化学前二十种元素及其化学性质

H：H2 无色无味气体H2O 无色无味液体H2O2 无色无味液体

He：He 无色无味气体无氧化物

Li：Li银白色有金属光泽固体Li2O白色固体Li2O2白色固体

Be：Be银白色有金属光泽固体BeO白色固体

B：B灰黑色固体B2O3无色固体

C：C（金刚石）无色晶体C（石墨）黑色有金属光泽固体C60（富勒烯）黄色固体CO无色无味气体CO2无色无味气体

N：N2无色无味气体N2O 无色有甜味气体NO无色无味气体N2O3蓝色液体（大于3℃分解）NO2红棕色有刺激性气味气体N2O4无色气体N2O5无色晶体

O：O2无色无味气体O3蓝色有腥臭味气体

F：F2 淡黄绿色有刺激性气味气体OF2无色无味气体Ne：Ne无色无味气体

Na：Na银白色有金属光泽固体Na2O白色固体Na2O2淡黄色固体NaO2黄色固体

Mg：Mg银白色有金属光泽固体MgO白色固体MgO2白色固体

Al：Al银白色有金属光泽固体Al2O3白色固体

Si：Si灰或褐色有光泽固体SiO2无色晶体

P：P4（白磷）白色或淡黄色蜡状固体P(红磷)暗红色固体P（黑磷）黑色有金属光泽固体P2O3无色固体或液体（熔点23.8℃）P2O5白色固体

S：S8黄色固体或粉末SO2无色有刺激性气味气体SO3无色固体或液体（熔点16.8℃）

Cl：Cl2黄绿色有刺激性气味气体Cl2O黄棕色有刺激性气味气体ClO2橙绿色气体Cl2O7无色油状液体Ar：Ar无色无味气体无氧化物

化学中各元素性质

各元素性质 各元素性质 序号符 号 中 文 读 音 原子 量 外层电 子 常见 化合 价 分类英文名英文名音标其它 1H氢轻11s11、-1主/非/ 其 Hydrogen['haidr?d??n]最轻 2He氦害41s2主/非/ 稀 Helium['hi:li?m]最难液化 3Li锂里72s11主/碱Lithium['liθi?m]活泼 4Be铍皮92s22主/碱 土 Beryllium[be'rili?m]最轻碱土金属元素 5B硼朋10.82s2 2p13主/类Boron['b?:r?n]硬度仅次于金刚石的非金属元素 6C碳探122s2 2p22、4、 -4 主/非/ 其 Carbon['kɑ:b?n]硬度最高 7N氮蛋142s2 2p3-3 1 2 3 4 5 主/非/ 其 Nitrogen['naitr?d??n] 空气中含量最多的元 素 8O氧养162s2 2p4-2、-1、2主 / 非 / 其 Oxygen['?ksid??n]地壳中最多 9F氟福192s2 2p5-1主 / 非 / 卤 Fluorine['flu?ri:n] 最活泼非金属，不能 被氧化 10Ne氖乃202s2 2p6主 / 非 / 稀 Neon['ni:?n] 稀有 气体 11Na钠那233s11主Sodium['s?udi?m]活泼

/碱 12Mg镁每243s22主 / 碱 土 Magnesium[mæɡ'ni:zi?m] 轻金 属之 一 13Al铝吕273s2 3p13主 / 金 / 其 Aluminum[,ælju'minj?m] 地壳 里含 量最 多的 金属 14Si硅归283s2 3p24主 / 类 Silicon['silik?n] 地壳 中含 量仅 次于 氧 15P磷林313s2 3p3-3、3、5主 / 非 / 其 Phosphorus['f?sf?r?s] 白磷 有剧 毒 16S硫留323s2 3p4-2、4、6主 / 非 / 其 Sulfur['s?lf?] 质地 柔 软， 轻。 与氧 气燃 烧形 成有 毒的 二氧 化硫 17Cl氯绿35.53s2 3p5-1、1、3、 5、7 主 / 非 / 卤 Chlorine['kl?:ri:n] 有毒 活泼

非金属元素的化学性质

非金属元素的化学性质 写出下列反应的离子方程式，不能写离子方程式的写出化学方程式。 1、Si与NaOH溶液：； 2、粗硅的制备及提纯：； 3、玻璃的雕刻：； 4、H2SiO3的制备：； 5、H2SiO3受热分解：； 6、实验室制备氯气：； 7、Cl2与NaOH溶液：； 8、漂白粉的制备：； 9、漂白粉的漂白原理：； 10、漂白粉的失效原理：； 11、HClO的不稳定性：； 12、氯水与KI溶液反应：； 13、向氯水中通入SO2：； 14、Cl2分别与Fe、Cu反应：； 15、S与Cu反应：； 16、S与NaOH反应：； 17、H2S与Cl2：； 18、SO2与NaOH溶液：； 19、除去CO2中混有的SO2杂质：； 20、SO2与氢硫酸：； 21、SO2与酸性KMnO4溶液：； 22、SO2与O2反应：； 23、酸雨的形成过程：； 24、HClO溶液与Na2SO3溶液反应：； 25、C与浓H2SO4溶液反应：； 26、C与浓HNO3溶液反应：； 27、H2S与浓H2SO4溶液反应：； 28、Cu与浓H2SO4溶液：； 29、Cu与浓HNO3溶液反应：； 30、Cu与稀HNO3溶液反应（实验室制NO）：； 31、少量的Fe与稀HNO3溶液：； 32、过量的Fe与稀HNO3溶液：； 33、工业合成氨：； 34、实验室制备NH3：； 35、氨的催化氧化：； 36、NO与O2：； 37、NO2与水：； 38、NO与O2溶于水：； 39、NO2与O2溶于水：； 40、硝酸的分解：； 41、NH3与水反应：； 42、NH3与盐酸：； 43、NH4HCO3受热分解：； 44、NH4Cl受热分解：；

