高中化学元素性质
高中化学元素及其化合物知识点总结大全非常实用
高中化学元素及其化合物知识点总结大全非常实用一、元素的化学性质1.元素的原子结构：包括元素的原子序数、原子核的构成等；2.元素的化学活性：元素的化合价、化合能力等；3.元素的氧化还原性：元素在化合物中的氧化态和还原态、氧化还原反应的定义和原理等；4.元素的电性和金属性：元素的电负性、电离能、原子半径等；5.元素的地壳丰度和存在形式：元素在地壳中的含量、存在的化合物等。
二、常见化学元素及其性质1.金属元素：铁、铜、锌、锡、铝等金属元素的物理性质、化学性质、应用等；2.非金属元素：氢、氧、氮、碳、硫、磷等非金属元素的物理性质、化学性质、应用等；3.元素周期表：元素的周期规律、周期表的各种分类和用途等；4.难溶于水的元素：炭、硫、硅、铝等元素的溶解性和存在形式等；5.稀有元素：稀有气体、稀土元素、过渡金属等的特性、应用等。
三、化合物的性质与应用1.无机化合物：氧化物、酸、碱、盐等无机化合物的命名规则、性质和应用等；2.配合物：配合物的结构、性质和应用等；3.有机化合物：碳氢化合物、醇、醚、酮、酸、酯等有机化合物的命名规则、性质和应用等；4.聚合物：聚合物的结构、性质和应用等。
四、化学反应1.化学反应类型：化合反应、分解反应、置换反应、还原反应等反应类型的定义及示例；2.化学反应的平衡：化学反应速度、化学平衡常数、平衡常数的计算等；3.化学反应的能量变化：焓变、放热反应、吸热反应等。
五、化学方程式的平衡与计算1.化学方程式的平衡法则：平衡方程式的给定条件、平衡常数的计算、平衡位置的调节等；2.化学方程式的配平方法：试错法、代数法等；3.化学方程式的计算：质量计算、体积计算、摩尔计算等。
六、化学分析方法1.酸碱中和滴定：滴定的概念、滴定反应方程式、滴定的终点判定等；2.氧化还原滴定：氧化还原滴定的概念、滴定反应方程式、滴定的终点判定等；3.光度法：光度法的原理、操作和应用等；4.色谱法：气相色谱法、液相色谱法等的原理和应用等。
人教版高中化学必修一 原子结构与元素的性质 原子结构与元素周期表
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(3)与H2O反应 ①X2＋H2O===HX＋HXO(X＝Cl、Br、I)； ②2F2＋2H2O===4HF＋O2。 (4)与NaOH溶液反应 X2＋2NaOH===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
一、原子结构与元素性质的关系 1．金属元素：原子最外层电子一般少于 4个，在化学反应中容 易 失去电子，具有 金属性。 2．非金属元素：原子最外层电子一般多于 4个，在化学反应中 容易 得到电子，具有 非金属性。
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二、碱金属元素
1．碱金属元素的原子结构
元素名 元素符 核电荷
称
号
数
原子结 构示意
图
最外层 电子层 原子半 电子数 数 径/nm
碱金属 锂 元素 钠
_L_i__ _3__ _N_a__ _1_1_
_1_
_2_ 0.152
_1_
_3_ 0.186
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钾 碱金属
铷 元素
铯
_K_ _1_9_ _R_b_ _3_7_ _C_s_ _5_5_
_1_
_4_ 0.227
_1_
_5_ 0.248
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B [A 中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B 中还原性， K＞Na＞Li，但 K 不能置换出 NaCl 溶液中的 Na，而是先与 H2O 反 应；C 中碱金属元素从 Li 到 Cs，熔、沸点逐渐降低，即 Li＞Na＞ K＞Rb＞Cs；D 中从 Li 到 Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应 最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜ KOH＜RbOH＜CsOH。]
高中化学元素的性质
元素的性质呈现周期性变化的根本原因-碱金属元素的性质-卤族元素的性质及递变规律卤族元素的性质及递变规律(1)相似性：①卤素原子最外层都有七个电子，易得到一个电子形成稀有气体元素的稳定结构，因此卤素的负价均为－1价。
氯、溴、碘的最高正价为+7价，有的还有+1、+3、+5价，其最高价氧化物及水化物的化学式通式分别为X2O7和HXO4(F除外)②卤族元素的单质均为双原子分子(X2)；均能与H2化合：H 2+X2=2HX；均能与水不同程度反应，其通式(除F2外)为：H2O+X2HX+HXO；均能与碱溶液反应；Cl2、Br2、I2在水中的溶解度较小(逐渐减小，但在有机溶剂中溶解度较大，相似相溶)。
(2)递变性：①原子序数增大，原子的电子层数增加，原子半径增大，元素的非金属性减弱。
②单质的颜色逐渐加深从淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色，状态从气→气→液→固，溶沸点逐渐升高；得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，与氢气化合由易到难，与水反应的程度逐渐减弱。
③阴离子的还原性逐渐增强。
④氢化物的稳定性逐渐减弱。
⑤最高正价含氧酸的酸性逐渐减弱(氟没有含氧酸)。
元素的性质：由于核外电子排布的周期性变化，使元素表现出不同的性质。
元素性质与原子结构密切相关，主要与原子核外电子排布，特别是最外层电子数有关。
碱金属元素的性质：(1)元素性质同：均为活泼金属元素，最高正价均为+1价异：失电子能力依次增强，金属性依次增强(2)单质性质同：均为强还原性（均与O2、X2等非金属反应，均能与水反应生成碱和氢气。
），银白色，均具轻、软、易熔的特点异：与水（或酸）反应置换出氢依次变易，还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小(3)化合物性质同：氢氧化物都是强碱。
过氧化物M2O2具有漂白性，均与水反应产生O2；异：氢氧化物的碱性依次增强。
注：①Li比煤油轻，故不能保存在煤油中，而封存在石蜡中。
②Rb，Cs比水重，故与水反应时，应沉在水底。
2022-2023高中化学新人教版必修第一册 第4章第1节第3课时原子结构与元素的性质课件(75张)
【解析】选D。A项,Cs与水反应最剧烈;B项,Rb先与水 反应,不会置换出Na;C项,碱金属阳离子很稳定,不具有 强氧化性。
知识点二 卤素单质的相似性和递变性 1.相似性
2.递变性
具体情况如下:
物质 单质
氢化物
最高价氧 化物对应 水化物
性质 从F2→I2与H2反应越来越难
稳定性:HF>HCl>HBr>HI 还原性:HF<HCl<HBr<HI 酸性:HF<HCl<HBr<HI(HF为弱酸)
2.碱金属的性质 (1)物理性质
【巧判断】 (1)钠硬度小,可以用小刀切割。 ( ) 提示:√。钠质地柔软,可以用小刀切割。 (2)从上到下,碱金属单质密度依次增大,熔沸点依次降 低。 ( ) 提示:×。密度出现反常现象,钠比钾大。
(2)化学性质 ①与O2反应 a.Li、Na、K与O2反应的化学方程式分别为 ______________、______________、__________。 b.反应程度变化趋势:从Li到Cs_逐__渐__剧__烈__。 c.产物复杂程度:从Li到Cs_逐__渐__复__杂__。 d.活泼性:从Li到Cs_逐__渐__增__强__。
