d区元素一(相关知识点)
高中化学知识点总结( 物质与结构)
《物质结构基础》第一部分原子的结构和性质第一节原子的结构1、能层（1）原子核外的电子是分层排布的。
根据电子的能级差异，可将核外电子分成不同的能层。
（2）每一能层最多能容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n2个。
（3）离核越近的能层具有的能量越低。
（4）能层的表示方法：能层一二三四五六七……符号K L M N O P Q ……最多电子数 2 8 18 32 50 ……离核远近由近————————————→远能量高低由低————————————→高2、能级在多电子的原子中，同一能层的电子，能量也可以不同。
不同能量的电子分成不同的能级。
【提示】①每个能层所包含的能级数等于该能层的序数n，且能级总是从s能级开始，如：第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s和2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d和4f，依此类推。
②不同能层上的符号相同的能级中最多所能容纳的电子数相同，即每个能级中最多所能容纳的电子数只与能级有关，而与能层无关。
如s能级上最多容纳2个电子，无论是1s还是2s；p能级上最多容纳6个电子，无论是2p还是3p、4p能级。
③在每一个能层（n）中，能级符号的排列顺序依次是ns、np、nd、nf……④按s、p、d、f……顺序排列的各能级最多可容纳的电子数分别是1、3、5、7……的两倍，即分别是2、6、10、14……3、基态原子与激发态原子（1）基态原子为能量最低的原子。
基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
（2）基态原子与激发态原子相互转化与能量转化关系：4、构造原理与基态原子的核外排布随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如图的排布顺序，我们将这个顺序成为构造原理。
（1）它表示随着原子叙述的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向在各能级上依此排布：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。
每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。
s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。
3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。
其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。
二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。
常见的元素有锂、钠、钾等。
主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。
2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。
常见的元素有镁、钙、锶等。
广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。
3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。
硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。
4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。
硅广泛用于制备光伏材料等。
5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。
磷广泛用于生化、农业等领域。
6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。
硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。
7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。
氟在医药、农业等方面有广泛的应用。
8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。
氦广泛用于美容、制冷等方面。
三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。
元素周期表的基本结构和特点
元素周期表的基本结构和特点一、元素周期表的起源和发展•1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制出第一个元素周期表。
•随着化学元素的不断发现和核反应技术的进步，周期表逐渐完善和扩展。
二、元素周期表的基本结构•横行称为周期，竖列称为族。
•周期表共有7个周期，从第1周期到第7周期。
•周期表共有18个族，包括7个主族、7个副族、1个0族和1个第Ⅷ族。
三、周期表的排列规律•周期表中，元素的原子序数依次增加。
•周期表中，同一周期的元素电子层数相同，同一族的元素最外层电子数相同。
四、元素周期表的特点•周期表反映了元素的原子结构与元素性质之间的关系。
•周期表中，周期与周期的交界处往往是一些特殊元素的所在，如超铀元素。
•周期表中，族与族之间的过渡元素往往具有相似的化学性质。
五、元素周期表的应用•周期表是化学领域的重要工具，可以查找到元素的物理和化学性质。
•周期表有助于预测和解释新元素的发现及其可能的性质。
•周期表为化学教育和研究提供了系统的分类和归纳方式。
六、元素的命名和符号•元素以化学符号表示，符号通常由一个或两个字母组成。
•元素符号的第一个字母大写，第二个字母小写。
•元素名称通常以英文表示，也有一些元素的名称来源于其他语言。
七、周期表的拓展•周期表还包括了一些具有特定性质的元素，如过渡元素、镧系元素和锕系元素。
•周期表的研究还涉及到同位素、元素周期律的微观解释等方面。
以上是关于元素周期表的基本结构和特点的知识点介绍，希望对你有所帮助。
习题及方法：1.习题：元素周期表中有多少个周期？解题方法：回顾元素周期表的基本结构，周期表共有7个周期。
答案：7个周期。
2.习题：元素周期表中有多少个族？解题方法：根据元素周期表的基本结构，周期表共有18个族。
答案：18个族。
3.习题：请列举出周期表中的7个主族。
解题方法：根据元素周期表的基本结构，主族元素位于周期表的左侧。
答案：第1主族（碱金属族）、第2主族（碱土金属族）、第3主族（硼族）、第4主族（碳族）、第5主族（氮族）、第6主族（氧族）、第7主族（卤素族）。