元素周期律(化学性质)

元素周期律 物质熔、沸点高低的判断 1.根据物质在相同条件下的状态。一般熔、沸点：固＞液＞气， 如：碘单质>汞>CO 2 2.同一主族单质的熔点基本上是越向下金属熔点渐低；而非金属单质熔点、沸点渐高。 3.在原子晶体中和离子晶体中，子半径之和越小，熔沸点越高。反之越低。 如熔点：金刚石（C—C）＞碳化硅（Si—C）＞晶体硅（Si—Si）。 如熔点：KF＞KCl＞KBr＞KI，CaO＞KCl。 4.分子晶体中，分子晶体分子间作用力越大（相对原子质量越大）熔沸点越高，反之越低。（具有氢键的分子晶体，熔沸点反常地高，如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S）。 5.组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸 点越高。如：CH 4＜SiH 4 ＜GeH 4 ＜SnH 4 。 6.同分异构体：链烃及其衍生物的同分异构体随着支链增多，熔沸点降低。如： CH 3(CH 2 ) 3 CH 3 (正)＞CH 3 CH 2 CH(CH 3 ) 2 (异)＞(CH 3 ) 4 C(新)。 非金属性强弱判断 1．同周期中，由左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； 2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强；3．依据其气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强； 4．与氢气化合的条件：条件要求越低，非金属性越强； 5．与盐溶液之间的置换反应（以强制弱）； 6．与同种物质反应，观察产物的化合价； 例：2Cu＋S =Cu 2S Cu＋Cl 2 =CuCl 2 所以，Cl的非金属性强于S。 金属性强弱判断 1．同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；同主族中，从上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； 2．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱：碱性越强，其元素的金属性也越强；3．依据金属活动顺序表（极少数例外）； 4．常温下与水、酸反应的剧烈程度；越剧烈，金属性越强。 5．用电化学的方法，在原电池中为负极的金属性强； 6．与盐溶液之间的置换反应以及高温下与金属氧化物间的置换反应（以强制弱）；7．金属阳离子得电子能力越强，金属性越弱。；

各元素物理化学性质

各元素物理化学性质 序号符 号 中 文 读音 原子 量 外层 电子 常见化 合价 分类英文名英文名音标其它 1 H 氢轻 1 1s1 1、-1 主/非 /其 Hydrogen ['haidr?d??n] 最轻 2 He 氦害 4 1s2 主/非 /稀 Helium ['hi:li?m] 最难液化 3 Li 锂里7 2s1 1 主/碱Lithium ['liθi?m] 活泼 4 Be 铍皮9 2s2 2 主/碱 土 Beryllium [be'rili?m] 最轻碱土金属元素 5 B 硼朋10.8 2s2 2p1 3 主/类Boron ['b?:r?n] 硬度仅次于金刚石 的非金属元素 6 C 碳探12 2s2 2p2 2、4、-4 主/非 /其 Carbon ['kɑ:b?n] 沸点最高 7 N 氮蛋14 2s2 2p3 -3 1 2 3 4 5 主/非 /其 Nitrogen ['naitr?d??n] 空气中含量最多的 元素 8 O 氧养16 2s2 2p4 -2、-1、2 主/非 /其 Oxygen ['?ksid??n] 地壳中最多 9 F 氟福19 2s2 2p5 -1 主/非 /卤 Fluorine ['flu?ri:n] 最活泼非金属，不能 被氧化 10 Ne 氖乃20 2s2 2p6 主/非 /稀 Neon ['ni:?n] 稀有气体 11 Na 钠那23 3s1 1 主/碱Sodium ['s?udi?m] 活泼 12 Mg 镁每24 3s2 2 主/碱 土 Magnesium [mæɡ'ni:zi?m] 轻金属之一 13 Al 铝吕27 3s2 3p1 3 主/金 /其 Aluminum [,ælju'minj?m] 地壳里含量最多的 金属 14 Si 硅归28 3s2 3p2 4 主/类Silicon ['silik?n] 地壳中含量仅次于 氧 15 P 磷林31 3s2 3p3 -3、3、5 主/非 /其 Phosphorus ['f?sf?r?s] 白磷有剧毒 16 s 硫留32 3s2 3p4 -2、4、6 主/非 /其 Sulfur ['s?lf?] 质地柔软，轻。与氧 气燃烧形成有毒的 二氧化硫 17 Cl 氯绿35.5 3s2 3p5 -1、1、3、 5、7 主/非 /卤 Chlorine ['kl?:ri:n] 有毒活泼 18 Ar 氩亚40 3s2 3p6 主/非 /稀 Argon ['ɑ:ɡ?n] 稀有气体，在空气中 含量最多的稀有气 体 19 K 钾假39 4s1 1 主/碱Potassium [p?'tæsj?m] 活泼，与空气或水接触发生反应，只能储存在煤油中 20 Ca 钙盖40 4s2 2 主/碱 土 Calcium ['kælsi?m] 骨骼主要组成成分

