高一期末复习总纲
应知应会（化学方程式）
（一）卤素
点燃
  2Na  +  Cl2  ====  2 NaCl
点燃
2Fe  +  3 Cl2  ====  2FeCl3
点燃
Cu  +  Cl2   ====  CuCl2
点燃 光照
H2  +  Cl2   =====  2 HCl
Cl2 + H2O = HCl + HClO （歧化）
2HClO = 2HCl + O2↑
2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O （尾气吸收）
2 Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2  + Ca(ClO)2  + 2H2O （制漂白粉）
Ca(ClO)2 + CO2 + H2O = CaCO3↓+ 2 HClO （次氯酸酸性＜碳酸）
MnO2 + 4 HCl = MnCl2 + Cl2↑+ 2 H2O （实验室制氯气）
X2 + H2 = 2HX
X2 + H2O = HX + HXO
F2 + 2H2O = 4 HF + O2 （氟的非金属性＞氧）
Cl2 + 2NaBr = Br2 + 2NaCl    Cl2 + 2KI = I2 + 2KCl       Br2 + 2KI = I2 + 2KBr      
Ag+ + Cl- = AgCl ↓   Ag+ + Br - = AgBr ↓   Ag+ + I- = AgI  ↓（卤离子检验）
光
2AgBr==== 2Ag + Br2
*NaCl + H2SO4(浓) == Na HSO4 + HCl↑（实验室制氯化氢）
（二）氧族元素
△                   △                        △
H2 + S  =   H2S     Fe + S  =  FeS     2Cu+ S  =  Cu 2S
                      放电
2O3 = 3 O2     3 O2  =  2O3 
      MnO2
2H2O2  =  2H2O + O2 ↑
△（300℃）
 H2S   =   H2  +  S
             点燃
2H2S  +  3O2  ==  2SO2  + 2H2O (完全燃烧)
                 点燃
2H2S  +  O2  ==  2S  + 2H2O （不完全燃烧）
2H2S  +  SO2  ==  3S  +  2H2O （归中反应）
2NaOH +H2S = Na2S + 2H2O;   Na2S +H2S = 2NaHS;  NaOH +H2S = NaHS + H2O
*H2S+CuSO4=CuS↓+2HCl(尾气吸收)
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑ ;   FeS + H2SO4 = Fe SO4+ H2S↑(实验室制法)
SO2 + H2O      H2SO3 （可逆反应）
SO2+Ca(OH)2= CaSO3↓ + H2O （不能用澄清石灰水鉴别SO2和CO2）
高温
SO2+CaO  =  CaSO3 （钙基固硫）
催化剂△
2SO2+O2        2SO3
            
*Na2SO3（固）+ H2SO4（浓）= Na2SO4 + H2O + SO2↑（实验室制SO2）
H2SO4= H+ + HSO4－ ；
HSO4－= H+ + SO42－； 
H2SO4= 2H+ + SO42－  。
  
△
 Cu+2H2SO4(浓)== 2CuSO4+ SO2↑+2H2O
△
 C+2H2SO4(浓)== CO2↑+ SO2↑+2H2O
  （三）碳族元素
点燃
Si  +  O2  =  SiO2
*Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
高温
SiO2  + 3C  =  SiC  + 2CO↑（制金刚砂）
高温                                                     高温
①SiO2  +  2C  =  Si（粗硅）+  2CO↑  ② Si + 2Cl2  =  SiCl4
高温 电炉                                                                    （工业制硅）
③SiCl4  + 2H2  == Si（纯） +  4HCl
2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O （装碱溶液试剂瓶的用胶塞）
                 高温
CaO + SiO2   =  CaSiO3
Na2SiO3+2H2O+CO2=Na2CO3+H4SiO4↓ （硅酸酸性＜碳酸）
高温
SiO2  +  Na2CO3  =  Na2SiO3  + CO2↑
                                  高温                                     （玻璃工业）
SiO2  +  CaCO3   =  CaSiO3    + CO2↑
* SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O （玻璃被腐蚀）
  应知应会（重要概念）
   1．氯气、液氯、新制的氯水、久置的氯水
   2．漂白性
   3．燃烧
   4．酸化
   5．歧化反应、归中反应
   6．核素、同位素、同素异形体
   7．电子式
   8．电子云
   9．核外电子排布规律
  10．原子绝对原子质量、原子相对原子质量、元素相对原子质量、质量数
  11．相同电子层结构的微粒（原子、离子、分子等）
  12．元素的游离态和化合态
  13．原子半径、离子半径（稀有气体原子半径）
  14．元素的金属性、元素的非金属性
  15．价电子
  16．元素周期律、元素周期表
17．氧化物及其对应水化物
  18．两性氧化物、两性氢氧化物
  19．可逆反应
  20．硅酸盐工业
  21．传统无机非金属材料: 新型无机非金属材料:
  22．强酸，弱酸；氧化性酸，非氧化性酸；挥发酸，难挥发酸
元素周期表的结构
短周期
周期：长周期
不完全周期
周期序数 = 原子的电子层数
主族(A)
族    副族(B)
0族
Ⅷ族
主族元素的最高正化合价=其族序数=原子最外层电子=价电子；
非金属元素的负价=最高正化合价– 8 
 “镧系元素”；“锕系元素”；“超铀元素”；“过渡元素”
元素的性质、原子结构、主要化合价与元素在周期表中位置的关系
⒈在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减少(核对外层电子的引力逐渐增强)，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强。
  
