/2010級高三化學知識點總結11紅色：Fe(SCN)3（紅色溶液）； Cu2O（紅色固體）； Fe2O3（紅棕色固體）； 紅磷（暗紅色固體）；液溴（深紅棕色）； Fe(OH)3（紅褐色固體）；Cu（紫紅色固體）；溴蒸氣、NO2（紅棕色）品紅溶液(紅色)；在空氣中久置的苯酚（粉紅）；石蕊遇酸性溶液(紅色)；酚酞遇堿性溶液(紅色)。2紫色：石蕊在中性溶液中（紫色）；Fe3+與苯酚反應產物（紫色）； I2（有金屬光澤紫黑色固體）KMnO4固體（紫黑色）；MnO4（紫紅色溶液）固態O3（紫黑色）鉀的焰色反應（紫色）I2蒸氣、I2在非極性溶劑中（紫色）3橙色：溴水（橙色）K2Cr2O7溶液（橙色）4黃色：AgI（黃色固體）； AgBr（淡黃色固體）；Ag3PO4（黃色固體）；FeS2（黃色固體）；Na2O2（淡黃色固體）；S（黃色固體）； Au（金屬光澤黃色固體）；I2的水溶液（黃色）；碘酒（黃褐色）； 久置的KI溶液（黃色）（被氧化為I2）；Na的焰色反應（黃色）； TNT（淡黃色針狀）；工業濃鹽酸（黃色）（含有Fe3+）；NaNO2（無色或淺黃色晶體）；Fe3+的水溶液（黃色）；硝基苯中溶有濃硝酸分解的NO2時（黃色）久置的濃硝酸（黃色）（溶有分解生成的NO2）；濃硝酸粘到皮膚上（天然蛋白質）顯黃色）；5綠色： Cu2(OH)2CO3（綠色固體）； Fe2+的水溶液（淺綠色）； FeSO47H2O（綠礬）；K2MnO4（綠色）；Cl2、氯水（黃綠色）； F2（淡黃綠色）；CuCl2的濃溶液（藍綠色）；7棕色：FeCl3固體（棕黃色）；CuCl2固體（棕色）6藍色：Cu(OH)2、CuSO45H2O、Cu2+在水溶液中（藍色）； 石蕊遇堿性溶液（藍色）； 硫、氫氣、甲烷、乙醇在空氣中燃燒（淡藍色火焰）；一氧化碳在空氣中燃燒（藍色火焰）；淀粉遇I2變藍色；Co2O3（藍色）；O2（液態淡藍色）；Cu(OH)2溶于多羥基化合物（如甘油、葡萄糖等）的水溶液中（絳藍色）； O3（氣態淡藍色；液態深藍色；固態紫黑色）。7黑色：FeO； Fe3O4；FeS； CuO； CuS； Cu2S； MnO2；C粉； Ag2S； Ag2OPbS；AgCl、AgBr、AgI、AgNO3光照分解均變黑；絕大多數金屬在粉末狀態時呈黑色或灰黑色。8白色：常見白色固體物質如下（呈白色或無色的固體、晶體很多）：AgCl；Ag2CO3；Ag2SO4；Ag2SO3；BaSO4；BaSO3；BaCO3；Ba3(PO4)2；BaHPO4；CaO；Ca(OH)2；CaCO3；MgO；Mg(OH)；MgCO3；Fe(OH)2；AgOH；PCl5；SO3；三溴苯酚CuSO4銨鹽（白色固體或無色晶體）；Fe(OH)2沉淀在空氣中的現象：白色（迅速）灰綠色（最終）紅褐色pH試紙：干燥時呈黃色；中性時呈淡綠色；酸性時呈紅色，酸性越強，紅色越深；堿性時呈藍色，堿性越強，藍色越深。紅色石蕊試紙：紅色（用于檢驗堿性物質）藍色石蕊試紙：藍色（用于檢驗酸性物質）淀粉試紙：白色（用于檢驗碘單質）KI淀粉試紙：白色（用于檢驗氧化性物質）石蕊：pH5時呈紅色；pH介于58時呈紫色；pH8時呈藍色。酚酞：pH8.2時呈無色；pH介于8.210時呈粉紅色；pH10時呈紅色。甲基橙: pH3.1時呈紅色；pH介于3.14.4時呈橙色；pH4.4時呈黃色。甲基紅: pH4.4時呈紅色；pH介于4.46.2時呈橙色；pH6.2時呈黃色。二、重要物質的俗名1生石灰（主要成份是CaO）；消石灰、熟石灰主要成份是Ca(OH)2；水垢主要成份是CaCO3和Mg(OH)2；石灰石、大理石、白堊、蛋殼、貝殼、骨骼中的無機鹽（主要成份是CaCO3）；波爾多液（石灰水與硫酸銅溶液的混合物）；石硫合劑（石灰水與硫粉的懸濁液）。堿石灰由NaOH、Ca(OH)2的混合液蒸干并灼燒而成，可以看成是NaOH和CaO的混合物；2燒堿、火堿、苛性鈉（NaOH）；苛性鉀（KOH）3蘇打、純堿、口堿（Na2CO3）；小蘇打（NaHCO3）；大蘇打、海波（Na2S2O3）純堿晶體（Na2CO310H2O）；泡花堿、水玻璃、礦物膠（Na2SiO3的水溶液）。4芒硝（Na2SO410H2O）；重晶石（BaSO4）；石膏（CaSO42H2O）；熟石膏（2CaSO4H2O）。5膽礬、藍礬（CuSO45H2O）；明礬KAl(SO4)212H2O或K2 SO4Al2(SO4)324H2O；綠礬（FeSO47H2O）；皓礬（ZnSO47H2O）。6菱鎂礦（主要成份是MgCO3）；菱鐵礦（主要成份是FeCO3）；磁鐵礦（主要成份是Fe3O4）；赤鐵礦、鐵紅（主要成份是Fe2O3）；黃鐵礦、硫鐵礦（主要成份是FeS2）。7磷礦石主要成份是Ca3(PO4)2；重過磷酸鈣、重鈣 主要成份是Ca(H2PO4)2；過磷酸鈣、普鈣 主要成份是Ca(H2PO4)2和CaSO4。