高一年级化学下学期复习精要.doc

第五章 元素周期律 元素周期表第一节 原子结构 质子 注意：不是所有原子都有中子，如H有一个质子，一个电子，但中子数为0。 原子核 中子1、原子 核外电子2、核电荷数=核内质子数=原子序数=核外电数 （对原子而言）3、核外电子数=核电荷数阳离子所带电荷数 （对阳离子而言） 核外电子数=核电荷数阴离子所带电荷数 （对阴离子而言）4、质量数=质子数中子数5、X 符号中各部分的意义：A质量数 Z质子数 X元素符号6、核外电子的运动特征：不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描画出它的运动轨迹。只能用“电子云”描画出它在核外空间某处出现机会的多少。电子云密度大表示电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小表示电子在核外空间单位体积内出现的机会少。7、 外电子分层运动，从内到外分别为1、2、3、4、5、6、7层，即K、L、M、O、P、Q层。8、 画120号原子的结构示意图，最好能画主族元素原子的结构示意图。第二节 元素周期律1、元素周期律：元素性质随原子序数的递增而呈周期性和变化。原因是原子的核外电子排布呈周期性的变化。相关递变规律可在元素周期表中复习。2、以氧化铝和氢氧化铝为例理解两性氧化物和两性氢化物，注意相关化学反应。第三节 元素周期表1、元素周期表的结构：7个周期（7个横行），其中3个短周期、3个长周期、1个不完全周期；7个主族，1个0族，7个副族和第族（三个纵行）（共18个纵行），从左到右分别为第A族、第A族、第B族、第B族、第B族、第B族、第B族、第族（第8、9、10纵行）、第B族、第B族、第A族、第A族、第A族、第A族、第A族、0族。各周期元素种数：第一周期2种、第二周期8种、第三周期8种、第四周期18种、第五周期18种、第六周期32种、第七周期26种（因未排满，若排满为32种）。同主族相邻两元素第一、二周期间原子序数相差2；第二、三周期间原子序数相差8；第三、四周期间第A、A主族原子序数相差8，第A族后相差18；第四、五周期间原子序数相差18；第五、六周期间第A、A族原子序数相差18，第A族后原子序数相差32；第六、七周期间原子序数相差32。现周期表中112种元素，除22种非金属外其余全为金属元素，其中主族金属22种，过渡金属68种。92号以后的元素称超铀元素。61号及83号以后（不含83号）的元素为放射性元素。非金属除H外其它集中在表的右面。2、原子结构与其在周期表中位置的关系：电子层数=周期数；最外层电子数=主族序数（副族元素的最外层电子数为12，是合此关系，He最外层电子数为2，但不在第A族而是0族，最外层电子数为8在0族）3、元素周期律在元素周期表中的体现：（1）同周期从左到右：原子半径逐渐减小；化合价从低到高，至非金属出现负价仍从低到高，主族元素最高正价=最外层电子数=主族序数，负价的绝对值=8最高正价数，金属元素没有负价只有正价，F只有负价没有正价，O与F形成化合物时显正价，其它为负价；得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；非金属与H2化合的能力逐渐逐渐增强，形成的氢化物的稳定性逐渐增强，氢化物水溶液的酸性逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强碱性逐渐减弱；金属阳离子的氧化性逐渐增强，非金属简单阴离子的还原性逐渐减弱。（2）同主族从上到下：原子半径逐渐增大；最高正价相同，若有负价负价相同（注：氧除2价外，有时表现1价等）；得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强；非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强；氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；非金属与H2化合的能力逐渐逐渐减弱，形成的氢化物的稳定性逐渐减弱，氢化物水溶液的酸性逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱碱性逐渐增强；金属阳离子的氧化性逐渐减弱，非金属简单阴离子的还原性逐渐增强。（3）除H外，主族序数/周期数1为非金属，主族序数/周期数1为金属，主族序数/周期数=1为金属，但其处在金属与非金属分界线的前面。4、按从上到下顺序记住各主族元素的名称及符号（见周期表）。5、记住各稀有气体元素的序数：He(2)、Ne(10)、Ar(18)、Kr(36)、Xe(54)、Rn(86) 、假设第七周期存在为118号。