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2023 年新高一知识点集锦（化学）
第一章 物质及其变化
第一节 物质的分类及转化
一、物质的分类
1.同素异形体：由一种元素形成的几种性质不同的单质。如：金刚石和石墨、白磷（P4）和红磷、氧气和臭
氧。
2.分类方法
（1）树状分类 ：对同类事物进行再分类的方法。
单质：O2、Fe、He等
纯净物 有机化合物：CH4、葡萄糖、酒精（乙醇）等。
化合物 酸：电离出的阳离子全部是氢离子。
无机化合物 碱：电离出的阴离子全部是氢氧根。
物质 盐：由金属阳离子或 NH4+与酸根离子结合。
氧化物：只含两种元素，其中一种是氧元素。
溶液：NaCl溶液、稀硫酸等。
混合物 胶体：Fe(OH)3胶体、淀粉胶体等。
浊液：泥水 。
①酸的分类：
一元酸：HCl、HNO3、CH3COOH 等。 含氧酸：HNO3、H2SO4等 。
酸 二元酸：H2CO3、H2SO4等。 酸
多元酸：H3PO4 等 。 无氧酸：HCl、H2S等 。
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI等。
酸
弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2SO3等。
②碱的分类：
一元碱：NaOH、NH3·H2O 等。 可溶性碱：NaOH、Ba(OH)2等。
碱 二元碱：Mg(OH)2、Cu(OH)2 等。 碱
多元碱:Fe(OH)3、Al(OH)3 等。 难溶性碱：Mg(OH)2、Cu(OH)2 等 。
强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2；
碱
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Mg(OH)2等。
③盐的分类
正盐：既不能电离出 H+，也不能电离出 OH-的盐，如 Na2CO3、CuSO4 等。
盐 酸式盐：酸根能电离出 H+的盐，如 NaHCO3、NaHSO4 等。
碱式盐：能电离出 OH-的盐，如 Cu2(OH)2CO3等。
④氧化物的分类：依据氧化物的性质，可将氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物及不成盐氧
化物。
酸性氧化物：与碱反应只生成盐和水的氧化物。如 CO2、SO2、SiO2等。
碱性氧化物：与碱反应只生成盐和水的氧化物。如 Fe2O3、CaO等。
氧化物 两性氧化物：既能与酸反应又能与碱反应的氧化物。如 Al2O3。
不成盐氧化物：既不与酸反应也不与碱反应氧化物。如 NO、CO等。
(2)交叉分类：从不同角度对物质进行分类。如 Na2CO3，从其组成阴离子来看为碳酸盐，阳离子来看为钠盐。
Na2CO3 钠盐
Na2SO4 钾盐
K2SO4 硫酸盐
K2CO3 碳酸盐
二、分散系及其分类
1.分散系：（1）定义：把一种（或多种）物质以粒子形式分散到另一种（或多种）物质中所形成的混合物。
溶液：<1nm
（2）分散系分类：根据分散质粒子直径大小 胶体：1-100nm
（本质区别） 浊液：>100nm
2.胶体
（1）Fe(OH)3胶体的配制
方法：向沸水中逐滴滴加饱和 FeCl3溶液，加热直到溶液变为红褐色时，停止加热，即得到 Fe(OH)3胶体。
方程式：FeCl3+ 3H2O Fe(OH)3(胶体）+3HCl
（2）胶体的性质
①丁达尔效应：当用平行光通过胶体时，可以看到一条光亮的“通路”。应用：可用于鉴别溶液和胶体。
②聚沉：指向胶体中加入电解质溶液时，加入的阳离子（或阴离子）中和了胶体粒子所带电荷，使胶体粒
子聚集成较大颗粒，从而形成沉淀从分散系里析出。
条件：加电解质溶液、加热、加带相反电荷的胶体粒子。实例：盐卤点豆腐、江河入海口处形成的沙洲等。
