高三化学总复习:元素及其化合物知识点.doc
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高三化学总复习·元素及其化合物知识点
(一)元素非金属性的强弱规律
⑴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。
⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别:
元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:
①原子半径:
原子半径越小,吸引电子能力越强;②核电荷数:
核电荷数越大,吸引电子能力越强;③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NN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。
⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
◎非金属单质与H2化合的条件及难易程度;◎氢化物的稳定性;
◎最高价氧化物对应水化物的酸性;◎非金属间的置换反应;
◎非金属单质对应阴离子的还原性;◎与变价金属反应时,金属所呈现的化合价;
◎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.
(1)卤族元素物理性质的递变性
颜色
状态
熔、沸点
密度
溶解性
水
有机溶剂
均易溶于有机溶剂
F2
Cl2
Br2
I2
淡黄绿色
黄绿色
深红棕色
紫黑色
气态
气态
液体(易挥发)
固体(升华)
小
大
低
高
剧烈反应
淡黄绿色
黄→橙色
黄→褐色
剧烈反应
黄绿色
橙→橙红
紫→红
⑵元素非金属性减弱,单质氧化性减弱,卤离子还原性增强;
⑶与H2化合,与H2O反应由易到难;
⑷气态氢化物稳定性减弱,还原性增强,水溶液酸性增强;
⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱;
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。
2、卤素单质与H2的反应
H2+F2═2HF,在冷暗处就发生爆炸;H2+Cl22HCl,见光爆炸;
,加热缓慢化合;H2+I22HI,更缓慢地化合且可逆。
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。
⑴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。
⑵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
⑶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(Br2)。
⑷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
⑴氟及其化合物的特殊性质
①卤素单质Cl2、Br2、I2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。
②卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为:
X2+H2O===HX+HXO(I2与水反应极弱)
但F2与H2O反应相当剧烈!
2F2+2H2O===4HF+O2
③氟无正价,其他都有正价
④HF有毒,其水溶液为弱酸,其他氢卤酸为强酸,HF能腐蚀玻璃;
⑤CaF2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。
⑵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皮塞(腐蚀橡胶)。
⑶碘的特性:
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。
4.富集在海水中的元素---氯
√氯气的化学性质
(1)与金属反应:
Cl2+2Na2NaCl3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+CuCuCl2
(2)与非金属反应:
Cl2+H22HCl
(3)与水反应Cl2+H2OHCl+HClO
①、新制的氯水能氧化Fe2+、Br-:
Cl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl—
②、新制的氯水加入镁粉,氯水褪色:
Cl2+Mg=MgCl2
③、新制的氯水加入硝酸银产生沉淀:
Cl-+Ag+=AgCl
④、新制的氯水与碳酸氢钠反应:
H++HCO3-=H2O+CO2
⑤、新制的氯水使石蕊先变红后褪色:
H+HClO
(4)与碱反应:
①工业制漂白粉或漂粉精2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂白粉的主要成分为:
CaCl2+Ca(ClO)2;有效成分为:
Ca(ClO)2
漂白粉的使用:
Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO
Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO(通过此反应可比较得出酸性强弱:
H2CO3>HClO)
②氯气的尾气处理Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O漂白液的有效成分:
