2O32Al+3S
Al2S3
②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）
③跟非氧化性酸的反应
2Al+6H+==2Al3++3H2↑（常温下，在浓H2SO4、浓HNO3中钝化）
④跟碱反应
2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2+3H2↑
⑤与某些金属氧化物反应——铝热反应Fe2O3+Al2Fe+Al2O3
⑷铝的化合物
化学式
Al2O3
Al（OH）3
属类
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++3H2O
Al（OH）3+3H+==Al3++3H2O
与碱反应
Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O
Al（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+3H2O
Al3++3NH3·H2O==Al（OH）3↓+3NH4+Al3++2AlO2—+3H2O==2Al（OH）3↓
（三）Fe的性质
⑴周期表中的位置
位于第4周期第Ⅷ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。
⑵Fe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）+O22FeO（黑色，该反应在炼钢过程中发生）
4Fe+3O22Fe2O3（红棕色）
生成Fe3O4的反应还有：
3Fe+4H2O（g）Fe3O4+4H2
⑶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Fe2O3·nH2O。
（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。
）
⑷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＋NO↑＋2H2O
铁粉过量：
3Fe＋8HNO3（稀）＝3Fe（NO3）2＋2NO↑＋4H2O
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：
ρ（Fe）>ρ（Na）硬度：
Fe>Na熔沸点：
Fe>Na
化学性质
都能跟氧气、水等反应
钠更易与氧气、与水等反应
⑸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＋H2O
Fe2O3＋6HCl==2FeCl3＋3H2O
Fe3O4＋8HCl==2FeCl3＋FeCl2＋4H2O
与强氧化性酸反应
FeO＋4HNO3（浓）==Fe（NO3）3＋NO2↑＋2H2O
Fe2O3＋6HNO3==2Fe（NO3）3＋3H2O
Fe3O4＋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＋3H2O
Fe（OH）2＋2HCl==FeCl2＋2H2O
其他性质
有氧化性（较稳定）
有还原性（不稳定）
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↓
①驱氧法：
如用同煮沸过的NaOH溶液和亚铁盐溶液。
②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。
③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。
⑺盐
①Fe、Fe2+、Fe3+的相互转化：
铁三角（Fe
Fe2+
Fe3+）
②Fe2+和Fe3+鉴别
Fe2+
Fe3+
水溶液颜色
浅绿
棕黄
加入NaOH
Fe2++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KSCN
Fe2++2SCN-
Fe（SCN）2无色
Fe3++SCN-
[Fe（SCN）]2+血红色
通入Cl2
2Fe2++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）
2Na＋Cl2
2NaCl（白烟）
A.与金属反应
Cu＋Cl2
CuCl2（棕黄色烟，与变价金属反应生成高价金属）
2Fe＋3Cl2
2FeCl3（产生棕色的烟,常温下不与干燥氯气反应）
H2＋Cl2
2HCl白雾，发生爆炸
H2＋Cl2
2HCl（苍白色火焰，HCl工业制法）
1.氯气的B.与非金属反应：
2P＋3Cl2
2PCl3（白烟）白色烟雾
化学性质2P＋5Cl2
2PCl5（白雾）
C.与水反应：
Cl2＋H2O
HCl＋HClO氯气的水溶液叫氯水
4.化学性质：
①Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O（制漂白液，制氯气尾气处理）
D.与碱反应②2Cl2＋2Ca（OH）2=Ca（ClO）2＋CaCl2＋2H2O（工业制漂白粉制法）
2FeCl2＋Cl2=2FeCl3（溶液由浅绿色变为黄色）
2KI＋Cl2=2KCl+I2湿润的淀粉KI试纸变蓝,用于氯气的检验
E.氧化性：
SO2＋Cl2＋2H2O=2HCl+H2SO4（除废水中的氯）
①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：
②装置组成：
发生装置---收集装置---吸收装置
制法：
③实验步骤：
检密—装药—固定—加热—收集
④收集方法：
向上排空气法（或排饱和食盐水法）
⑤检验方法:
用湿润的KI淀粉试纸置于瓶瓶口观察是否变蓝。
⑥净化装置：
用饱和食盐水除去HCl，用浓硫酸干燥
⑦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、HClO
2.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）
①弱酸性；一元弱酸，比H2CO3弱
基本性质②不稳定；2HClO=2HCl+O2↑
③强氧化性；杀菌能力，故氯水可用作自来水消毒。
④漂白性；使色布、品红溶液等褪色。