③渗析：利用半透膜将溶液与胶体分离，半透膜允许小分子或粒子透过，胶粒不能透过。
（3）常见胶体：牛奶、豆浆、空气、血液、墨水、蛋白质溶液、淀粉溶液等。
三、物质的转化
1.酸的主要化学性质
主要化学性质 现象或化学方程式 基本反应类型
与指示剂作用 石蕊遇酸变红 ------
与活泼金属反应 Fe+2HCl═FeCl2+H2↑ 置换反应
与碱性氧化物反应 CuO+2HCl ═CuCl2+H2O 复分解反应
与碱反应 NaOH+HCl═NaCl+H2O 复分解反应
与某些盐反应 CaCO3+2HCl═CaCl2+H2O+CO2↑ 复分解反应
2.碱的主要化学性质
主要化学性质 现象或化学方程式 基本反应类型
与指示剂作用 石蕊遇碱变紫，酚酞遇碱变红 ------
与酸性氧化物反应 2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O ------
与酸反应 NaOH+HCl═NaCl+H2O 复分解反应
与某些盐反应 CuCl2+2NaOH=2NaCl+Cu(OH)2↓ 复分解反应
3.盐的主要化学性质
主要化学性质 化学方程式 基本反应类型
与金属反应 Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu 置换反应
与酸反应 CaCO3+2HCl═CaCl2+H2O+ CO2↑ 复分解反应
与碱反应 2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4 复分解反应
与某些盐反应 NaCl +AgNO3= NaNO3 + AgCl↓ 复分解反应
第二节、离子反应
一、电解质与非电解质
1.电解质
（1）概念：在水溶液或熔融状态下能够导电的化合物。
（2）主要包括：酸、碱、盐、活泼金属氧化物和 H2O，如 HCl、NaOH、NaCl等。
2.非电解质
（1）概念：在水溶液和熔融状态下都不能导电的化合物。
（2）主要包括: 大多数有机化合物（酸类除外）、非金属氧化物（H2O除外），如酒精、葡萄糖、CH4等。
3.强、弱电解质
（1）强电解质：在水溶液或熔融状态下能全部电离的电解质。包括以下几种：
强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI；
强碱：KOH、NaOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2；
绝大多数盐：NaCl、Na2CO3、CaCO3、AgCl等；
金属氧化物：Na2O、CaO等。
（2）弱电解质：在水溶液或熔融状态下部分电离的电解质。包括以下几种：
弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2SO3等；
弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Mg(OH)2等；
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl等；
H2O
二、电离方程式
1. 电离：电解质溶于水或受热融化时，形成自由移动的离子的过程。
2. 电解质的电离用电离方程式来表示。
（1）强电解质电离方程式： 用 连接： NaCl Na++Cl-
（2）弱电解质电离方程式：用 连接：CH3COOH CH3COO-+ H+
（3）酸式盐的电离方程式： 酸式盐均为强电解质，电离用 连接。
NaHSO4的电离
在水溶液中：NaHSO4 Na++ H++ SO42-
在熔融状态下：NaHSO4（熔融） Na++ HSO4-
NaHCO3的电离
在水溶液中：NaHCO3 Na++ HCO3-
在熔融状态下：NaHCO3（熔融） Na++ HCO3-
三、离子反应
1. 离子反应：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应.