NaClO
(5)与某些盐溶液反应Cl2+2KI=I2+2KClCl2+2Fe2+=2Fe3++2Cl—
制备氯气:
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2+2H2O
包括四个基本环节即制备(原料、原理、反应发生装置)、净化(除杂、干
燥)、收集(收集方法、验满)、尾气处理
√次氯酸、漂白粉的性质:
HClO分子的结构式为H-O-Cl(氧处于中心),所以电子式为。
次氯酸、次氯酸钙等有多方面的性质,经常用到以下几方面性质:
(1)HClO是一种弱酸,H2CO3>HClOCa(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
(2)ClO-是一种弱酸的酸根离子,能发生水解反应:
ClO-+H2OHClO+OH-,所以次氯酸钙溶液显碱性。
(3)HClO和ClO-都具有强氧化性,无论酸性、碱性条件下都可以跟亚铁盐、碘化物、硫化物等发生氧化还原反应,能使品红溶液褪色。
(4)HClO见光易分解:
2HClO2HCl+O2↑
(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、H2RO4均为含氧酸,具有酸的通性。
它们的氢化物除H2O外,其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体,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。
⑴Ag+干扰:
用BaCl2溶液或盐酸酸化时防止Ag+干扰,因为Ag++Cl-===AgCl↓。
⑵CO32-、SO32-、PO43-干扰:
因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)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:
BaCO3+2H+===H2O+CO2↑+Ba2+ 但不能用硝酸酸化,同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液,因为在酸性条件下SO32-、HSO3—、SO2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:
被检液取清液有无白色沉淀(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。
3.硫、硫氧化物、硫酸、硫化氢
(一)硫:
俗称硫磺。
淡黄色固体,难溶于水,可溶于酒精,易溶于CS2,熔沸点都很低。
化学性质:
①氧化性:
与绝大多数金属反应与非金属反应:
H2+SH2S
②还原性:
与氧气发生反应
③自身氧化还原反应3S+6NaOH===2Na2S+Na2SO3+3H2O
(二)二氧化硫:
具有相对不稳定的漂白性
1、物理性质:
二氧化硫是一种无色、有刺激性气味、有毒、比空气重、容易液化、易溶于水的气体
2、化学性质
(1)酸性氧化物------亚硫酐
①二氧化硫与水反应:
SO2 +H2OH2SO3(亚硫酸)
②二氧化硫与碱的反应
若二氧化硫不过量:
SO2 +2NaOH==Na2SO3+H2O
若二氧化硫过量:
SO2 +NaOH==NaHSO3[SO2 +2NaOH==Na2SO3+H2O;Na2SO3+H2O+SO2==2NaHSO3]
③与碱性氧化物反应SO2+CaO==CaSO3
(2)二氧化硫的氧化性:
SO2+2H2S===3S↓+2H2O
(3)二氧化硫的还原性
与卤素单质反应:
SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBr
(SO2+X2+2H2O=H2SO4+2HX)
与某些强氧化剂的反应:
2KMnO4+2H2O+5SO2===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4
SO2的催化氧化2SO2+O22SO3
(5)用途:
制H2SO4;作漂白剂;杀菌,消毒
(6)SO2的实验室制法:
◎反应原理:
Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O
◎制备装置:
固体和液体不加热制备气体的装置
◎净化干燥装置:
盛放浓硫酸的洗气瓶
◎收集方法:
向上排空气法或排饱和NaHSO3溶液
◎检验:
湿润的蓝色石蕊试纸---变红湿润的品红试纸---褪色
◎尾气处理:
用NaOH溶液和倒扣漏斗装置防倒吸
(7)SO2的污染:
酸雨:
空气中SOX和NOX随雨水下降成为酸雨,pH<5.6
(三)三氧化硫
1、物理性质:
又名硫酸酐,是一种无色易挥发的晶体,溶沸点都很低。
2、化学性质:
具有酸的氧化物的通性,与水反应放出大量的热,具有较强的氧化性。
(四)硫化氢:
无色、有臭鸡蛋气味的气体,密度比空气大,能溶于水,有剧毒。
实验室制法:
由强酸制弱酸的原理FeS+H2SO4==FeSO4+H2S↑
FeS+2HCl==FeCl2+H2S↑FeS+2H+==Fe2++H2S↑
检验:
用湿润的Pb(CH3COO)2试纸Pb(CH3COO)2+H2S==PbS↓+2CH3COOH试纸变黑
化学性质
(1)可燃性2H2S+3O22H2O+2SO22H2S+O22H2O+S
(2)还原性:
H2S+X2==2HX+S↓(X=Cl、Br、I)
(3)不稳定性:
H2SH2↑+S
(4)H2S气体的水溶液----氢硫酸
※(五)硫酸