元素周期表中的周期性变化与趋势
元素周期表中的周期性变化与趋势一、周期表的基本结构1.元素周期表是化学元素按照原子序数递增排列的表格。
2.表格分为横向称为周期，纵向称为族。
3.周期表共有7个周期，18个族。
二、周期性变化1.周期性变化指的是元素周期表中元素性质的周期性变化。
2.周期性变化包括原子半径、电负性、金属性、非金属性、价电子亲和能、价电子亲和序等。
3.原子半径：同周期从左向右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大。
4.电负性：同周期从左向右电负性逐渐增强，同族从上到下电负性逐渐减弱。
5.金属性：同周期从左向右金属性逐渐减弱，同族从上到下金属性逐渐增强。
6.非金属性：同周期从左向右非金属性逐渐增强，同族从上到下非金属性逐渐减弱。
7.价电子亲和能：同周期从左向右价电子亲和能逐渐增大，同族从上到下价电子亲和能逐渐减小。
8.价电子亲和序：同周期从左向右价电子亲和序逐渐增大，同族从上到下价电子亲和序逐渐减小。
三、趋势分析1.同周期趋势：原子半径、电负性、金属性、非金属性、价电子亲和能、价电子亲和序都随着原子序数的增加而呈现周期性变化。
2.同族趋势：原子半径、电负性、金属性、非金属性、价电子亲和能、价电子亲和序都随着原子序数的增加而呈现规律性变化。
3.过渡元素趋势：过渡元素具有较高的熔点、沸点、硬度和催化性能。
4.主族元素趋势：主族元素具有较强的化学活性，参与化学反应。
5.稀有气体趋势：稀有气体具有稳定的电子层结构，不易与其他元素发生化学反应。
6.选择催化剂：根据过渡元素的活性选择合适的催化剂。
7.判断化合物类型：根据元素的位置判断化合物的类型，如离子化合物、共价化合物等。
8.预测化学反应：根据元素的活性预测化学反应的可能性。
9.设计合成路线：根据元素的化学性质设计合成路线。
元素周期表中的周期性变化与趋势是化学学习中重要的知识点。
掌握元素周期表的基本结构、周期性变化和趋势分析，能够帮助我们更好地理解元素的性质，预测化学反应，为化学研究和应用提供理论依据。
大学无机化学大一下知识点
大学无机化学大一下知识点无机化学是化学科学的重要分支之一，主要研究无机物质的性质、合成方法和应用。
大学无机化学的学习内容相当庞杂，其中包括了无机元素、无机化合物的基本特性，以及它们在生活和工业中的应用。
本文将对大学无机化学大一下的主要知识点进行梳理和介绍。
一、金属元素和金属化合物大一下学期，通常会学习到一些金属元素和金属化合物的基本知识。
金属元素具有良好的导电性、导热性和延展性，在工业生产和日常生活中有着广泛的应用。
常见的金属元素有铁、铜、锌等。
金属化合物是由金属离子和非金属离子共同组成的化合物。
其特点是具有良好的导电性和导热性，常常呈现出金属的光泽和延展性。
例如，氯化钠是一种常见的金属化合物，在食盐的生产中有着重要的应用。
二、过渡金属和配位化合物过渡金属是指位于周期表中的d区元素，它们的主要特点是电子结构较为复杂，具有多种化合价状态和配位数。
常见的过渡金属有铁、铜、钴等。
过渡金属的配位化合物是指通过配位键与其他物质形成的化合物。
配位键是由配体提供的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
在配位化合物中，过渡金属离子通常处在一个配位多面体的中心位置，被多个配体包围着。
这些配位化合物具有特殊的光谱性质和生物活性，被广泛应用于材料科学、医学和生物化学等领域。
三、均相催化和非均相催化催化是一种加速化学反应速率的方法。
均相催化是指反应物和催化剂在反应体系中处于相同的相态，常用气相或溶液相进行催化反应。
非均相催化是指反应物和催化剂在反应体系中处于不同的相态，常用固定相催化剂进行催化反应。
催化剂是催化反应中起到降低活化能、提高反应速率的物质。
催化剂通过提供新的反应通道，改变反应物的反应机理，从而加速反应速率。
催化剂通常具有较高的表面积和活性位点，能够与反应物发生吸附，并降低反应的活化能。
四、晶体结构和固体化学晶体结构研究的是晶体中原子或离子的排列方式以及构成晶胞的结构单元。
晶体是具有周期性排列的固体物质，具有良好的光学、电学和热学性质。
元素知识点总结初中
元素知识点总结初中一、元素的概念元素是物质世界的基本构成单位，是由一种原子组成的纯净物质。
每个元素都有自己独特的原子结构和化学性质。
二、元素的分类根据其性质和位置，元素可以被分类。
最常用的分类方法是根据原子的结构来分。
元素被分为金属元素、非金属元素和过渡金属元素。
1. 金属元素金属元素是指具有典型金属性质的元素，其特点是有良好的导电性和导热性，并且通常是固体。
常见的金属元素有铁、铜、铝、锌等。
2. 非金属元素非金属元素是指不具备典型金属性质的元素。
它们通常是易碎脆的固体、气体或液体。
常见的非金属元素有氧、氮、硫、碳等。
3. 过渡金属元素过渡金属元素是位于周期表中的d区元素，其共同特点是具有良好的电导性和热导性。
它们通常是金属状的固体，但有时也会出现液态。
常见的过渡金属元素有铁、铜、铬、银等。
三、元素的周期表元素周期表是一种按照元素相似性排列的表格。
这种排列方式可以清晰地显示元素之间的共同性和区别。
元素周期表通过其周期性发现和总结元素的性质和规律。
1. 周期表的结构元素周期表通常由水平排列的周期和垂直排列的族组成。
周期数是指原子核外电子层的个数，而族数则是原子的化学性质相似的元素的同一垂直列。
2. 元素周期表的规律元素周期表展现出许多有规律的性质。
最显著的规律是周期性的变化，包括原子半径、电负性、电离能和金属性。
周期增长则是指在元素周期表上相邻元素间性质的变化规律。
四、常见元素的性质不同元素拥有不同的原子结构和化学性质。
以下是一些常见元素的性质总结：1. 氧气氧气是一种无色、无味、无臭的气体。
它是最常见的气体之一，占据了地球大气的 21%。
氧气对生物和燃烧过程具有重要的影响。
2. 碳碳是一种非金属元素，常见于自然界中的机体化合物。
碳是有机化合物的基础元素，例如：葡萄糖、蛋白质、脂肪等都含有碳。
3. 氢氢是一种气体，是原子量最小的元素。
它可以和氧气结合成水，还可以和其他元素结合成不同的化合物。
4. 氟氟是一种非金属元素，具有很强的氧化性。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结元素周期表是化学中非常重要和基础的知识。
它是按照元素的原子序数将元素按一定的规律排列而成的表格。
通过研究元素周期表，我们能够理解元素的各种性质、结构和规律，揭示出元素之间的关系，进而推动了化学科学的发展。
下面将对高中化学元素周期律的知识点进行总结。
一、元素周期表的结构元素周期表由横行和纵列组成。
横行称为周期，纵列称为族。
现代元素周期表有18个周期和7个主族，其中1A-2A族为s 区，3A-8A族为p区，3B-2B族为d区，4B-7B族为f区。
元素周期表按照元素的原子序数从小到大排列，每个周期的元素数量逐渐增加。
二、周期表中元素的基本信息元素周期表中每个元素都有一定的基本信息，包括元素的原子序数、原子符号、元素名称、相对原子质量、元素的电子排布等等。