2. 复分解形离子反应发生的条件
生成难溶物：Mg(OH)2、Al (OH)3、Fe (OH)3、Cu(OH)2、AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3、Ag2CO3；
生成气体：H2、CO2、SO2、NH3 ；
生成难电离的物质：弱酸 H2CO3、H2SiO3、H2S、CH3COOH、HF、HClO；弱碱：NH3·H2O；水
3.离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
书写步骤
一写：写出反应的化学方程式。 二拆：把强酸、强碱和大部分可溶性盐写成离子形式。
三删：删去方程式两边不参加反应的离子，并将方程式化为最简。
四查：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。
4.离子方程式的意义：离子方程式不仅可以表示某个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。
四、离子共存
1．同一溶液中，若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子之间便不能在溶液中大量共存。
（1）生成难溶物或微溶物。如 Ba2＋ CO2－ Ag＋与 3 ， 与 Cl－ ＋，Ba2 与 SO2－4 、Ca2＋与 OH－等。
＋ － ＋ － －
（2）生成气体或挥发性物质。如 NH 4与 OH 、H 与 CO23 、HCO 3等。
＋
（3）生成弱电解质。如 H 与 CH3COO－ CO2－ HCO－ S2－ － － －、 3 、 3、 、HS 、SO23 、HSO 3等生成弱酸；
OH－ ＋ ＋ －与 NH 4生成弱碱；H 与 OH 生成水。
（4 ＋ —）能发生氧化还原反应：Fe2+与 H 、NO3 。
2．特殊条件下离子的共存问题
＋ ＋ ＋
（1）溶液无色透明时，则溶液中一定没有有颜色的离子，如 Cu2 （蓝色）、Fe3 （黄色）、Fe2 （浅绿色）、
MnO－4（紫色）等。
＋ －
（2）能与 Al反应产生 H2的溶液中，既可能存在大量的 H ，也可能存在大量的 OH 。
3 － ＋（ ）HCO3— 、HSO3 等多元弱酸的酸式酸根离子不能与 H 、OH— 大量共存。
第三节氧化还原反应
1.氧化还原反应
（1）特征： 反应前后有元素化合价的改变 。（2）本质： 电子的转移 。
（2）氧化剂：在反应中 得到 电子，化合价降低 ，具有 氧化 性， 发生 还原 反应，得到 还原 产物。
常见氧化剂：KMnO4 ,O2 ,Cl2, Fe3+，HNO3，H2O2等。
还原剂：在反应中 失去 电子，化合价 升高 ，具有 还原 性， 发生氧化 反应，得到 氧化 产物。
常见还原剂：C , CO, Fe 等。
（3）氧化还原反应中电子转移的表示方法
①双线桥法。②单线桥法。
例：分别用双线桥和单线桥的方法表示电子转移的方向和数目。
2Na+2H2O=====2NaOH+H2 2Na+2H2O=====2NaOH+H2
2.氧化还原反应中的规律
（1）得失电子守恒：氧化剂得电子总数=还原剂失电子总数=该反应中转移电子总数
（2）氧化性与还原性的比较：
在同一个氧化还原反应中：
氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物
第二章 海水中的重要元素--钠和氯
第一节 钠及其化合物
1．钠的物理性质：银白色固体、有金属光泽、密度比煤油大比水小
质软、熔点低、能导电导热。钠钾合金作为原子反应堆的导热剂。
2．钠的化学性质
（1）与氧气反应：常温：4Na＋O2===2Na2O，加热：2Na＋O2 Na2O2
（2）与水的反应现象:_______ 浮、熔、游、响、红 ____
方程式:2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，离子方程式 2Na＋2H2O===2Na++2OH-＋H2↑
3.钠的氧化物
氧化钠 过氧化钠
颜色、状态 白色固体 淡黄色固体
与二氧化碳反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与水反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
用途 氧化剂、供氧剂
4. 氢氧化钠俗称 烧碱、火碱、苛性钠 ，易溶于水，在空气中易吸水潮解，易与二氧化碳反应而变质
2NaOH＋CO2===Na2CO3＋H2O
5.碳酸钠的性质与应用
碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较
名 称 碳 酸 钠 碳 酸 氢 钠
俗 名 纯碱、苏打 小苏打
化 学 式 Na2CO3 NaHCO3
电离方程式 Na2CO3===2Na++CO 2-3 NaHCO3===Na+ -＋HCO3
溶解性 易溶于水 能溶于水
与二氧化碳反应 Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3
