必背知识清单02（第三、四章）（期末复习知识清单）高一化学上学期沪科版

该高中化学知识清单系统梳理了第三章硫、氮及其循环和第四章原子结构与化学键内容，涵盖硫氮化合物性质、元素周期表与周期律、微观结构与化学键等核心范畴，搭建了从物质性质到反应规律、从微观结构到宏观应用的递进式学习支架。 清单通过“分类清单+表格对比+实验分析”构建知识体系，如硫酸盐应用表呈现性质与用途关联，NO₂溶于水实验结合现象与结论培养科学思维和科学探究与实践。特别设计“离子检验步骤”“反应规律总结”，如硫酸根离子检验强调干扰排除，助力学生自主复习，教师可据此优化教学重点。

高一化学期末核心必背知识清单 第三章 硫、氮及其循环 清单01 硫及其化合物 一、硫单质的性质及应用 1.硫元素的存在形态 （1）游离态：在火山口附近或地壳的岩层例存在； （2）化合态：以硫化物和硫酸盐的形式存在， 2.硫单质的物理性质 硫单质俗称 ，是一种 色固体； 溶于水， 溶于酒精， 溶于CS2；有多种同素异形体，如单斜硫、斜方硫等。 注：常用CS2将硫单质与其他物质分离，也可用CS2洗去试管内壁上的 。 3.从化合价的角度认识硫单质的化学性质 硫原子的最外电子层有6个电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成-2价硫的化合物，体现氧化性。与同主族的氧元素相比，硫元素的原子多一个电子层，得电子能力相对较弱，而失电子能力相对较强，与氧气反应时体现还原性。 H2 O2 （1）S的氧化性 S与Fe、Cu、Hg、H2反应的化学方程式依次为 ①Fe＋SFeS（ 色难溶于水的物质， 溶于盐酸、稀硫酸） ②2Cu＋SCu2S（ 色难溶于水的物质， 溶于盐酸、稀硫酸） ③S＋Hg===HgS(此反应适用于除去室内洒落的 ) ④H2＋SH2S（ 气味的气体）。 （2）S的还原性 ①S与O2反应的化学方程式为S＋O2SO2，在空气中燃烧火焰为 色。 ②与强氧化剂反应(如浓硫酸)的化学方程式为: 。 （3）既体现S的氧化性又体现S的还原性：S与NaOH溶液反应的化学方程式为: 该反应中硫既是 剂，又是 剂，此反应可用于除去试管内黏附的 。 二、硫的氧化物(SO2、SO3)的性质及应用 1.二氧化硫(SO2) （1）物理性质 二氧化硫是 色、有 气味的有 气体，密度比空气的 ，是大气污染物之一； 溶于水，通常状况下，1体积水溶解约 体积SO2。 （2）化学性质 ①氧化性(如与H2S溶液反应)： ②还原性： a.与O2反应： （ 反应）； b.与氯水反应： (还可使溴水、碘水 色) c.能使酸性高锰钾溶液褪色： (离子方程式) d.与三价铁盐（Fe3+）反应： ③SO2的特性——漂白性：可使 溶液等有机色质褪色，生成 的化合物，是一个可逆过程，受热恢复 。 （3）SO2的用途 ①漂白 、毛、丝等。 ②用于杀菌消毒，还是一种 添加剂。 2.三氧化硫(SO3) SO3在标准状况下为 色、 晶体，为 氧化物，能与水反应： ，放出大量的热，它跟碱性氧化物或碱都能反应生成 ，同时具有 性。 三、硫酸的物理性质 1.纯硫酸是一种 色油状液体，沸点高（沸点约338℃，高沸点酸能用于制备低沸点酸）， 挥发；密度比水 ，98%的浓硫酸的密度为1.84g/cm3。 2.溶解性：浓硫酸与水以 互溶，溶解时可放出 。 3.稀释方法：将 沿器壁慢慢注入 中并不断 。 四、浓H2SO4的特性 （1）吸水性 浓硫酸能够吸收气体、液体中的 及固体中的 的性质就是吸水性。如将一瓶浓硫酸敞口放置在空气中，其质量将增大，浓度将减小，密度将减小，体积将增大，这是因为浓硫酸具有吸水性，吸收了空气中的水蒸气。在实验室中常用浓硫酸作干燥剂就是利用了浓硫酸的吸水性。 （2）脱水性 浓硫酸能将纸、棉布、木条等有机物中的氢、氧元素按照水的组成，即N(H)∶N(O)= ∶ 的比例脱去，这个性质就叫脱水性。 浓硫酸与蔗糖的脱水性实验： 实验操作 实验现象 实验结论 先向盛有少量蔗糖的烧杯中加入几滴水，然后倒入少量浓硫酸、搅拌 蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体 浓硫酸具有脱水性，且能氧化碳单质，本身被还原为 SO2 （3）强氧化性 浓硫酸具有强氧化性的本质是H2SO4分子中+6价的硫元素具有很强的 电子能力。浓硫酸在加热时表现出很强的氧化性，能氧化金属、非金属、还原性化合物等，其还原产物一般是 。 五、浓硫酸的化学性质 在浓硫酸中主要是以 的形式存在，体现的是硫酸分子的性质。在硫酸分子中，存在+6价硫，很容易得电子被还原，所以具有很强的 性。浓硫酸能将大多数金属（如Cu）或非金属（如C）氧化： （1）Fe、Al的钝化 常温下，当Fe、Al等金属遇到浓硫酸时，会与浓硫酸发生反应，表面生成一层致密的 而出现“ ”现象。 （2）与不活泼金属和非金属的反应 由于浓硫酸具有强氧化性，故存在与稀硫酸不同的化学性质，能够与不活泼金属或非金属发生反应，反应过程中有如下规律： ①反应要 ，否则不反应； ②还原产物一般是 。一般金属被氧化为 的硫酸盐，非金属被氧化为 氧化物或含氧酸。 ③浓硫酸与金属反应时，既表现 性又表现 性，而与非金属反应时，只表现 性。如： Cu+2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O +SO2↑ 2Ag+2H2SO4 (浓) Ag2SO4+SO2↑+2H2O C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2 ↑ S+2H2SO4 (浓) 3SO2↑+2H2O ④随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为 ，反应就停止。 C.浓硫酸氧化含低价非金属元素的化合物 H2S+H2SO4 (浓)==S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4 (浓)4SO2↑+4H2O 2HI+H2SO4 (浓)==I2+SO2↑+2H2O 2HBr+H2SO4 (浓)==Br2+SO2↑+2H2O 六、生产生活中的几种硫酸盐 硫酸盐 主要成分及性质 主要应用 硫酸钙 ①石膏( )加热到150℃变成熟石膏( )； ②熟石膏与 混合后凝固，重新变成石膏。 ①制作模型和医疗用的 绷带； ②调节水泥的 速率。 ‌绿矾 FeSO4·7H2O ①在医疗上用于生产 的药剂； ②工业上用于生产净水剂和颜料 硫酸铜 CuSO4· (胆矾) ①检验酒精中是否含有少量 ； ②与石灰乳混合制备 。 ③在农业中用作 肥料 ‌明矾 KAl(SO4)2·12H2O易溶于水，溶液呈酸性，水解生成 ①在工业上用于水处理净化剂； ②可用于制造颜料和防火材料 硫酸钡 自然界中的硫酸钡以 的形式存在，不溶于水和酸，且不易被X射线透过 ①生产其他钡盐； ②用作消化系统X射线检查的内服药剂，俗称“ ”。 七、硫酸根离子的检验 1．实验探究：SO的检验 实验操作 实验现象 先生成 沉淀，加入稀盐酸后沉淀 先生成 沉淀，加入稀盐酸后沉淀 先生成 沉淀，加入稀盐酸后沉淀 ，且有 产生 离子方程式 实验结论 SO与Ba2＋反应生成 溶于稀盐酸的 BaSO4沉淀 CO与Ba2＋反应生成的 沉淀BaCO3 溶于稀盐酸 2．检验SO的正确操作及解释 （1）原理：利用Ba2＋＋SO===BaSO4↓（白色），BaS04不溶于稀盐酸、稀硝酸的特性来检验硫酸根离子。 （2）试剂：可溶性钡盐(BaCl2)、稀盐酸。 （3）操作方法：待检验溶液取清液有无白色沉淀产生(判断有无SO) （4）排除干扰 ①Ag＋干扰：用盐酸酸化可排除 的干扰。 ②CO、SO、PO43-干扰：BaCO3,、BaSO3、Ba3(PO4)2都是 沉淀，与BaSO4白色沉淀不同的是，这些沉淀可溶于强酸中，因此检验SO时，必须先用 酸化。 【特别提醒】不能用稀硝酸酸化，因在酸性条件下，SO32-、HSO3-等会被溶液中的NO3-氧化为 ,从而干扰检验结果。 ③整个过程中可能发生反应的离子方程式： 、 、 、 。 清单02 氮及其化合物 一、氮气与氮的固定 1.氮元素的存在 氮元素位于元素周期表的第二周期、第VA族。氮原子的最外电子层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。因此，氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成物质。自然界中氮元素的存在有以下两种形式∶ 2.自然界中氮循环的主要形式 （1）游离态→化合态 将大气中 态的氮转化为氮的 的过程叫做氮的固定。氮的固定可分为 固氮和 固氮两种。 ①自然固氮：一种是在放电条件下，空气中少量的氮气与氧气化合生成氮的氧化物，并随降水进入土壤和水体;一种是豆科植物根部的根瘤菌把氮气转化成氨。 ②人工固氮：合成氨工厂等将一部分氮转化成化合态，转化过程为N2→NH3→氮肥、硝酸等含氮化合物。 （2）化合态→游离态∶硝酸盐在某些细菌的作用下转化成 。 （3）化合态→化合态：动植物遗体及动物排泄物中的含氮物质经腐生生物的分解作用转化为氨或铵盐。 二、氮气、一氧化氮和二氧化氮的化学性质 1.氮气 由于氮分子内两个氮原子间以共价三键（N≡N）结合，断开该化学键需要较多的能量，所以氮气的化学性质很稳定，通常情况下难以与其他物质发生化学反应，例如常温下，氮气不能与O2等反应，所以常用作保护气。但在一定条件下 N2可与O2、H2以及Mg 等活泼金属反应，表现出还原性或氧化性。 （1）还原性∶N2 +O2 放电或高温 2NO（结合NO、NO2的性质可解释"雷雨发庄稼"的原因）。 （2）氧化性∶N2 +3H22NH3（工业合成氨的原理） （3）氧化性：N2+3Mg 点燃 Mg3N2 2.一氧化氮 （1）常温下易与氧气化合： （反应现象为气体的颜色由无色变为红棕色，因此此原理常用来检验 NO 的存在）。 （2）弱氧化性：6NO +4NH35N2+6H2O。 3.二氧化氮 （1）与水反应∶ （工业上制取HNO3的原理）。 （2）强氧化性∶ ①NO2+SO2 NO+SO3;②可使湿润的淀粉-KI试纸变蓝。 （3）自身的二聚：2NO2N2O4（无色气体）。 4.NO2溶于水的实验 实验装置图 实验步骤 实验现象 在一支50 mL的注射器里充入20 mL NO，然后吸入5 mL水，用乳胶管和弹簧夹封住管口，振荡注射器，观察现象 无明显现象 打开弹簧夹，快速吸人10 mL空气后夹上弹簧夹，观察现象。振荡注射器，再观察现象 打开弹簧夹吸人空气后，有红棕色气体生成;振荡注射器，红棕色气体变浅，且注射器中最后剩余气体为无色 三、氨的性质 1．物理性质 （1）氨是一种 色、有 气味的气体，密度比空气的 。氨在加压下容易液化，液化时 。液氨汽化时 ，使周围温度 ，因此工业上可作 。 （2）氨是一种 溶于水的气体，常温常压下，1体积水大约可溶解 体积的氨气。 【特别提醒】（1）氨对人的眼、鼻、喉等有刺激作用，接触时应小心。如果不慎接触过多的氨而出现症状，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。 （2）将NH、HCl、SO2等溶解度很大的气体溶于水时，为防止倒吸，常采用如图所示的装置。 2．喷泉实验 实验装置 实验原理 氨气极易溶于水（NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH-），导致容器内的气体压强变小，容器 内外产生压强差，外界大气压将水压入从而形成喷泉。 实验用品 氨气、酚酞溶液、水；圆底烧瓶、玻璃管、胶头滴管、烧杯、铁架台。 