6、确定某主族元素的原子序数：先根据其所在族确定周期数，再根据同族不同周期元素之间序数的差值，利用熟知的元素计算推出。7、确定某原子序数的原子在周期表中的位置：该元素原子序数减比它小的相邻稀有气体原子序数，差值为该原子所在纵行数，稀有气体所在周期数加一为该原子所在周期数；比该原子序数大的相邻稀有气体原子序数减该原子序数，差值加一倒数序数为该原子所在纵行，该原子与稀有气体原子同周期。8、粒子半径大小比较：同周期从左到右原子半径减小，同主族从上到下原子半径增大，离子半径亦增大；同元素阳离子半径小于原子半径，阴离子半径大于原子半径；电子层结构相同的粒子核电荷数越大半径越小。9、元素之最：原子半径最小的原子H；除H外半径最小的F；最活泼的非金属、氧化性最强的非金属F；原子半径最大、金属性最强的原子Cs；常温下呈液态的非金属单质Br2，金属单质Hg；形成化合物种类最多的元素C；地壳中含量最多的元素O，含量第二位的元素Si；空气中含量最多的元素N。10、同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。常见同位素：H、H、H（即H、D、T）；O、O、O；C、C、C；Cl、Cl；U、U、U等。11、某原子的质量数在计算时可看作相对原子质量处理，但不是相对原子质量。对有多种同位素的元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占一定百分比算出来的，即M=Aa% Bb%第四节 化学键1、 学键：相邻两个原子间强烈的相互作用。包括离子键、共价键、金属键。2、离子键：使阴、阳离子结合而形成化合物的静电作用。这种作用即有相互吸引，也有相互排斥。是一种吸引和排斥的平衡作用。3、电子式：在元素符号周围用小黑点（或）来表示原子的最外层电子的式子。4、由离子键形成的化合物是离子化合物；离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键。5、由金属和非金属形成的化合物多数是离子化合物。含有NH4 的化合物是离子化合物。这些物质中存在离子键。6、 画常见物质的电子式， 以及会用电子式表示化合物的形成过程。7、共价键：原子间通过共用电子对形成的相互作用。8、一些非金属单质和由非金属元素形成的化合物中存在共价键（铵盐中有离子键），共价化合物中一定不存在离子键。少数金属和非金属间可形成共价键。9、结构式：用一根短线表示一个共用电子对，从而表示出原子间相互作用情况的式子。结构式中不再用小黑点或表示最外层电子。10、同种原子形成的共价键是非极性共键。不同种元素的原子间形成的共价键是极性共价键。11、化学反应原过程本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。12、共价化合物中原子最外层电子是否满足8电子构型的判断：化合价的绝对值与最外层电子数之和为8则满足，否则不满足。有H存在则H一定不满足。第六章 氧族元素 环境保护第一节 氧族元素1、氧族元素包括：氧（O）、硫（S）、硒（Se）、碲（Te）、钋（Po）。位于周期表第A族。最外层都为6个电子，其是硒是半导体，碲能导电。除O一般为2价（还有1价等，与F作用时显正价），钋只有正价外，其它均有2、+4、+6价。它们的性质递变规律可参考同主族元素性质规律。2、硫：有多种同素异形体，是由分子构成的物质，化学式一般写作S。单质硫是一种硬而脆的淡黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。加热时能与强碱溶液反应。具有杀菌作用。能在氧气中燃烧。与可变价金属作用时只生成低价金属硫化物。3、臭氧(O3)：与氧气互为同素异形体，由氧元素形成的单质。常温下为气体，有特殊气味；水溶性比水大；有强氧化性，有漂白作用。3O2 2 O3 ；2O3 3O2 （受热或有催化剂条件下反应更快）；空气中微量O3能令人产生爽快和振奋的感觉，大量时会对人体、动植物及其它暴露在空气中的物质造成危害；氟氯代烷等气体会对臭氧层产生破坏。4、过氧化氢（H2O2）：电子式为H: : :H ，其中两个氧原子间以非极性键结合，O为1价，既有氧化性又有还原性，由于其氧化性强而具有漂白作用、杀菌消毒作用。易分解，需贮于棕色瓶中放于阴暗处，可用于制取O2（2H2O2 2H2O+O2）。5、硫化氢（H2S）：物理性质：无色，臭鸡蛋气味，剧毒，能溶于水。