8光鹵石（KClMgCl26H2O）；9銅綠、孔雀石Cu2(OH)2CO3 ；10螢石（CaF2）；電石（CaC2）；冰晶石（Na3AlF6）水晶（SiO2）；瑪瑙（主要成份是SiO2）；石英（主要成份是SiO2）；硅藻土（無定形SiO2）寶石、剛玉（Al2O3）；金剛砂（SiC）。11草酸HOOCCOOH硬脂酸C17H35COOH軟脂酸C15H31COOH油酸C17H33COOH石炭酸C6H5OH蟻酸HCOOH蟻醛HCHO福爾馬林（HCHO的水溶液）木精CH3OH酒精CH3CH2OH醋酸、冰醋酸CH3COOH甘油（CH2OHCHOHCH2OH）硝化甘油（三硝酸甘油酯）TNT（三硝基甲苯）肥皂（有效成份是C17H35COONa）火棉纖維素與硝酸完全酯化反應、含氮量高的纖維素硝酸酯。用于制造無煙火藥和槍彈的發射藥。膠棉纖維素與硝酸不完全酯化反應、含氮量低的纖維素硝酸酯。用于制造賽璐珞和油漆。粘膠纖維由植物的秸稈、棉絨等富含纖維素的物質經過NaOH和CS2等處理后，得到的一種纖維狀物質。其中長纖維俗稱人造絲，短纖維俗稱人造棉。12尿素CO(NH2)2硫銨(NH4)2SO4 碳銨NH4HCO313硫酐SO3 硝酐N2O5碳酐、干冰、碳酸氣CO214王水（濃硝酸和濃鹽酸按體積比1 : 3的混合物）三、重要物質的用途1干冰、AgI晶體人工降雨劑 2AgBr照相感光劑3K、Na合金（l）原子反應堆導熱劑4銣、銫光電效應5鈉很強的還原劑，制高壓鈉燈6NaHCO3、Al(OH)3治療胃酸過多，NaHCO3還是發酵粉的主要成分之一7Na2CO3廣泛用于玻璃、制皂、造紙、紡織等工業，也可以用來制造其他鈉的化合物8皓礬防腐劑、收斂劑、媒染劑9明礬凈水劑10重晶石“鋇餐” 11波爾多液農藥、消毒殺菌劑12SO2漂白劑、防腐劑、制H2SO413白磷制高純度磷酸、燃燒彈14紅磷制安全火柴、農藥等15氯氣漂白（HClO）、消毒殺菌等16Na2O2漂白劑、供氧劑、氧化劑等17H2O2氧化劑、漂白劑、消毒劑、脫氯劑、火箭燃料等18O3漂白劑（脫色劑）、消毒殺菌劑、吸收紫外線（地球保護傘）19石膏制模型、水泥硬化調節劑、做豆腐中用它使蛋白質凝聚（鹽析）；20苯酚環境、醫療器械的消毒劑、重要化工原料21乙烯果實催熟劑、有機合成基礎原料22甲醛重要的有機合成原料；農業上用作農藥，用于制緩效肥料；殺菌、防腐，35%40%的甲醛溶液用于浸制生物標本等23苯甲酸及其鈉鹽、丙酸鈣等防腐劑24維生素C、E等抗氧化劑25葡萄糖用于制鏡業、糖果業、醫藥工業等26SiO2纖維光導纖維（光纖），廣泛用于通訊、醫療、信息處理、傳能傳像、遙測遙控、照明等方面。 27高分子分離膜有選擇性地讓某些物質通過，而把另外一些物質分離掉。廣泛應用于廢液的處理及廢液中用成分的回收、海水和苦咸水的淡化、食品工業、氯堿工業等物質的分離上，而且還能用在各種能量的轉換上等等。28硅聚合物、聚氨酯等高分子材料用于制各種人造器官29氧化鋁陶瓷（人造剛玉）高級耐火材料，如制坩堝、高溫爐管等；制剛玉球磨機、高壓鈉燈的燈管等。30氮化硅陶瓷超硬物質，本身具有潤滑性，并且耐磨損；除氫氟酸外，它不與其他無機酸反應，抗腐蝕能力強，高溫時也能抗氧化，而且也能抗冷熱沖擊。常用來制造軸承、汽輪機葉片、機械密封環、永久性模具等機械構件；也可以用來制造柴油機。31碳化硼陶瓷廣泛應用在工農業生產、原子能工業、宇航事業等方面。四、各種“水”匯集1 純凈物蒸餾水H2O重水D2O超重水T2O水銀Hg水晶SiO22 混和物：雙氧水H2O2的水溶液氨水分子（NH3、NH3H2O、H2O）；離子（NH4+、OH、H+）氯水分子（Cl2、HClO、H2O）；離子（H+、Cl、ClO、OH）王水濃HNO3 : 濃HCl = 1 : 3（濃溶液的體積比）硬水溶有較多Ca2+、Mg2+的水暫時硬水溶有較多Ca(HCO3)2、Mg(HCO3) 2的水，用加熱煮沸法可降低其硬度（軟化）。永久硬水溶有較多Ca2+、Mg2+的鹽酸鹽、硫酸鹽的水，用藥劑或陽離子交換法可軟化。軟水溶有較少量或不溶有Ca2+、Mg2+的水生理鹽水質量分數為0.9%的NaCl溶液鹵水海水中提取出食鹽后含有MgCl2、CaCl2、NaCl及少量MgSO4的水水玻璃Na2SiO3的水溶液水晶高純度二氧化硅晶體煙水晶含有色金屬氧化物小顆粒的二氧化硅晶體水泥主要成份是硅酸二鈣（2CaOSiO2）、硅酸三鈣（3CaOSiO2）、鋁酸三鈣（3CaOAl2O3）五、各種“氣”匯集1 無機的：爆鳴氣H2與O2水煤氣CO與H2笑氣N2O碳酸氣CO2高爐氣（高爐煤氣）CO、CO2、N2空氣N2、O2、稀有氣體、少量CO2、水蒸氣以及其它雜質氣體2 有機的：天然氣主要成分為CH4。通常含有H2S等有毒氣體雜質。又名沼氣、坑氣、瓦斯氣。裂化氣C1C4的烷烴、烯烴。裂解氣主要是CH2=CH2、CH3CH=CH2、CH2=CHCH=CH2、H2等。木煤氣、焦爐氣H2、CH4、CO等。煉廠氣C1C4的氣態烴又名石油氣、油田氣。電石氣CHCH，通常含有H2S、PH3等。