实验步骤 在干燥的圆底烧瓶里充满氨，用带有玻璃管和滴管（预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯（预先在水里滴入少量酚酞溶液）。打开橡胶管上的弹簧夹，挤压滴管，使少量水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因。 实验现象 烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成 ，瓶内液体呈 。 实验结论 氨 溶于水，水溶液呈 性。 原理解释 氨 溶于水，使烧瓶内的压强 ，导致烧杯中的水在 的作用下进入烧瓶。 实验说明 ①实验成功的关键：a.装置的 要好；b.烧瓶要 ；c.氨气要 。 ②若无胶头滴管引发喷泉，可采用 法或 法引发喷泉。 3．氨的化学性质 （1）氨与水的反应 氨的水溶液俗称氨水，显 性，反应的方程式为 。 a.氨溶于水得氨水，氨水是 物，溶液中存在的微粒有三种分子： ；三种离子： 。 b.NH3·H2O为可溶性 碱，具有碱的通性。氨水可使紫色石蕊试液变 ，故常用湿润的 色石蕊试纸检验NH3的存在。 c.NH3·H2O不稳定，易分解： 。 【特别提醒】①NH3是中学化学中唯一的 气体，能使湿润的 色石蕊试纸变 ，可在推断题中作为解题突破口。 ②氨水呈碱性，NH3·H2O属于 碱，计算氨水的浓度时，溶质按 进行计算。 （2）氨与酸的反应 两根分别蘸取浓氨水和浓盐酸或浓硝酸的玻璃棒，靠近时，产生 ，反应方程式为： （ 烟）或 （ 烟）。 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 （3）氨的还原性 ①氨的催化氧化，反应化学方程式： ，NH3在反应中作 。 应用：工业上制取 。 4.氨的用途 ①氨是 工业，有机合成工业，制造 、铵盐和 的原料。 ②NH3易液化，当液态NH3汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此，液氨常用作 。 四、铵盐的性质与铵盐(NH4+)的检验 1．铵盐及物理性质 （1）铵盐的概念： 与 形成的化合物，农业上常用的铵态氮肥，如NH4HCO3、(NH4)2SO4、NH4NO3等都属于铵盐。 【特别提醒】氨肥包括铵态氨肥（如硫酸铵、氯化铵等）、硝态氮肥（如KNO3等)、尿素[CO(NH2)2]以及氨水等。铵态氨肥应避免与碱性肥料（如草木灰，主要成分是K2C03)混合施用，否则会使肥效降低。 （2）物理性质：绝大多数铵盐是 色或 色晶体，都 于水。 2．铵盐的化学性质 （1）不稳定性 a．NH4Cl受热分解： （用于除去或分离 ）。 b．NH4HCO3或(NH4)2CO3受热分解： ； （2）和碱反应 ①在稀溶液中不加热：NH＋OH－===NH3·H2O。 ②加热时或浓溶液：NH＋OH－NH3↑＋H2O。 ③实验室用NH4Cl和Ca(OH)2反应制取氨气，化学方程式： 。 3．铵盐(NH)的检验 向铵盐溶液中加入 溶液，加热，产生 气体，用 的 石蕊试纸检验，试纸变 。 五、硝酸和硝酸盐 1.硝酸的物理性质 硝酸是 色， 挥发，具有 气味的液体， 溶于水。浓硝酸常因为溶解有 而呈黄色。质量分数为 的硝酸为常用浓硝酸。98%以上的硝酸称之为 硝酸。 【特别提醒】发烟硝酸的“发烟”原因是挥发出来的硝酸和空气中的水蒸汽形成的 ，所发出的“烟”实际上是“雾”。 2.硝酸的化学性质 （1）硝酸具有酸的通性 ①与金属反应：一般不生成 。 ②与碱性氧化物反应：如CuO、Na2O、Fe2O3等生成盐和水。 ③与碱反应：Cu(OH)2、NaOH等生成盐和水。 ④与盐反应：NaHCO3、Na2CO3等。 ⑤与指示剂反应：浓硝酸可使石蕊 后 。 【特别提醒】在利用HNO3的酸性时，要注意考虑它的强氧化性。如FeO与稀硝酸反应时的方程式应是： 3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，而不是FeO+2HNO3 (稀)==Fe(NO3)2+H2O。 （2）不稳定性 浓硝酸 或 易分解，化学方程式为 。 长期存放的浓硝酸呈黄色是因为其分解生成的 溶于硝酸中，实验室常将浓硝酸保存在 试剂瓶中，并放置在 处。 （3）硝酸的强氧化性 由于HNO3中的+5价氮元素有很强的得电子能力，在硝酸参与的氧化还原反应中，几乎全部是+5价氮被还原，故硝酸具有强氧化性。硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越 ，氧化性越 。 1）硝酸的强氧化性规律：①硝酸越 ，温度越 ，其氧化性越 。 ②与硝酸反应时，还原剂一般被氧化成最高价态。 2）硝酸强氧化性的表现 ①浓硝酸能使紫色石蕊试液 ，后 。 ②与非金属单质C、S等在加热条件下反应，非金属元素被氧化成酸性氧化物或高价含氧酸。如： 。 ③金属与HNO3反应一般不生成 ，浓HNO3一般被还原为 ，稀HNO3一般被还原为 ，极稀HNO3可被还原成 ，生成 等，如Cu和浓、稀硝酸的反应： ④钝化：常温时，冷的 、 可使铝、铁表面生成致密的氧化膜，阻止酸与金属的进一步反应，这种现象叫钝化。钝化其实也是硝酸强氧化性的表现，利用金属Al和Fe的这种性质，我们可以用Al或Fe制的容器来盛装 。当 时，铁、铝会与浓HNO3或浓H2SO4发生反应。 ⑤硝酸与铁反应时，产物符合以下规律 ⑥与还原性化合物反应： 硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式： 。 3.硝酸盐 （1）概念：硝酸盐，是硝酸HNO3与金属反应形成的盐类。由 和硝酸根离子组成。常见的硝酸盐有硝酸钠、硝酸钾、硝酸铵、硝酸钙、硝酸铅、硝酸铈等。 （2）物理性质：硝酸盐几乎 溶于水，只有硝酸脲微溶于水，碱式硝酸铋难溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他绝大多数阳离子沉淀。 清单03 硫循环和氮循环 一、自然界中硫循环 1.自然界中硫的存在 （1）游离态的硫主要存在于 附近或 中。 （2）化合态的硫广泛存在于动植物体内和海洋、大气、地壳中： ①动植物体内：含硫 等； ②岩层深处和海底的无氧环境中：金属硫化物，如黄铁矿( )、黄铜矿( )等； ③地表附近的富氧环境中：硫酸盐，如石膏( )、芒硝( )等； ④大气中：少量的H2S、 、SO3等。 2.自然界中不同价态含硫物质的转化 二、氮在自然界中的循环 各过程中氮元素化合价的变化和涉及的化学反应如下： o氮气与氧气在放电条件下反应：(N2 + O2→ )，(N)元素化合价从(0)价升高到(+2)价。 o生物固氮：(N2 → )，(N)元素化合价从(0)价降低到(-3)价。 o氨溶于水产生铵根离子：（NH3→ ） o硝化作用：(NH4-+→ NO2- → )，(N)元素化合价从(-3)价升高到(+3)价，再升高到(+5)价。 o反硝化作用：(NO3-→ NO→ )，(N)元素化合价从(+5)价降低到(+2)价，再降到(0)价。 清单04 酸雨 1．酸雨的成因与类型 （1）二氧化硫和氮氧化物的来源 SO2： 的燃烧及 的冶炼等； NOx：①机动车排放的尾气：机动车发动机中，火花塞产生的 条件会使空气中的N2与O2反应生成 。②硝酸厂排放的 。 （2）酸雨的形成 ①酸雨：主要指 的雨水，其主要是含有 。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6。 ②成因：主要是大气中的 及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水形成的酸雨。 a．硫酸型酸雨的形成过程如图： 写出图中标号所对应的化学方程式： ① 。 ② 。 ③ 。 ④ 。 b．汽车尾气以及硝酸工业废气等形成的硝酸型酸雨的形成过程如图： NONO2HNO3 写出图中标号所对应的化学方程式： ① 。 ② 。 2．酸雨的危害与防治 （1）危害：酸雨能直接 农作物， 森林和草原，使土壤、湖泊 ，加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具和电缆的 。 （2）防治 ①消除 ，调整能源结构，发展清洁能源； ②研究煤的脱硫技术，改进燃烧技术，减少 的排放； ③加强工业废气的回收处理； ④改进汽车尾气的处理技术，提高汽车尾气排放标准。 （3）常见的NOx尾气处理方法 ①碱液吸收法： ； NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是 。一般适合工业尾气中NOx的处理。 ②催化转化法：在催化剂、加热条件下，NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2),化学方程式为 。一般适用于汽车尾气的处理。 ③氨气吸收法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)，化学方程式为 ， 。 （4）消除SO2对环境污染的“3方法” 方法一：钙基固硫法:为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为CaO＋SO2CaSO3,2CaSO3＋O2===2CaSO4，总反应方程式为 。 方法二：氨水脱硫法:该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为 , , 。 方法三：钠、碱脱硫法:钠、碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为 ， ， 。 第四章 原子结构和化学键 清单01 元素周期表 一、元素周期表的发展历程 （1）德贝赖纳的“三元素组”（1829年） （2）英国化学家纽兰兹的八音律（1865年） （3）门捷列夫的第一张元素周期表（1869年） （4）门捷列夫的第二张元素周期表（1871年） （5）0 族元素的发现（1894年） （6）莫塞莱定律（1914年） （7）超铀元素（20世纪中期） （8）新元素的发现（20世纪中后期） 二、元素周期表的概念 1.元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。 2.原子序数： （1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为 ， ＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）元素周期表中原子序数的有关规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差： a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋ 元素所在周期的元素种类数目； b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋ 元素所在周期的元素种类数目。 ②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为 。 ③应用关系： a．电子层数＝ 。 b．质子数＝ 。 c．最外层电子数＝ 。 d．主族元素的最高正价＝ 。最低负价＝－|8－ |。 3.编排原则 （1）周期：把 相同的元素，按 的顺序，从左至右排成的横行。 （2）族：把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行。 三、周期表的结构 1.