与少量盐酸反应 Na2CO3＋HCl===NaHCO3＋NaCl NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑
与氢氧化钠反应 NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
热稳定性 2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑
+CO2+H2O
相互转化 Na2CO
加热或+NaOH
3 NaHCO3
用 途 基础的化工原料 作胃药或发酵剂
6.侯氏制碱法
原理 NaCl＋H2O＋NH3＋CO2===NaHCO3↓＋NH4Cl，2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑
步骤：先通氨气再通二氧化碳，目的：吸收更多的 CO2
7. 钠离子的检验： 焰色反应（钠黄钾紫）
第二节 氯及其化合物
一、氯气的生产原理
1、实验室制取氯气原理：MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O,
除杂：先用饱和食盐水除去混有的 HCl，再用浓硫酸除去混有的水。
收集:用向上排空气法或排饱和食盐水法收集氯气，验满:用湿润的淀粉碘化钾试纸置于瓶口，若发现试纸变
蓝则满。
尾气处理：用 NaOH溶液吸收多余的氯气。
二、氯气的性质
1．物理性质：黄绿色刺激性气味气体,密度比空气大，能溶于水(1:2)
2.化学性质
（1）Cl2与金属反应
与铁反应: ，现象______________________
与铜反应：_______________________ ,现象_______________________
(2)Cl2与非金属反应
与氢气反应：_______________ ，现象_______ _______
（3）Cl2与水反应的化学方程式： ，离子方程式：
(4)Cl2与碱的反应：
制取漂白液 Cl2 + 2NaOH ==== NaCl + NaClO + H2O，此反应也用于氯气的尾气处理。
制取漂白粉________________________________ ,
主要成分为_____ ___,有效成分为__ ____。
漂白粉失效原理 ,
（5）氯水
成分:分子：___________________ 离子：________________
新制氯水的性质
A. 酸性：pH 试纸或紫色石蕊试液。
B. 氧化性：如氯水氧化氯化亚铁溶液生成氯化铁。
C. 漂白性：氯水具有漂白性（永久性，区别于二氧化硫）。
D. 不稳定性：HClO 分解，应保存在棕色试剂瓶。
E．Cl-检验：AgNO3溶液和稀硝酸 现象：有白色沉淀生成（不溶于稀硝酸）
F．氯气的用途：自来水的消毒、农药的生产、药物的合成等。
第三节 物质的量
一.物质的量
1. 定义：表示含有一定数目的微粒集合体的多少的物理量，符号： ，单位： 。
2.阿伏伽德罗常数定义： ，符号： ， 单位： ，近似
值： 。
3. 阿伏伽德罗常数（NA）、物质所含的粒子数（N）、物质的量（n）的关系： 。
二.摩尔质量
1 .定义： ，符号： ，单位： 。
2.摩尔质量与相对原子质量（相对分子质量）关系：
当质量的单位为 g时，摩尔质量在数值上等于 。
3.物质的质量（m）、物质的量（n）、摩尔质量（M）之间的关系： 。
4 .化学方程式中各物质的化学计量数（方程系数）之比等于 。
四.气体摩尔体积
1.决定物质体积大小的因素： ， ， 。
2.影响气体分子间距离的外界条件： ， 。
3.气体摩尔体积的定义： ,符号： ， 单位： 。
4.标准状况下（ ）下，1mol 任何气体的体积都约为 ，
即标准状况下，气体的摩尔体积约为 。
5 .阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体 。
6.阿伏加德罗推论：同温同压下， ， 即 。
7.标准状况下,气体密度的计算公式： 。
五. 物质的量浓度及一定物质的量浓度溶液的配制
1. 物质的量浓度定义： 。
符号： ，单位： ，关系式 。
2.物质的量浓度的有关计算：
（1）浓溶液的稀释： 。
（2）物质的量浓度与溶质质量分数的关系式： 。
（3）电荷守恒： ；例如硫酸钠溶液中的电荷守恒 。
3.一定物质的量的浓度的溶液配制：
（1）仪器： ；容量瓶使用之前要
。
（2）步骤：① ； ② ；③溶解（ ） ； ④ ；
⑤ ；⑥ ；⑦ ；⑧装瓶，贴好标签。
（3）误差分析（以配制氢氧化钠溶液为例）
①称量药品时，物码放反（游码动）： ；②转移液体之前未冷却至室温： ；
③容量瓶洗涤但未干燥 ； ④定容时仰视刻度线： ；
⑤摇匀后发现液面下降，又加水： ；
第三章 金属材料
一．铁及其化合物的性质
1.铁：铁元素性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2价和＋3 价。
点燃 △
①Fe与 Cl2、S反应的化学方程式：2Fe＋3Cl2=====2FeCl3；Fe＋S=====FeS。