这些信息帮助我们了解元素的基本特征。
三、周期表中元素的周期性变化规律元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，元素的性质也会出现周期性的变化。
这些变化可以总结为以下几个方面：1. 原子半径的变化规律：在周期表中，原子半径从左往右逐渐减小，从上往下逐渐增大。
这是由于核电荷数的增加和电子层的增多占据的空间结果所产生的。
2. 电离能的变化规律：在周期表中，电离能从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。
这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所导致的。
电离能大的元素往往具有较强的还原性，而电离能小的元素往往具有较强的氧化性。
3. 电负性的变化规律：在周期表中，电负性从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。
这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所造成的。
电负性大的元素往往具有吸电子的能力，而电负性小的元素往往具有放电子的能力。
4. 金属性和非金属性的变化规律：金属元素主要集中在左下角和中间区域，非金属元素主要集中在右上角和下面的区域。
金属性的增加伴随着原子半径的增大，电离能的减小，电负性的减小等特征。
四、周期表中的主族元素和过渡元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡元素两类。
元素相关知识点总结
元素相关知识点总结元素是构成万物的基本物质单位，它们以自己独特的方式组合在一起，形成了各种物质。
在化学中，元素是不能被分解为其他物质的，因此它们是化学反应的基本单位。
本文将围绕元素的基本性质、分类、周期表和化学结合等方面展开。
一、元素的基本性质元素是由原子构成的，每个元素都有其独特的原子结构和化学性质。
原子由原子核和围绕核的电子组成。
原子核中包含质子和中子，而电子则围绕原子核运动。
元素的性质主要由其原子结构决定，包括原子序数、原子量、化学价、原子半径、电负性等。
1. 原子序数：元素的原子序数代表其在周期表中的位置，也代表了元素中质子的数量。
原子序数越大，元素的原子结构越复杂，也常常意味着元素的原子量越大。
2. 原子量：原子量代表了元素相对于碳-12的相对原子质量，它是一种无量纲量。
原子量的大小决定了元素在化学反应中的摩尔比。
3. 化学价：元素的化学价代表了该元素在化合物中的化合价，即元素与其他元素结合时所具有的电荷。
不同元素的化学价不同，这也决定了不同元素在化学反应中的行为。
4. 原子半径：原子半径代表了原子的大小，它是原子结构中的一个重要参数。
原子半径的大小决定了元素的化合物中的配位数、密度等性质。
5. 电负性：电负性代表了元素的亲电性或者亲核性，它是描述元素在化学反应中的电子亲和力的重要指标。
不同元素的电负性差异会影响到元素之间的化学键合。
二、元素的分类元素可以按照不同的标准进行分类，包括原子序数、电子排布、化学性质等。
根据原子序数的不同，元素可以分为金属元素、非金属元素和过渡金属元素。
金属元素通常具有良好的导电性和导热性，而非金属元素则多数是不良导体。
过渡金属元素则位于周期表中的D 区，它们通常具有良好的催化性和磁性。
根据化学性质的不同，元素可以分为活泼金属、活泼非金属和惰性气体。
活泼金属易于与其他元素形成离子化合物，而活泼非金属则常常形成共价化合物。
根据电子排布的不同，元素可以分为主族元素、次族元素、稀土元素和放射性元素。
高中化学【原子结构与元素周期表】教材精讲鲁科版
《物质结构与性质》（鲁科版）原子结构与元素周期表教材精讲知识点一、能级的能量次序1、角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越大，其能量越高。
如E2p＜E3p＜E4p＜E5p。
2、主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而升高，即发生“能级分裂”现象。
如E4s＜E4p＜E4d＜E4f。
3、主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂。
如E4s＜E3d＜E4p,这种现象称为“能级交错”。
一般规律是ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np。
【温馨提示】基态原子中，能级的能量由低到高的顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p（鲍林近似能级图）。
例1、（原创）基态原子中，下列各组能级能量的比较中，错误的是（）A、E3s＜E4pB、E2s＜E4sC、E4d＜E4pD、E5s＜E4d解析：基态原子中，能级的能量由低到高的顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p。
答案：C。
方法技巧：先比较主量子数n的大小，再比较角量子数l的大小，同时注意“能级交错”的规律。
【变式训练1】（原创）请根据所学知识填空：已知某基态原子中3个电子的主量子数和角量子数分别为①n＝3，l＝2②n＝3，l＝1③n＝2，l＝1，这些电子所处的能级可表示为①，②，③，这些能级按能量由低到高的顺序为（用序号表示）。
知识点二、基态原子核外电子的排布原则基态原子核外电子的排布遵循一般三个原则：能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。
1、能量最低原则：通常情况下，电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这就是构造原理。
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原则。
【温馨提示】能量由低到高的顺序为：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p。
化学第12单元知识点
化学第12单元知识点化学是一门涉及到物质和其变化的科学。
其研究的范畴非常广泛，包括物质的结构、性质、变化等方面。
其中，第12单元是化学知识体系的一个重要组成部分，主要研究过渡元素及其化合物。
本文将从多个角度来解析化学第12单元的知识点。
一、过渡元素及其特性过渡元素是指在元素周期表中d区内的元素，其特点是具有不完整的d-电子层结构。
过渡元素在物质结构及其性质中发挥着重要的作用，因此研究过渡元素是化学领域中的一个热门课题。
过渡元素具有许多特性，比如电子亲和能、电离能、化合物稳定性等。
其中，以电子亲和能为例，过渡元素的电子亲和能通常比典型元素较低，这是因为d电子的屏蔽效应较弱。
二、配位化合物的结构和性质配位化合物是指由中心离子和周围的配体组成的化合物。
