当前位置：首页 >高考化学：元素周期表核心知识点精讲

高考化学：元素周期表核心知识点精讲

2024-12-14

篇1：高考化学：元素周期表核心知识点精讲

　　元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的个位数与主族序数相等);第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等);第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。

　　ⅠA族称为碱金属元素(氢除外);ⅡA族称为碱土金属元素;ⅢA族称为铝族元素;ⅣA族称为碳族元素;ⅤA族称为氮族元素;ⅥA族称为氧族元素;ⅦA族称为卤族元素。

　　元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一(2种元素)、二(8种元素)、三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素);第四(18种元素)、五(18种元素)、六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素);第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。

　　在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。

　　在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。

　　主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。

　　在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。

　　在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。

　　从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族(包括108、109、110三号元素)、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。

　　同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1(第二、三两周期)或11(第四、五两周期)或25(第六周期)。

　　若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n+1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时，则有：y=x+a;当xA、yB位于第ⅢA~ⅦA族时，则有：

　　y=x+b。

篇2：高考化学：元素周期表核心知识点精讲

　　1、原子结构

　　（1）所有元素的原子核都由质子和中子构成。

　　正例：612C 、613C 、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。

　　反例：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。

　　（2）所有原子的中子数都大于质子数。

　　正例1：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。

　　正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。

　　反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。

　　反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙

　　（3）具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。

　　正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。

　　反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。

　　反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。

　　反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。

　　2、电子云

　　（4）氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。

　　含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。

　　3、元素周期律

　　（5）元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。

　　概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

　　（6）难失电子的元素一定得电子能力强。

　　反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。

　　说明：IVA的非金属元素是形成原子晶体的主力军，既可以形成单质类的原子晶体：金刚石、硅晶体；也可以形成化合物类的原子晶体：二氧化硅（水晶、石英）、碳化硅（金刚砂）。

　　（7）微粒电子层数多的半径就一定大。

　　正例1：同主族元素的原子，电子层数多的原子半径就一定大，r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F)。

　　正例2：同主族元素的离子，电子层数多的离子半径就一定大，r(Cs+)>r(Rb+)>r(K+)>r(Na+)>r(Li+)。

　　反例1：锂离子半径大于铝离子半径。

　　（8）所有非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

　　正例1：前20号元素中C、N 、Si、P 、S、Cl 元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

　　反例1：前20号元素中H、B、O、F例外。

　　（9）所有主族元素的最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。

　　正例1：前10号元素中H、Li 、Be、B 、C、N 等主族元素最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。

　　反例1：前10号元素中O、F例外。

　　（10）含氧酸盐中若含有氢，该盐一定是酸式盐。

　　正例1：常见的酸式盐：NaHCO3 、NaHC2O4、NaH2PO4 、Na2HPO4 、NaHS、NaHSO3、NaHSO4 。

　　反例1：Na2HPO3为正盐，因为H3PO3为二元酸，NaH2PO3为酸式盐。

　　反例2：NaH2PO2为正盐，因为H3PO2为一元酸。

　　（11）酸式盐水溶液一定显酸性。

　　正例1：NaHC2O4 、NaH2PO4 、NaHSO3 、NaHSO4等酸式盐水溶液电离呈酸性。

　　反例1：NaHCO3 、Na2HPO4、NaHS等酸式盐水溶液都会因发生水解而呈碱性。

　　4、元素周期表

　　（12）最外层只有1个电子的元素一定是IA元素。

　　正例1：氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫等元素原子的最外层只有1个电子，排布在IA 。

　　反例1：最外层只有1个电子的元素可能是IB元素如Cu、Ag、Au 。

　　反例2：最外层只有1个电子的元素也可能是VIB族的Cr、Mo 。

　　（13）最外层只有2个电子的元素一定IIA族元素。

　　正例1：铍、镁、钙、锶、钡、镭等元素的最外层只有2个电子，排布在IIA。

　　反例1：最外层只有2个电子的元素可能是IIB族元素，如：Zn、Cd、Hg 。

　　反例2：最外层只有2个电子的元素也可能是Sc（IIIB）、Ti（IVB）、V（VB）、Mn（VIIB）、Fe（VIII）、Co（VIII）、Ni（VIII）等。

　　（14）第8、9、10列是VIIIB。

　　定义纠错：只由长周期元素构成的族是副族，由于其原子结构的特殊性，规定第8、9、10列为VIII族，而不是VIIIB。

　　（15）第18列是VIIIA 。

　　定义纠错：由短周期元素和长周期元素构成的族是主族，该列成员有：氦、氖、氩、氪、氙、氡，由于其化学性质的非凡的惰性，曾一度称其为惰性气体族，后改为稀有气体族，根据其化学惰性，不易形成化合物，通常呈0价，现在称其为零族。