周期 （1）概念：元素周期表每一个 ，叫做一个周期，共 个周期，除第一周期外，其余各周期均从 开始过渡到 ，最后以 元素结束。 （2）与原子结构的关系：周期序数＝ 。 （3）分类： ①短周期：包括第 周期，分别有 种元素。 ②长周期：包括第 周期，分别有 种元素。 2.族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。 （1）周期表中族的特点和划分 个数 元素周期表中有 个纵列，共有 个族 特点 主族元素的族序数＝ 分类 主族 共有 个，包括 副族 共有 个，包括 ，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第 三个纵列 0族 占据元素周期表的第 纵行，最外层电子数为 (He是 ) （2）常见族的特别名称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 元素 第ⅦA族 元素 0族 稀有气体元素 3.过渡元素 （1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是 元素。 （2）过渡元素——镧系与锕系 ①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共 种元素。 ②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共 种元素。 4.元素周期表中方格里的符号的意义 清单02 元素周期律 一、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1.实验探究——第三周期元素性质的递变 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力 ， 逐渐减弱。 （2）实验过程 ①实验探究：钠、镁与水的反应 实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应 。化学方程式为 加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应 ，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为 结论：金属性：Na Mg ②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应 实验操作 实验现象及离子方程式 向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明；离子方程式为 向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ，溶液无色透明。离子方程式为 向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐 ，最后沉淀 ；离子方程式为 向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀 。 结论：A．NaOH是 碱，Mg(OH)2是 碱，Al(OH)3是 ； B．金属性：Na Mg Al （3）实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐 。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3 酸 H3PO4 酸 H2SO4 酸 HClO4 酸(酸性比H2SO4 ) 酸性：HClO4 H2SO4 H3PO4 H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ；元素 逐渐减弱， 逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐 离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 ，r(阴离子) r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→ (O、F除外)负化合价＝ 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 ，非金属性逐渐 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 ，阴离子还原性逐渐 气态氢化物的稳定性 逐渐 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 ，酸性逐渐 二、碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐 ，原子半径越来越 相同点 最外层均有 个电子，均 失电子，有较强 性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐 ，钾除外熔点逐渐 ，沸点逐渐 ，硬度逐渐 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成 ，Li却只生成 ，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 在水面，缓慢反应，产生气体 在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次 ，都生成 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而 ，但 的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在 中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是 化合物，其中氢以 形式存在，显 价，碱金属氢化物是 剂。 三、卤族元素 卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为 分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 1.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是 个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的 性，其最低价为 价。最高价为 价（ 例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐 。卤素原子 能力越来越弱，其元素的 越来越弱。 2.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为 分子，其结构式为 ，卤素单质分子为 分子，其晶体均为 晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次 ，分子间力依次 。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均 溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为 晶体，所以它们的熔沸点都 （其中氯气 ，液溴 ，碘 ）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常 液封，盛溴的试剂瓶不可选用 。常温下唯一的 非金属。 （2）碘易升华，这是 变化。可用于 I2。 （3）卤素单质 易溶于水， 溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是 的非金属元素（氟元素只有 价、 价， 正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（ ），其中氟仍为 价），F2单质是氧化性 的单质。 3.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为： 。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为： 。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为： 。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为： 。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解 结论 从F2到I2，与H2化合越来越 ，生成的氢化物稳定性逐渐 ，元素的非金属性逐渐 。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 清单03 原子结构 一、原子的构成 1.构成原子的微粒及作用 （1）构成原子的微粒：原子是由居于原子中心的带正电的 和核外带负电的 构成的。原子核由 和 构成。 （2）构成原子的微粒的作用 原子(X) 2.质量数： （1）概念：将原子核内所有 和 的相对质量取近似 ，所得的数值叫做质量数，常用 表示。 （2）构成原子的粒子间的关系 ①原子中：质子数(Z)＝ ＝ ； ②质量数(A)＝ ＋ ； ③阳离子的核外电子数＝质子数－ ； ④阴离子的核外电子数＝质子数＋ 。 （3）原子构成的表示方法：用X表示，A表示 数，Z表示 数。 3.微粒符号周围数字的含义 二、元素、核素、同位素 1.概念： ①元素：具有相同 的一类原子的总称，一种元素可有多种核素。 ②核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种原子叫做核素，表示方法X。 ③同位素: 相同而 不同的同一元素的不同核素互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。 2.元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数 118种。 ②不同核素可能具有相同的 数，如H、H；也可能具有相同的 数，如C、O；也可能具有相同的 数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是 变化也不是 变化，是 反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全 。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全 。 3.同位素的特征 ①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样） ② 相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全 ，物理性质 。同位素的“六同三不同” ③ 天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般 。 4.氢元素的三种核素 H：名称为 ，不含 ； H：用字母 表示，名称为 或 氢； H：用字母 表示，名称为 或 氢。 5.几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 三、四种相对原子质量 1.