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高一期末复习总纲 应知应会（化学方程式） （一）卤素 点燃 2Na + Cl2 = 2 NaCl 点燃 2Fe + 3 Cl2 = 2FeCl3 点燃 Cu + Cl2 = CuCl2 点燃 光照 H2 + Cl2 = 2 HCl Cl2 + H2O = HCl + HClO （歧化） 2HClO = 2HCl + O2 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O （尾气吸收） 2 Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O （制漂白粉） Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3+ 2 HClO （次氯酸酸性碳酸） MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2+ 2 H2O （实验室制氯气） X2 + H2 = 2HX X2 + H2O = HX + HXO F2 + 2H2O = 4 HF + O2 （氟的非金属性氧） Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl Br2 + 2KI = I2 + 2KBr Ag+ + Cl- = AgCl Ag+ + Br - = AgBr Ag+ + I- = AgI （卤离子检验） 光 2AgBr= 2Ag + Br2 *NaCl + H2SO4(浓) = Na HSO4 + HCl（实验室制氯化氢） （二）氧族元素 H2 + S = H2S Fe + S = FeS 2Cu+ S = Cu 2S 放电 2O3 = 3 O2 3 O2 = 2O3 MnO2 2H2O2 = 2H2O + O2 （300） H2S = H2 + S 点燃 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (完全燃烧) 点燃 2H2S + O2 = 2S + 2H2O （不完全燃烧） 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O （归中反应） 2NaOH +H2S = Na2S + 2H2O; Na2S +H2S = 2NaHS; NaOH +H2S = NaHS + H2O *H2S+CuSO4=CuS+2HCl(尾气吸收) FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S ; FeS + H2SO4 = Fe SO4+ H2S(实验室制法) SO2 + H2O H2SO3 （可逆反应） SO2+Ca(OH)2= CaSO3 + H2O （不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2） 高温 SO2+CaO = CaSO3 （钙基固硫） 催化剂 2SO2+O2 2SO3 *Na2SO3（固）+ H2SO4（浓）= Na2SO4 + H2O + SO2（实验室制SO2） H2SO4= H+ + HSO4 ； HSO4= H+ + SO42； H2SO4= 2H+ + SO42 。 Cu+2H2SO4(浓)= 2CuSO4+ SO2+2H2O C+2H2SO4(浓)= CO2+ SO2+2H2O （三）碳族元素 点燃 Si + O2 = SiO2 *Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 高温 SiO2 + 3C = SiC + 2CO（制金刚砂） 高温 高温 SiO2 + 2C = Si（粗硅）+ 2CO Si + 2Cl2 = SiCl4 高温 电炉 （工业制硅） SiCl4 + 2H2 = Si（纯） + 4HCl 2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O （装碱溶液试剂瓶的用胶塞） 高温 CaO + SiO2 = CaSiO3 Na2SiO3+2H2O+CO2=Na2CO3+H4SiO4 （硅酸酸性碳酸） 高温 SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 高温 （玻璃工业） SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2 * SiO2+4HF=SiF4+2H2O （玻璃被腐蚀） 应知应会（重要概念） 1氯气、液氯、新制的氯水、久置的氯水 2漂白性 3燃烧 4酸化 5歧化反应、归中反应 6核素、同位素、同素异形体 7电子式 8电子云 9核外电子排布规律 10原子绝对原子质量、原子相对原子质量、元素相对原子质量、质量数 11相同电子层结构的微粒（原子、离子、分子等） 12元素的游离态和化合态 13原子半径、离子半径（稀有气体原子半径） 14元素的金属性、元素的非金属性 15价电子 16元素周期律、元素周期表 17氧化物及其对应水化物 18两性氧化物、两性氢氧化物 19可逆反应 20硅酸盐工业 21传统无机非金属材料: 新型无机非金属材料: 22强酸，弱酸；氧化性酸，非氧化性酸；挥发酸，难挥发酸 元素周期表的结构 短周期 周期：长周期 不完全周期 周期序数 = 原子的电子层数 主族(A) 族 副族(B) 0族 族 主族元素的最高正化合价=其族序数=原子最外层电子=价电子； 非金属元素的负价=最高正化合价 8 “镧系元素”；“锕系元素”；“超铀元素”；“过渡元素” 元素的性质、原子结构、主要化合价与元素在周期表中位置的关系 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少(核对外层电子的引力逐渐增强)，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强。 在同一主族的元素中，由于从上到下，原子的电子层数依次递增，原子半径逐渐增大，原子半径逐渐增大(核对外层电子的引力逐渐减弱)，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此，元素的金属性逐渐增强，元素非金属性逐渐减弱。 