非金属元素及其化合物的知识点总结

龙文教育学科老师个性化教案

2HClO 光照 或加热 2HCl + O2↑ 5．Br2 、I2在不同溶剂中的颜色 水苯或汽油四氯化碳 Br 2黄～橙橙～橙 红 橙～橙 红 I2深黄～褐淡紫～紫 红紫～深紫 6．置换反应 Cl2 + 2NaBr = Br2+ 2NaCl Br2 + 2KI = I2 + 2KBr ∴氧化性 Cl2 ＞Br2 ＞I2 7．I2遇淀粉溶液后，溶液呈蓝色 I- 氧化剂——————→ I2 三．氮 1．氮的氧化物 NO：无色气体、有毒（同CO）、难溶与水 NO2：红棕色气体、有毒、与水反应 反应：2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + 2H2O = 2HNO3 + NO 2．有关NO与O2或NO2与O2混合通入水中，液面上升一定高度时用的方程式 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 4NO+ 3O2 + 2H2O = 4HNO3 3．硝酸 物理性质无色液体、有刺激性气味、能以任意比溶于水 化学性质 酸的通性 强 氧 化 性 与金属氧化 物 3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑+ 5H2O 与金属 3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 +2NO2↑+ 2H2O 与非金属 C + 4HNO3(浓) △ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O 不稳定性4HNO 3 光照 或加热 4NO2↑+ O2↑+ H2O 4．氨 ( NH3 ) 物理性质无色气体、有刺激性气味、密度小于空气、1:700 溶于水 化学性质 与H2O NH3 + H2O NH3·H2O NH4++ OH-与酸NH3 + HCl = NH4Cl 氨的 催化氧化 4NH3 + 5O2 催化剂 加热 4NO + 6H2O 实验室制取原 理NH4+ + OH-△ NH3↑+ H2O

化学丨常见化学元素的性质特征或结构特征

常见化学元素的性质特征或结构特征 一、氢元素 1.核外电子数等于电子层数的原子； 2.没有中子的原子； 3.失去一个电子即为质子的原子； 4.得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子； 5.质量最轻的原子；相对原子质量最小的原子；形成单质最难液化的元素； 6.原子半径最小的原子； 7.形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素； 8.形成的单质为最理想的气体燃料； 9.形成酸不可缺少的元素； 二、氧元素 1.核外电子数是电子层数4倍的原子； 2.最外层电子数是次外层电子数3倍的原子； 3.得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子； 4.得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子； 5.地壳中含量最多的元素； 6.形成的单质是空气中第二多的元素； 7.形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素； 8.能与氢元素形成三核10电子分子（H2O）的元素； 9.能与氢元素形成液态四核18电子分子（H2O2）的元素； 10.在所有化合物中，过氧化氢（H2O2）中含氧质量分数最高；

11.能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素； 12.能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素； 三、碳元素 1.核外电子数是电子层数3倍的原子； 2.最外层电子数是次外层电子数2倍的原子； 3.最外层电子数是核外电子总数2/3的原子； 4.形成化合物种类最多的元素； 5.形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质； 6.能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素； 7.能与氢元素形成正四面体构型10电子分子（CH4）的元素； 8.能与氢元素形成直线型四核分子（C2H2）的元素； 9.能与氧元素形成直线型三核分子（CO2）的元素。 四、氮元素 1.空气中含量最多的元素； 2.形成蛋白质和核酸不可缺少的元素； 3.能与氢元素形成三角锥形四核10电子分子（NH3）的元素； 4.形成的气态氢化物（NH3）能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的元素； 5.能与氢、氧三种元素形成酸、碱、盐的元素； 6.非金属性较强，但形成的单质常用作保护气的元素。 五、硫元素 1.最外层电子数是倒数第三层电子数3倍的原子；

非金属元素及其化合物的知识点总结-(绝对好)

龙文教育学科老师个性化教案 教师学生姓名上课日期 学科化学年级高三教材版本浙教版 学案主题非金属及其化合物的性质 课时数量 （全程或具体时 间） 第（ 7 ）课 时 授课时段 教学目标 教学内容 氮硫的性质 个性化学习问 题解决 针对该知识点的应用性比较大设计教学！ 教学重 点、难点 该部分知识点的计算类以及实用性很强要好好把握！ 教学过程 非金属及其化合物 一．硅 1．相关反应 Si 物理性质 晶体硅：灰黑色固体、金属光泽熔点高、 硬而脆 化学 性质 与非金属反应Si + O 2 △ SiO2 与氢氟酸反应Si + 4HF = SiF4↑+ 2H2↑ 与强碱溶液反 应 Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ 粗硅工业制取SiO2 + 2C 高温 Si + 2CO↑ SiO2 物理性质熔点高、硬度大、纯净的晶体俗称水晶 化 学 性 质 与氢氟酸反应SiO2 + 4HF = SiF4↑+ 2H2O 与强碱溶液反应SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O 与盐反应 SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + CO2↑ SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2↑ H2SiO3 物理性质白色沉淀 化学 性 质 与强碱溶液反应H2SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 +2H2O 加热H 2SiO3 △ H2O + SiO2 实验室制取原理Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓+ 2NaCl 2．三大传统无机非金属材料 水泥玻璃陶瓷原料石灰石黏土纯碱、石灰石、石英（过量）黏土设备水泥回转窑玻璃窑 原理复杂的物理化学变化 SiO2 + Na2CO3 高温 Na2SiO3 + CO2↑ SiO2 + CaCO3 高温 CaSiO3 + CO2↑成分 硅酸二钙2CaO·SiO2硅酸三钙 3CaO·SiO2 Na2SiO3 CaSiO3 SiO2