六、比較元素金屬性強弱的依據金屬性金屬原子在氣態時失去電子能力強弱（需要吸收能量）的性質金屬活動性金屬原子在水溶液中失去電子能力強弱的性質 注：“金屬性”與“金屬活動性”并非同一概念，兩者有時表示為不一致，如Cu和Zn：金屬性是：Cu Zn，而金屬活動性是：Zn Cu。1 在一定條件下金屬單質與水反應的難易程度和劇烈程度。一般情況下，與水反應越容易、越劇烈，其金屬性越強。2 常溫下與同濃度酸反應的難易程度和劇烈程度。一般情況下，與酸反應越容易、越劇烈，其金屬性越強。3 依據最高價氧化物的水化物堿性的強弱。堿性越強，其元素的金屬性越強。4 依據金屬單質與鹽溶液之間的置換反應。一般是活潑金屬置換不活潑金屬。但是A族和A族的金屬在與鹽溶液反應時，通常是先與水反應生成對應的強堿和氫氣，然后強堿再可能與鹽發生復分解反應。5 依據金屬活動性順序表（極少數例外）。6 依據元素周期表。同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，金屬性逐漸減弱；同主族中，由上而下，隨著核電荷數的增加，金屬性逐漸增強。7 依據原電池中的電極名稱。做負極材料的金屬性強于做正極材料的金屬性。8 依據電解池中陽離子的放電（得電子，氧化性）順序。優先放電的陽離子，其元素的金屬性弱。9 氣態金屬原子在失去電子變成穩定結構時所消耗的能量越少，其金屬性越強。七、比較元素非金屬性強弱的依據1 依據非金屬單質與H2反應的難易程度、劇烈程度和生成氣態氫化物的穩定性。與氫氣反應越容易、越劇烈，氣態氫化物越穩定，其非金屬性越強。2 依據最高價氧化物的水化物酸性的強弱。酸性越強，其元素的非金屬性越強。3 依據元素周期表。同周期中，從左向右，隨著核電荷數的增加，非金屬性逐漸增強；同主族中，由上而下，隨著核電荷數的增加，非金屬性逐漸減弱。4 非金屬單質與鹽溶液中簡單陰離子之間的置換反應。非金屬性強的置換非金屬性弱的。5 非金屬單質與具有可變價金屬的反應。能生成高價金屬化合物的，其非金屬性強。6 氣態非金屬原子在得到電子變成穩定結構時所釋放的能量越多，其非金屬性越強。7 依據兩非金屬元素在同種化合物中相互形成化學鍵時化合價的正負來判斷。如在KClO3中Cl顯+5價，O顯-2價，則說明非金屬性是O Cl；在OF2中，O顯+2價，F顯-1價，則說明非金屬性是F O說明：元素的非金屬性與其單質的活潑性不完全一致。例如，氧、氮的非金屬性均比氯強，但氧氣、氮氣的活潑性均不及氯氣。小結：1 元素周期表共分18縱行，其中第1、2、13、14、15、16、17七個縱行依次為A族、A族、A族、A族、A族、A族、A族（縱行序號的個位數與主族序數相等）；第3、4、5、6、7、11、12七個縱行依次為B族、B族、B族、B族、B族、B族、B族（縱行序號個位數與副族序數相等）；第8、9、10三個縱行為合稱為族；第18縱行稱為0族。2 A族稱為堿金屬元素（氫除外）；A族稱為堿土金屬元素；A族稱為鋁族元素；A族稱為碳族元素；A族稱為氮族元素；A族稱為氧族元素；A族稱為鹵族元素。3 元素周期表共有七個橫行，稱為七個周期，其中第一（2種元素）、二（8種元素）、三（8種元素）周期為短周期（只有主族元素）；第四（18種元素）、五（18種元素）、六（32種元素）周期為長周期（既有主族元素，又有過渡元素）；第七周期（目前已排26種元素）為不完全周期。4 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金屬性越強；越在右上部的元素（惰性氣體除外），其非金屬性越強。金屬性最強的穩定性元素是銫，非金屬性最強的元素是氟。5 在元素周期表中位于金屬與非金屬分界處的金屬元素，其氧化物或氫氧化物一般具有兩性，如Be、Al等。6 主族元素的價電子是指其最外層電子；過渡元素的價電子是指其最外層電子和次外層的部分電子；鑭系、錒系元素的價電子是指其最外層電子和倒數第三層的部分電子。7 在目前的112種元素中，只有22種非金屬元素（包括6種稀有氣體元素），其余90種都是金屬元素；過渡元素全部是金屬元素。8 在元素周期表中，位置靠近的元素性質相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新農藥；金屬與非金屬分界處的元素用于制造半導體材料；過渡元素用于制造催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料等等。9 從原子序數為104號往后的元素，其原子序數的個位數與其所在的副族序數、族（包括108、109、110三號元素）、主族序數分別相等。第七周期若排滿，最后0族元素的原子序數為118號。10同周期第A族和第A族元素的原子序數之差可能為1（第二、三兩周期）或11（第四、五兩周期）或25（第六周期）。11若主族元素xA所在的第n周期有a種元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b種元素，當xA、yB位于第IA族、A族時，則有：y = x + a；當xA、yB位于第A A族時，則有：y = x + b。