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1、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 HClCl2 + H2O = HCl + HClO （歧化）2HClO = 2HCl + O22NaOH + 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 = M
2、nCl2 + Cl2+ 2 H2O （实验室制氯气）X2 + H2 = 2HXX2 + H2O = HX + HXOF2 + 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 +
3、S = FeS 2Cu+ S = Cu 2S 放电2O3 = 3 O2 3 O2 = 2O3 MnO22H2O2 = 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 ;
4、 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
5、 （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SiO2 + 2C = Si（粗硅）+ 2CO Si + 2Cl2 = SiCl4高温 电炉 （工业制硅）SiCl4 + 2H2 = Si（纯） + 4HCl2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O （装碱溶液试剂瓶的用胶塞） 高温CaO + SiO2 = CaSiO3Na2SiO3+2H2O+CO2=Na2CO3+H4SiO4 （硅酸酸性碳酸）高温SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2 高温 （玻璃工业）
6、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
7、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
8、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。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。AAAAAAA0第1周期 非金属性逐渐增强 非 金 2He第2周期LiBe 金 属 性 逐 渐 增 强B 属 性F10Ne第3周期Na Al 金属Si 逐 渐Cl18Ar第4周期KGe性逐As 增强Br36Kr第5周期Rb Sb渐增TeI54Xe第6周期 CsPo强At86Rn第7周期 Fr118X主要化合价+1+2+
9、3+4- 4+5- 3+6(除氧元素以外)- 2+7(除氟元素以外)- 10AAAAAAA第2周期CH4NH3H2OHFLi2OBeOCO2N2O5LiOHBe(OH)2H2CO3HNO3第3周期SiH4PH3H2SHClNa2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7NaOHMg(OH)2Al(OH)3H3AlO3HAlO2H2OH4SiO4H3PO4H2SO4HClO4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
10、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：微粒半径的比较原子半径的比较同周期原子半径，从左到右，由大到小(不考虑稀有气体) 同主族原子半径，从上到下，由小到大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。离子半径的比较同主族离子半径，从上到下，由小到大例碱金属Li+Cs+，卤素FI其半径由小到大具有“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)