第3课时 原子结构与元素的性质
一、碱金属元素 1.碱金属的结构特点 (1)按原子序数递增的顺序填写空白。 ①碱金属元素的名称分别为_锂__、__钠__、__钾__、__铷__、__铯__。 ②碱金属的元素符号分别为_L_i_、__N_a_、__K_、__R_b_、__C_s_。 ③碱金属的核电荷数分别为_3_、__1_1_、__1_9_、__3_7_、__5_5_。
【解析】选D。ⅠA族元素还有氢元素,A错;Rb金属性强 于K,与酸反应,Rb更剧烈,B错;由于钾原子的最外层只 有1个电子,钾单质具有较强的还原性,但是其失去电子 后形成的K+最外层已经达到8电子的稳定结构,其氧化性 非常弱,C错;Cs是还原性比Li、Na、K、Rb都强的金属 单质,与水反应会发生爆炸,D正确。
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
高中化学：原子结构与元素性质
同族元素之间内在的联系是什么呢？
【完成课本P93思考与讨论】 碱金属元素
碱金属元素
元素名称 元素符号 核电荷数 锂 钠 钾 铷 铯
原子结构示意图
最外层电子数 电子层数 原子半径/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265
P93 填写表中的信息，并思考讨论下列问题。
元素 名称 锂 钠 钾 铷
，B 正确 C.碱金
属元素单质的密度从上到下呈递增趋势，但 Na 的密度大于 K，C 错误；D.碱金属元素的单
质的熔沸点从上到下逐渐减小，则沸点:
，D 正确。
【典型例题 4】钠、钾、铯均是碱金属元素，下列有关其单质或化合物的说法中正确的是（ ） A.单质遇水均能剧烈反应，并在水面上四处游动 B.单质在空气中均能剧烈燃烧并生成过氧化物 C.等质量的碳酸盐与足量盐酸反应生成的气体量依次增加 D.它们的氧化物、氢氧化物在熔融状态下均能导电
碱金属的化学性质
2. 递变性
从锂到铯，金属性逐渐增强
①与氧气反应 从Li→Cs，与氧气反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li与O2生成Li2O， Na与O2生成Na2O、Na2O2，K与O2生成K2O、KO2。 ②与H2O(或酸)的反应 从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈。如K与H2O反应能发生轻微爆炸， 则Rb、Cs遇水会发生爆炸。
高中化学常见化学元素的性质和结构
高中化学常见化学元素的性质和结构在高中的化学学习中，我们首先要入门的是对一些常见的化学元素性质和结构有明确的认知和理解，这样在实验的过程中，能更加明白实验过程的原理和化学方程式的书写。
下面小编就给大家整理了一份高中化学考试中比较常见的化学元素的性质和结构。
(1)氢元素a. 核外电子数等于电子层数的原子;b. 没有中子的原子;c. 失去一个电子即为质子的原子;d. 得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子;e. 质量最轻的原子;相对原子质量最小的原子;形成单质最难液化的元素;f. 原子半径最小的原子;g. 形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素;h. 形成的单质为最理想的气体燃料;i. 形成酸不可缺少的元素;(2)氧元素a. 核外电子数是电子层数4倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子;c. 得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子;d. 得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子;e. 地壳中含量最多的元素;f. 形成的单质是空气中第二多的元素;g. 形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素;h. 能与氢元素形成三核10电子分子(H2O)的元素;i. 能与氢元素形成液态四核18电子分子(H2O2)的元素;j. 在所有化合物中，过氧化氢(H2O2)中含氧质量分数最高;k. 能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素;l. 能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素;(3)碳元素a. 核外电子数是电子层数3倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子;c. 最外层电子数是核外电子总数2/3的原子;d. 形成化合物种类最多的元素;e. 形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质;f. 能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素;g. 能与氢元素形成正四面体构型10电子分子(CH4)的元素;h. 能与氢元素形成直线型四核分子(C2H2)的元素;i. 能与氧元素形成直线型三核分子(CO2)的元素。
高中化学知识点总结元素
高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。
- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。
- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。
2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。
- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。
- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。
二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。
2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。
- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。
3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
- 元素的化合价等于其最外层电子数。
- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。
三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。
- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。
2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化指失去电子，还原指获得电子。
- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。
3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。
- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。
- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。
四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。
- 包括氧化物、酸、碱、盐等。
- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。
2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。
- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。
- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。
五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。
- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。
高中化学鲁科版2019必修第二册课件第1章第1节原子结构与元素性质
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
(1)元素、核素、同位素、同素异形体之间的关系
(2)同位素的“六同三不同”
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
(3)元素、核素、同位素、同素异形体的辨析
元素
核素
同位素
同素异形体
具有相同核电荷 具有相同数目的 质子数相同而中 同种元素形成 数(质子数)的同一 质子和相同数目 子数不同的同一 的不同单质互 类原子的总称 的中子的一类原 元素的不同核素 为同素异形体
稀有气体元素 金属元素
非金属元素
原子最外 8(He为2) 层电子数
一般小于4
一般大于或等于4
原子得失 既不易得电子, 易 电子能力 也不易失电子
失 电子
易 得 电子
化合价 通常为0价 显正价、0价,无负价 正价、0价、负价(F无正价)
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
原子结构与元素原子得失电子能力
第1讲 描述运第动1章的基本原概子念结构 元素周期律
1.原子的结构
原子核 核素
原子
原子核
质子 : 带正电荷 中子 : 不带电
电子 : 带负电荷
2.构成原子的各微粒和微粒之间的关系
(1)原子:质子数(Z)=核电荷数=核外电子数=原子序数 (2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) (3)阳离子:质子数=离子的核外电子数+离子所带电荷数 (4)阴离子:质子数=离子的核外电子数-离子所带电荷数
质子数
质子数、中 质子数、中 组成元素、
子数
子数
结构
O 16
8
、188O都属
于氧元素
O 16
高中化学常见化学元素的性质和结构
高中化学常见化学元素的性质和结构在高中的化学学习中，我们首先要入门的是对一些常见的化学元素性质和结构有明确的认知和理解，这样在实验的过程中，能更加明白实验过程的原理和化学方程式的书写。
下面小编就给大家整理了一份高中化学考试中比较常见的化学元素的性质和结构。
(1)氢元素a. 核外电子数等于电子层数的原子;b. 没有中子的原子;c. 失去一个电子即为质子的原子;d. 得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子;e. 质量最轻的原子;相对原子质量最小的原子;形成单质最难液化的元素;f. 原子半径最小的原子;g. 形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素;h. 形成的单质为最理想的气体燃料;i. 形成酸不可缺少的元素;(2)氧元素a. 核外电子数是电子层数4倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数3倍的原子;c. 得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子;d. 得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子;e. 地壳中含量最多的元素;f. 形成的单质是空气中第二多的元素;g. 形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素;h. 能与氢元素形成三核10电子分子(H2O)的元素;i. 能与氢元素形成液态四核18电子分子(H2O2)的元素;j. 在所有化合物中，过氧化氢(H2O2)中含氧质量分数最高;k. 能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素;l. 能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素;(3)碳元素a. 核外电子数是电子层数3倍的原子;b. 最外层电子数是次外层电子数2倍的原子;c. 最外层电子数是核外电子总数2/3的原子;d. 形成化合物种类最多的元素;e. 形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质;f. 能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素;g. 能与氢元素形成正四面体构型10电子分子(CH4)的元素;h. 能与氢元素形成直线型四核分子(C2H2)的元素;i. 能与氧元素形成直线型三核分子(CO2)的元素。
高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件
活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
第 三 周 期 元 素 电 子 层 数 _相__同__ ， 由 左 向 右 元 素 的 原 子 最 外 层 电 子 数 _逐___渐__增__加_，原子半径依次__减__小_，失电子的能力依次__减___弱，得电子的能力 依次____增_，强
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据了解元素原子核外电子排布、原 子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。
高中化学元素性质的“一般”和特殊
..专心. 元素性质的“一般〞和特殊1．原子核一般是由质子和中子构成。
特殊：H 11只有质子而没有中子。
2．非金属性强的元素，其单质的活泼性一般也强。
特殊：N 元素的非金属性强于P ，但是氮气的性质比白磷、红磷的都要稳定。
原因是在氮分子中，氮原子间以共价三键结合，三键的键能大，形成的键很稳定，不易断裂，故常温下氮气的性质很稳定。
3．非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强。
特殊：N 的非金属性强于C ，但CH 4的热稳定性比NH 3的强。
4．非金属元素的原子形成的简单离子一般是阴离子。
特殊：氢原子易失去电子形成阳离子〔H +〕。
5．金属单质一般可与酸反应，不能与碱反应。