A A A A A A A 0 第1周期 非金属性逐渐增强 非 金 2He 第2周期 Li Be 金 属 性 逐 渐 增 强 B 属 性 F 10Ne 第3周期 Na Al 金属 Si 逐 渐 Cl 18Ar 第4周期 K Ge 性逐 As 增 强 Br 36Kr 第5周期 Rb Sb 渐增 Te I 54Xe 第6周期 Cs Po 强 At 86Rn 第7周期 Fr 118X 主要化 合价 +1 +2 +3 +4 - 4 +5 - 3 +6 (除氧元素以外) - 2 +7 (除氟元素以外) - 1 0 A A A A A A A 第2 周期 CH4 NH3 H2O HF Li2O BeO CO2 N2O5 LiOH Be(OH)2 H2CO3 HNO3 第3 周期 SiH4 PH3 H2S HCl Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H3AlO3 HAlO2H2O H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 同周期，同主族元素其性质与原子结构的关系 同周期元素(从左到右) 同主族元素(从上到下) 电子层结构 电子层相同(最外层电子数递增) 最外层电子数相同(电子层数递增) 原子半径 由大到小 由小到大 核对外层电子引力 由小变大 由大变小 原子 失e能力 由强变弱 由弱变强 得e能力 由弱变强 由强变弱 元素 金属性 由强变弱 由弱变强 非金属性 由弱变强 由强变弱 置换水或酸中的氢 由易到难 由难到易 单质 跟H2反应 由难到易 由易到难 气态氢化物稳定性 由不稳到稳定 由稳定到不稳 最高价氧化 (碱性) 物的水化物 (酸性) 由强到弱 由弱到强 最高价氧化 (碱性) 物的水化物 (酸性) 由强到弱 由弱到强 由弱到强 由强到弱 主要化合价 +1 ,+2, +3, +4, +5, +6, +7, 0 - 4, - 3, - 2, - 1 相同 (同主族元素具有相似的化学性质) 几个问题： 微粒半径的比较 原子半径的比较 同周期原子半径，从左到右，由大到小(不考虑稀有气体) 同主族原子半径，从上到下，由小到大 不同周期和不同主族原子半径，有“参照原子”可比较；无“参照原子”不可比较。例 O F 实线的“箭号”所指的方向的原子半径均可以比较， S Cl 虚线的“箭号”所指的方向的原子半径不易比较。 离子半径的比较 同主族离子半径，从上到下，由小到大例碱金属Li+Cs+，卤素FI其半径由小到大 具有“相同电子层结构”的离子半径，随核电荷数的递增，由大变小 2 e 的电子层结构 H (He) Li+ Be2+ 10e的电子层结构 O2 F (Ne) Na+ Mg2+ Al3+ 18e的电子层结构 S2 Cl (Ar) K+ Ca2+ 同种元素的原子半径和离子半径的比较 r (原子) r (阳离子) 如r (Na) r (Na+ )；r (原子) r (阴离子) 如r (Cl) r (Cl) ； 相同电子数(或质子数)的粒子 含10e的粒子： 原子：He； 阴离子：O2，F；（N3-） 阳离子：Na+、Mg2+、Al3+； 分子：CH4、NH3、H2O、HF； 其它：OH、NH4+ 上述粒子中，具有相同质子数和电子数的是： 含10e和10个质子的粒子有：He、CH4、NH3、H2O、HF。 含10e和9个质子的粒子有：F、OH 含10e和11个质子的粒子有：Na+、NH4+。 化学键 象上述中的“离子键”和“共价键”，这种相邻的原子之间强烈的相互作用，叫做化学键. 使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键. 原子之间通过公用电子对所形成的相互作用，叫做共价键. 分子中同种原子形成的共价键叫做非极性共价键 - 简称非极性键。 分子中不同种原子形成的共价键叫做极性共价键 - 简称极性键。 键型 物质 离子键 共价键 配位键 (特殊共价键) 极性共价键 非极性共价键 离子化合物 一定含离子键 有的只含离子键 (如NaCl) 可能含有 (如NaOH) 可能含有 (如Na2O2) 可能含有 (如NH4Cl) 共价化合物 一定不含 离子键 一定含有 有的只含极性键 (如H2O) 可能含有 (如H2O2) 共价单质 一定不含 离子键 一定不含 极性键 含有 (如H2,N2Cl2) 离子化合物、共价化合物与物质分类之间的关系 离子化合物：有大部分盐, 强碱, 活泼金属氧化物等; 共价化合物：酸, 非金属气态氢化物, 大多数非金属氧化物, 多数的有机物等。 共价单质：双原子分子, 卤素分子, P, S 等。 重要的物质的电子式 单质 HH NN Cl Cl 氢化物 H H H HCH HNH HO H F H 氧化物 Na+ O2Na+ Na+ O O 2Na+ HOH H O O H O C O 氢氧化物 O Na+ OH H O C O H 盐 H Cl Mg2+ Cl Na+ S2 Na+ H N H + Cl H 元素符号周围的数字 (质量数) 16 2(离子电荷) 2 O , 2O2 （质子数）8 2 (分子或化合物中含有的原子数) 公式：核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数 (原子整体不显电性) 公式：质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N) (原子的质量主要集中在原子核上) 原子核外电子的排布（即核外电子的运动） 多电子的原子里，由于电子的能量不同，因此在离核的远近不同的空间运动称“分层排布” 电子层按能量不同和离核远近不同分为： n = 1、2、 3、4、 5、6、7（由内层到外层）或 K、L、M、N、O、P、Q 能量由低逐步升高；电子离核由近到远 核外电子排布的规律 “能量最低原理”即电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层 各电子层最多容纳电子数为2n2 最外电子层最多容纳电子数为8个（K层为最外层时，最多有2个）；次外层最多能容纳的电子数为18个；倒数第3层最多能容纳的电子数为32个。 相对原子质量 该原子的实际质量（kg） 某原子的相对原子质量 = 12C原子的实际质量（kg）1 /12 元素的相对原子质量：Cl元素在自然界有2种同位素 35Cl 37Cl ，它们的相对原子质量分别为：34.969 和36.966 ，它们在自然界里的原子百分组成分别为 75.77% 和24.23% 。 氯元素的相对原子质量 = 34.96975.77% +36.96624.23% = 35.453 同种元素的原子与离子 阳 原 阴 同种元素的原子与离子, 核电荷数相等 离 离 阳离子电子数+离子电荷数 =核电荷数 子 子 子 阴离子电子数离子电荷数=核电荷数 核