⒉在同一主族的元素中，由于从上到下，原子的电子层数依次递增，原子半径逐渐增大，原子半径逐渐增大(核对外层电子的引力逐渐减弱)，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此，元素的金属性逐渐增强，元素非金属性逐渐减弱。
	ⅠA	ⅡA	ⅢA	ⅣA	ⅤA	ⅥA	ⅦA	0
第1周期	                 非金属性逐渐增强           非
                    金              
2He
第2周期	Li	Be
 金
 属
 性
 逐
 渐
 增
 强
B	                    属
                    性	F	10Ne
第3周期	Na      		Al
 
金属	Si   	            逐
            渐	Cl	18Ar
第4周期	K			Ge
性逐	As    	增
强	Br	36Kr
第5周期	Rb				 Sb
渐增	Te	I	54Xe
第6周期	 Cs					Po
强	At	86Rn
第7周期	 Fr							118X
主要化
合价
	+1	+2	+3	+4
- 4	+5
- 3	+6
(除氧元素以外)
- 2	+7
(除氟元素以外)
- 1	0
	ⅠA	ⅡA	ⅢA	ⅣA	ⅤA	ⅥA	ⅧA
第2
周期				CH4	NH3	H2O	HF
	Li2O	BeO	×	CO2	N2O5	×	×
	LiOH	Be(OH)2	×	H2CO3	HNO3	×	×
第3
周期				SiH4	PH3	H2S	HCl
	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
	NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3
H3AlO3
HAlO2•H2O	H4SiO4	H3PO4	H2SO4	HClO4
同周期，同主族元素其性质与原子结构的关系
	同周期元素(从左到右)	同主族元素(从上到下)
电子层结构	电子层相同(最外层电子数递增)	最外层电子数相同(电子层数递增)
原子半径	由大到小	由小到大
核对外层电子引力	由小变大	由大变小
原子	失e－能力	由强变弱	由弱变强
	得e－能力	由弱变强	由强变弱
元素	金属性	由强变弱	由弱变强
	非金属性	由弱变强	由强变弱
	置换水或酸中的氢	由易到难	由难到易
单质
			
	跟H2反应	由难到易	由易到难
气态氢化物稳定性	由不稳到稳定	由稳定到不稳
最高价氧化  (碱性)
物的水化物  (酸性)
由强到弱	由弱到强
最高价氧化  (碱性)
物的水化物  (酸性)
由强到弱	由弱到强
	由弱到强	由强到弱
主要化合价
	+1 ,+2, +3, +4, +5, +6, +7, 0 
- 4, - 3, - 2, - 1	相同 (同主族元素具有相似的化学性质)
几个问题：
⒈微粒半径的比较
⑴原子半径的比较
①同周期原子半径，从左到右，由大到小(不考虑稀有气体)
      ②同主族原子半径，从上到下，由小到大
③不同周期和不同主族原子半径，有“参照原子”可比较；无“参照原子”不可比较。
  〖例〗   
           O     F       实线的“箭号”所指的方向的原子半径均可以比较，
           S     Cl       虚线的“箭号”所指的方向的原子半径不易比较。
⑵离子半径的比较
①同主族离子半径，从上到下，由小到大〖例〗碱金属Li+→Cs+，卤素F－→I－其半径由小到大
②具有“相同电子层结构”的离子半径，随核电荷数的递增，由大变小
   2 e－ 的电子层结构                                       H－  (He)
                    Li+  Be2+
   10e－的电子层结构                                    O2－ F－  (Ne)
                    Na+  Mg2+  Al3+
   18e－的电子层结构                                    S2－ Cl－  (Ar)
                    K+   Ca2+
⑶同种元素的原子半径和离子半径的比较
r (原子) ＞ r (阳离子) 如r (Na) ＞ r (Na+ )；r (原子) ＜ r (阴离子) 如r (Cl) ＜ r (Cl－)
    ；    
⒉相同电子数(或质子数)的粒子
⑴含10e－的粒子：
①原子：He；
②阴离子：O2－，F－；（N3-）
③阳离子：Na+、Mg2+、Al3+；
④分子：CH4、NH3、H2O、HF；
⑤其它：OH－、NH4+
⑵上述粒子中，具有相同质子数和电子数的是：
①含10e－和10个质子的粒子有：He、CH4、NH3、H2O、HF。
  
②含10e－和9个质子的粒子有：F－、OH－
③含10e－和11个质子的粒子有：Na+、NH4+。
化学键
象上述中的“离子键”和“共价键”，这种相邻的原子之间强烈的相互作用，叫做化学键。
     使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。
  