化学元素的一些特殊性质

化学元素的一些特殊性质 高中化学 2011-05-02 19:55 一．周期表中特殊位置的元素 ①族序数等于周期数的元素H、Be、Al、Ge。 ②族序数等于周期数2倍的元素C、S。 ③族序数等于周期数3倍的元素O。 ④周期数是族序数2倍的元素Li、Ca。 ⑤周期数是族序数3倍的元素Na、Ba。 ⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素C。 ⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素S。 ⑧除H外，原子半径最小的元素F。 ⑨短周期中离子半径最大的元素P。 二．常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素C。 ②空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素N。 ③地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素O。 ④最轻的单质的元素H ；最轻的金属单质的元素Li 。 ⑤单质在常温下呈液态的非金属元素Br ；金属元素Hg 。 ⑥最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素Be、Al、Zn。

⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素N；能起氧化还原反应的元素S。 ⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素S。 ⑨元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素Li、Na、F。 ⑩常见的能形成同素异形体的元素C、P、O、S。 ? (2011-04-30 20:09:45) ? (2011-04-30 20:04:35) ? (2011-04-29 09:58:50) ? (2011-04-07 17:33:15) ?(2011-04-06 17:32:47) ? (2011-04-06 16:00:54) ? (2011-04-05 19:26:15) ? (2011-04-04 12:10:35) ? (2011-03-21 10:57:34) ? (2010-05-26 20:21:19)

高中化学 非金属元素及其重要化合物

非金属元素及其重要化合物 一、非金属通论 1、结构和位置 （1）非金属元素在周期表中的位置 在目前已知的112种元素中，非金属有16种（外加6种稀有气体元素）。除氢外，非金属元素地都位于周期表的。H元素在。为非金属性最强的元素。 （2）非金属元素的原子结构特征及化合价 ①与同周期的金属原子相比较最外层电子数（一般为4~7个，H为1个，He为2个，B为3个），次外层都是饱和结构（2、8、或18电子结构）。 ②与同周期的金属原子相比较，非金属原子核电荷数，原子半径，化学反应中易电子，表现性。 ③最高正价等于，对应最低负价等于； 如S、N、Cl等还呈现变价。 2、非金属单质 （1）几种重要固态非金属单质的结构和物理性质

（2）重要气、液态非金属单质的结构和物理性质 （3）结构与单质的化学性质

（1）原理：化合态的非金属有正价态或负价态。 0R R ne n ??→?- ++，0 R R ne n ??→?- -- （2）方法： ① 氧化剂法，如： ② 还原剂法，如： ③ 热分解法，如： ④ 电解法，如： ⑤ 物理法，如： 4、非金属气态氢化物 （1）分子构型与物理性质 ⅣA ——RH 4 结构， 分子；ⅤA ——RH 3 ， 分子； ⅥA ——H 2R ， 分子； ⅦA ——HR ， 分子。 固态时均为 晶体，熔沸点较 ，常温下 是液体，其余都是气体。

（2）化学性质 ①稳定性及水溶液的酸碱性 非金属元素原子跟氢原子通过共价键形成气态氢化物，一般元素的非金属性越强，跟氢化合能力越，生成的气态氢化物越。 ②还原性 a．与O2：NH3→NO，H2S→SO2（或S），HCl→Cl2。 b．与Cl2：H2S→S，HBr→Br2，NH3→N2。 c．与Fe3+：H2S→S，HI→I2。 d．与氧化性酸：H2S+H2SO4（浓）→，HBr、HI分别与浓硫酸及硝酸反应 e．与强氧化剂：H2S、HCl等可与酸性KMnO4作用。（3）非金属氢化物的制取 ①单质与H2化合（工业上）：例如等，PH3、SiH4、H2S等也能通过化合反应生成，但比较困难，一般由其他方法制备。 ②复分解法（实验室）：例如： ③其他方法：例如： 5、非金属氧化物

高中化学元素的性质

元素的性质呈现周期性变化的根本原因-碱金属元素的性质-卤 族元素的性质及递变规律 卤族元素的性质及递变规律 (1)相似性： ①卤素原子最外层都有七个电子，易得到一个电子形成稀有气体元素的稳定结构，因此卤素的负价均为－1价。氯、溴、碘的最高正价为+7价，有的还有+1、+3、+5价，其最高价氧化物及水化物的化学式通式分别为X2O7和HXO4(F除外) ②卤族元素的单质均为双原子分子(X2)；均能与H2化合： H 2+X2=2HX；均能与水不同程度反应，其通式(除F2外)为：H2O+X2 HX+HXO；均能与碱溶液反应；Cl2、Br2、I2在水中的溶解度较小(逐渐减小，但在有机溶剂中溶解度较大，相似相溶)。 (2)递变性： ①原子序数增大，原子的电子层数增加，原子半径增大，元素的非金属性减弱。 ②单质的颜色逐渐加深从淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色，状态从气→气→液→固，溶沸点逐渐升高；得电子能力逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱，与氢气化合由易到难，与水反应的程度逐渐减弱。 ③阴离子的还原性逐渐增强。 ④氢化物的稳定性逐渐减弱。 ⑤最高正价含氧酸的酸性逐渐减弱(氟没有含氧酸)。