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Cl－
HClO（少量ClO－）
红纸
褪色
氯水有漂白作用
Cl2
闻气味
刺激性气味
含Cl2
H2O
无水硫酸铜
蓝色晶体
含H2O
性质
：
:
漂白剂
HClO
Na2O2（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）2＋CO2＋H2O=CaCO3↓＋2HClO；
漂白粉溶液中加酸能能提高漂白性；Ca（ClO）2＋2HCl（稀）=CaCl2＋2HClO；
漂白粉变质原因：
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
①存在B.少量游离态：
――天然硫（火山口附近）
②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
SO2H2+S
H2S
硫:
B.与金属反应：
2Na+S==Na2S,Fe+S
FeS,2Cu+S
Cu2S
③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浓硫酸反应：
S+2H2SO4（浓）
3SO2+2H2O。
④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。
①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,
SO2②氧化性：
SO2+2H2S==3S+2H2O;
B.化学性质：
③还原性：
2SO2+O2
2SO3,SO2+Cl2+H2O==H2SO4+2HCl
（以还原性为主，与O2\Cl2\NO2\Br2水、酸性高锰酸钾反应）
④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
⑴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”
①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。
⑵化学性质：
②浓硫酸的特性c氧化性：
常温下，能使Fe、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。
⑶.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）
④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+2NH3·H2O==（NH4）2SO3+H2O,（NH4）2SO3+SO2+H2O==2NH4HSO3.
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（CaSO4·2H2O）的形式存在，加热到150时会失去部分结晶水，生成熟石膏（2CaSO4·H2O）.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：
FeSO4·7H2O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。
①通常情况氮气的性质比较稳定，常用作保护气
②放电条件下与氧气反应：
N2+O2
2NO,
（2）化学性质：
③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。
）
自然固氮主要是雷雨和豆科植物的根瘤菌的固氮。
④与金属反应：
3Mg+N2
Mg3N2
⑶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
①在空气中容易被氧化为NO2:
（2）化学性质：
②在有氧气的条件下,NO和O2混合气被水吸收：
4NO+3O2+2H2O==4HNO3.
③不与碱作用生成盐
①实验室制法：
铜和稀硝酸
（3）制法：
②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
①与水反应：
3NO2+2H2O==2HNO3+NO
（2）化学性质：
②有氧气的条件下：
4NO2+O2+2H2O==4HNO3
③NO和NO2的混和气体也可以被碱液吸收：
NO+NO2+2NaOH==2NaNO2+H2O
④
（3）制法：
实验室制法：
铜和浓硝酸
工业制法：
NH3NONO2
4.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
①与水反应：
NH3+H2O
NH3H2O
NH4++OH-,氨溶于水后，大部分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：
②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
③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
④与Ag+作用：
Ag++2NH3===[Ag（NH3）2]+络离子
⑤使紫色石蕊试纸变蓝
①氨气的实验室制法：
2NH4Cl+Ca（OH）2==CaCl2+2NH3↑+2H2O。
也可用向浓氨水中加CaO或NaOH固体制氨气。
（4）制法：
②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：
①见光分解：
4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O.
②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；
③强氧化性：
B．与金属反应：
Cu+4HNO3（浓）==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：
①氧化炉：
4NH3+5O2
4NO+6H2O，进一步氧化：
2NO+O2==2NO2.
②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
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