配位化合物已经成为化学研究的重要领域之一，其结构及其性质对于物质的性质及其应用具有重要的意义。
配位化合物的结构与配体的性质密切相关。
一般来说，配体的性质越好，与中心离子的配位能力就越强，从而形成更为稳定的配位化合物。
此外，配位化合物还具有重要的光电性质，如光度、发光强度、荧光寿命等，这些性质对于光电材料的研究及其应用均有着重要的作用。
三、配位聚合物配位聚合物是指由多个配位单元组成的具有高分子结构的化合物，常常表现出多种独特的性质。
目前研究人员已经利用配位聚合物制备了多种新型材料，并在光电、磁学、荧光等领域中得到了广泛的应用。
配位聚合物的结构与其物性密切相关。
从结构上看，配位聚合物的链上通常具有多种配体，因此其结构高度分散，并且具有一定的柔性和变形性，从而导致其具有独特的物性。
配位聚合物的物性则与链的长度、配体的性质、内部交联等因素有关。
一般来说，配位聚合物的物性随其分子量的增加而逐渐增强。
四、催化剂的研究催化剂是一种能够加速化学反应进程的物质，广泛应用于化学合成、环境保护等方面。
现代化学研究中，催化剂已经成为一项非常重要的研究领域。
催化剂的研究主要包括催化剂的合成、表征、催化机理等方面。
元素周期表高三知识点
元素周期表高三知识点元素周期表是化学中非常重要的工具，它以一种系统的方式展示了所有已知元素的基本信息。
高三学生需要对元素周期表的结构、元素的排列规律以及元素属性进行深入了解。
本文将着重介绍元素周期表的基本构成和高三学生需要掌握的关键知识点。
一、元素周期表的基本构成元素周期表通常由一张方格状的表格组成，每个格子代表一个元素。
每个元素的格子包含了以下信息：1. 元素符号：表示元素的简称，通常由一个或两个大写字母组成，比如氢元素的符号是H。
2. 原子序数：表示元素的原子编号，即元素的序数。
原子序数通常以小写字母的形式写在元素符号的左下方，比如氢元素的原子序数是1。
3. 原子量：表示元素的相对原子质量，通常以大写字母的形式写在元素符号的上方，比如氢元素的原子量是1.008。
注意，元素的原子量可以是整数，也可以是小数。
4. 分组：表示元素所在的主族或副族。
元素周期表通常由左至右、由上至下地分为18个分组，每个分组具有相似的化学性质。
5. 周期：表示元素所在的周期。
元素周期表通常由上至下地分为7个周期，周期数增加时，原子半径和电负性逐渐增加。
二、元素周期表的排列规律元素周期表的排列按照一定的规律进行，这些规律有助于学生理解元素的性质和相互关系。
1. 元素的周期性重复性：元素周期表的排列是按照原子序数的增加顺序进行的，每个周期从一组主族元素开始，以一组副族元素结束，然后下一个周期继续。
这种周期性排列反映了元素性质的周期性重复性。
2. 主族和副族元素：主族元素是周期表中从1A到8A的元素，副族元素是周期表中从1B到8B的元素。
主族元素具有相似的物理和化学性质，而副族元素相对于主族元素而言，具有较多的过渡金属特性。
3. 元素周期表的分区：元素周期表还可以划分为s区、p区、d 区和f区等。
其中，s区包含主族元素的最后一个电子壳层，p区包含主族元素的倒数第二个电子壳层，d区包含副族元素的倒数第二个电子壳层，f区包含副族元素的倒数第三个电子壳层。
无机化学(材料化学)课程教学大纲
无机化学课程教学大纲课程名称：无机化学英文名称：Inorganic Chemistry课程编号：x2030471学时数：56其中实践学时数：0 课外学时数：0学分数：3.5适用专业：材料化学一、课程简介本课程是材料化学专业学生的专业基础课。
本课程讲授了化学反应原理、物质结构的基础理论、元素、单质及无机化合物的基本知识；是后续化学课程及相关专业课程学习的基础。
通过对本课程的学习，学生掌握化学反应原理、物质结构的基础理论、元素、单质及化合物的基本知识；培养学生自学能力，使之具有自学无机化学书刊的能力；培养学生学以致用的能力，使之具有解决一般无机化学问题的能力。
二、课程目标与毕业要求关系表三、课程教学内容、基本要求、重点和难点（一）气体及热化学基础1.要求学生熟练掌握理想气体状态方程式及其应用、气体分压定律及其应用、盖斯定律及其应用；了解分压、体系、环境、状态、功、热及热力学能等概念；理解热力学第一定律，理解焓、焓变的概念，掌握状态函数和标准摩尔生成焓的概念。
2.重点：状态函数的概念及特点，标准生成焓的概念，理想气体状态方程式和分压定律的应用，运用盖斯定律和标准生成焓计算反应热。
3.难点：状态函数、焓及标准生成焓的理解。
（二）化学反应速率和化学平衡1.要求学生了解化学反应速率，基元反应和反应级数的概念，理解浓度对反应速率的影响和温度对反应速率的影响，熟练掌握质量作用定律，了解速率理论，并能用活化能和活化分子的概念说明浓度、温度和催化剂对反应速率的影响，了解影响反应速率的因素。
要求学生理解可逆反应与化学平衡的概念，掌握标准平衡常数ΘK 及其应用，掌握化学平衡的移动的规律，掌握热力学第二定律及热力学第三定律，掌握有关化学平衡组成的计算。
要求学生熟练掌握标准摩尔反应焓变、标准摩尔反应熵变和标准摩尔反应吉布斯函数变的关系，熟练掌握ΘK 与Θ∆m r G 的关系，熟练掌握Θ∆mr G 和m r G ∆的计算方法，熟练掌握转变温度的计算方法，熟练掌握吉布斯函数判据，熟练掌握通过计算判断反应方向和反应程度的方法。
高中化学必修一知识点归纳总结
高中化学必修一知识点归纳总结一、基本概念与定义1. 物质的量：表示一定数量粒子的集合体，单位是摩尔（mol）。
2. 阿伏伽德罗常数：1摩尔物质中所含有的粒子数，约为6.022 x 10^23。
3. 物质的量浓度：单位体积溶液中所含物质的量，单位是摩尔每升（mol/L）。
4. 溶液的pH值：表示溶液酸碱性的量度，pH = -log[H+]。
5. 氧化还原反应：一种化学反应，其中电子从一个物质转移到另一个物质。
二、元素周期表1. 元素周期律：元素的性质随原子序数的增加呈现出周期性变化。
2. 周期表的分区：分为s区、p区、d区、ds区和f区。
3. 主族元素：周期表中s区和p区的元素。
4. 过渡元素：周期表中d区的元素。
5. 稀有气体：周期表中最后一组元素，化学性质稳定。
三、化学键1. 离子键：正负离子之间的静电吸引力。
2. 共价键：两个或多个原子共享电子对形成的化学键。
3. 金属键：金属原子间的电子共享，形成“电子海”。
4. 氢键：分子间的一种较弱的相互作用力。
四、化学反应原理1. 化学反应速率：单位时间内反应物质的消耗速度或生成物质的生成速度。
2. 化学平衡：反应物和生成物浓度不再变化的状态。
3. 莱-夏特列原理：当一个处于平衡状态的系统受到外部条件改变时，系统会自发地调整，使得这种改变被抵消。
4. 酸碱理论：布朗斯特-劳里酸碱理论，酸是质子（H+）的供体，碱是质子的受体。
五、溶液与电解质1. 溶液：一种或几种物质分散在另一种物质中形成的均一混合物。
2. 饱和溶液：在一定温度下，溶质在溶剂中的溶解达到最大值的溶液。
3. 电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的物质。