特殊：金属Al 既能与酸反应，又能与碱反应，其反应的实质为：2Al+6H 2O==2Al(OH)3↓+3H 2↑，Al(OH)3+NaOH==NaAlO 2+2H 2O 。
6．非金属元素一般既可显正价，又可显负价。
特殊：氟的非金属性很强，与其他元素化合时只显负价。
7．活泼非金属单质一般可把不活泼非金属元素从其无氧酸盐的水溶液中置换出来。
特殊：氟除外，如F 2不能从KCl 溶液中将氯置换出来。
其原因是F 2的非金属性较强，与水充分接触时，优先与水发生反应：2Fe+2H 2O==4HF+O 2。
8．活泼金属一般可把不活泼金属元素从其盐的水溶液中置换出来。
特殊：碱金属除外，如钠与硫酸铜溶液混合，发生的反应为：2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑，CuSO 4+2NaOH==Cu(OH)2↓+Na 2SO 4。
原因是金属阳离子在水溶液中一般是以水合离子形式存在，钠接触的是水分子，而不是金属阳离子，故钠先与水反应。
9．碱金属的氢氧化物一般易溶于水，属强碱。
特殊：LiOH 微溶于水，属弱碱。
10．非金属元素除氢外，在形成化合物时，其原子一般满足最外层8电子的稳定结构。
特殊：硼的氢化物、卤化物中硼原子未达到最外层8电子的稳定结构，而是只有6个电子。
【高中化学】元素性质推断知识点归纳
【高中化学】元素性质推断知识点归纳1.质量最轻的元素是氢（h），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（w）；熔点最低的金属单质是汞（hg）。
2.氧（o）在地壳中含量最高，其次是硅、铝、铁、钙、钠、钾、镁、氢和钛。
3.既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
4.硫（s）是最高正价格和最低负价格4的绝对值之差；碳（c）和硅（SI）的最高正价绝对值和最低负价绝对值之间的差值为零。
5.碳（c）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而c60是分子晶体，熔点较低。
6.在常温下能与水反应释放氧气。
元素物质为氟（F2），化合物为过氧化钠（Na2O2）。
7.硅（si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。
8.空气中自然存在的非金属元素物质是白磷（P4）。
白磷有毒，可溶于CS2。
它是红磷的同素异形体。
红磷不是天然的，不溶于CS2。
白磷和红磷在一定条件下可以相互转化。
9.既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（al）。
10.将同一元素的气态氢化物与最高价氧化物的水合物结合形成盐的元素必须是氮（n）。
11.同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（n）或硫（s）。
在照明过程中，铯（铷）和铯（铷）会释放电子；汞（Hg）是常温下液态的金属，溴（Br2）是非金属物质。
人教版(2019)高中化学必修一第四章第一节 课时3 原子结构与元素性质
人教版（2019）高中化学必修一第四章 第一节原原子子结结构构与与元元素素周周期期表表
活动二：了解碱金属元素的原子结构和性质
【阅读思考】结合前面所学的知识和课本P99的内容，了解碱金属的化学性质，并 填写下表中的内容。
元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数
锂
Li
3
1
2
人教版（2019）高中化学必修一第四章 第一节 原子结构与元素周期表
第3课时 原子结构与元素的性质
人教版（2019）高中化学必修一第四章 第一节原原子子结结构构与与元元素素周周期期表表
单元整体知识架构
物质结构 元素周期律
内容 主题
原子结构与元 素周期表
元素周期律
化学键
1、原子结构 核外电子排布； 1、元素性质的递变规律； 1、离子键；
活动三：了解卤族元素的原子结构和性质
【思考】卤族元素位于元素周期表第 ⅦA 族？ 卤族元素是典型的非金属元素，它们在自然界中都是以化合态形式存在（为什么？）
请同学们总结卤素的物理性质。 1、颜色：从上往下逐渐加深。 2、密度：从上往下逐渐增大（Br2反常） 3、熔沸点：从上往下逐渐升高。
人教版（2019）高中化学必修一第四章 第一节原原子子结结构构与与元元素素周周期期表表
1. 初步掌握元素性质与原子结构的关系。
2. 学习碱金属元素和卤素的性质。
人教版（2019）高中化学必修一第四章 第一节原原子子结结构构与与元元素素周周期期表表
活动一：创设情景，导入新课
【导入】元素周期表中有些是金属元素，有些是非金属元素，金属元素原子最外 层电子一般少于4个，在反应中容易失去电子，具有金属性；非金属元素原子最 外层电子数一般多于4个，在反应中一般容易得到电子，具有非金属性。即：结 构决定性质，在研究物质性质时，一般把最外层电子数相同的同族元素放在一起 讨论，总结归纳他们的结构与性质上的相似性和递变性。
高中化学05元素周期律、元素周期表
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、
活泼的非金属单质能把较 不活泼的非金属离子氧化
二、原子结构与化学性质 的关系
原子的最外层电子数，因此最外层电子也称为价电子。有些元
（一）原子结构与元素化合价的关系：
素的化合价与它们原子的次外层或倒数第三层的 部分电子有关，这部分电子也叫价电子。
第三节 元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 的变化，这个规律叫做元素周期律。 1、随着原子序数的递增，元素原子的最 外层电子排布呈周期性的变化。 2、随着原子序数的递增，元素的原子半 径呈周期性的变化。 3、随着原子序数的递增，第一电离能呈周期 性的变化。 4、随着原子序数的递增，元素的主要化合价 呈周期性的变化。
钠与水的反应：常温下与冷水发生剧烈的反应，2Na +2H2O = 2NaOH + H2↑ 镁与水的反应： 常温下不反应，与沸水可发生 作用；与酸发生剧烈的反应。 Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 ↑ Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 铝与水的反应： 与水不发生反应，与酸的反应不如镁的剧烈。 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱： H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 气态氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
结论： Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl 金属性减弱、非金属性增强
四、同周期元素性质变化规律：
同周期元素从左到右非金属性不断增 强，金属性不断减弱。
Al2O3与Al(OH)3的性质：
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O Al2O3 + 2OH- = 2AlO2- + H2O
高中化学常见元素的性质总结
高中化学常见元素的性质总结
周期表中特殊位置的元素
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨短周期中离子半径最大的元素：P