原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的 的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 2.元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的 按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…= 。 3.核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 4.元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的 按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…= 。 清单04 核外电子排布 一、电子层 在含有多个电子的原子里，电子分别在 的区域内运动。我们把不同的区域简化为 ，也称作电子层。 如图为电子层模型示意图： 二、不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 离核远近 由 到 能量高低 由 到 三、核外电子排布规律 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 （1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从 排起，当一层充满后再填充下一层。 （2）数量规律 ①原子核外各电子层最多容纳 个电子。 ②原子最外层电子数不能超过 (K层为最外层时不能超过 )，次外层电子数不能超过 ，倒数第三层电子数不能超过 。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过 个。 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 （1）原子结构示意图 ①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 。 如钠的原子结构示意图： ②用弧线表示 。 ③弧线上的数字表示该电子层上的 。 ④原子结构示意图中，核内质子数＝核外 。 （2）离子结构示意图 ①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数 。 如MgMg2＋ ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数 。 如FF－ 五、核外电子排布与元素性质的关系 ①金属元素原子的最外层电子数一般 4，较易 电子，形成 离子，表现出 性，在化合物中显 化合价。 ②非金属元素原子的最外层电子数一般 4，较易 电子，活泼非金属原子易形成 离子，表现出 性，在化合物中主要显 化合价。 ③稀有气体元素的原子最外层为 电子(氦为 电子)稳定结构， 失去或得到电子，通常表现为 价。 清单05 化学键 一、离子键 1、氯化钠的形成过程 （1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl22NaCl （2）用原子结构知识解释：不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到 稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过 结合在一起，形成新物质氯化钠。 2、离子键 （1）定义： 阴阳离子间通过 所形成的化学键叫做离子键。 （2）成键微粒： 。 （3）相互作用：静电作用（静电 和 ）。 （4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到 ，就形成了 。 （5）离子键强弱影响因素： ①‌离子电荷‌：阴、阳离子所带的电荷越 ，静电作用越 ，离子键越 。 ②‌离子半径‌：离子半径越 ，离子键就越 。 （6）存在：离子键存在于大多数 、 及 中。 二、离子化合物 1.概念：含有 的化合物 。 2.形成条件：一般情况下， 元素与 元素易形成离子化合物。 3.形成过程 （1）电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的 的式子。常见的粒子的电子式如下表： 原子 化学式 H Na O Cl 电子式 离子 化学式 Na+ Mg2+ S2- F- 电子式 Na+ Mg2+ 物质 化学式 NaCl MgCl2 N2 CO2 电子式 【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其 符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为 。 ③离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子 ，阴阳离子 排列。 （2）电子式表示离子化合物的形成过程： ①反应物是 的电子式； ②生成物是 的电子式； ③不同反应物之间用 表示电子转移； ④反应物和生成物之间用 连接。 、。 注意: 用弧形箭头表示电子转移的方向。 4.离子化合物的类别 ①活泼的金属（ ）和活泼的非金属元素（ ）之间的化合物。(如：Na2O） ②大部分盐，包括 。(如：NH4Cl，NaNO3) ③强碱 5.离子化合物的判断方法 ①根据化学键的类型判断：含有 的化合物。 ②化合物的性质判断： 状态下能导电的化合物。 6.离子化合物的性质 ①‌‌熔点和‌沸点较高‌：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。 ②‌‌硬度较大‌：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。 ③‌常温下为固体‌：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。 ④‌熔融状态下导电‌：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。 ⑤‌水溶液中导电‌：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子 三、共价键 （1）形成过程(以Cl2的形成为例):氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子的得失。如果2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构。 氯分子的形成过程可用电子式表示为：。 （2）定义：原子间通过 所形成的相互作用叫做共价键。 （3）成键微粒： 。 （4）成键元素：一般是同种的或不同种的 元素。 （5）成键结果；①原子间通过共用电子对相结合，使各原子最外层电子趋于稳定结构；②原子形成分子后，体系的总能量 。 （6）强弱影响因素：主要是原子半径和原子间共用电子对数，即原子半径越小、原子间共用电子对数越多，一般共价键越 。 四、共价物质 （1）①概念：以 形成分子的物质。 ②常见类型 a.共价单质:非金属元素形成的 单质分子，如H2、O2、N2、P4等。 b.共价化合物 （2）以共价键形成的分子的表示方法 分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 H-H HCl H-Cl CO2 H2O CH4 注：在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，这种图示叫做结构式。 （3）用电子式表示共价化合物的形成过程： HCl： （4）共价化合物的主要物理性质 ①熔点：部分共价化合物的熔点较高，如SiO2、SiC等，部分共价化合物的熔点较低，如HCl、NH3、CH4、CO2等。 ②导电性：共价化合物本身不导电(无论是固态、液态还是气态)，但部分共价化合物的水溶液能导电，这类共价化合物属于电解质，它们在水分子作用下，发生了电离，产生自由移动的阴、阳离子，如HCl、H2SO4等。 （5）含共价键的物质中元素的化合价 ①首先判断共价键是否具有极性 一般来说，同种元素的原子间形成的共价键是非极性键，不同种元素的原子间形成的共价键是极性键。如H2O2中的O—H键是极性键，而O—O键是非极性键。 ②形成极性键的物质中元素的正、负化合价的判断 形成极性键的原子的正、负化合价可依据非金属性的相对强弱进行判断，非金属性强的原子对形成的共用电子对的吸引作用较强，呈现负电性，化合价为负价；非金属性弱的原子对形成的共用电子对的吸引作用较弱，呈现正电性，化合价为正价。正、负化合价的数值可根据偏向或偏离的电子对数目来确定。 / 学科网（北京）股份有限公司 $ 高一化学期末核心必背知识清单 第三章 硫、氮及其循环 清单01 硫及其化合物 一、硫单质的性质及应用 1.硫元素的存在形态 （1）游离态：在火山口附近或地壳的岩层例存在； （2）化合态：以硫化物和硫酸盐的形式存在， 2.硫单质的物理性质 硫单质俗称硫黄，是一种淡黄色固体；不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2；有多种同素异形体，如单斜硫、斜方硫等。 注：常用CS2将硫单质与其他物质分离，也可用CS2洗去试管内壁上的硫单质。 3.从化合价的角度认识硫单质的化学性质 硫原子的最外电子层有6个电子，在化学反应中容易得到2个电子，形成-2价硫的化合物，体现氧化性。与同主族的氧元素相比，硫元素的原子多一个电子层，得电子能力相对较弱，而失电子能力相对较强，与氧气反应时体现还原性。 H2 O2 （1）S的氧化性 S与Fe、Cu、Hg、H2反应的化学方程式依次为 ①Fe＋SFeS（黑色难溶于水的物质，可溶于盐酸、稀硫酸） ②2Cu＋SCu2S（黑色难溶于水的物质，不溶于盐酸、稀硫酸） ③S＋Hg===HgS(此反应适用于除去室内洒落的Hg) ④H2＋SH2S（臭鸡蛋气味的气体）。 （2）S的还原性 ①S与O2反应的化学方程式为S＋O2SO2，在空气中燃烧火焰为淡蓝色。 ②与强氧化剂反应(如浓硫酸)的化学方程式为:S＋2H2SO4(浓)3SO2↑＋2H2O。 （3）既体现S的氧化性又体现S的还原性：S与NaOH溶液反应的化学方程式为: 3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O 该反应中硫既是氧化剂，又是还原剂，此反应可用于除去试管内黏附的S。 二、硫的氧化物(SO2、SO3)的性质及应用 1.二氧化硫(SO2) （1）物理性质 二氧化硫是无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气的大，是大气污染物之一；易溶于水，通常状况下，1体积水溶解约40体积SO2。 （2）化学性质 ①氧化性(如与H2S溶液反应)： SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O ②还原性： a.与O2反应：2SO2＋O22SO3（可逆反应）； b.与氯水反应：Cl2＋SO2＋2H2O===2HCl＋H2SO4(还可使溴水、碘水褪色) c.能使酸性高锰钾溶液褪色：5SO2＋2H2O+2MnO4-===2Mn2++5SO42-+4H+(离子方程式) d.与三价铁盐（Fe3+）反应：2Fe3+＋SO2＋2H2O===2Fe2+＋SO42-+4H+ ③SO2的特性——漂白性：可使品红溶液等有机色质褪色，生成不稳定的化合物，是一个可逆过程，受热恢复原色。 （3）SO2的用途 ①漂白纸浆、毛、丝等。 ②用于杀菌消毒，还是一种食品添加剂。 2.三氧化硫(SO3) SO3在标准状况下为无色、针状晶体，为酸性氧化物，能与水反应：SO3＋H2O===H2SO4，放出大量的热，它跟碱性氧化物或碱都能反应生成硫酸盐，同时具有强氧化性。 三、硫酸的物理性质 1.纯硫酸是一种无色油状液体，沸点高（沸点约338℃，高沸点酸能用于制备低沸点酸），难挥发；密度比水大，98%的浓硫酸的密度为1.84g/cm3。 2.溶解性：浓硫酸与水以任意比互溶，溶解时可放出大量热。 3.稀释方法：将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中并不断搅拌。 四、浓H2SO4的特性 （1）吸水性 浓硫酸能够吸收气体、液体中的水分子及固体中的结晶水的性质就是吸水性。如将一瓶浓硫酸敞口放置在空气中，其质量将增大，浓度将减小，密度将减小，体积将增大，这是因为浓硫酸具有吸水性，吸收了空气中的水蒸气。在实验室中常用浓硫酸作干燥剂就是利用了浓硫酸的吸水性。 （2）脱水性 浓硫酸能将纸、棉布、木条等有机物中的氢、氧元素按照水的组成，即N(H)∶N(O)=2∶1的比例脱去，这个性质就叫脱水性。 浓硫酸与蔗糖的脱水性实验： 实验操作 实验现象 实验结论 先向盛有少量蔗糖的烧杯中加入几滴水，然后倒入少量浓硫酸、搅拌 蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，变成疏松多孔的海绵状的炭，并放出有刺激性气味的气体 浓硫酸具有脱水性，且能氧化碳单质，本身被还原为 SO2 （3）强氧化性 浓硫酸具有强氧化性的本质是H2SO4分子中+6价的硫元素具有很强的得电子能力。浓硫酸在加热时表现出很强的氧化性，能氧化金属、非金属、还原性化合物等，其还原产物一般是SO2。 五、浓硫酸的化学性质 在浓硫酸中主要是以硫酸分子的形式存在，体现的是硫酸分子的性质。在硫酸分子中，存在+6价硫，很容易得电子被还原，所以具有很强的氧化性。浓硫酸能将大多数金属（如Cu）或非金属（如C）氧化： （1）Fe、Al的钝化 常温下，当Fe、Al等金属遇到浓硫酸时，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。 （2）与不活泼金属和非金属的反应 由于浓硫酸具有强氧化性，故存在与稀硫酸不同的化学性质，能够与不活泼金属或非金属发生反应，反应过程中有如下规律： ①反应要加热，否则不反应； ②还原产物一般是SO2。一般金属被氧化为高价态的硫酸盐，非金属被氧化为高价态氧化物或含氧酸。 ③浓硫酸与金属反应时，既表现酸性又表现强氧化性，而与非金属反应时，只表现强氧化性。如： Cu+2H2SO4(浓) CuSO4 + 2H2O +SO2↑ 2Ag+2H2SO4 (浓) Ag2SO4+SO2↑+2H2O C+2H2SO4(浓) CO2↑+2H2O+2SO2 ↑ S+2H2SO4 (浓) 3SO2↑+2H2O ④随着反应的进行，浓硫酸浓度变小，一旦变为稀硫酸，反应就停止。 C.浓硫酸氧化含低价非金属元素的化合物 H2S+H2SO4 (浓)==S↓+SO2↑+2H2O或H2S+3H2SO4 (浓)4SO2↑+4H2O 2HI+H2SO4 (浓)==I2+SO2↑+2H2O 2HBr+H2SO4 (浓)==Br2+SO2↑+2H2O 六、生产生活中的几种硫酸盐 硫酸盐 主要成分及性质 主要应用 硫酸钙 ①石膏(CaSO4·2H2O)加热到150℃变成熟石膏(2CaSO4·H2O)； ②熟石膏与水混合后凝固，重新变成石膏。 ①制作模型和医疗用的石膏绷带； ②调节水泥的硬化速率。 ‌绿矾 FeSO4·7H2O ①在医疗上用于生产治贫血的药剂； ②工业上用于生产净水剂和颜料 硫酸铜 CuSO4· (胆矾) ①检验酒精中是否含有少量水； ②与石灰乳混合制备波尔多液。 ③在农业中用作微量元素肥料 ‌明矾 KAl(SO4)2·12H2O易溶于水，溶液呈酸性，水解生成胶体 ①在工业上用于水处理净化剂； ②可用于制造颜料和防火材料 硫酸钡 自然界中的硫酸钡以重晶石的形式存在，不溶于水和酸，且不易被X射线透过 ①生产其他钡盐； ②用作消化系统X射线检查的内服药剂，俗称“钡餐”。 七、硫酸根离子的检验 1．实验探究：SO的检验 实验操作 实验现象 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀不溶解 先生成白色沉淀，加入稀盐酸后沉淀溶解，且有气泡产生 离子方程式 Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋SO=BaSO4↓ Ba2＋＋CO===BaCO3↓； BaCO3＋2H＋===Ba2＋＋H2O＋CO2↑ 实验结论 SO与Ba2＋反应生成不溶于稀盐酸的白色BaSO4沉淀 CO与Ba2＋反应生成的白色沉淀BaCO3可溶于稀盐酸 2．检验SO的正确操作及解释 （1）原理：利用Ba2＋＋SO===BaSO4↓（白色），BaS04不溶于稀盐酸、稀硝酸的特性来检验硫酸根离子。 （2）试剂：可溶性钡盐(BaCl2)、稀盐酸。 （3）操作方法：待检验溶液取清液有无白色沉淀产生(判断有无SO) （4）排除干扰 ①Ag＋干扰：用盐酸酸化可排除Ag+的干扰。 ②CO、SO、PO43-干扰：BaCO3,、BaSO3、Ba3(PO4)2都是白色沉淀，与BaSO4白色沉淀不同的是，这些沉淀可溶于强酸中，因此检验SO时，必须先用稀盐酸酸化。 【特别提醒】不能用稀硝酸酸化，因在酸性条件下，SO32-、HSO3-等会被溶液中的NO3-氧化为SO,从而干扰检验结果。 ③整个过程中可能发生反应的离子方程式：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、SO＋2H＋===SO2↑＋H2O、Ag＋＋Cl－===AgCl↓、Ba2＋＋SO===BaSO4↓。 清单02 氮及其化合物 一、氮气与氮的固定 1.氮元素的存在 氮元素位于元素周期表的第二周期、第VA族。氮原子的最外电子层有5个电子，既不容易得到3个电子，也不容易失去5个电子。因此，氮原子一般通过共用电子对与其他原子相互结合构成物质。自然界中氮元素的存在有以下两种形式∶ 2.自然界中氮循环的主要形式 （1）游离态→化合态 将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程叫做氮的固定。氮的固定可分为自然固氮和人工固氮两种。 ①自然固氮：一种是在放电条件下，空气中少量的氮气与氧气化合生成氮的氧化物，并随降水进入土壤和水体;一种是豆科植物根部的根瘤菌把氮气转化成氨。 ②人工固氮：合成氨工厂等将一部分氮转化成化合态，转化过程为N2→NH3→氮肥、硝酸等含氮化合物。 （2）化合态→游离态∶硝酸盐在某些细菌的作用下转化成氮气。 （3）化合态→化合态：动植物遗体及动物排泄物中的含氮物质经腐生生物的分解作用转化为氨或铵盐。 二、氮气、一氧化氮和二氧化氮的化学性质 1.氮气 由于氮分子内两个氮原子间以共价三键（N≡N）结合，断开该化学键需要较多的能量，所以氮气的化学性质很稳定，通常情况下难以与其他物质发生化学反应，例如常温下，氮气不能与O2等反应，所以常用作保护气。但在一定条件下 N2可与O2、H2以及Mg 等活泼金属反应，表现出还原性或氧化性。 （1）还原性∶N2 +O2 放电或高温 2NO（结合NO、NO2的性质可解释"雷雨发庄稼"的原因）。 （2）氧化性∶N2 +3H22NH3（工业合成氨的原理） （3）氧化性：N2+3Mg 点燃 Mg3N2 2.一氧化氮 （1）常温下易与氧气化合：2NO+O2 2NO2（反应现象为气体的颜色由无色变为红棕色，因此此原理常用来检验 NO 的存在）。 （2）弱氧化性：6NO +4NH35N2+6H2O。 3.二氧化氮 （1）与水反应∶3NO2+H2O 2HNO3+NO（工业上制取HNO3的原理）。 （2）强氧化性∶ ①NO2+SO2 NO+SO3;②可使湿润的淀粉-KI试纸变蓝。 （3）自身的二聚：2NO2N2O4（无色气体）。 4.NO2溶于水的实验 实验装置图 实验步骤 实验现象 在一支50 mL的注射器里充入20 mL NO，然后吸入5 mL水，用乳胶管和弹簧夹封住管口，振荡注射器，观察现象 无明显现象 打开弹簧夹，快速吸人10 mL空气后夹上弹簧夹，观察现象。振荡注射器，再观察现象 打开弹簧夹吸人空气后，有红棕色气体生成;振荡注射器，红棕色气体变浅，且注射器中最后剩余气体为无色 三、氨的性质 1．物理性质 （1）氨是一种无色、有刺激性气味的气体，密度比空气的小。氨在加压下容易液化，液化时放热。液氨汽化时吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此工业上可作制冷剂。 （2）氨是一种极易溶于水的气体，常温常压下，1体积水大约可溶解700体积的氨气。 【特别提醒】（1）氨对人的眼、鼻、喉等有刺激作用，接触时应小心。如果不慎接触过多的氨而出现症状，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。 （2）将NH、HCl、SO2等溶解度很大的气体溶于水时，为防止倒吸，常采用如图所示的装置。 2．喷泉实验 实验装置 实验原理 氨气极易溶于水（NH3＋H2ONH3·H2ONH4+＋OH-），导致容器内的气体压强变小，容器 内外产生压强差，外界大气压将水压入从而形成喷泉。 实验用品 氨气、酚酞溶液、水；圆底烧瓶、玻璃管、胶头滴管、烧杯、铁架台。 实验步骤 在干燥的圆底烧瓶里充满氨，用带有玻璃管和滴管（预先吸入水）的塞子塞紧瓶口。倒置烧瓶，使玻璃管插入盛有水的烧杯（预先在水里滴入少量酚酞溶液）。打开橡胶管上的弹簧夹，挤压滴管，使少量水进入烧瓶。观察并描述现象，分析出现这些现象的可能原因。 实验现象 烧杯中的溶液由玻璃管进入烧瓶，形成喷泉，瓶内液体呈红色。 实验结论 氨极易溶于水，水溶液呈弱碱性。 原理解释 氨极易溶于水，使烧瓶内的压强迅速减小，导致烧杯中的水在大气压的作用下进入烧瓶。 实验说明 ①实验成功的关键：a.装置的气密性要好；b.烧瓶要干燥；c.氨气要充满。 ②若无胶头滴管引发喷泉，可采用热敷法或冷敷法引发喷泉。 3．氨的化学性质 （1）氨与水的反应 氨的水溶液俗称氨水，显弱碱性，反应的方程式为NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。 a.氨溶于水得氨水，氨水是混合物，溶液中存在的微粒有三种分子：NH3·H2O、NH3、H2O；三种离子：NH4+、OH－及少量的H+。 b.NH3·H2O为可溶性一元弱碱，具有碱的通性。氨水可使紫色石蕊试液变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。 c.NH3·H2O不稳定，易分解：NH3·H2ONH3↑＋H2O。 【特别提醒】①NH3是中学化学中唯一的碱性气体，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，可在推断题中作为解题突破口。 ②氨水呈碱性，NH3·H2O属于一元弱碱，计算氨水的浓度时，溶质按NH3进行计算。 （2）氨与酸的反应 两根分别蘸取浓氨水和浓盐酸或浓硝酸的玻璃棒，靠近时，产生大量白烟，反应方程式为：NH3＋HCl===NH4Cl（白烟）或NH3+HNO3=NH4NO3（白烟）。 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 （3）氨的还原性 ①氨的催化氧化，反应化学方程式：4NH3＋5O24NO＋6H2O，NH3在反应中作还原剂。 