十、構、位、性的規律與例外1 一般原子的原子核是由質子和中子構成，但氕原子（1H）中無中子。2 元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。3 大多數元素在自然界中有穩定的同位素，但Na、F、P、Al等20種元素到目前為卻未發現穩定的同位素。4 一般認為碳元素形成的化合物種類最多，且A族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。（據有些資料說，氫元素形成的化合物最多）5 元素的原子序數增大，元素的相對原子質量不一定增大，如18Ar的相對原子質量反而大于19K的相對原子質量。6 質量數相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca7 AA族中只有A族元素沒有同素異形體，且其單質不能與氧氣直接化合。8 活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價化合物（熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，結構式為所有原子都達到了最外層為8個電子的穩定結構）。9 一般元素性質越活潑，其單質的性質也活潑，但N和P相反。10非金屬元素之間一般形成共價化合物，但NH4Cl、NH4NO3等卻是離子化合物。11離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態時卻是以單個分子存在。12含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。13單質分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。14一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如NaH、CaH2等。15非金屬單質一般不導電，但石墨可以導電。16非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。17金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 = 2KMnO4 + H2O2KOH + CrO3 = K2CrO4 + H2O；Na2O2、MnO2等也不屬于堿性氧化物，它們與酸反應時顯出氧化性。18組成和結構相似的物質（分子晶體），一般分子量越大，熔沸點越高，但也有例外，如HFHCl，H2OH2S，NH3PH3，因為液態及固態HF、H2O、NH3分子間存在氫鍵，增大了分子間作用力。19非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在OF2中為+2價。20含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。21一般元素的化合價越高，其氧化性越強，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐漸增強。22離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價鍵。十一、微粒半徑大小的比較方法1 原子半徑的大小比較，一般依據元素周期表判斷。若是同周期的，從左到右，隨著核電荷數的遞增，半徑逐漸減小；若是同主族的，從上到下，隨著電子層數增多，半徑依次增大。2 若幾種微粒的核外電子排布相同，則核電荷數越多，半徑越小。3 同周期元素形成的離子中陰離子半徑一定大于陽離子半徑，因為同周期元素陽離子的核外電子層數一定比陰離子少一層。4 同種金屬元素形成的不同金屬離子，其所帶正電荷數越多（失電子越多），半徑越小。判斷微粒半徑大小的總原則是：1 電子層數不同時，看電子層數，層數越多，半徑越大；2 電子層數相同時，看核電荷數，核電荷數越多，半徑越小；3 電子層數和核電荷數均相同時，看電子數，電子數越多，半徑越大；如r（Fe2+） r（Fe3+）4 核外電子排布相同時，看核電荷數，核電荷數越多，半徑越小；5 若微粒所對應的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相鄰，則一般難以直接定性判斷其半徑大小，需要查找有關數據才能判斷。十二、離子方程式的書寫. 