高温
②Fe与水蒸气的反应：3Fe＋4H2O(g)=====Fe3O4＋4H2。
Fe FeCl ( ) Fe 2Fe3＋③ 与 3溶液的反应 写离子方程式 ： ＋ ===3Fe2＋。
2.铁的氧化物
化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4
俗名 铁红 磁性氧化铁
颜色状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性)
溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水
铁的化合价 ＋2 ＋3 ＋2，＋3
稳定性 不稳定 稳定 稳定
＋ ＋ 3＋ ＋ 2＋
与 H 反应的 Fe2O3＋6H ===2Fe ＋ Fe3O4＋8H ===Fe ＋
＋ 2＋
FeO＋2H ===Fe ＋H2O
离子方程式 3H2O 2Fe
3＋＋4H2O
3.铁的氢氧化物
(1)Fe(OH)2是白色絮状物，易被空气中的氧气氧化生成 Fe(OH)3，颜色由白色变为灰绿色，最后变为红褐色，
方程式为 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3。
(2)Fe(OH)3是红褐色、难溶于水的固体，在空气中久置会部分失水生成铁锈(Fe2O3·xH2O)，受热易分解，方
△
程式为 2Fe(OH)3=====Fe2O3＋3H2O；
4.亚铁盐,铁盐及检验方法
含有 Fe2＋的溶液呈浅绿色，Fe2＋处于铁的中间价态，既有氧化性，又有还原性
3＋ 3＋
含有 Fe 的溶液呈棕黄色，Fe 处于铁的高价态，遇 Fe、Cu、HI、H2S 等均表现为氧二、金属材料
(1)用 KSCN溶液和氯水
(2)用 NaOH溶液
(3)含 Fe2＋、Fe3＋ ＋ ＋的混合溶液中 Fe3 、Fe2 的检验
混合溶液 滴加 KSCN溶液―――――――→溶液变红色，说明含有 Fe3＋。
混合溶液 滴加酸性――――――→KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有 Fe2＋。KMnO4溶液
5.“铁三角”的转化关系
氯化亚铁与氯气：
_____________
氯化铁与铁：_________________
氯化铁与铜：_________________
6.含铁物质的除杂
溶液 杂质 除杂方法
FeCl2 FeCl3 加过量铁粉后过滤
FeCl3 FeCl2 加氯水或 H2O2
FeCl2 CuCl2 加过量铁粉后过滤
二．铝及其化合物的性质
（1）金属铝的化学性质
△ 高温
①4Al＋3O2=====2Al2O3 ②2Al＋Fe2O3=====2Fe＋Al2O3
③2Al＋6H＋
－
===2Al3＋＋3H2↑ ④2Al＋2OH
－＋2H2O===2AlO2 ＋3H2↑
（2）氧化铝两性
（3）氢氧化铝两性
右图中有关反应的化学方程式或离子方程式：
①Al(OH) ＋3H＋3 ===Al
3＋＋3H2O。
－
②Al(OH) ＋OH－3 ===AlO2 ＋2H2O。
△
③2Al(OH)3=====Al2O3＋3H2O。
（4）制备
3＋ ＋
①向铝盐中加入氨水，离子方程式为 Al ＋3NH3·H2O ===Al(OH)3↓＋3NH4 。
－ －
②NaAlO2溶液中通入足量 CO2，离子方程式为 AlO2 ＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO3 。
三、金属材料
1.合金
(1)概念：合金是指两种或两种以上的金属 (或金属
与非金属)熔合而成的具有金属特性的物 质。
(2)性能：合金具有不同于各成分金属的物 理、化学
性能或机械性能。
①熔点：一般比它的各成分金属的低；
②硬度和强度：一般比它的各成分金属的大。
2.常见金属材料
黑色金属材料：铁、铬、锰以及它们的合金
金属材料—
有色金属材料：除黑色金属以外的其他金属及其合金
(1)铁合金——钢
钢是用量最大、用途最广的合金。
低碳钢：韧性、焊接性好，强度低
碳素钢 中碳钢：强度高，韧性及加工性好
钢 高碳钢：硬而脆，热处理后弹性好
合金钢：具有各种不同的优良性能，用于制不锈钢及各种特种钢
(2)铝及铝合金
性能：良好的延展性和导电性
铝
用途：制导线
性能：密度小、强度高、塑性好、易于成型、
铝及铝合金 铝合金 制造工艺简单、成本低廉
用途：主要用于建筑业、容器和包装业、
交通运输业、电子行业等
(3)新型合金
①储氢合金：是一类能够大量吸收 H2，并与 H2结合成金属氢化物的材料。具有使用价值的储氢合金要求储
氢量大，金属氢化物既容易形成，稍稍加热又容易分解，室温下吸、放氢的速率快。如 Ti-Fe 合金和 La-Ni
合金等，可以用于以 H2为燃料的汽车。
②钛合金：钛合金强度高、耐蚀性好、耐热性高。主要用于制作飞机发动机压气机部件，以及火箭、导弹
和高速飞机的结构件，还可以用于制造耐压球。
第四章 物质结构 元素周期律
第一节 原子结构
1.原子的构成
(1)原子的定义：原子是化学变化中的最小微粒。