元素的性质： 由于核外电子排布的周期性变化，使元素表现出不同的性质。元素性质与原子结构密切相关，主要与原子核外电子排布，特别是最外层电子数有关。 碱金属元素的性质： (1)元素性质同：均为活泼金属元素，最高正价均为+1价异：失电子能力依次增强，金属性依次增强 (2)单质性质同：均为强还原性（均与O2、X2等非金属反应，均能与水反应生成碱和氢气。），银白色，均具轻、软、易熔的特点异：与水（或酸）反应置换出氢依次变易，还原性依次增强，密度趋向增大，熔沸点依次降低，硬度趋向减小 (3)化合物性质 同：氢氧化物都是强碱。过氧化物M2O2具有漂白性，均与水反应产生O2；异：氢氧化物的碱性依次增强。 注：①Li比煤油轻，故不能保存在煤油中，而封存在石蜡中。②Rb，Cs比水重，故与水反应时，应沉在水底。③与O2反应时，Li为 Li2O；Na可为Na2O，Na2O2；K，Rb，Cs的反应生成物更复杂。

铂系元素化学性质

铂系元素化学性质 2016-04-19 12:28来源：内江洛伯尔材料科技有限公司作者：研发部 铂系元素铂系元素包括钌、铑、钯、锇、铱、铂6 铂系元素。其中钌、铑、钯的密度约为12 g.cm-3，称为轻铂系金属；锇、铱、铂的密度约为22 g.cm-3金属称为重铂系金属。铂系元素在自然界几乎完全以单质状态存在，高度分散于各种矿石之中，并共生在一起。铂系元素都是稀有金属，它们在地壳中的含量都很小。铂系金属价格昂贵，它们和银、金被称为贵金属。 铂系金属的化学性质表现在以下几个方面： 1、铂系金属对酸的化学稳定性比所有其它各族金属都高。钌和锇，铑和铱对酸的化学稳定性最高，不仅不溶于普通强酸，也不溶于王水中。例如： 3Pt+4HNO3+18HCl→3H2[PtCl6]+4NO+8H2O 钯和铂都能溶于王水，钯还能溶于浓硝酸和热硫酸中。例如： Pd+4HNO3→Pd(NO3)2+2NO2+2H2O 2、在有氧化剂存在时，铂系金属与碱一起熔融，都可以转变成可溶性的化合物。例如： Ru+2KOH+KClO3→ K2RuO4+KCl+H2O 3、铂系金属不和氮作用。室温下对空气、氧等非金属都是稳定的，不作用。高温下才能与氧、硫、磷、氟、氯等非金属作用，生成相应的化合物。室温下只有粉状的锇在空气中会慢慢地被氧化，生成挥发性的四氧化锇OsO4，OsO4的蒸气化，生成挥发性的四氧化锇OsO4，OsO4的蒸气没有颜色，对呼吸道有剧毒，尤其有害于眼睛，会造成暂时失明。 4、铂系金属都有一个特性，即很高的催化活性，金属细粉的催化活性尤其大。大多数铂系金属能吸收气体，特别是氢气。锇吸收氢气的能力最差，钯吸收氢气的能力最强。常温下，钯溶解氢的体积比为1700，在真空中常温下，钯溶解氢的体积比为1：700，在真空中把金属加热到373K，溶解的氢就完全放出。氢在把金属加热到373K，溶解的氢就完全放出。氢在铂中的溶解度很小，但铂溶解氧的本领比钯强，钯吸收氧的体积比为1：0.07，而铂溶解氧的体积钯吸收氧的体积比为1：

卤素元素的化学性质实验报告.doc

卤素元素的化学性质实验报告 一、教学目标 （一）掌握Cl2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性。 （二）掌握卤素的歧化反应 （三）掌握次氯酸盐、氯酸盐强氧化性 （四）了解氯化氢HCl气体的实验室制备方法 （五）了解卤素的鉴定及混合物分离方法 二、教学的方法及教学手段 讲解法，学生实验法，巡回指导法 三、教学重点 1、区别Cl 2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性。 2、卤素的歧化反应 3、次氯酸盐、氯酸盐强氧化性 四、教学难点 区别Cl2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性；卤素的歧化反应；次氯酸盐、氯酸盐的强氧化性 五、实验原理 卤素系ⅦA族元素，包括氟、氯、溴、碘、砹，其价电子构型ns2np5，因此元素的氧化数通常是—1，但在一定条件下，也可以形成氧化数为+1、+3、+5、+7的化合物。卤素单质在化学性质上表现为强氧化性，其氧化性顺序为：F2 > Cl2 > Br2 > I2。所以，Br-能被Cl2氧化为Br2，在CCl4中呈棕黄色。I2能被Cl2、Br2氧化为I2，在CCl4中呈紫色。 卤素单质溶于水，在水中存在下列平衡： X2 + H2O === HX + HXO 这就是卤素单质的歧化反应。卤素的歧化反应易在碱性溶液中进行，且反应产物随着温度和碱液浓度的不同而变化。 卤素的含氧酸有多种形式：HXO、HXO2、HXO3、HXO4。随着卤素氧化数的升高，