離子符號的正確書寫電解質只有在完全電離時才能寫成離子，如：酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強酸在水溶液中堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強堿在水溶液或熔融狀態時鹽中，絕大多數鹽在水溶液或熔融狀態時注意：酸式鹽的電離情況：NaHSO4（水溶液）=Na+ + H+ + SO42NaHSO4（熔融）=Na+ + HSO4NaHCO3=Na+ + HCO3NH4HSO3=NH4+ + HSO3NaH2PO4=Na+ + H2PO4對微溶物的處理：在澄清的溶液中能寫成離子，在渾濁時不能寫成離子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。對濃強酸的處理：濃H2SO4參加的反應，對H2SO4一般不寫成離子，例如，濃H2SO4與Cu的反應，起強氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42，且濃H2SO4中水很少（硫酸能與水以任意比例互溶），絕大多數是H2SO4分子，未發生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應，一般都寫成離子，因為它們受其溶解度的限制，溶質質量分數不是很大，其中水的量足以使它們完全電離。是離子反應的不一定都能寫成離子方程式。例如實驗室制取氨氣的反應是NH4Cl與Ca(OH)2之間的離子交換反應，但它們是固體之間的反應。. 反應要符合實際 符合離子反應發生的條件（生成溶解度更小的物質或生成更加難電離的物質或生成更易揮發性的物質）； 符合氧化還原反應發生的規律（強氧化劑與強還原劑優先發生反應）； H+優先跟堿性強的微粒（易電離出OH 或易結合H+的微粒）反應； OH優先跟酸性強的微粒（易電離出H+或易結合OH的微粒）反應。. 配平要符合三個“守恒”質量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應中的得失電子守恒. 注意離子間量的比例關系：不足物質中參加反應的陰、陽離子的個數比一定符合其化學式中陰、陽離子的個數比。 Si + 2Cl2 SiCl4 （工業上硅的冶煉和提純反應）SiCl4 + 2H2 Si + 4HClSi + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2（該反應中硅為還原劑，水為氧化劑）2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl24、非金屬置換金屬如：2CuO + C2Cu + CO2ZnO + CZn + COWO3 + 3H23W + 3H2O二十、金屬與酸反應的幾種情況1氫之前的金屬能置換非氧化性酸的氫（Fe只能被H+離子氧化生成Fe2+）Fe + 2HBr = FeBr2 + H22金屬與氧化性酸的反應，一般沒有H2生成，而是被成酸元素氧化（1）Fe和Al被冷的濃HNO3和濃H2SO4“鈍化”。（在金屬表面生成致密的氧化物薄膜，阻止里面的金屬繼續被氧化。）（2）有變價的金屬被氧化生成高價態離子 如Fe + 4HNO3(稀)= Fe(NO3)3 + NO+ 2H2O（3）Fe與熱的濃H2SO4和HNO3反應，若Fe過量，則生成亞鐵（Fe2+）鹽 因為Fe + 2Fe3+ = 3Fe2+3氫以后的金屬不與非氧化性酸反應，但能與氧化性酸反應Cu + 2H2SO4(濃) CuSO4 + SO2+ 2H2O4很不活潑的金屬只能溶于“王水”，如Pt、AuAu + 3HCl(濃) + HNO3(濃) = AuCl3 + NO+ 2H2O5同種金屬與酸反應的難易、生成物，與酸的濃度、溫度有關 冷的，“鈍化”例如Fe與濃HNO3和濃H2SO4 加熱，持續反應 HNO3與金屬反應的還原產物中N元素的價態，隨著金屬活潑性的增強和HNO3濃度的減小，越來越低，可依次生成NO2、NO、N2O、N2、NH4NO3等。二十一、金屬與鹽反應的幾種情況1活潑性很強的金屬K、Ca、Na、Ba等（主要指A、A中的活潑金屬）與鹽溶液反應時，通常得不到新金屬，而是跟鹽溶液中的水反應，生成對應的堿和氫氣，生成的堿再與鹽可能發生復分解反應。如：2Na + 2H2O = 2NaOH + H22NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2+ Na2SO42活潑性很強的金屬與AlCl3溶液反應時，開始有沉淀，后來沉淀消失。 6Na(不足) + 6H2O + 2AlCl3 = 2Al(OH)3+ 6NaCl + 3H24Na(過量) + 2H2O + AlCl3 = NaAlO2 + 3NaCl + 2H23活潑性較強的金屬（Mg、Al、Zn）與可溶性鐵鹽、鋁鹽、銨鹽等溶液反應時有H2生成，因為Fe3+、Al3+、NH4+水解呈酸性。 