(2)构成微粒及作用
(3)微粒等量关系①质 量数(A)＝质子数 (Z)＋中子数
(N)；
②质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数；
(4)微粒符号及其意义
①有质子的微粒不一定有中子，如 1H；有质子的微粒不一定有电子，如 H＋。
－
②质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如 F与 OH ；核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，
如 Al3＋和 Na＋。
2．元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的关系
(2)同位素的理解
化学性质几乎完全相同，物理性质不同。
(3)重要核素的应用
核素 235U 14 292 6C 1H(D) 3 181H(T) 8O
用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子
[注意] ①由于同位素的存在，核素的种数远多于元素的种类。
②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。
③“三同”区分抓“对象”：同位素——原子，同素异形体——单质，同分异构体——化合物(多为有机
物)。
(4)核素和元素的相对原子质量
①原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与 12C 1质量的 的比值。一种元素有几种同位素，
12
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。如：Ar(Cl)＝A (35r Cl)
×a%＋A (37r Cl)×b%。
3.核外电子排布
(1)核外电子排布规律
(2)核外电子排布的表示形式：
原子结构示意图
（3）．10电子微粒
4.元素周期表
（1）原子序数
①定义：按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
②数量关系：原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
（2）元素周期表的编排原则
（3）元素周期表的结构
①周期(7个横行，7个周期)
短周期 长周期
序号 一 二 三 四 五 六 七
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②族(18个纵列，16个族)
主 列 1 2 13 14 15 16 17
族 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副 列 3 4 5 6 7 11 12
族 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB
Ⅷ族 第 8、9、10，共 3个纵列
0族 第 18纵列
[注意]①所含元素种类最多的族为ⅢB族(含有锕系、镧系)，共有 32种元素。
②最外层电子数为 3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
(4)元素周期表中元素的分区
[注意] 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
①第ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依
次相差 2、8、8、18、18、32。
②第ⅡA族和 0族元素，随电子层数的增加，原子
序数依次相差 8、8、18、18、32。
③第ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、18、18、32、32。
（5）．元素周期表的应用
①科学预测为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
②寻找新材料
5.碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）
（1）在周期表中的位置：第ⅠA 族
（2）相似性：碱金属元素原子的最外层都有 1 个电子，很容易失去，因此碱金属元素的最高正价为＋1 价，
最高价氧化物对应的水化物均为强碱(除 LiOH 为弱碱外)，典型的活泼金属元素。
（3）递变性：从 Li到 Cs，随着电子层数的增加，原子半径递增，碱金属元素原子的失电子能力递增，元
素的金属性递增，单质的还原性递增，单质与氧气或水反应的剧烈程度递增，最高价氧化物对应的水化
物的碱性 (如：递增 CsOH＞RbOH＞KOH＞NaOH＞LiOH)。
（4）碱金属的物理性质
①相似性：碱金属单质都有银白色的金属光泽(铯略带金色光泽)、硬度小、密度小、熔沸点较低，良好的
导电、导热性，有延展性，钠钾合金为液态，可做原子反应堆的导热剂。
②递变性：在碱金属内，随着元素原子核电荷数的增加，单质的熔点和沸点逐渐降低，密度呈增大趋势，