应用：工业上制取硝酸。 4.氨的用途 ①氨是氮肥工业，有机合成工业，制造硝酸、铵盐和纯碱的原料。 ②NH3易液化，当液态NH3汽化时要吸收大量的热，使周围温度急剧降低，因此，液氨常用作制冷剂。 四、铵盐的性质与铵盐(NH4+)的检验 1．铵盐及物理性质 （1）铵盐的概念：铵根离子(NH)与酸根离子形成的化合物，农业上常用的铵态氮肥，如NH4HCO3、(NH4)2SO4、NH4NO3等都属于铵盐。 【特别提醒】氨肥包括铵态氨肥（如硫酸铵、氯化铵等）、硝态氮肥（如KNO3等)、尿素[CO(NH2)2]以及氨水等。铵态氨肥应避免与碱性肥料（如草木灰，主要成分是K2C03)混合施用，否则会使肥效降低。 （2）物理性质：绝大多数铵盐是白色或无色晶体，都易溶于水。 2．铵盐的化学性质 （1）不稳定性 a．NH4Cl受热分解：NH4ClNH3↑＋HCl↑（用于除去或分离铵盐）。 b．NH4HCO3或(NH4)2CO3受热分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O；(NH4)2CO32NH3↑+CO2↑+H2O （2）和碱反应 ①在稀溶液中不加热：NH＋OH－===NH3·H2O。 ②加热时或浓溶液：NH＋OH－NH3↑＋H2O。 ③实验室用NH4Cl和Ca(OH)2反应制取氨气，化学方程式：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。 3．铵盐(NH)的检验 向铵盐溶液中加入强碱溶液，加热，产生无色气体，用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝色。 五、硝酸和硝酸盐 1.硝酸的物理性质 硝酸是无色，易挥发，具有刺激性气味的液体，易溶于水。浓硝酸常因为溶解有NO2而呈黄色。质量分数为69%的硝酸为常用浓硝酸。98%以上的硝酸称之为发烟硝酸。 【特别提醒】发烟硝酸的“发烟”原因是挥发出来的硝酸和空气中的水蒸汽形成的硝酸小液滴，所发出的“烟”实际上是“雾”。 2.硝酸的化学性质 （1）硝酸具有酸的通性 ①与金属反应：一般不生成氢气。 ②与碱性氧化物反应：如CuO、Na2O、Fe2O3等生成盐和水。 ③与碱反应：Cu(OH)2、NaOH等生成盐和水。 ④与盐反应：NaHCO3、Na2CO3等。 ⑤与指示剂反应：浓硝酸可使石蕊先变红后褪色。 【特别提醒】在利用HNO3的酸性时，要注意考虑它的强氧化性。如FeO与稀硝酸反应时的方程式应是： 3FeO+10HNO3(稀)==3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O，而不是FeO+2HNO3 (稀)==Fe(NO3)2+H2O。 （2）不稳定性 浓硝酸见光或受热易分解，化学方程式为4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。 长期存放的浓硝酸呈黄色是因为其分解生成的NO2溶于硝酸中，实验室常将浓硝酸保存在棕色试剂瓶中，并放置在阴凉处。 （3）硝酸的强氧化性 由于HNO3中的+5价氮元素有很强的得电子能力，在硝酸参与的氧化还原反应中，几乎全部是+5价氮被还原，故硝酸具有强氧化性。硝酸无论浓、稀都有强氧化性，而且浓度越大，氧化性越强。 1）硝酸的强氧化性规律：①硝酸越浓，温度越高，其氧化性越强。 ②与硝酸反应时，还原剂一般被氧化成最高价态。 2）硝酸强氧化性的表现 ①浓硝酸能使紫色石蕊试液先变红，后褪色。 ②与非金属单质C、S等在加热条件下反应，非金属元素被氧化成酸性氧化物或高价含氧酸。如： C+4HNO3 (浓) CO2↑+4NO2↑+2H2O S+6HNO3 (浓)H2SO4+6NO2↑+2H2O。 ③金属与HNO3反应一般不生成H2，浓HNO3一般被还原为NO2，稀HNO3一般被还原为NO，极稀HNO3可被还原成NH3，生成NH4NO3等，如Cu和浓、稀硝酸的反应： 3Cu+8HNO3（稀）==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3（浓）==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ④钝化：常温时，冷的浓硝酸、浓硫酸可使铝、铁表面生成致密的氧化膜，阻止酸与金属的进一步反应，这种现象叫钝化。钝化其实也是硝酸强氧化性的表现，利用金属Al和Fe的这种性质，我们可以用Al或Fe制的容器来盛装浓硫酸或浓硝酸。当加热时，铁、铝会与浓HNO3或浓H2SO4发生反应。 ⑤硝酸与铁反应时，产物符合以下规律 ⑥与还原性化合物反应： 硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。如稀硝酸与FeSO4溶液反应的离子方程式： 3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O。 3.硝酸盐 （1）概念：硝酸盐，是硝酸HNO3与金属反应形成的盐类。由金属离子（或铵离子）和硝酸根离子组成。常见的硝酸盐有硝酸钠、硝酸钾、硝酸铵、硝酸钙、硝酸铅、硝酸铈等。 （2）物理性质：硝酸盐几乎全部易溶于水，只有硝酸脲微溶于水，碱式硝酸铋难溶于水，所以溶液中硝酸根不能被其他绝大多数阳离子沉淀。 清单03 硫循环和氮循环 一、自然界中硫循环 1.自然界中硫的存在 （1）游离态的硫主要存在于火山口附近或地壳的岩层中。 （2）化合态的硫广泛存在于动植物体内和海洋、大气、地壳中： ①动植物体内：含硫蛋白质等； ②岩层深处和海底的无氧环境中：金属硫化物，如黄铁矿(FeS2)、黄铜矿(CuFeS2)等； ③地表附近的富氧环境中：硫酸盐，如石膏(CaSO4·2H2O)、芒硝(Na2SO4·10H2O)等； ④大气中：少量的H2S、SO2、SO3等。 2.自然界中不同价态含硫物质的转化 二、氮在自然界中的循环 各过程中氮元素化合价的变化和涉及的化学反应如下： o氮气与氧气在放电条件下反应：(N2 + O2→NO)，(N)元素化合价从(0)价升高到(+2)价。 o生物固氮：(N2 →NH3)，(N)元素化合价从(0)价降低到(-3)价。 o氨溶于水产生铵根离子：（NH3→NH4-） o硝化作用：(NH4-+→ NO2- → NO3-)，(N)元素化合价从(-3)价升高到(+3)价，再升高到(+5)价。 o反硝化作用：(NO3-→ NO→N2)，(N)元素化合价从(+5)价降低到(+2)价，再降到(0)价。 清单04 酸雨 1．酸雨的成因与类型 （1）二氧化硫和氮氧化物的来源 SO2：含硫化石燃料的燃烧及含硫金属矿物的冶炼等； NOx：①机动车排放的尾气：机动车发动机中，火花塞产生的放电条件会使空气中的N2与O2反应生成NOx。②硝酸厂排放的废气。 （2）酸雨的形成 ①酸雨：主要指 pH小于5.6 的雨水，其主要是含有硫酸和硝酸。正常雨水由于溶解了CO2，其pH约为5.6。 ②成因：主要是大气中的SO2与NOx及它们在大气中发生反应后的生成物溶于雨水形成的酸雨。 a．硫酸型酸雨的形成过程如图： 写出图中标号所对应的化学方程式： ①2SO2＋O22SO3。 ②SO2＋H2OH2SO3。 ③SO3＋H2O===H2SO4。 ④2H2SO3＋O2===2H2SO4。 b．汽车尾气以及硝酸工业废气等形成的硝酸型酸雨的形成过程如图： NONO2HNO3 写出图中标号所对应的化学方程式： ①2NO＋O2===2NO2。 ②3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。 2．酸雨的危害与防治 （1）危害：酸雨能直接损伤农作物，破坏森林和草原，使土壤、湖泊酸化，加速建筑物、桥梁、工业设备、运输工具和电缆的腐蚀。 （2）防治 ①消除污染源，调整能源结构，发展清洁能源； ②研究煤的脱硫技术，改进燃烧技术，减少SO2的排放； ③加强工业废气的回收处理； ④改进汽车尾气的处理技术，提高汽车尾气排放标准。 （3）常见的NOx尾气处理方法 ①碱液吸收法：2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O；NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是 n(NO2)≥n(NO)。一般适合工业尾气中NOx的处理。 ②催化转化法：在催化剂、加热条件下，NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2),化学方程式为2NO+2CO2CO2+N2。一般适用于汽车尾气的处理。 ③氨气吸收法：在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)，化学方程式为8NH3＋6NO27N2＋12H2O，4NH3＋6NO5N2＋6H2O。 （4）消除SO2对环境污染的“3方法” 方法一：钙基固硫法:为防治酸雨，工业上常用生石灰和含硫的煤混合后燃烧，燃烧时硫、生石灰、O2共同反应生成硫酸钙，从而使硫转移到煤渣中，反应原理为CaO＋SO2CaSO3,2CaSO3＋O2===2CaSO4，总反应方程式为2CaO＋2SO2＋O22CaSO4。 方法二：氨水脱硫法:该脱硫法采用喷雾吸收法，雾化的氨水与烟气中的SO2直接接触吸收SO2，其反应的化学方程式为NH3＋SO2＋H2O===NH4HSO3,2NH3＋SO2＋H2O===(NH4)2SO3,2(NH4)2SO3＋O2===2(NH4)2SO4。 方法三：钠、碱脱硫法:钠、碱脱硫法是用NaOH/Na2CO3吸收烟气中的SO2，得到Na2SO3和NaHSO3，发生反应的化学方程式为2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O，Na2CO3＋SO2===Na2SO3＋CO2，Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3。 第四章 原子结构和化学键 清单01 元素周期表 一、元素周期表的发展历程 （1）德贝赖纳的“三元素组”（1829年） （2）英国化学家纽兰兹的八音律（1865年） （3）门捷列夫的第一张元素周期表（1869年） （4）门捷列夫的第二张元素周期表（1871年） （5）0 族元素的发现（1894年） （6）莫塞莱定律（1914年） （7）超铀元素（20世纪中期） （8）新元素的发现（20世纪中后期） 二、元素周期表的概念 1.元素周期表的概念：元素周期表是一种将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布排列的表格，它能够反映出元素的周期性规律和族性特征。 2.原子序数： （1）定义：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 （2）元素周期表中原子序数的有关规律 ①同主族、邻周期元素的原子序数差： a.元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目； b.元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目。 ②同周期的ⅡA和ⅢA的原子序数差可能为1,11,25。 ③应用关系： a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。最低负价＝－|8－最外层电子数|。 3.