　　5、化学键

　　（16）只由同种元素构成的物质一定是纯净物。

　　正例：H2 、D2 、T2 混在一起通常被认为是纯净物。

　　反例：同素异形体之间构成的是混合物，如：金刚石和石墨、红磷和白磷、O2和O3等构成的是混合物。

　　（17）共价化合物可能含有离子键。

　　概念纠错：共价化合物一定不含有离子键，因为既含离子键又含共价键的化合物叫离子化合物。

　　（18）有非极性键的化合物一定是共价化合物。

　　正例：含有非极性键的共价化合物，如：H2O2 、C2H4 、C2H2 等含有两个碳原子以上的有机非金属化合物。

　　反例：Na2O2 、CaC2、CH3CH2ONa、CH3COONa等含有两个以上碳原子的有机金属化合物就含有非极性键，但它们是离子化合物。

　　（19）氢化物一定是共价化合物。

　　正例：非金属氢化物一定是共价化合物，如：CH4 、NH3、H2O 、HF等。

　　反例：固态金属氢化物ＮaH、CaH2 是离子化合物。

　　（20）键能越大，含该键的分子一定就越稳定。

　　正例1：HF的键能比HI的键能大，HF比HI稳定。

　　正例2：MgO的键能比NaF的键能大，MgO比NaF稳定，熔沸点MgO比NaF的高。

　　正例3：Al的键能比Na的键能大，Al比Na稳定，熔沸点Al比Na的高。

　　反例：叠氮酸HN3中氮氮三键键能很大，但是HN3却很不稳定。

　　（21）只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。

　　正例：非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸、烃、烃的含氧衍生物、单糖、双糖等只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。

　　反例：铵盐类（NH4Cl）、类铵盐（PH4I）是离子化合物。

　　（22）活泼金属与活泼非金属形成的化合物一定属于离子化合物。

　　正例：氯化钠、氯化镁、氟化钠、氟化钙等活泼非金属与活泼金属形成的化合物一定属于离子化合物。

　　反例：AlCl3例外不是离子化合物。

　　（23）非金属单质中一定存在非极性键。

　　正例：氢气、金刚石、石墨、氮气、氧气、臭氧、氟气、氯气、红磷、白磷、单斜硫等非金属单质中一定存在非极性键。

　　反例：稀有气体都是单原子分子，单质内不存在非极性键。

　　（24）非金属单质一般是非极性分子。

　　正例：同核双原子分子：氢气、氮气、氧气、氟气、氯气，同核多原子分子：白磷（正四面体结构）都是非极性分子。

　　反例：臭氧分子是极性分子。

　　（25）非极性键形成的分子一定是非极性分子。

　　正例：非极性键形成的双原子分子一定是非极性分子，非极性键形成的多原子分子如果分子空间结构对称，就是非极性分子。

　　反例：臭氧分子是非极性键构成的角型分子，空间结构不对称，所以臭氧分子是极性分子。

　　6、晶体结构

　　（26）晶体中有阳离子就一定含有阴离子。

　　正例：离子晶体中有阳离子一定同时有阴离子。

　　反例：金属晶体有阳离子和自由电子，却没有其它的阴离子。

　　（27）有金属光泽能导电的单质一定是金属单质。

　　正例：金属的物理共性是都有金属光泽、不透明、具有导电性、导热性、延展性。

　　反例：石墨、硅晶体虽然有金属光泽，但却是非金属单质，并且石墨是导体，硅晶体是半导体。

　　（28）固体一定是晶体。

　　正例：食盐固体是晶体，食盐晶体具有一定规则的几何形状。

　　反例：CuSO4 和.Na2CO3虽然是离子化合物，但CuSO4和Na2CO3是粉末，CuSO4?5H2O和Na2CO3?10H2O是晶体。

　　（29）组成和结构相似的物质相对分子质量越大，熔沸点一定越高。

　　正例：组成和结构相似的分子晶体（卤素、烷烃的同系物）相对分子质量越大，熔沸点一定越高。

　　反例：同族非金属氢化物含氢键的化合物的熔沸点会出现反常现象，如：HF>HI ，NH3 >AsH3 ，H2O>H2Te 。

篇3：高考化学：元素周期表核心知识点精讲

学过的知识点要实时进行巩固复习，才能对学过的知识点不会生疏，大家一起来复习一下高考化学第一轮复习知识点：元素周期表吧!