    原子之间通过公用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
      分子中同种原子形成的共价键叫做非极性共价键 - 简称非极性键。
分子中不同种原子形成的共价键叫做极性共价键 - 简称极性键。
键型
物质	离子键	共价键	配位键
(特殊共价键)
		极性共价键	非极性共价键	
离子化合物	一定含离子键
有的只含离子键
(如NaCl)	可能含有
(如NaOH)	可能含有
(如Na2O2)	可能含有
(如NH4Cl)
共价化合物
	一定不含
离子键	一定含有
有的只含极性键
(如H2O)	可能含有
(如H2O2)	
共价单质	一定不含
离子键	一定不含
极性键	含有
(如H2,N2Cl2)	
     离子化合物、共价化合物与物质分类之间的关系
⒈离子化合物：有大部分盐, 强碱, 活泼金属氧化物等;
⒉共价化合物：酸, 非金属气态氢化物, 大多数非金属氧化物, 多数的有机物等。
  
⒊共价单质：　双原子分子, 卤素分子, P, S 等。
 
重要的物质的电子式         ‥    ‥
㈠ 单质    H∶H   ∶N┇┇N∶   ∶ Cl ∶ Cl ∶
                                        ‥    ‥
㈡ 氢化物  H           H           H
               ‥          ‥           ‥          ‥
           H∶C∶H    H∶N∶H    H∶O∶    H∶ F ∶
               ‥          ‥           ‥          ‥
               H
㈢ 氧化物   ‥                     ‥    ‥
          Na+ [∶O∶]2－Na+       Na+ [∶ O ∶ O ∶]2－Na+
                ‥                     ‥    ‥
           ‥              ‥    ‥                ‥            ‥
       H∶O∶H      H ∶ O ∶ O ∶ H        ∶ O ∶∶ C∶∶ O ∶
           ‥              ‥    ‥
㈣ 氢氧化物                    ∶ O ∶
             ‥                 ‥    ∷   ‥
      Na+ [∶O∶H ]－        H∶ O ∶ C ∶ O ∶ H
             ‥                 ‥         ‥
㈤ 盐   ‥              ‥                   ‥                  H
    [ ∶Cl∶ ]－ Mg2+ [ ∶Cl∶ ]－        Na+  [∶S∶]2－ Na+            ‥            ‥
‥              ‥                   ‥             [ H ∶N∶ H ]+   [∶ Cl ∶]－                                                                                                                                                       
                                                    ‥            ‥
                                                           H
元素符号周围的数字 (质量数) 16    2－(离子电荷)
                                                                 2 O , 2O2
（质子数）8    2 (分子或化合物中含有的原子数)
公式Ⅰ：核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数 (原子整体不显电性)
公式Ⅱ：质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)  (原子的质量主要集中在原子核上)
原子核外电子的排布（即核外电子的运动）
㈠多电子的原子里，由于电子的能量不同，因此在离核的远近不同的空间运动——称“分层排布”
㈡电子层按‘能量不同’和‘离核远近不同’分为：
n = 1、2、 3、4、 5、6、7（由内层到外层）或  K、L、M、N、O、P、Q 
能量由低逐步升高；电子离核由近到远
㈢核外电子排布的规律
⒈“能量最低原理”即电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层
⒉各电子层最多容纳电子数为2n2 
 ⒊最外电子层最多容纳电子数为8个（K层为最外层时，最多有2个）；次外层最多能容纳的电子数为18个；倒数第3层最多能容纳的电子数为32个。
  
相对原子质量
          该原子的实际质量（kg）
①某原子的相对原子质量 =  
                              12C原子的实际质量（kg）×1 /12
②元素的相对原子质量：Cl元素在自然界有2种同位素 —— 35Cl 37Cl ，它们的相对原子质量分别为：34。
  969 和36。966 ，它们在自然界里的原子百分组成分别为  75。77% 和24。23% 。   氯元素的相对原子质量 = 34。969×75。77% +36。966×24。23% = 35。
  453
同种元素的原子与离子
阳           原           阴    ① 同种元素的原子与离子, 核电荷数相等
离                        离    ② 阳离子电子数+离子电荷数 =核电荷数
子           子           子    ③ 阴离子电子数－离子电荷数=核电荷数
  核电荷数  =  核电荷数  =  核电荷数
     ∨           ‖          ∧
  核外电  得电子  核外电 得电子  核外电   ④ →所指方向为“阳离子“或“原子”被还原过程；
                                     
子  数  失电子  子  数  失电子 子  数   ⑤ →所指方向为“阴离子“或“原子”被氧化过
[ 小周期表 ]  
周期       族	ⅠA	ⅡA	ⅢA	ⅣA	ⅤA	ⅥA	ⅦA	0
第1周期	H							2He
第2周期	Li	B e	B	C	N	O	F	10Ne
第3周期	11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
第4周期	K	Ca					Br	36Kr
第5周期	 Rb	 	 	 	 	 	 I	54Xe
第6周期	Cs						At	86Rn
第7周期	Fr							118X
祝你进步!
。