其热稳定性增大，酸性增强，氧化性减弱。如氯酸盐在中性溶液中没有明显的强氧化性，但在酸性介质中表现出强氧化性，其次序为：BrO3- > ClO3- > IO3-。次氯酸及其盐具有强氧化性。 HCl的还原性较弱，制备Cl2，必须使用氧化性强的KMnO4、MnO2来氧化Cl-。若使用MnO2，则需要加热才能使反应进行，且可控制反应的速度。 六、仪器与药品 试管及试管夹、量筒（1mL）、酒精灯、滴瓶（5mL）、试剂瓶（500mL）、烧杯（250mL） KBr、KCl、KI、CCl4、H2SO4（浓）、NaOH、NaClO、MnSO4、HCl （浓）、KClO3、AgNO3、溴水、品红、酒精、浓氨水、碘伏水、pH试纸、KI-淀粉试纸、醋酸铅试纸、蓝色石蕊试纸。 七、实验内容 （一）卤素单质的氧化性 ①取几滴KBr溶液于试管中，再加入少量CCl4，滴加氯水，振荡，仔细观察CCl4层颜色的变化； ②取几滴KI溶液于试管中，再加入少量CCl4，滴加氯水，振荡，仔细观察CCl4层颜色的变化； ③取几滴KI溶液于试管中，再加入少量CCl4，滴加溴水，振荡，仔细观察CCl4层颜色的变化； 结论： 1、反应现象： 2、反应方程式包括： 3、卤素单质的氧化性顺序：__________________________________ 。 （二）Cl-、Br-、I-的还原性 ①往干燥试管中加入绿豆粒大小的KCl晶体，再加入0.5mL浓硫酸（浓硫酸不要沾到瓶口处），微热。观察试管中颜色变化，并用湿润的pH试纸检验试管放出的气体。 ②往干燥试管中加入绿豆粒大小的KBr晶体，再加入0.5mL浓硫酸（浓硫酸不要

高中化学非金属元素及其重要化合物性质

— 高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合 一、氯及其重要化合物 氯气的性质及用途 1、物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化的有毒气体。 2、化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。 （1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态） 如：①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟） ②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟） ! ③2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕色的烟） 注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。 （2）与非金属反应 如：①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸 H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸 ②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾） 2P＋5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾 （3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO 、 （4）与碱反应 Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气） 2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精） Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理） 注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。 （5）与某些还原性物质反应 如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3 ②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验） ~

高中化学非金属元素及其重要化合物性质

高中化学非金属元素及其重要化合物性质大汇合 一、氯及其重要化合物 氯气的性质及用途 1、物理性质：常温下，氯气是黄绿色、有刺激性、能溶于水、比空气重、易液化的有毒气体。 2、化学性质：氯气的化学性质很活泼的非金属单质。 （1）与金属反应（与变价金属反应，均是金属氧化成高价态） 如：①2Na＋Cl22NaCl（产生白烟） ②Cu＋Cl2CuCl2（产生棕黄色的烟） ③2Fe＋3Cl22FeCl3（产生棕色的烟） 注：常温下干燥的氯气或液氯不与铁反应，所以液氯通常储存在钢瓶中。 （2）与非金属反应 如：①H2＋Cl22HCl（发出苍白色火焰，有白雾生成）——可用于工业制盐酸H2＋Cl22HCl（会发生爆炸）——不可用于工业制盐酸 ②2P＋3Cl22PCl3（氯气不足；产生白雾） 2P＋5Cl22PCl5（氯气充足；产生白烟）磷在氯气中燃烧产生大量白色烟雾（3）与水反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO （4）与碱反应 Cl2＋2NaOH = NaCl＋NaClO＋H2O（用于除去多余的氯气） 2Cl2＋2Ca(OH)2 = Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O（用于制漂粉精） Ca(ClO)2＋CO2＋H2O = CaCO3↓＋2HClO（漂粉精的漂白原理）

注意：①若CO2过量则生成Ca(HCO3)2②若向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体,不能生成CaSO3，因能被HClO氧化。 （5）与某些还原性物质反应 如：①2FeCl2＋Cl2 = 2FeCl3 ②2KI＋Cl2 = 2KCl + I2（使湿润的淀粉-KI试纸变蓝色，用于氯气的检验） ③SO2＋X2＋2H2O = 2HCl + H2SO4（X＝Cl、Br、I） 3、氯水的成分及性质 氯气溶于水得黄绿色的溶液----氯水。在氯水中有少部分氯分子与水反应，Cl2 + H2O = HCl + HClO (次氯酸)，大部分是以Cl2分子状态存在于水中。 注意：（1）在新制的氯水中存在的微粒有：H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-；久置氯水则几乎是稀盐酸 ①一元弱酸，比H2CO3弱 光 （2）HClO的基本性质②不稳定，2HClO === 2HCl + O2↑ ③强氧化性； 漂白、杀菌能力，使色布、品红溶液等褪色， 故氯水可用作自来水消毒。 （3）几种漂白剂的比较