2Fe3+ + Mg = 2Fe2+ + Mg2+ Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+Mg + FeCl3溶液 Mg + 2H+ = Mg2+ + H2 Mg + Fe2+ = Mg2+ + Fe (Mg過量時) Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + 3H+Mg + AlCl3溶液 Mg + 2H+ = Mg2+ + H2 NH4+ + H2ONH3H2O + H+ Mg + NH4Cl溶液 Mg + 2H+ = Mg2+ + H2 NH3H2O = NH3+ H2O(隨著H+的不斷消耗，上述平衡向右移動，使NH3H2O濃度增大，甚至分解)4不活潑金屬Cu能與FeCl3溶液反應Cu + 2Fe3+ = Cu2+ + 2Fe2+5金屬與熔融鹽反應不能用金屬活動順序表硬套，金屬活動順序表適用于水溶液中金屬與金屬陽離子或H+的反應。Na(l) + KCl(l) NaCl(l) + K(g)（運用勒夏特列原理解釋） 二十二、金屬活動順序表的應用1判斷金屬與酸反應的產物（1）H之前的金屬能置換非氧化性酸中的氫（2）H之后的金屬不能跟非氧化性酸反應置換出氫，但能被氧化性酸氧化。3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO2+ 4H2OCu + 2H2SO4(濃) CuSO4 + SO2+ 2H2OCu + H2SO4(稀) 但是，2Cu + 2H2SO4(稀) + O2 = 2CuSO4 + 2H2O。這是不活潑金屬的吸氧腐蝕，其電極反應可寫成：負極2Cu 4e = 2Cu2+；正極O2 + 4e + 4H+ = 2H2O （3）H之前的金屬與氧化性酸反應的產物與金屬的活潑性、酸的濃度、溫度等多種因素有關。詳見二十、22判斷金屬與鹽溶液反應的產物（1）活潑性很強的金屬（K、Ca、Na、Ba）與鹽溶液反應，得不到相應的金屬（詳見二十一、1）（2）活潑性相對較強的金屬單質能將較不活潑的金屬元素從它們的鹽溶液中置換出來。如：Fe + CuSO4 = FeSO4 + CuCu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2另外，詳見二十一、2343判斷金屬與H2O反應的難易及產物（1）K、Ca、Na遇冷水迅速反應放出H2，生成對應的堿（2）Mg在冷水中反應慢，在沸水中反應快。一是溫度升高加快了反應速率；二是溫度升高使Mg(OH)2固體的溶解度增大，Mg與H2O繼續接觸反應。（3）Al在冷水中幾乎不反應，在沸水中微弱反應 詳見十九、2（5）（4）Zn、Fe、Sn、Pb能在紅熱條件下與水蒸氣反應，生成金屬氧化物和H2 詳見十九、2（1）（5）H之后的金屬不與H2O反應4判斷原電池的電極和電極反應式相對活潑的金屬作負極，盡先失電子，發生氧化反應。但是，當用Mg、Al做電極，用NaOH溶液做電解質溶液并不斷通入空氣時，反而是Al作為負極，Mg作為正極，電極反應式為：負極4Al12e + 16OH = 4AlO2 + 8H2O正極3O2 + 12e + 6H2O = 12OH總反應式4Al + 3O2 + 4OH = 4AlO2 + 2H2O因為，在強堿性條件下，Al被氧化生成的Al(OH)3具有兩性，能溶解于NaOH溶液，使Al與水繼續接觸，從而將電子轉移給H2O電離出的H+，被氧化；而Mg被氧化生成的Mg(OH)2是典型的堿，不能溶解于NaOH溶液，覆蓋在Mg的表面上，阻止Mg與水的接觸致使反應很快停止，從而使Mg顯得不活潑。5判斷電解時自由移動陽離子在陰極的放電順序Ag+ Fe3+ Hg2+ Cu2+ H+ Pb2+ Sn2+ Fe2+ Zn2+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ K+ 注意: 離子的放電順序固然與離子本身的性質有關，還與離子的濃度、溶液的酸堿性、電極材料、電流強度、電壓、溫度等因素有關。上面的順序僅僅是假設其他影響因素相同，各離子濃度相當的情況下而排成的順序。 從Pb2+ Zn2+，若c(金屬離子) c(H+)時，控制一定的電壓和電流強度，這些金屬離子可以先得電子生成金屬。 從Al3+K+，在水溶液中都不放電，而是H2O電離的H+放電生成H2；但電解它們的熔融化合物時，這些陽離子能得電子生成金屬單質。詳見十八、16判斷金屬原子還原性和金屬陽離子氧化性的強弱 K Au金屬原子的還原性逐漸減弱；K+ Ag+金屬陽離子的氧化性逐漸增強。注意：某些高價金屬陽離子（如Fe3+、Sn4+、Pb4+等）的氧化性顯得特別強，不符合上述遞變規律。6 判斷金屬的冶煉方法詳見十八7 判斷可溶性堿的強弱金屬越活潑（金屬性越強），其氫氧化物的堿性越強，熱穩定性也越來越強。9判斷金屬單質能否與O2反應及其產物K Na常溫易氧化金屬越活潑，生成的氧化物越復雜。如：Li與O2反應只生成Li2O；Na與O2反應，可生成Na2O、Na2O2（點燃時）；K與O2反應，生成更復雜的氧化物超氧化鉀（KO2）Mg Fe常溫下能緩慢氧化，加熱（或點燃）時易氧化（或燃燒）。