4. 非电解质：在水溶液或熔融状态下不导电的物质。
六、常见物质的性质与变化1. 酸碱盐的性质：酸能与碱反应生成盐和水，盐能与酸或碱反应。
2. 氧化还原反应的特征：氧化剂得到电子被还原，还原剂失去电子被氧化。
3. 沉淀反应：两种溶液混合时生成不溶于水的固体（沉淀）的反应。
化学元素周期表知识点整理
化学元素周期表知识点整理化学元素周期表是化学学科中最重要的工具之一，它以一种有序的方式呈现了各种化学元素的信息。
对于学习化学的人来说，深入理解元素周期表是掌握化学知识的关键。
首先，我们来了解一下元素周期表的结构。
元素周期表是一个长方形的表格，横行称为周期，纵列称为族。
周期表共有 7 个周期，18 个族。
其中，1、2、3 周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7周期由于尚未填满元素，称为不完全周期。
在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，原子序数逐渐增大，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多。
而同一族的元素，从上到下，电子层数逐渐增多，化学性质具有相似性。
元素周期表中的元素按照原子序数递增的顺序排列。
原子序数等于质子数，质子数决定了元素的种类。
接下来，我们看看元素周期表中的元素性质呈现出的周期性规律。
原子半径是一个重要的性质。
同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。
这是因为随着核电荷数的增加，对核外电子的吸引力增强，使得原子半径减小。
同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，这是由于电子层数增多，原子核对最外层电子的吸引力减弱。
元素的化合价也呈现出周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于它所在的族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于最高正化合价减去 8。
金属性和非金属性是元素的重要性质。
同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的金属性强弱可以通过单质与水或酸置换出氢的难易程度、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等来判断。
金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
元素的非金属性强弱可以通过单质与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等来判断。
非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
再说说元素周期表中的分区。
高中化学知识点总结及公式大全
高中化学知识点总结及公式大全1. 原子结构与元素周期表- 原子由原子核和电子云组成，原子核包含质子和中子。
- 元素周期表按原子序数排列，分为s、p、d、f区。
- 元素周期表中的元素按照电子排布规律进行分类。
2. 化学键与分子结构- 离子键：由正负离子之间的静电吸引力形成。
- 共价键：由原子间共享电子对形成。
- 金属键：由金属原子释放的自由电子与正离子之间的电磁力形成。
- 分子结构：分子中原子的排列方式，包括线性、V形、三角锥形等。
3. 化学计量学- 摩尔（mol）：表示物质的量的单位，1摩尔物质包含6.022 x10^23个粒子。
- 摩尔质量：1摩尔物质的质量，单位为克/摩尔（g/mol）。
- 摩尔浓度：溶液中溶质的摩尔数除以溶液体积（L）。
4. 化学反应与化学方程式- 化学反应：原子重新排列形成新物质的过程。
- 化学方程式：表示化学反应的式子，包括反应物、生成物和反应条件。
- 平衡常数（K）：表示化学反应达到平衡时，生成物和反应物浓度的比值。
5. 酸碱理论- 酸：能够释放氢离子（H+）的物质。
- 碱：能够释放氢氧根离子（OH-）的物质。
- pH值：表示溶液酸碱性的数值，范围从0到14。
6. 氧化还原反应- 氧化：物质失去电子的过程。
- 还原：物质获得电子的过程。
- 氧化还原反应：同时发生氧化和还原的化学反应。
7. 溶液与溶解度- 溶液：一种或多种物质均匀分散在另一种物质中形成的均相混合物。
- 溶解度：在一定条件下，溶质在溶剂中的最大溶解量。
8. 气体定律- 波义耳定律：在恒温条件下，气体的压强与其体积成反比。
- 查理定律：在恒压条件下，气体的体积与其温度成正比。
- 盖-吕萨克定律：在恒压条件下，气体的体积与其温度成正比。
9. 热化学- 焓变（ΔH）：化学反应中系统吸收或释放的热量。
- 熵变（ΔS）：系统混乱度的变化。
- 吉布斯自由能（ΔG）：反应自发进行的趋势。
10. 电化学- 电池：通过化学反应产生电能的装置。
物质结构与性质知识点总结
物质结构与性质知识点总结专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。
专题二第一单元1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。
2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。
3.了解电子层、原子轨道的概念。
4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。
知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。
5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。
第二单元1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。
2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。
3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。
（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键）4.了解第一电离能和电负性的简单应用。
专题三第一单元1.了解金属晶体模型和金属键的本质。
2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。
了解金属原子化热的概念。
3.知道影响金属键强弱的主要因素。
认识金属物理性质的共性。
4.认识合金的性质及应用。
注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。