高中化学元素的性质总结

高中化学元素的性质总结 元素 白色固体：Na2O、MgO、Al2O3、ZnO 淡黄色粉末：Na2O 红色固体：Fe2O3、Cu2O、HgO 黑色粉末：FeO、Fe3O4、CuO、Ag2O 【提问】分析一下这些金属氧化物的化学性质有何规 律？可从下面几点去考虑： （1）加热是否分解 （2）与水反应 （3）与强酸（H+）反应 （4）与强碱（OH-）反应 （5）与氨水反应 （6）与H2或CO反应 并写出相应反应的化学方程式。 （1）热稳定性 2Ag2O 4Ag+O2↑ 2HgO 2Hg+O2↑ 4Cu 2Cu2O+O2↑ 规律：只有HgO、Ag2O、CuO等不活泼的金属氧化物加热易分解。（2）与水反应

Na2O+H2O=2NaOH MgO+H2O Mg（OH）2 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 规律：只有活泼金属（ⅠA、ⅡA）氧化物能与水反应。 （3）与酸反应 MgO+2H+=Mg2++H2O Al2O3+6H+=2Al3++3H2O CuO+2H+=Cu2++H2O 规律：碱性氧化物或两性氧化物能与酸溶液反应生成盐和水。 （4）与强碱溶液反应 Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O ZnO+2OH-=ZnO22-+H2O 规律：只有两性氧化物能与强碱反应生成盐和水。 （5）与氨水反应 Ag2O+4NH3·H2O=2Ag（NH3）2++2OH-+3H2O ZnO+4NH3· H2O=Zn（NH3）42++2OH-+3H2O 规律：易形成氨合离子的金属氧化物能与氨水反应。 （6）与还原剂的反应 CuO+H2Cu+H2O Fe2O3+3CO 2Fe+3CO2 ZnO+C Zn+CO↑ 规律：“Al”以后的金属的氧化物能与H2、C、CO等还原剂高温下发生氧化还原反应。 【小结】金属氧化物所发生的这些反应，总结起来，主要是金属氧

非金属元素化合物性质

非金属元素化合物性质（氧、硫、氮、磷、硼） 实验目的 1．掌握H 2O 2的某些重要性质。 2．试验并掌握不同氧化态硫、氮的化合物的主要性质。 3．试验磷酸盐的酸碱性和溶解性。 4．掌握硼酸及硼砂的主要性质。 5．练习硼砂珠的有关实验操作。 实验内容 一、H 2O 2的性质 1. 设汁实验——H 2O 2的分解 用3％H 2O 2，0.2mol?L -1 Pb(NO 3)2，0.2mol?L -1 KMnO 4， 3mol?L -1 H 2SO 4，0.2mol?L -1 KI ，MnO 2(s)设计一组实验，验证H 2O 2的分解和氧化还原性。 （1）H 2O 2的分解：2222222()()H O MnO H O l O g + 原因：O 2 H 2O 2 H 2O 0.68 1.776φ θ ； MnO 2 228 .1 Mn 2+ V O H e H g O V O H e H O H V O H Mn e H MnO 6824.024)(776.122223.1242 22222222==++==++=+=++++++?????? 由标准电极电位可知， H 2O 2作为还原剂22222(/)0.68V (/)1.23V MnO Mn O H O ??φφ+=>=， H 2O 2能还原MnO 2成Mn 2+，H 2O 2被氧化得到O 2： MnO 2 +2H 2O 2== Mn 2+ +O 2+ 2H 2O H 2O 2作为氧化剂时22222(/)1.23V (/)1.776V MnO Mn H O H O ??φφ+=<= 22O H ∴能将Mn 2+氧化成MnO 2： Mn 2+ + 2H 2O 2 == MnO 2 + 2H 2O ； 形成一个循环连续的反应过程，所以Mn 2+能加快H 2O 2的分解。 总反应式为 2H 2O 2 O 2 ↑ + 2H 2O （或重金属离子如22232,,,,Fe Mn Cu Cr Pb + ++++ 等电极电势在0.68—1.776之间的 均能催化H 2O 2的分解） （2）H 2O 2的氧化性： 2222222H O I H I H O -+++=+ MnO 2

第四单元(3) 元素的化学性质关系最密切

第四单元 一、选择题 1、与元素的化学性质关系最密切的是 A. 核内质子数 B. 核外电子数 C. 电子层数 D. 最外层电子数 2、下列粒子结构示意图，代表原子的是 3、下列微粒结构示意图，表示阴离子的是 4、下列微粒结构示意图中，具有稳定结构但不是原子的是 5、下列各组是元素的原子结构示意图，其中具有相似化学性质的一对元素是 6、与中数字“1”关系密切的是 A. 元素的化学性质、化合价 B. 元素的种类、原子的质量 C. 元素的核电荷数、原子的数目 D. 物质的状态、原子的稳定性 7、关于氯离子与氯原子的认识中，不正确的是 A. 它们的质子数相同 B. 它们的电子数相同 C. Cl－的最外层电子数相对稳定 D. 它们的电子层数不同 8、关于Fe、Fe2＋、Fe3＋三种粒子，下列判断错误的是 A. 它们的质子数相同 B. 它们的核外电子数不同 C. 三者几乎质量相等 D. 三者都是稳定结构 9、下列说法不正确的是 A. 在多个电子的原子里，电子是分层排布的 B. 具有稳定结构的粒子一定是稀有气体元素的原子 C. 非金属元素的原子的最外电子层上电子一般多于4个 D. 原子结构示意图可简明、方便地来表示原子的结构 10、原子变成离子，一定发生变化的是 A. 核外电子的排布 B. 原子的核电荷数 C. 相对原子质量 D. 电子层数 11、一种元素的离子变成原子，下列叙述正确的是 A. 一定失去电子 B. 一定得到电子 C. 得失电子都有可能 D. 既不能得到电子，也不能失去电子 12、某元素的原子结构示意图为，有关该元素的说法错误的是 A. 原子的核内质子数为16 B. 原子的核外有3个电子层 C. 原子的最外层电子数为6 D. 属于金属元素 13、核内有19个质子和20个中子，核外有18个电子的粒子一定是 A. 原子 B. 分子 C. 阴离子 D. 阳离子 14、下列说法正确的是 A. 分子是保持物质性质的一种粒子 B. 原子是不能再分的粒子 C. 离子是带电荷的原子或原子团 D. 不同种离子的核外电子数一定不相同