Fe與O2反應時，若是緩慢氧化，則生成Fe2O3；若在純O2中燃燒，則生成Fe3O4；若加熱，且Fe過量，則生成FeO，它在空氣中不穩定，加熱迅速被氧化成Fe3O4。Sn Ag常溫下很難氧化，加熱時能被氧化。Pt、Au不能被O2氧化。10判斷金屬元素在自然界中的存在形態 K Pb化合態 Cu、Hg、Ag、Pt、Au既有化合態又有游離態11判斷金屬硫化物的顏色K2S ZnS白色固體或無色晶體FeS、PbS、CuS、Cu2S、HgS、Ag2S黑色固體12判斷金屬氧化物的水化情況K Mg的氧化物能與水化合MgO + H2O Mg(OH)2Al Ag的氧化物不能與水化合13判斷堿的穩定性K Na形成的堿很穩定，加熱也不分解Mg Pb形成的堿加熱分解Cu Ag形成的堿不穩定，常溫下就能分解二十三、非金屬知識總結1非金屬元素在周期表中的位置和原子結構特點（1）在周期表中的位置在目前已知的112種元素中，非金屬元素有16種，稀有氣體元素有6種，除H位于左上方的A 外，其余非金屬元素位于周期表的右上方，且都屬于主族元素。（2）原子結構特點及化合價 在所有元素的原子中，H原子半徑最小。在同周期元素中，非金屬原子半徑小于金屬原子半徑；非金屬的陰離子半徑大于金屬陽離子半徑。 最外層電子數：除H、B外，其余非金屬原子的最外層電子數 4。一般來說，非金屬原子得電子的傾向較大。 化合價可表現為負價，也可表現為正價。一般有下列規律：最高正價 = 最外層電子數 = 主族序數（O、F除外）最低負價 = 最外層電子數 8 = 主族序數 8（H例外） 非金屬元素大多數有變價。如：S主要有：-2、+4、+6（偶數）Cl主要有：-1、+1、+3、+5、+7（奇數） N主要有：-3、+1、+2、+3、+4、+5（奇偶數勻有）2常見非金屬單質的晶體類型和同素異形體（1）常見非金屬單質的晶體類型 分子晶體：稀有氣體、鹵素、H2、O2、N2、S、P4等，這些晶體熔沸點低，硬度小，不導電。 原子晶體：金剛石、晶體硅、硼，這些晶體熔沸點高，硬度大，不導電（但硅可做半導體）。 非金屬單質絕大多數為氣體或固體，只有Br2為液體。（2）常見的同素異形體金剛石與石墨：組成晶體的結構不同所致，前者為典型的原子晶體，后者為混合型晶體（原子間既有共價鍵又有范德瓦斯力）；C60、C70等與金剛石或石墨：組成晶體的類型不同所致，C60、C70等為分子晶體；O2與O3：分子中原子的個數不同所致；白磷與紅磷：分子中的原子個數和晶體結構都不同所致。3非金屬單質的制備（1）原理化合態的非金屬有正價態或負價態：。（2）方法 分解法：如2KClO3 2KCl + 3O22KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O22H2O2 2H2O + O2 置換法：如Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 氧化法：如MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2 + Cl2+ 2H2O 還原法：如C + H2O CO + H22C + SiO2 Si + 2CO 電解法：2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2+ H2 物理法：如工業上分離液態空氣得N2、O2、惰性氣體等。4非金屬單質的化學性質非金屬單質在化學反應中既可能表現出氧化性，也可以表現出還原性，其規律是：（1）與金屬反應（均顯氧化性）a 活潑非金屬（如Cl2、Br2）與金屬反應：若金屬有可變價，一般生成高價金屬鹵化物b O2與金屬反應：詳見二十二、9c S與金屬反應：若金屬有可變價，一般生成低價金屬硫化物d N2與金屬反應：一般只與活潑金屬反應，如3Mg + N2 Mg3N2（2）與H2O反應a 氧化性：2F2 + 2H2O = 4HF + O2b 還原性：C + H2O CO + H2c 既顯氧化性又顯還原性：X2 + H2O = HX + HXO（X為Cl、Br、I）（3）與酸反應a還原性：Si + 4HF = SiF4 + 2H2C + 2H2SO4(濃) CO2+ 2SO2+ 2H2O S + 6HNO3(濃) H2SO4 + 6NO2+ 2H2O P + 5HNO3(濃) H3PO4 + 5NO2+ H2Ob氧化性：X2 + H2SO3 + H2O = 2HX + H2SO4（X為Cl、Br、I） X2 + H2S = 2HX + S（X為Cl、Br、I）（4）與堿反應a 還原性：Si + 2OH + H2O = SiO32 + 2H2b 既顯氧化性又顯還原性：X2 + 2OH = XO + X + H2O（X為Cl、Br、I）3X2 + 6OH XO3 + 5X + 3H2O（X為Cl、Br、I）3S + 6OH SO32 + 2S2 +3H2O小規律：非金屬單質在堿性條件下一般易發生“歧化反應”，在酸性條件下一般易發生“歸中反應”。