稀硫酸是二元强酸,具有酸的通性,这里不多做讲解,下面介绍浓硫酸的性质
(1)物理性质:
纯浓硫酸是无色、粘稠、油状液体,不容易挥发,常用的浓硫酸中H2SO4的质量分数是98%,密度为1.85g/cm3,沸点是338℃。
(2)浓硫酸的三大特性
吸水性:
浓硫酸具有吸收水的性能,常用来干燥中性气体和酸性气体。
脱水性:
浓硫酸可将许多有机物中的氢原子和氧原子按水的组成比(2:
1)脱去。
如向蔗糖中加入浓硫酸时,蔗糖逐渐变黑,体积膨胀,变成疏松多孔的海绵状固体同时有刺激性气体产生。
强氧化性:
浓硫酸是一种强氧化性酸,加热时氧化性更强。
它的氧化作用是由H2SO4分子中+6价的硫元素产生的,其还原产物是SO2而不是H2
△7
a跟金属反应:
加热时,大多数金属可被浓硫酸氧化,如2H2SO4(浓)+Cu===CuSO4+SO2↑+2H2O
b跟非金属反应2H2SO4(浓)+C===CO2↑+SO2↑+2H2O
当Fe、Al等较活泼金属遇到浓硫酸时,会与浓硫酸发生反应,表面生成一层致密的氧化物薄膜而出现“钝化”现象
(四)氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴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。
2NO+O2===2NO2
⑵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。
3NO2+H2O===2HNO3+NO2NO2N2O4(无色)
◎实验室制法:
Cu+4HNO3(浓)==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
◎其他化学性质
NO2的氧化性:
4NO2+2KI==2NO+2KNO3+I2NO2+SO2+H2O==H2SO4+NO
与碱反应:
NO+NO2+2NaOH==2NaNO2+H2O2NO2+2NaOH==NaNO3+NaNO2+H2O
NO2与水反应:
3NO2+H2O==2HNO3+NO
4NO2+O2+2H2O==4HNO3
4NO+3O2+2H2O==4HNO3
注意:
关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
①NO2或NO2与N2(或非O2)的混合气体溶于水时可依据:
3NO2+H2O===2HNO3+NO利用气体体积变化差值进行计算。
②NO2和O2的混合气体溶于水时,由4NO2+2H2O+O2===4HNO3可知,当体积比为
=4:
1,恰好完全反应
V(NO2):
V(O2)>4:
1,NO2过量,剩余气体为NO
<4:
1,O2过量,乘余气体为O2
③NO和O2同时通入水中时,其反应是:
2NO+O2===2NO2,3NO2+H2O===2HNO3+NO,总反应式为:
4NO+2H2O+3O2===4HNO3当体积比为
=4:
3,恰好完全反应
V(NO):
V(O2)>4:
3,NO过量,剩余气体为NO
<4:
3,O2过量,乘余气体为O2
④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中,可先按①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③方法进行计算。
2、硝酸的化学性质
①HNO3具有酸的通性。
①HNO3具有强氧化性,表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。
要注意,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);
②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+、Fe2+中任意两者能大量共存,但三者则不能大量共存。
即硝酸根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:
2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O不能用NaOH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、CH4的相同。
干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5,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(验满):
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)。
尾气吸收:
用水吸收(注意防止倒吸)
**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,二者都能减少氨气的溶解。
4.氮的固定
放电
a:
定义:
将游离态的氮转变为氮的化合物叫做氮的固定
b.分类:
①自然固氮:
高能固氮:
N2+O2====2NO生物固氮:
豆科植物的根瘤菌固氮
②人工固氮:
2N2+3H22NH3(条件:
高温高压、催化剂)
5.氨:
◎氨的分子式NH3,结构式,电子式,空间构型为三角锥形。
◎无色气体,有刺激性气味,极易溶于水,氨的水溶液叫氨水。
氨易液化。
◎醮有浓盐酸的玻璃棒与醮有浓氨水的玻璃棒靠近,其现象为产生白烟,将浓盐酸改为浓硝酸还会出现相同的现象。
化学性质:
A氨跟水的反应:
氨溶于水时发生的化学反应为NH3+H2O=NH3•H2O =NH4++OH-,氨水的成份有