常见元素及化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
④最轻的单质的元素：H ；最轻的金属单质的元素：Li 。
⑤单质在常温下呈液态的非金属元素：Br ；金属元素：Hg 。
⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。
⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
⑩常见的能形成同素异形体的元素：C、P、O、S。
元素化学知识点总结高中
元素化学知识点总结高中一、元素及其性质1. 元素的概念元素是所有物质的基本组成单位，是由相同种类的原子组成的纯净物质。
目前已知的元素有118种，其中92种是天然存在的元素，其余的是人工合成的。
2. 元素的分类根据元素的性质和化学性质，元素可以分为金属元素、非金属元素和金属loid元素（半金属元素）。
金属元素具有典型的金属性质，如导电、导热、延展性等；非金属元素大多数是固体，其性质与金属相反，如不导电、易破碎等；金属loid元素则介于金属和非金属之间，具有金属和非金属的特性。
3. 元素的周期性元素周期表是根据元素原子序数的大小和元素性质的一定规律而排列的表格。
元素周期表呈周期性的特点，即相邻元素的性质会有一定的相似性。
这是由于元素的原子结构和电子排布在周期表中的规律性导致的。
二、元素的原子结构及元素化合的形成1. 原子的结构原子是构成一切物质的基本单位，由原子核和绕核运动的电子组成。
原子核由质子和中子组成，电子以云层的形式绕原子核运动。
2. 元素的原子序数和化学符号元素的原子序数是指元素原子核中的质子数，决定了元素的化学性质和位置。
化学符号是用来代表元素的简写形式，通常采用拉丁文或者拉丁文的别名的缩写。
3. 元素的化合及化合价元素通过化学反应可以形成化合物，其中原子通过化学键相互连接。
化合价是一种描述元素形成化合物时参与反应的能力标志，是指元素原子在化合物中相对于自由原子状态像是失去或得到的电子数。
三、元素的普及现象及其应用1. 金属元素的性质和应用金属元素具有导电、导热、延展性和韧性等特性，因此在工农业生产中有广泛的应用，如铁的应用于制造建筑材料，铜的应用于制造电线等。
2. 非金属元素的性质和应用非金属元素一般不导电、不导热、易破碎，但某些非金属元素如碳、硅、磷等具有特殊的性质，在高分子材料、半导体等领域有着重要的应用。
3. 金属loid元素的性质和应用金属loid元素具有介于金属和非金属之间的性质，如硼的应用于玻璃制造，锗的应用于半导体材料等。
高中化学选择性必修二 第1章第2节 原子结构与元素的性质 讲义
第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。
其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。
价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。
三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。
）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。
s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。
高中化学的归纳元素周期表中重要元素的性质概述
高中化学的归纳元素周期表中重要元素的性质概述元素周期表是化学中重要的工具，它将所有已知的元素按照一定规律排列起来，使我们可以更好地理解和归纳元素的性质。
在这篇文章中，我们将概述一些高中化学中归纳元素周期表中重要元素的性质。
1. 碱金属族元素（Group 1）：这一族的元素包括锂、钠、钾等。
它们具有较低的电离能和较大的原子半径，因此容易失去电子成为阳离子。
碱金属元素在水中与水分子反应剧烈，并放出氢气。
此外，碱金属元素的化合物通常是可溶于水的，且具有碱性。
2. 碱土金属族元素（Group 2）：这一族的元素包括镁、钙、锶等。
它们的特点是电离能比碱金属族元素高，但仍较低。
碱土金属元素也易失去电子形成阳离子。
它们的化合物通常具有较高的熔点和沸点，且可溶于水。
3. 卤素族元素（Group 17）：卤素族元素包括氟、氯、溴等。
它们具有较高的电子亲和能力，倾向于接受电子形成阴离子，但电子亲和能力随原子序数的增加而减小。
卤素元素通常是二原子分子，具有强烈的氧化还原性。
4. 铁系元素：铁系元素是指位于d区的过渡金属元素，如铁、钴、镍等。
这些元素具有较高的熔点和沸点，且具有良好的导电和磁性。
铁系元素在化合物中通常以不同的氧化态存在，其离子通常呈现不同的颜色。
5. 稀有气体族元素（Group 18）：稀有气体族元素包括氦、氖、氪等。
这些元素具有稳定的电子排布和完全填满的最外层电子壳，因此极不活泼。
稀有气体通常以单原子形式存在，在自然界中极为稀少。
这只是高中化学中归纳元素周期表中重要元素性质的概述。
在实际学习和研究中，我们可以进一步深入探究每个元素的性质和应用。
元素周期表的归纳不仅帮助我们理解元素的特性，还有助于预测元素之间的反应和化合物的性质，为我们的研究和应用提供了重要的基础。
高中化学元素周期表中的常见元素及其性质总结
高中化学元素周期表中的常见元素及其性质总结元素周期表是高中化学学习中非常重要的工具。
它是按照元素的原子序数递增排列的，通过元素周期表，我们可以了解到各种元素的基本性质和特征。
在本文中，我们将对高中化学元素周期表中的常见元素及其性质进行总结和概述。
一、第一周期元素第一周期元素包括氢（H）和氦（He）。
氢是宇宙中最常见的元素之一，它具有非金属性质，是轻est的元素。
氢在常温下是气体，它非常容易与其他元素形成化合物。
氦也是一种气体，它是最轻的惰性气体，常用于填充气球和制冷。
二、第二周期元素第二周期元素包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）和氖（Ne）。
这些元素中，锂、铍和硼是金属，而碳是非金属，氮、氧、氟和氖都是气体。
锂是一种轻金属，具有良好的导电性和导热性。
铍是一种硬而脆的金属，它在高温下能够抵抗腐蚀。
硼是一种典型的金属loid，具有高熔点和硬度。
碳是自然界中最常见的元素，它可以以不同形态存在，例如钻石、石墨和炭。
氮、氧和氟都是气体，它们具有相似的化学性质，常常与其他元素形成化合物。
氖是一种无色、无味的气体，是非常稳定的惰性气体。
三、第三周期元素第三周期元素包括钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）和氩（Ar）。
钠是一种常见的金属，具有良好的导电性。
镁是一种轻质、可燃金属，常用于制造合金。
铝是一种轻质、银白色的金属，具有良好的导电性和导热性，广泛用于制造包装材料和建筑材料。
硅是一种具有非金属特性的金属性物，是构成地壳的主要成分之一。
磷是一种有毒的非金属，它在生物体中起着重要的生化作用。
硫是一种黄色的非金属元素，易于与其他元素形成化合物。
氯是一种具有强烈刺激性气味的黄绿色气体。
氩是一种无色、无味的惰性气体，在气体放电灯中常常被用作气体的填充物。
……在本文中，我们对高中化学元素周期表中的常见元素及其性质进行了简要的总结。
元素周期表是化学学习中的基石，通过了解各个元素的性质和特点，我们可以更好地理解化学变化和化学反应。