第二单元1.认识氯化钠、氯化铯晶体。
2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。
3.知道影响晶格能大小的主要因素。
4.离子晶体中离子的配位数不作要求。
第三单元1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。
2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。
认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。
3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。
注：大π键不作要求4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。
5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。
第四单元1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。
2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。
高考化学知识点d区ds区
高考化学知识点d区ds区高考化学是理科生必修的一门重要科目，其涵盖的知识点众多而繁杂。
在化学知识点中，D区和DS区是相当重要的，本文将围绕这两个区域展开论述。
在这个过程中，我们将深入探讨这些知识点，并尽可能给予足够的深度。
D区是指高中化学课程中的第四个区域，是全书的核心部分之一。
它主要包括物质的转化与能量变化、物质组成与结构之间的关系以及溶液的电离与浓度等内容。
在这一章节中，学生将深入了解物质的不同转化方式，例如化学反应和物理变化。
此外，他们还会研究各种物质间的能量转化，如燃烧、吸热和放热反应。
通过学习这些内容，学生将能够更好地理解物质的性质和特点，并更深入地了解化学反应的机制和规律。
在D区的学习中，核心的一个部分是化学反应的平衡。
学生将学习如何确定反应的平衡常数，并了解如何改变平衡条件以实现更理想的反应结果。
此外，他们还将学习如何在平衡条件下计算反应的浓度，并了解Chemical Equilibrium Principle的基本原理。
DS区是高中化学课程中的第五个区域，也是化学知识的重要组成部分之一。
它主要涵盖化学动力学、溶液与电解以及有机化学等内容。
在这一章节的学习中，学生将了解化学反应的速率变化规律，以及如何通过调整不同因素来控制反应速率。
此外，学生还将了解到如何利用速率方程式和速率常数来描述化学反应的速率。
在DS区的学习中，有机化学也是一个重要的知识点。
有机化学是研究有机化合物的性质、结构和变化的学科。
它有助于我们了解碳氢化合物、官能团的性质以及它们之间的反应。
通过学习有机化学，学生将能够更好地理解和预测有机反应的过程和结果。
除了D区和DS区的基本知识点之外，还有一些相关的实验技巧和实践操作是不可忽视的。
在化学实验中，正确的操作流程和技巧对于实验结果的准确性和可靠性至关重要。
通过实验，学生将能够更深入地理解和应用他们在课堂上学到的化学知识。
总之，D区和DS区是高中化学中不可或缺的重要知识点。
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1、三个过渡系：第一过渡系——第四周期元素从钪(Sc)到锌(Zn);第二过渡系——第五周期元素从钇(Y)到镉(Cd);第三过渡系——第六周期元素从镥(Lu)到汞(Hg);2、d区元素除 B族外，过渡元素的单质都是高熔点、高沸点、密度大、导电性和导热性良好的金属;3、第一过渡系元素的单质比第二、三过渡系元素的单质活泼;4、d区元素的颜色:第一过渡系金属水合离子的颜色：由d10和d0构型的中心离子所形成的配合物，在可见光照射下不发生d-d跃迁；而d1~d9构型的中心离子所形成的配合物，在可见光的照射下会发生d-d跃迁；对于某些具有颜色的含氧酸根离子，如：VO 43-(淡黄色)、CrO 42-(黄色)、MnO 4-(紫色)等，它们的颜色被认为是由电荷迁移引起的; 5、(1)钛(Ti)是银白色金属，其表面易形成致密的氧化物保护膜，使其具有良好的抗腐蚀性，特别是对湿的氯气和海水具有良好的抗腐蚀性能；(2)加热TiO 22nH O 可得到白色粉末状的TiO 2:3002222CTiO nH O TiO nH O −−−→+;(3)自然界中存在的金红石是TiO 2的另一种存在形式，由于含少量的铁、铌、钒、钽等而呈红色或黄色;(4)TiO 2在工业上用作白色涂料和制造钛的其他化合物； (5) TiO 2+H 2SO 4(浓)=TiOSO 4+H 2O ; TiO 2+2C(s)=Ti(s)+2CO(s) ; (6)制取Ti 的方法：通常用TiO 2、碳和氯气在800C~900C 时进行反应：800~900224222C CTiO C Cl TiCl CO ++−−−−→+ ;用Mg 还原TiCl 4: TiCl 4+2Mg=Ti+2MgCl 2 ; (7)TiCl 4在加热的情况下：2TiCl 4+H 2=2TiCl 3+2HCl ;(8)Ti 4+由于电荷多，半径小，使它具有强烈的水解作用，甚至在强酸溶液中也未发现有[Ti(H 2O)6]4+的存在，Ti 4+在水溶液中是以钛氧离子(TiO 2+)的形式存在；(9)在中等酸度的Ti 4+的盐溶液中加入H 2O 2：TiO2++H2O2=[TiO](H2O2)]2+(橘黄色) ;(10)在酸性溶液中用Zn还原TiO2+时，可形成紫色的[Ti(H2O)6]3+(可简写成Ti3+):2TiO2++Zn+4H+=2Ti3++Zn2++2H2O ;(11)向含有Ti3+的溶液中加入碳酸时：2Ti3++3CO32-+3H2O=2Ti(OH)3(s)+3CO2;(12)在酸性溶液中，Ti3+是一种比Sn2+略强的还原剂，它易被空气中的氧所氧化：4Ti3++2H2O+O2=4TiO2++4H+;(13)有机化学中常用Ti3+来证实硝基化合物的存在，它可将硝基还原为氨基：RNO2+6Ti3++4H2O=RNH2+6TiO2++6H+;6、(1)钒在自然界中的存在极为分散，很少可以见到钒的富矿；(2)钒是银灰色金属，在空气中是稳定的，其硬度比刚大；(3)钒对于稀酸也是稳定的，但在室温下，它能溶于王水或硝酸中，生成VO2+；浓硫酸和氢氟酸仅在加热条件下与钒发生作用；(4)加热时。