NH3、H2O、NH3·H2O、NH4+、OH-,由于NH3·H2O发生微弱电离,使氨水显碱性。
加热
B氨跟酸的反应:
NH3+HCl=NH4Cl2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4NH3+HNO3=NH4NO3
催化剂
C氨的催化氧化反应4NH3+O2=======4NO+6H2O
5.铵盐:
由铵根离子和酸根离子构成的化合物叫铵盐
(1)NH4+的电子式结构式,空间构型为正四面体形。
(2)铵盐都是离子化合物,都是晶体,都易溶于水
(3)铵盐受热都易分解,①NH4ClNH3↑+HCl↑。
②NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑。
(4)铵盐与碱反应,写下列化学方程式:
①NH4Cl溶液与NaOH溶液混和NH4Cl+NaOH=NH3•H2O+NaCl。
△
②NH4Cl固体与熟石灰共热Ca(OH)2(s)+2NH4Cl(s)=====2NH3↑+2H2O+CaCl2(实验室制氨气)。
6.硝酸
(1)硝酸的物理性质:
纯硝酸是无色、有刺激性气味的液体,易挥发,密度为1.5027g/cm3
沸点为83℃。
常用的浓硝酸中HNO3的质量分数大约为69%。
硝酸能与谁以任意比互溶。
(2)硝酸的化学性质:
加热
或者光照
①不稳定性:
4HNO3=========2H2O+4NO2↑+O2↑(保存在棕色试剂瓶中)
②强酸性:
硝酸是一种强酸、具有酸的通性
③浓硝酸和稀硝酸都具有强氧化性,且浓度越大,氧化性越强
a.硝酸能氧化除Au、Pt、Ti以外的大多数金属且不产生H2
Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
反应现象:
反应剧烈,产生气泡,放出红棕色气体,溶液的颜色变为蓝色
3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
反应现象:
反应比较缓慢,产生气泡,放出无色气体,无色气体在试卷上部变成红棕色,溶液颜色变蓝色。
b.常温下,Fe、Al在浓硝酸中钝化
钝化的原因是在金属表面形成了一层致密的氧化物保护膜,阻止反应的进一步进行。
根据这个性质可以用铁制或铝制容器来盛装浓硝酸。
如果加热则氧化膜被破坏,内部Fe、Al与硝酸会剧烈反应。
(五)碳族元素
1.碳:
碳在常温下非常稳定,但在高温条件下活动性增强,主要表现为还原性
(1)与单质反应:
2C+O22COC+O2CO2
(2)与某些氧化物反应:
C+CO22COC+H2O(g)CO+H2
2C+SiO2Si+2COC+2CuO2Cu+CO2↑
(3)与氧化性酸反应C+2H2SO4(浓)CO2↑+2SO2↑+2H2OC+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O
2.碳的氧化物
(1)CO物理性质:
无色无味、难溶于水,有剧毒的气体。
具有可燃性和还原性。
化学性质:
2CO+O22CO23CO+Fe2O32Fe+3CO2CO+H2OCO2+H2
(2)CO2物理性质:
无色无味,能溶于水(1∶1)的气体。
密度比空气大,易液化。
化学性质:
①氧化性:
CO2+C2CO
②酸性氧化物的通性CO2+H2OH2CO3CO2+CaOCaCO3
※CO2+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2OCO2+H2O+CaCO3=Ca(HCO3)22CO2+Ca(OH)2=Ca(HCO3)2
3.碳酸正盐与酸式盐性质比较
①在水中溶解性:
正盐除K+、Na+、NH4+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(HCO3)2易溶于水,但也有例外,如碱金属的碳酸氢盐比正盐溶解度小。
②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一般规律:
可溶性碳酸正盐>不溶性碳酸正盐>酸式碳酸盐。
Na2CO3>CaCO3>NaHCO3
如Ca(HCO3)2CaCO3↓+CO2↑+H2O
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)。
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解,但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32-的水解程度比HCO3-大
④都能与酸作用,但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。
正盐与酸式盐的相互转化
4.硅
(1)与单质反应Si+2Cl2SiCl4(无色液体)Si+O2SiO2
(2)硅的制取:
SiO2+2CSi+2CO↑(得到粗硅)
精制:
Si+2Cl2SiCl4SiCl4+2H2Si+4HCl
5.二氧化硅
(1)酸性氧化物的通性SiO2+CaOCaSiO3SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
(2)氧化性SiO2+2CSi+2CO↑
(3)和HF反应:
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O
6.硅酸和硅酸盐
(1)硅酸是不溶于水的白色固体,酸性比碳酸还弱。
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3(胶体)