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高中化学方程式第一周期： 氢 氦 ---- 侵害第二周期： 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 ---- 鲤皮捧碳 蛋养福奶 第三周期： 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 ---- 那美女桂林留绿牙第四周期： 钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 ---- 嫁给康太反革命铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 ---- 铁姑捏痛新嫁者 砷 硒 溴 氪 ---- 生气 休克 第五周期： 铷 锶 钇 锆 铌 ---- 如此一告你钼 锝 钌 ---- 不得了 铑 钯 银 镉 铟 锡 锑 ---- 老爸银哥印西提 碲 碘 氙 ---- 地点仙第六周期： 铯 钡 镧 铪 ----（彩）色贝（壳）蓝（色）河钽 钨 铼 锇 ---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅 铱 铂 金 汞 砣 铅 ---- 一白巾 供它牵 铋 钋 砹 氡 ---- 必不爱冬（天） 第七周期： 钫 镭 锕 ---- 防雷啊！以上是横着按周期背。
下面是竖着按族背：氢锂钠钾铷铯钫 请李娜加入私访 （李娜什么时候当皇上啦）铍镁钙锶钡镭 媲美盖茨被累（呵！想和比尔.盖茨媲美，小心累着） 硼铝镓铟铊 碰女嫁音他 （看来新郎新娘都改名了） 碳硅锗锡铅 探归者西迁 氮磷砷锑铋 蛋临身体闭 氧硫硒碲钋 养牛西蹄扑氟氯溴碘砹 父女绣点爱 （父女情深啊） 氦氖氩氪氙氡 害耐亚克先动一、 非金属单质（F 2，Cl 2,O 2,S,N 2,P,C,Si ，H ）1、氧化性：一家请驴脚拿银，（一价氢氯钾钠银） 二家羊盖美背心。
（二价氧钙镁钡锌） 一价氢氯钾钠银 二价氧钙钡镁锌 三铝四硅五价磷 二三铁、二四碳 一至五价都有氮 铜汞二价最常见 正一铜氢钾钠银 正二铜镁钙钡锌 三铝四硅四六硫 二四五氮三五磷一五七氯二三铁 二四六七锰为正碳有正四与正二 再把负价牢记心负一溴碘与氟氯 负二氧硫三氮磷 化合价可以这样记忆： 青海里屁碰， 弹蛋养富奶， 拿美驴鬼林， 流露牙甲盖， 抗太翻个猛， 铁姑娘铜芯， 夹着身洗手， 客人死一遭， 你不的了了， 八银搁印玺。
①氟F2+H2===2HF (阴暗处爆炸) 2F2+2H2O===4HF+O2 (水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O熔融条件下：F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaI===2NaF+I2 F 2+2NaBr===2NaF+Br2 Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2在水溶液中Cl2+2FeCl2===2FeCl3Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl-Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I-=2Cl-+I23Cl2(过量)+2KI+3H2O===6HCl+KIO33Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3–5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓Cl2+H2S===2HCl+S↓(水溶液中：Cl2+H2S=2H++2Cl–+S↓Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl–Cl2+H2O2===2HCl+O2Cl2+H2O2=2H++Cl–+O2氟气与稀有气体反应：F2+Xe(过量)==XeF22F2(过量)+Xe==XeF4(XeF4是强氧化剂，能将Mn2+氧化为MnO4–) 氟气与金属反应：nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属)氟气与其他卤素元素反应：7F2(过量)+I2===2IF7F2+Cl2(等体积)===2ClF (ClF属于类卤素：ClF+H2O==HF+HClO ) 3F2(过量)+Cl2===2ClF3 (ClF3+3H2O==3HF+HClO3 )②氯气Cl2+H22HCl (将H2在Cl2点燃；混合点燃、加热、光照发生爆炸)3Cl2+2P2PCl3Cl2+PCl3PCl5Cl2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+Cu CuCl2③氧气2O2+3Fe Fe3O4O2+K===KO2④硫S+H2H2S 2S+C CS2S+Zn ZnSS+Fe FeS (既能由单质制取，又能由离子制取) S+2Cu Cu2S (只能由单质制取，不能由离子制取)3S+2Al Al2S3 (只能由单质制取，不能由离子制取)⑤氮气N2+3H2催化剂2NH3N2+3Mg Mg3N2N2+3Ca Ca3N2高温高压N2+3Ba Ba3N2N2+6Na2Na3N N2+6K2K3NN2+6Rb2Rb3N N2+2Al2AlN⑥磷P4+6H24PH3P+3Na Na3P 2P+3Zn Zn3P2H2+2Li2LiH2、还原性①硫S+O2SO2S+H2SO4(浓)3SO2↑+2H2OS+6HNO3(浓)H2SO4+6NO2↑+2H2O S+4H++6==6NO2↑+2H2O+-2SO43S+4HNO3(稀)3SO2+4NO↑+2H2O 3S+4H++4NO3SO2+4NO↑+2H2O3②氮N2+O2 2NO③磷4P+5O2P4O10(常写成P2O5) 2P+3X22PX3（X表示F2，Cl2，Br2） PX3+X2 PX5P4+20HNO3(浓)4H3PO4+20NO2↑+4H2O④碳C+2F2CF4C+2Cl2CCl4C+O2(足量)CO2 2C+O2(少量)2COC+CO22CO C+H2O CO+H2(生成水煤气)2C+SiO2Si+2CO(制得粗硅)⑤硅Si(粗)+2Cl2SiCl4(SiCl4+2H2===Si(纯)+4HCl)Si(粉)+O2SiO2Si+C SiC(金刚砂)Si+2NaOH+H2O==Na2SiO3+2H2↑(Si+2OH-+H2O=-2SiO+2H2↑)33、歧化反应(Cl2+H2O H++Cl–+HClO）Cl 2+H2O==HCl+HClO（加碱或光照促进歧化：Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O(Cl2+2OH–=Cl–+ClO–+H2O)Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(Cl2+2OH–=Cl–+ClO–+H2O)3Cl2+6KOH(浓)5KCl+KClO3+3H2O( 3Cl2+6OH–5Cl–+ClO3–+3H2O)3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O(3S+6OH–2S2–+SO32–+3H2O)4P+3KOH(浓)+3H2O==PH3↑+3KH2PO2(4P+3OH–+3H2O==PH3↑+3H2PO2–)11P+15CuSO4+24H2O==5Cu3P+6H3PO4+15H2SO43C+CaO CaC2+CO↑3C+SiO2SiC+2CO↑二．