但ρ(K)注：Na、K需保存于煤油中，但 Li的密度比煤油小，所以 Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡。
6.卤族元素（第 VIIA 族的氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)）
（1）原子结构的特点
①相似性：最外层电子数都是 7，容易得到一个电子
②递变性：从 F 到 I，核电荷数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
（2）卤素单质的物理性质
①相似性：都有颜色，有毒，在水中溶解度不大，易溶于苯、汽油、四氯化碳、酒精等有机溶剂
②递变性：从 F2到 I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大，在水中的溶解度逐渐减小，但
较易溶于有机溶有剂(汽油、苯、四氯化碳、酒精)中
②溶液的颜色与溶液的浓稀有关，浓溶液颜色深，稀溶液颜色浅，如：饱和溴水为红棕色，而很稀的溴
水则为浅黄色
单质的颜色状态 水 CCl4 汽油(苯)
Cl2 黄绿色气体 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 深红棕色液体 橙色 橙红色 橙红色
I2 紫黑色固体 棕黄色 紫红色 紫红色
（3）卤素化学性质的具体体现
①卤素单质与 H2反应：与 H2反应越来越难，生成气态氢化物的稳定性依次减弱
②卤素单质间的置换反应
2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2 2KI＋Cl2===2KCl＋I2 2KI＋Br2===2KBr＋I2
结论：①卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是 Cl2＞Br2＞I2
－ － －
②卤素离子的还原性由强到弱的顺序是 I ＞Br ＞Cl
③卤素单质与水反应：X2＋H2O===HX＋HXO (X 为 Cl、Br、I)
2F2＋2H2O===4HF+O2
Cl2＋H2O===HCl+HClO
④卤素单质与碱反应：2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O (X＝Cl、Br、I)
Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
Br2＋2NaOH===NaBr+NaBrO＋H2O
（4）卤族元素性质的相似性和递变性
①相似性：均为非金属元素，具有典型的非金属性，原子均易得一个电子，最低负价为—1 价，最高正价
为＋7 价(氟无正价) ，单质均为双原子分子，单质均有强氧化性。
②递变性：随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，卤素原子得
电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱
(1)原子半径和离子半径逐渐增大：F＜Cl＜Br＜I；F－＜Cl－ Br－＜ ＜I－
(2)单质的氧化性逐渐减弱：F2＞Cl2＞Br2＞I2
(3)离子还原性逐渐增强：F－ Cl－＜ ＜Br－＜I－
(4)元素的非金属性逐渐减弱：F＞Cl＞Br＞I
(5)与 H2化合或水反应由易到难
(6)气态氢化物的稳定性逐渐减弱：HF＞HCl＞HBr＞HI
(7)气态氢化物的还原性：HF＜HCl＜HBr＜HI
(8)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱：HClO4＞HBrO4＞HIO4，HClO4是已知含氧酸中酸性最强的酸
(9)前面元素的单质能把后面的元素置换出来（F 除外）
(10)单质颜色变深，熔沸点升高，密度增大，溶解性减小
六、卤素离子的检验
1、AgNO3溶液——沉淀法
白色沉淀,表明含有Cl

淡黄色沉淀,表明含有Br 未知液 生成

黄色沉淀,表明含有I

2、置换——萃取法
未知液
红棕色或橙红色,表明含有Br
有机层呈
紫色、浅紫色或紫红色,表明含有I
3、氧化——淀粉法检验 I－
未知液 蓝色溶液，表明含有 I
第二节 元素周期律
1．元素周期律
2．主族元素性质的变化规律
(1)原子结构的变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
(2)元素及对应化合物性质变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
最高正化合价由＋1→＋7(O、
相同，最高正化合价＝主族序
化合价 F 除外)最低负化合价＝(主族
元 数(O、F除外)
序数－8)
素
金属性 金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
离子的氧化 阳离子氧化性逐渐增强 阳离子氧化性逐渐减弱