（5）與鹽反應a氧化性：Na2S + I2 = 2NaI + S2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4b還原性：2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl2（6）與一些氧化物反應a氧化性：2SO2 + O2 2SO36FeO + O2 2Fe3O4b還原性：2C + SiO2 Si + 2CO（7）與氫氣反應 H2 + F2 = 2HF（暗處就爆炸） H2 + Cl2 = 2HCl（光照爆炸或點燃燃燒）H2 + Br2 2HBr H2 + I2 2HI（該反應需持續加熱才能發生）2H2 + O2 2H2O H2 + S H2S3H2 + N2 2NH3（8）與氧氣反應Si + O2 SiO2 N2 + O2 2NOP4 + 5O2(足量) P4O10簡寫成：4P + 5O2(足量) 2P2O5（9）與其他非金屬反應2P + 3Cl2(不足)球 2PCl3（白霧）2P + 5Cl2(足量) 2PCl5（白煙）（10）與有機物反應a取代反應：CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl + Br2 + HBrb加成反應：鹵素單質、H2與不飽和烴的反應c氧化反應：CH3CHO + Br2 + H2O CH3COOH + 2HBr。5非金屬氫化物（1）結構：非金屬氫化物都為共價化合物，熔沸點相差不懸殊。同主族的非金屬氫化物，結構相似，分子量越大，分子間作用力越大，熔沸點越高。但是，由于NH3、H2O、HF中存在“氫鍵”，它們的熔沸點反常的高。NH3極易溶于水，易液化（與“氫鍵”有關）。（2）穩定性：非金屬性越強其氫化物越穩定（HF最穩定）。（3）酸堿性：HI、HBr、HCl、HF、H2S、H2Se溶于水形成酸，且酸性依次減弱。NH3溶于水形成弱堿（NH3H2O）。（4）色、態、味：非金屬氫化物均為無色；常溫下除H2O為液體外，其他均為氣體。大多數有刺激性氣味（H2S有臭雞蛋氣味、有毒）。6非金屬氧化物的通性（1）除SiO2是原子晶體外，其他非金屬氧化物在固態時都是分子晶體。（2）許多低價態非金屬氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，它們不能隨便排放到大氣中。（3）最高價非金屬氧化物為酸性氧化物，若相應的酸易溶于水，則其氧化物易與水化合；反之，其氧化物就難以或不跟水化合。如H2SiO3難溶于水，則SiO2就不跟水化合。（4）不成鹽氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不與酸、堿反應生成鹽和水。雖然NO2能與H2O反應生成酸，也能與堿反應生成鹽，但不屬于酸酐（因為在反應過程中，NO2中N的化合價發生了變化）。7含氧酸（1）同周期非金屬元素最高價含氧酸從左到右酸性增強。（2）對于同種非金屬元素形成的不同含氧酸，價態越高，酸性越強。如：HClO4 HClO3 HClO2 HClOH2SO4 H2SO3HNO3 HNO2（3）強酸可制取弱酸，難揮發性酸可制取易揮發性酸。（4）常見酸的酸性強弱（比較在相同條件下的電離程度）。8題眼八：根據常見反應的特征現象。如（1）兩種物質反應既有沉淀又有氣體生成的a雙水解：主要指Al3+、Fe3+與CO32、HCO3、AlO2等之間的雙水解 詳見十三、3bBa(OH)2和(NH4)2SO4生成氨氣和硫酸鋇沉淀c S2O32+ 2H+ = SO2+ S+ H2O（2）遇水能放出氣體的aLi、Na、K、Ca、Ba、Mg（）、Fe（高溫）氫后面的金屬不跟水反應bNa2O2、NaH、CaC2、Al2S3、Mg3N2（3）加堿能產生氣體的a Al、Si、Znb NH4+c AlN（4）加酸有沉淀生成的如SiO32、AlO2、S2O32、C6H5O（常溫下）（5）有“電解”條件的，通常聯想到下列七種代表物：a 電解水型：含氧酸H2SO4（aq）、強堿NaOH（aq）、活潑金屬的含氧酸鹽Na2SO4（aq）b 分解電解質型：無氧酸如HCl（aq）（HF除外）、不活潑金屬的無氧酸鹽如CuCl2（aq）c 放氧生酸型：不活潑金屬的含氧酸鹽如CuSO4（aq）、不活潑金屬的氟化物如AgF（aq）d 放氫生堿型：活潑金屬的無氧酸鹽如NaCl（aq）e 電解熔融離子化合物：如Al2O3（l）、NaCl（l）9題眼九：常見元素的性質特征或結構特征（1）氫元素a 核外電子數等于電子層數的原子；b 沒有中子的原子；c 失去一個電子即為質子的原子；d 得一個電子就與氦原子核外電子排布相同的原子；e 質量最輕的原子；相對原子質量最小的原子；形成單質最難液化的元素；f 原子半徑最小的原子；g 形成的單質為相同條件下相對密度最小的元素；h 形成