非金属元素化学方程式

非金属元素的化学方程式 硅（无机非金属材料的主角） 一、硅单质 硅在元素周期表中处于与的过渡位置。晶体硅的导电性介于导体 和绝缘体之间，是良好的材料。 应用：是各种计算机、微电子产品的核心；是人类将太阳能转换为电能的常用材料。（硅太阳能电池） 二、二氧化硅：存在：硅石，石英，玛瑙 性质：1、与氢氟酸反应： 2、既不溶于水，也与水反应 3、与碱性氧化物（如：氧化钙）反应生成盐： 4、与强碱（如：氢氧化钠）反应生成盐： 应用：信息高速公路的骨架-----石英光导纤维，成分： 三、硅酸：化学式：，是一种很的酸（酸性比碳酸的还弱），溶解度很小。 制备：硅酸钠溶液与盐酸反应： 应用：硅胶常用作。 四、硅酸钠：化学式：，可溶于水，其水溶液俗称水玻璃，是制备和 等的原料。 五、硅酸盐产品主要指的是、、，它们是使用量最大的无机非金属材料。 氯（富集在海水中的元素）典型的非金属元素 一、活泼的黄绿色气体-----氯气 物理性质： 化学性质： 1、钠在氯气中燃烧：

2、铁在氯气中燃烧： 3、铜在氯气中燃烧： 4、氢气在氯气中安静地燃烧，发出色火焰： 5、氢气和氯气的混合气体，光照： 6、氯气与水反应： 7、次氯酸：化学式： （1）次氯酸具有性，能杀死水中的病菌，起到消毒的作用。其也具有作用。（2）次氯酸是很弱的酸，不稳定，只存在于水溶液中，见光易分解放出氧气： 。 7、氯气与氢氧化钠溶液反应： 离子方程式： 基于这个反应，工业上用来生产，也可以用来在实验室中处理。 8、将氯气通入冷的消石灰中： 基于这个反应，工业上用来生产。 9、氯气是一种有毒气体，被列为“毒气”之列。氯气主要是损伤人的喉黏膜和肺，严重时可窒息致死。使用氯气时要十分注意安全。 二、氯离子的检验： 试剂： 操作、现象、结论： 。 三、卤素： 氧化性：＞＞＞＞ 将氯气通入到溴化钠溶液中： 离子方程式： 将氯气通入到碘化钾溶液中：

化学元素周期表性质

化学元素周期表性质 1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

常见非金属元素单质及其重要化合物

常见非金属元素 【考纲点击】 1.常见非金属元素（如H、C、N、O、Si、S、Cl等） （1）了解常见非金属元素单质及其重要化合物的主要性质及应用。 （2）了解常见非金属元素单质及其重要化合物对环境质量的影响。 2.以上各部分知识的综合应用。 【核心要点突破】 一、非金属单质及其氧化物的共性和特性 1.常见非金属单质：Cl2、Br2、I2、O2、S、N2、P4、H2、C、Si （1）非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点： ①位置：在已知的元素中，非金属共22种（包括6种稀有气体元素），除氢元素位于周期表的ⅠA族外，其余都集中在元素周期表阶梯线（硼、硅、砷、碲、砹斜线）的右上方。 ②原子结构特点及化合价： Ⅰ.最外层电子均大于、等于3（除H以外），与其主族序数相同。 Ⅱ.最高正价分别为：+4 +5 +6 +7（与族序数相等） 对应最低负价：-4 -3 -2 -1（等于族序数减8） Ⅲ.非金属元素一般都有变价：除呈现上述最高价及最低价以外，有的非金属还呈现其它价态。如： S：+4价；N：+1 +2 +3 +4价； Cl：+1 +3 +5价。 ③非金属单质的聚集状态和同素异形体： 1°典型的非金属单质在固态时为分子晶体，如：F2、Cl2、Br2、I2、O2、S、N2、P4、H2，这些晶体表现为硬度不大，熔点不高，易挥发、不导电，它们在常温下聚集态为气态（“气”字头）液态（“氵”旁）或固态（“石”字旁） 2°碳（金刚石）、硅、硼为原子晶体，硬度很大，熔沸点很高。由于原子晶体中没有离子和自由电子，所以固态和熔融态都不导电。但某些原子晶体，如单晶硅可以作为半导体材料。 3°非金属元素常出现同素异形现象。如：金刚石与石墨；白磷与红磷；O2与O3；S2、S4、S8等互为同分异构体。 （2）物理性质 ①色态：多数常温下为气态，而Br2为液态，I2、S、C、Si为固态；Cl2为黄绿色，Br2为红棕色，I2为紫黑