编排原则 （1）周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 （2）族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 三、周期表的结构 1.周期 （1）概念：元素周期表每一个横行，叫做一个周期，共7个周期，除第一周期外，其余各周期均从碱金属开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。 （2）与原子结构的关系：周期序数＝电子层数。 （3）分类： ①短周期：包括第1、2、3周期，分别有2、8、8种元素。 ②长周期：包括第4、5、6、7周期，分别有18、18、32、32种元素。 2.族:周期表中有十八个纵行，但第8、9、10三个纵行为一族，所以共十六个族。7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。 （1）周期表中族的特点和划分 个数 元素周期表中有18个纵列，共有16个族 特点 主族元素的族序数＝最外层电子数 分类 主族 共有7个，包括ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 副族 共有8个，包括ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB，第Ⅷ族，第Ⅷ族包括第8、9、10三个纵列 0族 占据元素周期表的第18纵行，最外层电子数为8(He是2) （2）常见族的特别名称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 3.过渡元素 （1）元素周期表中部从第IIIB族第IIB族10个纵列共六十多种元素，过渡元素都是金属元素。 （2）过渡元素——镧系与锕系 ①镧系元素：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ②锕系元素：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 4.元素周期表中方格里的符号的意义 清单02 元素周期律 一、同周期元素性质变化规律（以第三周期为例） 1.实验探究——第三周期元素性质的递变 1）钠、镁、铝的金属性比较 （1）预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。 （2）实验过程 ①实验探究：钠、镁与水的反应 实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式 钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应缓慢，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2 结论：金属性：Na>Mg ②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应 实验操作 实验现象及离子方程式 向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明；离子方程式为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明。离子方程式为Al(OH)3+OH-=Al(OH)4- 向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失；离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O 向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀不溶解。 结论：A．NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物； B．金属性：Na>Mg>Al （3）实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。 2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变 （1）最高价含氧酸酸性强弱的比较 非金属元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强) 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 （2）结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。 3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即： 项目 同周期(左→右) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 电子层数 相同 原子半径 逐渐减小 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子) 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强，阴离子还原性逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 二、碱金属元素 1.碱金属元素原子结构与元素性质的关系 元素名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素符号 Li Na K Rb Cs 电子层结构 原子半径变化趋势/nm 0.152 0.186 0.227 0.248 0.265 从Li到Cs随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径越来越大 相同点 最外层均有1个电子，均易失电子，有较强还原性，因此碱金属元素的化学性质具有相似性 原子核对核外电子的吸引力的变化趋势 原子核对核外电子吸引力越来越小 原子失去电子难易的变化趋势 原子失去电子越来越容易 元素金属性强弱的变化趋势 元素的金属性越来越强 2.碱金属单质主要物理性质变化的规律 单质名称 锂 钠 钾 铷 铯 主要物理性质变化趋势 密度逐渐增大，钾除外熔点逐渐降低，沸点逐渐降低，硬度逐渐减小 3.碱金属的化学性质 碱金属 性质 锂 钠 钾 与 氧 气 反 应 现象 剧烈反应(次于Na)生成固体Li2O 加热剧烈反应，生成淡黄色固体 稍加热剧烈反应，生成固体KO2 化学方程式 4Li+O22Li2O 2Na＋O2Na2O2 K+O2KO2 小结 碱金属单质在空气中燃烧一般生成过氧化物或超氧化物，Li却只生成Li2O，但与氧气反应的速率是不同的，Li缓慢氧化，Na、K易被氧化，Cs常温下自燃。 与水反应 现象 浮在水面，缓慢反应，产生气体 浮在水面上，剧烈反应，熔成小球、迅速游动、产生气体 浮在水面上，剧烈反应且燃烧 化学方 程式 2Li+2H2O=2LiOH+H2 2Na+2H2O=2NaOH+H2 2K+2H2O=2KOH+H2 小结 都能与水反应，但剧烈程度不同，从左→右依次增强，都生成碱和H2 4.碱金属元素单质物理性质的相似性和递变性 5.碱金属元素单质的特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。 三、卤族元素 卤素包括F、Cl、Bｒ、I、Aｔ五种元素，其单质均为双原子分子，主要研究F、Cl、Bｒ、I。 1.卤素的原子结构 元素名称 氟 氯 溴 碘 元素符号 F Cl Br I 原子结构示意图 原子半径/nm 0.071 0.099 1.12 1.32 ①结构相似性:最外层都是7个电子，易得电子形成8电子稳定结构的阴离子X－，故都具有较强的氧化性，其最低价为-1价。最高价为+7价（F例外）。 ②结构递变性:从F到I，随核电荷数的增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。卤素原子得电子能力越来越弱，其元素的非金属性越来越弱。 2.卤素单质分子结构与物理性质 ①分子结构： 相同点：均为双原子分子，其结构式为X－X，卤素单质分子为非极性分子，其晶体均为分子晶体 不同点：相对分子质量不同，从F2到I2依次增大，分子间力依次增强。 ②卤素单质的物理性质： 单质 颜色 状态（常态） 密度 溶解度（100g水中） 毒性 F2 淡黄绿色 气体 1.69g/L -219.6 -188.1 与水反应 剧毒 Cl2 黄绿色 气体 3.214g/L -101 -34.6 226cm3 有毒 Br2 深红棕色 液体 3.119g/cm3 -7.2 58.78 4.16g 有毒 I2 紫黑色 固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g 有毒 a.相同点：由于卤素单质分子为非极性分子，所以卤素单质均易溶于有机溶剂；由于卤素单质的晶体均为分子晶体，所以它们的熔沸点都较低（其中氯气易液化，液溴易挥发，碘易升华）。 b.卤素单质物理性质的递变性 单质 颜色变化 密度变化 熔点变化 沸点变化 溶解度变化 F2 Cl2 Br2 I2 c.卤素单质在不同溶剂中的颜色 水中 CCl4 汽油 C2H5OH F2 强烈反应 反应 反应 反应 Cl2 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色 Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙→橙红 I2 深黄→褐 紫→深紫 浅紫红→紫红 褐色 d.卤素单质物理特性 （1）液溴易挥发，应密闭保存，试剂瓶中的溴常加水液封，盛溴的试剂瓶不可选用橡胶塞。常温下唯一的液态非金属。 （2）碘易升华，这是物理变化。可用于分离提纯I2。 （3）卤素单质不易溶于水，易溶于酒精、汽油、四氯化碳等有机溶剂。 （4）氟（F2）：氟是最活泼的非金属元素（氟元素只有0价、－1价，无正价，科学家在冰末表面发现的氟元素的含氧酸——次氟酸（HFO），其中氟仍为－1价），F2单质是氧化性最强的单质。 3.卤素化学性质的相似性和递变性 （1）卤素是典型的非金属元素，其元素的非金属性强弱顺序为：F＞Cl＞Br＞I。 （2）卤素单质均是氧化剂，其氧化能力强弱顺序为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。 （3）卤离子均具有还原性，其还原性强弱顺序为：I-＞Br-＞Cl-＞F-。 （4）卤素单质均能与氢化合，但反应条件不同，生成的气态氢化物稳定性亦不同。气态氢化物稳定性大小顺序为：HF＞HCl＞HBr＞HI。 卤素单质 反应条件 化学方程式 产物稳定性 F2 在暗处剧烈化合并发生爆炸 H2＋F2===2HF 很稳定 Cl2 光照或点燃 H2＋Cl22HCl 较稳定 Br2 加热 H2＋Br22HBr 不如氯化氢稳定 I2 不断加热 H2＋I22HI 不稳定，同一条件下同时分解 结论 从F2到I2，与H2化合越来越难，生成的氢化物稳定性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。 （5）卤素单质均可与水反应，但反应难易程度不同。 2F2+2H2O=4HF+O2(剧烈反应) Cl2+H2O=HCl+HClO(反应较慢) 2HClO2HCl+O2↑ Br2+H2OH=Br+HBrO(反应微弱) I2与H2O只有很微弱的反应。 清单03 原子结构 一、原子的构成 1.