钒可以与大多数非金属反应；(5)钒原子的价层电子构型为3d34s2;V5+的化合物都是反磁性的，有些是无色的;V的+4，+3，+2价化合物都是顺磁性的，常呈现颜色；(6)钒的化合物都有毒：V2O5+6NaOH=2Na3VO4+3H2O ;V 2O 5+H 2SO 4=(VO 2)2SO 4(硫酸钒酰)+H 2O ;(7)灼烧NH 4VO 3时： 43253222NH VO V O NH H O ∆−−→++; V 2O 5是两性偏酸的氧化物，易溶于强碱溶液，在冷的溶液中正钒酸盐34M VO I ，在热的溶液中形成偏钒酸盐3M VO I :在加热条件下，V 2O 5也可以与Na 2CO 3作用生成偏钒酸盐： (8)V 2O 5是较强的氧化剂：22522622()3V O H Cl VO Cl H O ∆+-+++−−→++蓝色 ; 在有SO 32-的溶液中，V2O5可溶解： V 2O 5+SO 32-+4H +=2VO 2++SO 42-+2H 2O ; (9)V 2O 5在加热情况下的一些反应： VO 4VCl V 2O 5 2O 3;(10)酸性溶液中钒的各种离子：(11)VO 2+具有较强的氧化性，易被还原为VO 2+:2VO 2++SO 32-=2VO 2++SO 42-+H 2O ; 用KMnO 4溶液可把VO 2+氧化为VO 2+: 5VO 2++H 2O+MnO 4-=5VO 2++Mn 2++2H + ;(12)V 3+在水溶液中并不十分稳定，特别是在碱性条件下很容易被空气中的氧所氧化，V 2+具有较强的还原性，V 2+的化合物能从水中置换出H 2;7、钼、钨、钨都是灰白色金属，它们的熔、沸点都很高，铬是金属中最硬的，表面易形成一层氧化膜，从而降低了它们的活泼性；8、(1)铬原子的价层电子构型为3d 54s 1; (2)水溶液中铬的各种离子：(3)通常由铬铁矿借助于碱熔法制得Cr 6+的化合物：1000222322272324e()878a 28CF CrO Na CO O N Cr O Fe O CO ++−−−−→++约;再在Na 2CrO 4溶液中加入适量的H 2SO 4: 2Na 2CrO 4+H 2SO 4=Na 2Cr 2O 7+Na 2SO 4+H 2O ;(4)以K2Cr2O7为原材料：(NH4)2Cr2O72K2Cr2O)(5)氯化铬酰是深红色易挥发的液体，有较强的氧化性；易吸水放出HCl，本身变为CrO3(铬酐):CrO2Cl2+H2O=CrO3+2HCl ;(6)CrO3在冷却的条件下与氨水作用:3324222r O2()C N H H O N H C r O++−−−→冷却;(7)有些铬酸盐比重铬酸盐难溶于水：22272422(s,)+2Pb Cr O H O PbCrO H+-+−−→++←−−黄色;2+227242a2aCrO(s,)+2B Cr O H O B H-+−−→++←−−淡黄;2272244g2(,)+2A Cr O H O Ag CrO s H+-+−−→++←−−砖红;(8)在Cr2O72-的溶液中，加入H2O2和乙醚时，有蓝色的过氧化物CrO(O2)2.(C2H5)2O生成，这一反应用来鉴定溶液中是否有Cr6+存在；(9)Cr2O72-具有较强的氧化性，而CrO42-的氧化性较差：Cr2O72-+6Fe2++14H+=6Fe3++2Cr3++7H2O;Cr2O72-+6I-+14H+=3I2+2Cr3++7H2O ;Cr2O72-+3H2S+8H+=3S(s,黄色)+2Cr3++7H2O ;Cr2O72-+3Sn2++14H+=3Sn4++2Cr3++7H2O ;Cr 2O 72-+3SO 32-+8H +=3SO 42-+2Cr 3++4H 2O ; K 2Cr 2O 7(s)+14HCl(浓)=3Cl 2+2CrCl 3+2KCl+7H 2O; (10) (NH 4)2Cr 2O 7晶体受热分解：17042272223()4CNH Cr O N H O Cr O −−−→++ ;Cr 2O 3俗称铬绿，可做绿色颜料; (11)在Cr 3+的溶液中加入碱至过量： Cr 3++3OH -=Cr(OH)3(s,灰绿色) ; Cr(OH)3+OH -=[Cr(OH)4]-(亮绿色) ; 溶液颜色由灰绿色变为亮绿色;(12)在酸性中，使Cr 3+氧化为Cr 2O 72-比较困难，需要采用氧化性更强的氧化剂，如S 2O 82-(过硫酸根离子)：32222822742r 37614Ag C S O H O Cr O SO H ++---+++−−−→++;在碱性溶液中，把[Cr(OH)4]-氧化为铬酸盐比较容易： [Cr(OH)4]-+3H 2O 2+2OH -=2CrO 42-+8H 2O ;(13)32232()3()Cr OH H O Cr O ∆−−→+绿, Cr 2O 3(铬绿)； 2234r 32()C O Cr O ∆+−−→绿 ; 2Cr 3++3S 2-+6H 2O=Cr(OH)3(s,灰绿)+3H 2S ;2Cr 3++3CO 32-+3H 2O=2Cr(OH)3(s,灰绿)+3CO 2(g);(14)在含有[Cr(H 2O)6]3+的溶液中加入锌粉，可得到蓝色的[Cr(H 2O)6]2+:2Cr 3++Zn=2Cr 2++Zn 2+ ;当有Ac -存在时，可看到难溶的、粉红色的Cr 2(Ac)4.2H 2O 生成;9、(1)锰在自然界中主要以软锰矿MnO 22xH O 的形式存在; (2)块状锰是白色金属，质硬而脆：23432Mn O Mn O ∆+−−→ ,Mn+X 2=MnX 2(X F ≠) ; Mn+F 2=MnF 4和MnF 3 ; Mn+2H 2O=Mn(OH)2(s,白)+H 2 ;22422432n 2Mn KOH O K M O H O ++−−−→+熔融;Mn+2H +(稀)=Mn 2++H 2(g) ;(3) KMnO 4晶体(紫红色或近乎黑色) ; K 2MnO 4(暗绿色) , MnO 2粉末(黑色); MnSO 4.7H 2O 晶体(肉红色) ;MnCl 2.4H 2O(肉红色) ; (4)水溶液中的锰的各种离子：(5)以软锰矿制取KMnO 4时：23242363n O 3M n O K O H K C l O K M K C lH O++−−−→++熔融; 再用氯气氧化：2K 2MnO 4+Cl 2=2KMnO 4+2KCl ; (6)MnO 4-的空间构型为四面体型;(7) 20042422C KMnO K MnO KCl O −−−−→++以上; MnO 4-在不同条件下：2MnO 4-+SO 32-+2OH-(浓)=2MnO 42-+SO 42-+H 2O ; MnO 4-+3SO 32-+H 2O=2MnO 2(s)+3SO 42-+2OH - ; 2MnO 4-+5SO 32-+6H +=2Mn 2++5SO 42-+3H 2O ; 2MnO 4-+5H 2C 2O 4+6H +=2Mn 2++10CO 2+8H 2O ; (8)通常用棕色瓶装KMnO 4溶液：MnO 4-+4H +=4MnO 2+2H 2O+3O 2 (中性或弱碱性); 4MnO 4-+4OH -=4MnO 42-+O 2+2H 2O (浓碱); 2MnO 4-+5H 2S+5H +=2Mn 2++5S+8H 2O ; 6MnO 4-+5S+8H +=6Mn 2++5SO 42-+4H 2O ;(9) MnO 4-在微酸性条件下通入CO 2或加入醋酸，甚至在中性条件下，可发生歧化反应：3MnO 42-+4H +=2MnO 4-+MnO 2+2H 2O ; 3MnO 42-+2CO 