化学性质：弱酸性；不稳定：H2S S +H2 ；还原性：2H2S+O2 2S+2H2O（氧气不足）、2H2S+3O2 2SO2+2H2O（氧气充足）；H2S+Cl2=S + 2HCl；能使溴水和酸性高锰酸钾溶液褪色；（H2S在水溶液中的还原性比气体状态更强，同理推出S2 有较强还原性）；H2S与碱反应：H2S(少量)+2NaOH=Na2S+2H2O；H2S(大量)+NaOH=NaHS+H2O；（推出H2S+Na2S=2NaHS）；H2S的制备：FeS+2HCl=FeCl2+H2S；FeS+H2SO4=FeSO4+H2S。第二节 二氧化硫一、SO2 的物理性质：无色、有刺激性气味、有毒气体，易溶于水二、SO2的化学性质：1、与水反应：SO2 + H2O H2SO3。H2SO3是弱酸，酸性比碳酸略强，其还原有性比SO2气体强。2、还原性：2SO2 + O2 2 SO3（SO3+H2O=H2SO4）；SO2+H2O+Cl2=2HCl +H2SO4 ；SO2+H2O+Br2=2HBr+H2SO4(使溴水褪色) ；SO2+H2O2=H2SO4；5SO2+2KM nO4+2H2O=2Mn SO4+K2SO4+2H2SO4(使酸性KM nO4溶液褪色)；SO2+Na2O2=Na2SO4 。3、氧化性：SO2+2H2S=3S+2H2O（若在溶液中进行，有淡黄色沉淀产生，S应标）。4、漂白性：使品红溶液褪色，但加热后又变为红色，可用于二氧化硫的检验；其漂白作用原理与氯氧等强氧化性物持漂白作用原理不同。三、SO2的制备：Na2SO3+H2SO4(浓)=Na2SO4+SO2+H2O。应用“固+液”反应的装置。四、SO2的检验：通入品红溶液。五、SO2的收集：排饱和亚硫酸氢钠溶液。（由于二氧化硫有毒，一般不用排空法）六、尾气处理：通入N aOH溶液。七、有关除杂问题：二氧化硫中的HCl：通入饱和亚硫酸氢钠溶液；二氧化硫中的SO3：通入饱和亚硫酸氢钠溶液或浓硫酸；二氧化硫中的水蒸汽：通入浓硫酸；二氧化碳中的二氧化硫：通入饱和碳酸氢钠溶液或高锰酸钾溶液、溴水。八、SO32的检验：加入HCl或稀硫酸，将产生的气体通入品红溶液，品红褪色。（注意：不可用HNO3，因HNO3具有强氧化性）第三节 硫 酸1、稀硫酸：具有酸的通性。2、浓硫酸：吸水性：可用作干燥剂，可使结晶水合物失水（如使硫酸铜晶体变白）。脱水剂：使有机物中的H和O按2：1失去。氧化性：铁、铝常温下在浓硫酸中钝化（不是不反应，而是因钝化使反应停止）；多数金属与浓硫酸反应生成硫酸盐、水和二氧硫。其中金属顺序表中H后的金属与浓硫酸反应时，随反应进行，硫酸变稀后反应停止，所以硫酸不能完全反应。H前的金属与硫酸反应时，随反应进行硫酸浓度变稀后，发生稀硫酸的反应，有H2产生。铁与浓硫酸反应时，反应物的量比不同生成硫酸亚铁或硫酸铁。浓硫酸还能与C、P等非金属反应。3、SO42：先用HCl酸化，再加BaCl2，有白色沉淀产生。（若确认无亚硫酸根离子可用硝酸酸化。4、浓硫酸稀释：凡浓硫酸与其它液体混合，均将浓硫酸沿器壁慢慢注入液体中。5、安全问题：浓硫酸沾到皮肤或衣物上时，应先用抹布擦拭，再用水冲洗。第七章 碳族元素 无机非金属材料第一节 碳族元素碳族元素包括碳（C）、硅（Si）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅（Pb）。因它们的最外层电子数为4，难于得失电子，故化学性质不活泼。除铅是正二价化合物稳定外，其它是正四价化合物稳定。相关规律可参照元素周期表。第二节 硅和二氧化硅一、硅1、硅元素的存在：自然界中只以化合态存在，含量居第二位。2、硅的结构：与金刚石相同，属空间网状正四面体结构，熔、沸点高，硬度大，难溶于水。3、硅的化学性质：不活泼。常温下：Si +2F2=SiF4；Si+4HF=Si F4+2H2；加热：Si+O2SiO2。Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2； 4、硅的制备：SiO2+CSi+CO二、二氧化硅1、砂子、石英、水晶、硅石等主要成分皆为二氧化硅。2、二氧化硅是硅酸的酸酐，不溶于水，不与水反应。能与HF酸反应，不与其它酸反应，属酸性氧化物。SiO2+4HF=SiF4+2H2O(不可用玻璃试剂瓶装HF)。3、二氧化硅与碱性氧化物反应：SiO2+CaOCaSiO3。4、二氧化硅与碱反应：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O。（不可用玻璃瓶装强碱溶液）5、二氧化硅与盐反应：Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2；CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2( 工业生产玻璃的主要反应)6、硅酸盐改写为氧化物形式：活泼金属氧化物化学式较活泼金属氧化物化学式SiO2H2O，原子个数可通过在氧化物化学式前的系数调整。