金属单质（Na,Mg,Al,Fe,Cu）的还原性①钠2Na+H22NaH 4Na+O2==2Na2O 2Na2O+O22Na2O22Na+O2Na2O22Na+S==Na2S（爆炸）2Na+2H2O==2NaOH+H2↑2Na+2H2O=2Na++2OH―+H2↑2Na+2NH3==2NaNH2+H2↑2Na+2NH3=2Na++2NH2―+H2↑4Na+TiCl44NaCl+Ti Mg+Cl2MgCl2 Mg+Br2MgBr2②镁2Mg+O22MgO Mg+S MgS Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑2Mg+TiCl4Ti+2MgCl2Mg+2RbCl MgCl2+2Rb2Mg+CO22MgO+C 2Mg+SiO22MgO+SiMg+H2S==MgS+H2Mg+H2SO4==MgSO4+H2↑(Mg+2H+=Mg2++H2↑)③铝2Al+3Cl22AlCl34Al+3O2===2Al2O3 (常温生成致密氧化膜而钝化，在氧气中燃烧)4Al(Hg)+3O2+2xH2O===2(Al2O3.xH2O)+4Hg（铝汞齐）4Al+3MnO 22Al2O3+3Mn 2Al+Cr2O 3Al2O3+2Cr (铝热反应)2Al+Fe2O 3Al2O3+2Fe 2Al+3FeO Al2O3+3Fe2Al+6HCl===2AlCl3+3H2↑2Al+6H+=2Al3++3H2↑2Al+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2↑2Al+6H+=2Al3++3H2↑2Al+6H2SO4(浓)===Al2(SO4)3+3SO2+6H2O(Al,FeAl+4HNO3(稀)===Al(NO3)3+NO↑+2H2O 在冷,浓的H2SO4,HNO3中钝化)Al+4H++NO3–=Al3++NO↑+2H2O.2Al+2NaOH+2H 2O===2NaAlO 2+3H 2↑ 2Al+2OH –+2H 2O=2AlO 2–+3H 2↑ ④铁2Fe+3Br 2===2FeBr 33Fe+2O 2Fe 3O 42Fe+O 22FeO (炼钢过程)Fe+I 2FeI 2 Fe+SFeS (FeS 既能由单质制备，又能由离子制备)3Fe+4H 2O(g)Fe 3O 4+4H 2↑Fe+2HCl===FeCl 2+H 2↑ Fe+2H +=Fe 2++H 2↑ Fe+CuCl 2===FeCl 2+Cu Fe+Cu 2+=Fe 2++Cu ↓Fe+SnCl 4===FeCl 2+SnCl 2(铁在酸性环境下,不能把四氯化锡完全还原为单质锡Fe+SnCl 2==FeCl 2+Sn ↓Fe+Sn 2+=Fe 2++Sn ↓ 2Cu+SCu 2S (Cu 2S 只能由单质制备)三．非金属氢化物(HF,HCl,H 2O,H 2S,NH 3) 金属氢化物(NaH) 1、还原性: 4HCl(浓)+MnO 2MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O 4H ++2Cl –+MnO 2Mn 2++Cl 2↑+2H 2O 4HCl(浓)+PbO 2PbCl 2+Cl 2↑+2H 2O 4H ++2Cl –+PbO 2Pb 2++Cl 2↑+2H 2O4HCl(g)+O 22Cl 2+2H 2O16HCl+2KMnO 4===2KCl+2MnCl 2+5Cl 2↑+8H 2O 16 H ++10Cl -+2MnO 4–=2Mn 2++5Cl 2↑+8H 2O 6HCl+KClO 3==KCl+3Cl 2↑+3H 2O 6H ++5Cl –+ClO 3–=3Cl 2↑+3H 2O14HCl+K 2Cr 2O 7===2KCl+2CrCl 3+3Cl 2↑+7H 2O 14H ++6Cl –+Cr 2O 72–=2Cr 3++5Cl 2↑+7H 2O 2H 2O+2F 2===4HF+O 22HCl+F 2=2HF+Cl 2 (F 2气与HCl 、HBr 、HI 、H 2S 、NH 3气体不能共存) 2HBr+Cl 2=2HCl+Br 2 (Cl 2气与HBr 、HI 、H 2S 、NH 3气体不能共存) 2H 2S+3O 2(足量)2SO 2+2H 2O 2H 2S+O 2(少量)2S ↓+2H 2O2H 2S+SO 2===3S ↓+2H 2O H 2S+H 2SO 4(浓)===S ↓+SO 2↑+2H 2O3H 2S+2HNO 3(稀)===3S ↓+2NO ↑+4H 2O 3H 2S+2H ++2NO 3–=3S ↓+2NO ↑+4H 2O5H 2S+2KMnO 4+3H 2SO 4===2MnSO 4+K 2SO 4+5S ↓+8H 2O 5H 2S+2MnO 4–+6H +=2Mn 2++5S ↓+8H 2O 3H 2S+K 2Cr 2O 7+4H 2SO 4===Cr 2(SO 4)3+K 2SO 4+3S ↓+7H 2O 3H 2S+Cr 2O 72–+8H +===2Cr 3++3S ↓+7H 2OH 2S+4Na 2O 2+2H 2O===Na 2SO 4+6NaOH H 2S+4Na 2O 2+2H 2O=8Na ++-24SO +-OH 2NH 3+3CuO 3Cu+N 2+3H 2O2NH 3+3Cl 2===N 2+6HCl 8NH 3+3Cl 2===N 2+6NH 4ClNH 3+NaNO 2+HCl==NaCl+N 2↑+2H 2O NH 3+NO 2–+H +=N 2↑+2H 2O 4NH 3+3O 2(纯氧)2N 2+6H 2O4NH 3+5O 2 催化剂△ 4NO+6H 2O4NH 3+6NO===5N 2+6H 2O (用氨清除NO)NaH+H 2O===NaOH+H 2↑ (生氢剂) NaH+H 2O=Na ++OH –+H 2↑ 4NaH+TiCl 4Ti+4NaCl+2H 2↑CaH 2+2H 2O=Ca(OH)2↓+2H 2↑2、酸性:4HF+SiO 2===SiF 4+2H 2O （可测定矿样或钢样中SiO 2的含量，玻璃雕刻）4HF+Si===SiF4+2H2↑2HF+CaCl2===CaF2+2HCl H2S+Fe===FeS↓+H2↑H2S+CuCl2===CuS↓+2HCl (弱酸制强酸的典型反应) H2S+Cu2+=CuS↓+2H+ H2S+2AgNO3===Ag2S↓+2HNO3H2S+2Ag+=Ag2S↓+2H+ H2S+HgCl2===HgS↓+2HCl H2S+Hg2+=HgS↓+2H+ H2S+Pb(NO3)2===PbS↓+2HNO3 (铅试纸检验空气中H2S) H2S+Pb2+=PbS↓+2H+ H2S+2Ag===Ag2S+H2↑(银器在空气中变黑的原因)2NH3(液)+2Na==2NaNH2+H2↑(NaNH2+H2O===NaOH+NH3↑)3、NH3的碱性：NH3+HX===NH4X (X：F、Cl、Br、I、S)NH3+HNO3===NH4NO3NH3+H+=NH4+2NH3+H2SO4===(NH4)2SO4NH3+H+=NH4+NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3+NH4Cl（侯德榜制碱：用于工业制备小苏打，苏打）NH3+H2S==NH4HS NH3+H2S=NH4++HS-4、不稳定性：2HF H2+F22HCl H2+Cl22H2O2H2+O22H2O2===2H2O+O2H2S H2+S 2NH3催化剂N2+3H22HI H2+I2四．