性、还原性 阴离子还原性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物
化 逐渐增强 逐渐减弱
稳定性
合
最高价氧化
物
物对应的水 碱性逐渐减弱 碱性逐渐增强
化物的酸碱 酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱
性
[注意] ①对于主族元素而言，元素的最高正化合价一般情况下和主族序数相同，但氧无最高正价，氟
无正价。
②金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指单质在水溶液中，金属原子失去电子能
力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性 Pb>Sn，而金属活动性 Sn>Pb。
3．元素周期律的应用
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
①比较 Ca(OH)2和 Al(OH)3的碱性强弱方法：
金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
②比较 H2O和 SiH4的稳定性强弱的方法：
非金属性：C>Si，O>C，则氢化物稳定性：H2O>CH4>SiH4。
(2)预测未知元素的某些性质
①已知 Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为 HAt 不稳定，水溶液呈酸性，
AgAt 难溶于水。
第三节 化学键
1．化学键的概念：相邻原子之间强烈的相互作用。
2．分类
3．比较
共价键
项目 离子键
非极性键 极性键
成键粒子 阴、阳离子 原子
阴、阳离子间的静电 共用电子对不偏向任何 共用电子对偏向一方
成键实质
作用 一方 原子
非金属性强的元素与
不同种元素原子之间
形成条件 金属性强的元素经得 同种元素原子之间成键
成键
失电子，形成离子键
非金属单质如 H2、Cl2、 共价化合物如 HCl、
离子化合物如 NaCl、
N2等；某些共价化合物 CO2、CH4或离子化合
形成的物质 KCl、MgCl2、CaCl2、
如 H2O2 或离子化合物 物如 NaOH、
ZnSO4、NaOH等
如 Na2O2 NH4Cl
4．化学键类型的判断
(1)从物质构成角度判断
(2)从物质类别角度判断
物质类别 含化学键情况
非金属单质，如 Cl2、N2、I2、P4、金刚石等
非金属元素构成的化合物，如 H2SO4、CO2、NH3、HCl、 只有共价键
CCl4、CS2等（铵盐除外）
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如
只有离子键
NaCl、CaCl2、K2O等
含有原子团的离子化合物，如 Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、
既有离子键又有共价键
Na2O2等
稀有气体，如 Ne、Ar等 没有化学键
[注意] ①离子键中的“静电作用”既包括静电吸引力又包括静电排斥力。
②由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如 AlCl3中 Al—Cl键为共价键。
③非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子之间也可能形成离子键，如 NH4Cl等。
5．表示方法——电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。
(2)书写方法
(3)用电子式表示化合物的形成过程
离子化合物：如 NaCl： 。
共价化合物：如
(二)化学键与物质类别的关系
1．离子化合物与共价化合物
化合物
定义 与物质分类的关系 举例
类型
NaCl、Na2O2、
离子 包括强碱、绝大多数盐及
含有离子键的化合物 NaOH、Na2O、
化合物 活泼金属的氧化物
NH4Cl等
H2S 、 SO2 、
包括酸、弱碱、极少数盐、
共价 CH3COOH 、
只含有共价键的化合物 气态氢化物、非金属氧化
化合物 H2SO4 、
物、大多数有机物等
NH3·H2O等
2．化学键与物质类别的关系
(1)不同元素的两个非金属原子构成的物质一定是共价化合物，如 HCl；两种非金属元素多个原子可构成离
子化合物，如 NH4Cl、NH4NO3等。
(2)离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏；共价化合物在液态下不电
离，所以熔化时导电的化合物一定是离子化合物。
(3)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如 SiO2、HCl、CH4等。
(4)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子构成，如 H2O2、C2H4等。

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