2=MnO 2+2MnO 4-+2CO 32- ; (10)在酸性溶液中，MnO 2具有强氧化性：22442222()2nSO 2MnO H SO M O H O ∆+−−→++浓 ; 22224()22MnO HCl MnCl Cl H O ∆+−−→++浓 ; (11)加热MnO 2可分解为Mn 3O 4和O 2：53023423CMnO Mn O O −−−→+ ; 在氢气流中加热MnO 2或Mn 3O 4:450~500222()+C C MnO H MnO H O +−−−−→绿色 ;34223Mn O H MnO H O ∆+−−→+ ;(12)向Mn 2+的溶液中加入OH -时：2222n()(s,)O Mn OH M OH +-−−−→+←−−−无白 ; 它在空气中很快被氧化：2Mn(OH)2+O 2=2MnO(OH)2(棕黄色) ； (13)Mn 2+的特征反应：2Mn 2++5NaBiO 3+14H +=2MnO 4-+5Bi 2++5Na ++7H 2O ;由于反应生成了MnO 4-而使溶液呈紫色，因此常用这一反应来检验溶液中是否存在微量的 Mn 2+；但是溶液中有Cl -存在时，溶液颜色变为紫红色后立即褪去，这是由于MnO 4-被还原为Cl -还原，当Mn 2+过多时，也会在紫红色出现后立即消失： 2MnO 4-+3Mn 2++2H 2O=5MnO 2+4H + ;10、(1)铁与冷的稀硝酸作用时，没有气态氮氧化合物生成： 4Fe+10H ++NO 3-=4Fe 2++NH 4++3H 2O ; 铁与热的稀硝酸作用时：Fe+4H ++NO 3-(较浓)=Fe 3++NO+2H 2O ; Fe+6H ++3NO 3-(浓)=Fe 3++3NO 2+3H 2O ; 冷的浓硝酸可使铁、钴、镍变成钝态； (2)铁的价层电子构型为：3d 64s 2;(3)铁的常见氧化物有红棕色的Fe 2O 3、黑色的FeO 、黑色的Fe 3O 4;600~70033232232()62C CFe NO Fe O NO O −−−−→++242e FeC O F O CO CO −−−−−→++隔绝空气加热;实验室常用上述反应制取Fe 2O 3或FeO;(4)向Fe 2+或Fe 3+的溶液中加入强碱或氨水：2333e()(,)O Fe OH F OH s +-+−−−→有红褐; 22+2e +2e()(,)O F OH F OH s -−−−→无白; 4Fe(OH)2+O 2+2H 2O=4Fe(OH)3(s) ,溶液颜色由白变灰绿，再变为红褐色;(5)在浓碱溶液中：2Fe(OH)3+3ClO -+4OH -=3Cl -+5H 2O+2FeO 42-(高铁酸根离子); 高铁酸根离子(FeO 42-)的颜色为紫红色;(6)带有结晶水的FeCl 3.6H 2O 易潮解，工业上常将其用作净水剂;(7)在酸性溶液中，Fe 3+是中强氧化剂：2Fe 3++2I -=2Fe 2++I 2 ;2Fe 3++H 2S=2Fe 2++S(s)+2H + ;2Fe 3++Fe=3Fe 2+ ;2Fe 3++Cu=2Fe 2++Cu 2+ ;2Fe 3++Sn 2+=Sn 4++2Fe 2+ ;(8)在Fe 2+的溶液中，加入KSCN 溶液，首先：Fe 2++2CN -=Fe(CN)2(s,白) ;过量时：Fe(CN)2+4CN -=[Fe(CN)6]4- ;用氯气氧化时：2[Fe(CN)6]4-+Cl 2=2[Fe(CN)6]3-+2Cl - ;(9)鉴定Fe 3+:xFe 3++xK ++x[Fe(CN)6]4-=[KFe(CN)6Fe]x (蓝色) ,普鲁士蓝; 鉴定Fe 2+:xFe 2++xK ++x[Fe(CN)6]3-=[Kfe(CN)6Fe]x , 滕氏蓝;两种鉴定均在酸性条件下;(10)用于鉴定NO 3-:3Fe 2++NO 3-+4H +=3Fe 3++NO+2H 2O ;[Fe(H 2O)6]2++NO=[Fe(NO)(H 2O)5]2++H 2O ;(11)当硝酸与[Fe(CN)6]4-的溶液作用时：[Fe(CN)6]4-+4H ++NO 3-=[Fe(CN)5(NO)]2-+CO 2+NH 4+;[Fe(CN)5(NO)]2-(五氰亚硝酰合铁酸根离子);用于鉴定S 2-:[Fe(CN)5(NO)]2-+S 2-=[Fe(CN)5NOS]4-(紫红色) ;11、(1) 500234o oO C C O Co O C +−−−→和 ; Co 2O 3+6HCl(浓)=2CoCl 2+Cl 2+3H 2O ;PbO 2MnO 2 ;(2)钴的价层电子构型为：3d 74s 2 ;(3)Co 2++2OH -=Co(OH)2(s,粉红) ;2Co(OH)2+1/2O 2+(x-2)H 2O=Co 2O 32xH O ;(4)CoF 3是淡棕色粉末，与水猛烈作用放出氧气：在有机合成上：3222442CoF CH CoF CF F +--→+--+ ;(5)氯化钴CoCl 2.6H 2O 在受热脱水过程中：CoCl 2.6H 2O 是变色硅胶;90120222222262C C CoCl H O CoCl H O CoCl H O CoCl −−→−−−→−−−→←−−←−−−←−−−; (粉红) (紫红) (蓝紫) (蓝色) ;(6)制取[Co(CN)6]Cl 3的反应：4[Co(CN)6]4-+O 2+2H 2O=4[Co(CN)6]3-+4OH - ;(7)把Na 3[Co(NO 2)6]溶液加到K +的溶液：2K ++Na ++[Co(NO 2)6]3-=K 2Na[Co(NO 2)6](s,黄) ,K 2Na[Co(NO 2)6](六硝基合钴酸钠) ;(8) 222264[()][]Cl H O Co H O CoCl -+-−−−→←−−− ; (粉红) (蓝) ;(9)[Co(NH 3)6]具有较强的还原性，易被空气中的O 2氧化： 4[Co(NH 3)6]2++O 2+2H 2O=4[Co(NH 3)6]3++4OH -;(10)在含有Co 2+的溶液中加入KSCN(S)及丙酮，用于鉴定Co 2+:2244[()]Co NCS Co NCS +--+−−−→丙酮 ; 12、(1)镍的价层电子构型：3d 84s 2;(2) 500222C Ni O NiO +−−−→ ; (3)Ni 2++2OH -=Ni(OH)2(s,苹果绿) ;在Ni(OH)2溶液中加入较强的氧化剂：222()2()OH Ni OH ClO NiO OH Cl H O ---+−−−→++ ; 13、(1)Fe 、Co 、Ni 具有永久磁性;(2)还原性：Fe 2+>Co 2+>Ni 2+(关于失电子能力)，因为随原子序数的增加，有效电荷增加，增强了核对3d电子的束缚作用;(3)(NH4)2Fe(SO4)2，硫酸亚铁铵晶体(摩尔盐)，绿色；CoCl2.6H2O,氯化钴晶体，粉红色；CoSO4.7H2O,硫酸钴晶体，淡紫色；NiCl2.6H2O,氯化镍晶体，草绿色；NiSO4.7H2O,硫酸镍晶体，暗绿色；Ni(NO3)2.6H2O,硝酸镍晶体，青绿色；。