非金属氧化物(SO3、SO2、N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5、CO、CO2、SiO2、P2O3、P2O5、Cl2O、Cl2O3、Cl2O5、Cl2O7、ClO2)1、低价态的还原性：(SO2、CO、NO)2SO2+O2+2H2O===2H2SO4（这是SO2在大气中缓慢发生的环境化学反应）2SO2+O2催化剂加热2SO3SO2+NO2===SO3+NOSO2+Cl2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl–SO2+Br2+2H2O===H2SO4+2HBr Br2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Br–SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI I2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2I–2NO+O2===2NO2NO+NO2+2NaOH===2NaNO2（用于制硝酸工业中吸收尾气中的NO和NO2）NO+NO2+2OH–=2NO2–2CO+O22CO2CO+CuO Cu+CO23CO+Fe2O32Fe+3CO2CO+H2O催化剂加热CO2+H22、氧化性：SO2+2H2S===3S+2H2OSO3+2KI K2SO3+I2NO2+2KI+H2O===NO+I2+2KOH（不能用淀粉KI溶液鉴别溴蒸气和NO2）4NO2+H2S===4NO+SO3+H2O2NO2+Cu4CuO+N2N2O+Zn ZnO+N2CO2+2Mg2MgO+C (CO2不能用于扑灭由Mg,Ca,Ba,Na,K等燃烧的火灾)SiO2+2H2Si+2H2O SiO2+2Mg2MgO+Si3、与水的作用:SO2+H2O===H2SO3SO3+H2O===H2SO4SO3+H2O=2H++SO42–3NO2+H2O===2HNO3+NO (NO2不是硝酸的酸酐).N2O5+H2O===2HNO3N2O5+H2O=2H++2NO3–P2O5+H2O(冷水)===2HPO3PO5+3H2O(热水)===2H3PO4 (P2O5极易吸水,可作气体干燥剂)2P2O5+3H2SO4(浓)===2H3PO4+3SO3CO2+H2O===H2CO3Cl2O+H2O==2HClOCl2O7+H2O==2HClO4 Cl2O7+H2O=2H++2ClO4–4、与碱性物质的作用:SO2+2NH3+H2O===(NH4)2SO3SO2+(NH4)2SO3+H2O===2NH4HSO32NH4HSO3+H2SO4===(NH4)2SO4+2H2O+2SO2↑(硫酸工业尾气处理)SO2+Ca(OH)2===CaSO3↓+H2O (不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2.可用品红鉴别)SO3+MgO===MgSO4SO3+Ca(OH)2===CaSO4↓+H2OCO2+NH3+H2O===NH4HCO3CO2+2NH3(过量)+H2O===(NH4)2CO3(NH4)2CO3(NH2)2CO+2H2OCO2+2NH3(NH2)2CO+H2O (工业制取尿素)CO2+2NaOH(过量)==Na2CO3+H2O 2OH-+CO2=CO32–+H2OCO2(过量)+NaOH==NaHCO3OH-+CO2=HCO3–CO2+Ca(OH)2(过量)==CaCO3+H2O Ca2++2OH+CO2=CaCO3↓+H2O2CO2(过量)+Ca(OH)2==Ca(HCO3)2OH―+CO2=HCO3–CO2+CaCO3+H2O==Ca(HCO3)2CO2+CaCO3+H2O=Ca2++2HCO3–CO2(不足)+2NaAlO2+3H2O===2Al(OH)3↓+Na2CO3CO2+3H2O+AlO2–=Al(OH)3↓+CO32–CO2(足)+NaAlO2+2H2O===Al(OH)3↓+NaHCO3CO2+2H2O+AlO2–=Al(OH)3↓+HCO3–CO2+C6H5ONa+H2O===C6H5OH↓+NaHCO3CO2+C6H5O―+H2O=C6H5OH↓+HCO3–SiO2+CaO CaSiO3 (炼钢造渣)SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O(常温下强碱缓慢腐蚀玻璃)SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2 (制取玻璃)SiO2+CaCO3CaSiO3+CO2(制取玻璃)2NO2+2NaOH==NaNO2+NaNO3+H2O 2NO2+2OH―=NO3–+NO2―+H2ONO+NO2+2NaOH==2NaNO2+H2O (制取硝酸工业尾气吸收)NO+NO2+2OH―=2NO3–+H2O 五．金属氧化物1、低价态的还原性:6FeO+O2===2Fe3O4FeO+4HNO3===Fe(NO3)3+NO2+2H2O FeO+4H++NO3―=Fe3++NO2↑+2H2O2、氧化性:Na2O2+2Na2Na2O（此反应用于制备Na2O）MgO，Al2O3几乎没有氧化性，很难被还原为Mg，Al.一般通过电解制Mg和Al.Fe2O3+3H22Fe+3H2O(制还原铁粉)Fe3O4+4H23Fe+4H2O CuO+H2Cu+H2O2Fe3O4+16HI==6FeI2+8H2O+2I22Fe3O4+16H++4I―=6Fe2++8H2O+2I2 Fe2O3+Fe 3FeO (炼钢过程中加入废钢作氧化剂)FeO+C Fe+CO (高温炼钢调节C含量)2FeO+Si2Fe+SiO2 (高温炼钢调节Si含量)3、与水的作用:Na2O+H2O==2NaOH Na2O+H2O=2Na++2OH–2Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑2Na2O2+2H2O=4Na++4OH–+O2↑(此反应分两步:Na2O2+2H2O===2NaOH+H2O2;2H2O2===2H2O+O2H2O2的制备可利用类似的反应:BaO2+H2SO4(稀)===BaSO4+H2O2)MgO+H2O===Mg(OH)2(缓慢反应)4、与酸性物质的作用:Na2O+SO3==Na2SO4Na2O+CO2==Na2CO3MgO+SO3===MgSO4Na2O+2HCl==2NaCl+H2O Na2O+2H+=2Na++H2O2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2↑Na2O2+H2SO4(冷,稀)===Na2SO4+H2O2MgO+H2SO4===MgSO4+H2O MgO+2H+=Mg2++H2OAl2O3+3H2SO4===Al2(SO4)3+3H2O Al2O3+6H+=2Al3++3H2OAl2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O (Al2O3两性氧化物)Al2O3+2OH―=2AlO2―+H2OFeO+2HCl===FeCl2+H2O FeO+2H+=Fe2++H2OFe2O3+6HCl===2FeCl3+3H2O Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2OFe3O4+8HCl===FeCl2+2FeCl3+4H2O Fe3O4+8H+=2Fe3++Fe2++4H2O如有侵权请联系告知删除，感谢你们的配合！。