构成原子的微粒及作用 （1）构成原子的微粒：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的核外电子构成的。原子核由质子和中子构成。 （2）构成原子的微粒的作用 原子(X) 2.质量数： （1）概念：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数，常用A表示。 （2）构成原子的粒子间的关系 ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； ③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数； ④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数。 （3）原子构成的表示方法：用X表示，A表示质量数，Z表示核电荷数。 3.微粒符号周围数字的含义 二、元素、核素、同位素 1.概念： ①元素：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称，一种元素可有多种核素。 ②核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，表示方法X。 ③同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互称为同位素（即同一元素的不同核素互称为同位素）。 2.元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。 ②不同核素可能具有相同的质子数，如H、H；也可能具有相同的中子数，如C、O；也可能具有相同的质量数，如C、N。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 3.同位素的特征 ①“同位”指的是在同期表中的位置相同（核外电子排布一样） ② 相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。同位素的“六同三不同” ③ 天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。 4.氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用字母D表示，名称为氘或重氢； H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。 5.几种重要核素的用途 核素 U C H H O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 三、四种相对原子质量 1.原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 2.元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 3.核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 4.元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 清单04 核外电子排布 一、电子层 在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。 如图为电子层模型示意图： 二、不同电子层的表示及能量关系 各电子层由内到外 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 字母代号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 三、核外电子排布规律 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 8 18 氩 Ar 2 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 （1）能量规律：离核由近到远，电子能量由低到高，电子一般总是先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 （2）数量规律 ①原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 ②原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数不能超过32。 ③次外层最多能容纳的电子数不超过18个。 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 （1）原子结构示意图 ①用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核和核电荷数。 如钠的原子结构示意图： ②用弧线表示电子层。 ③弧线上的数字表示该电子层上的电子数。 ④原子结构示意图中，核内质子数＝核外电子数。 （2）离子结构示意图 ①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层。 如MgMg2＋ ②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，电子层数不变。 如FF－ 五、核外电子排布与元素性质的关系 ①金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。 ②非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易得到电子，活泼非金属原子易形成阴离子，表现出氧化性，在化合物中主要显负化合价。 ③稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。 清单05 化学键 一、离子键 1、氯化钠的形成过程 （1）钠在氯气中燃烧的化学方程式为：2Na＋Cl22NaCl （2）用原子结构知识解释：不稳定的钠原子和氯原子通过得失电子后最外层都达到8电子稳定结构，分别形成Na＋和Cl－，带相反电荷的Na＋和Cl－通过静电作用结合在一起，形成新物质氯化钠。 2、离子键 （1）定义： 阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫做离子键。 （2）成键微粒：阴、阳离子。 （3）相互作用：静电作用（静电引力和斥力）。 （4）成键过程：阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。 （5）离子键强弱影响因素： ①‌离子电荷‌：阴、阳离子所带的电荷越多，静电作用越强，离子键越强。 ②‌离子半径‌：离子半径越小，离子键就越强。 （6）存在：离子键存在于大多数强碱、盐及活泼金属氧化物中。 二、离子化合物 1.概念：含有离子键的化合物 。 2.形成条件：一般情况下，活泼金属元素与活泼非金属元素易形成离子化合物。 3.形成过程 （1）电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子。常见的粒子的电子式如下表： 原子 化学式 H Na O Cl 电子式 离子 化学式 Na+ Mg2+ S2- F- 电子式 Na+ Mg2+ 物质 化学式 NaCl MgCl2 N2 CO2 电子式 【特别提醒】①简单阳离子的电子式：简单阳离子的电子式就是其离子符号。如Na＋、Mg2＋、Al3＋等。 ②阴离子和复杂阳离子的电子式：阴离子的电子式要将原子的最外层电子和得到的电子标在元素符号周围，并将元素符号用“[ ]”括上，右上角标出所带的电荷数。如Cl－的电子式为[∶∶]－。 ③离子化合物的电子式：离子化合物的电子式由阴、阳离子的电子式组成，相同的离子不能合并，阴阳离子间隔排列。 （2）电子式表示离子化合物的形成过程： ①反应物是原子的电子式； ②生成物是离子化合物的电子式； ③不同反应物之间用“”表示电子转移； ④反应物和生成物之间用“―→”连接。 、。 注意: 用弧形箭头表示电子转移的方向。 4.离子化合物的类别 ①活泼的金属（IA、IIA）和活泼的非金属元素（VIA、VIIA）之间的化合物。(如：Na2O） ②大部分盐，包括铵盐。(如：NH4Cl，NaNO3) ③强碱 5.离子化合物的判断方法 ①根据化学键的类型判断：含有离子键的化合物。 ②化合物的性质判断：熔融状态下能导电的化合物。 6.离子化合物的性质 ①‌‌熔点和‌沸点较高‌：离子化合物的熔点和沸点通常较高，例如NaCl的熔点约为800摄氏度，MgO的熔点约为2800摄氏度。 ②‌‌硬度较大‌：由于离子键的作用力强，离子化合物通常具有较大的硬度。 ③‌常温下为固体‌：离子化合物在常温下通常为固体，硬度大且质脆，不导电。 ④‌熔融状态下导电‌：离子化合物在熔融状态下可以导电，因为熔融状态会破坏离子键，使离子可以自由移动。 ⑤‌水溶液中导电‌：离子化合物在水溶液中也可以导电，因为它们可以在水中电离出自由移动的离子 三、共价键 （1）形成过程(以Cl2的形成为例):氯原子的最外层有7个电子，要达到8电子稳定结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子的得失。如果2个氯原子各提供1个电子，形成共用电子对，2个氯原子就都形成了8电子稳定结构。 氯分子的形成过程可用电子式表示为：。 （2）定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。 （3）成键微粒：原子。 （4）成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。 （5）成键结果；①原子间通过共用电子对相结合，使各原子最外层电子趋于稳定结构；②原子形成分子后，体系的总能量降低。 （6）强弱影响因素：主要是原子半径和原子间共用电子对数，即原子半径越小、原子间共用电子对数越多，一般共价键越强。 四、共价物质 （1）①概念：以共用电子对形成分子的物质。 ②常见类型 a.共价单质:非金属元素形成的多原子单质分子，如H2、O2、N2、P4等。 b.共价化合物 （2）以共价键形成的分子的表示方法 分子 电子式 结构式 分子结构模型 H2 H-H HCl H-Cl CO2 H2O CH4 注：在化学上，常用一根短线“—”表示一对共用电子，这种图示叫做结构式。 （3）用电子式表示共价化合物的形成过程： HCl： （4）共价化合物的主要物理性质 ①熔点：部分共价化合物的熔点较高，如SiO2、SiC等，部分共价化合物的熔点较低，如HCl、NH3、CH4、CO2等。 ②导电性：共价化合物本身不导电(无论是固态、液态还是气态)，但部分共价化合物的水溶液能导电，这类共价化合物属于电解质，它们在水分子作用下，发生了电离，产生自由移动的阴、阳离子，如HCl、H2SO4等。 （5）含共价键的物质中元素的化合价 ①首先判断共价键是否具有极性 一般来说，同种元素的原子间形成的共价键是非极性键，不同种元素的原子间形成的共价键是极性键。如H2O2中的O—H键是极性键，而O—O键是非极性键。 ②形成极性键的物质中元素的正、负化合价的判断 形成极性键的原子的正、负化合价可依据非金属性的相对强弱进行判断，非金属性强的原子对形成的共用电子对的吸引作用较强，呈现负电性，化合价为负价；非金属性弱的原子对形成的共用电子对的吸引作用较弱，呈现正电性，化合价为正价。正、负化合价的数值可根据偏向或偏离的电子对数目来确定。 / 学科网（北京）股份有限公司 $