元素周期表

小结：

在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。

在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。

10.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1(第二、三两周期)或11(第四、五两周期)或25(第六周期)。

11.若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时，则有：y = x + a;当xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族时，则有：

y = x + b。

十四、构、位、性的规律与例外

一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子(1H)中无中子。

元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。

大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素到目前为却未发现稳定的同位素。

一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。(据有些资料说，氢元素形成的化合物最多)

元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如18Ar的相对原子质量反而大于19K的相对原子质量。

质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca

ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。

活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物(熔沸点很低，易升华，为双聚分子，结构式为所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构)。

9.一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。

10.非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物。

11.离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。

12.含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。

13.单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。

14.一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。

15.非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。

16.非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。

17.金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O;Na2O2、MnO2等也不属于碱性氧化物，它们与酸反应时显出氧化性。

HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因为液态及固态HF、H2O、NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。

19.非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。

20.含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。

21.一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐渐增强。

22.离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。

十五、离子方程式的书写

离子符号的正确书写

电解质只有在完全电离时才能写成离子，如：

酸中，硫酸、硝酸、盐酸、氢溴酸、氢碘酸、高氯酸等强酸在水溶液中

碱中，氢氧化钡、NaOH、KOH等强碱在水溶液或熔融状态时

盐中，绝大多数盐在水溶液或熔融状态时

☆注意：①酸式盐的电离情况：

NaHSO4(水溶液)==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4(熔融)==Na+ + HSO4—

NaHCO3==Na+ + HCO3— NH4HSO3==NH4+ + HSO3— NaH2PO4==Na+ + H2PO4—

②对微溶物的处理：在澄清的溶液中能写成离子，在浑浊时不能写成离子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。

③对浓强酸的处理：浓H2SO4参加的反应，对H2SO4一般不写成离子，例如，浓H2SO4与Cu的反应，起强氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且浓H2SO4中水很少(硫酸能与水以任意比例互溶)，绝大多数是H2SO4分子，未发生电离。浓盐酸、浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。

④是离子反应的不一定都能写成离子方程式。例如实验室制取氨气的反应是NH4Cl与Ca(OH)2之间的离子交换反应，但它们是固体之间的反应。

反应要符合实际

符合离子反应发生的条件(生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质);

符合氧化还原反应发生的规律(强氧化剂与强还原剂优先发生反应);

H+优先跟碱性强的微粒(易电离出OH— 或易结合H+的微粒)反应;

④ OH—优先跟酸性强的微粒(易电离出H+或易结合OH—的微粒)反应。

配平要符合三个“守恒”——质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒

注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。

十六、离子共存问题

1.分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。

2.分析能否发生氧化还原反应

还原性离子(Fe2+、I—、S2—、SO32—等)与氧化性离子(NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等)因发生氧化还原反应而不能共存。例如：

2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2

2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O

6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+

5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl—

5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O

2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O ……

3.分析是否发生双水解反应常见的双水解反应有以下几组：

AlO2— CO32— Fe3+ AlO2—

SiO32— AlO2— HCO3—

Fe3+与 CO32— Al3+与 HCO3— AlO2—与 Al3+ NH4+与

HCO3— SO32— NH4+ SiO32—

SO32— S2— HSO3—

分析是否发生络合反应

如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3(血红色溶液)

Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+

☆注意:(1)弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：

HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O

HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O

HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + H2O

H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O

……

(2)能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。

(3)PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇要反应PO43— + H2PO4—== 2HPO42—

(4)Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。

(5)[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。

(6)解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性;是否有颜色;可能大量共存还是一定能大量共存;能与铝粉反应放出H2(可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液);由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1(可能是酸溶液，也可能是碱溶液)

十七、离子方程式判断常见错误及原因分析

1.离子方程式书写的基本规律要求：(写、拆、删、查四个步骤来写)

(1)合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

(2)式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

(3)号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

(4)两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等)。

(5)明类型：分清类型，注意少量、过量等。

(6)细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

例如：(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒

(3)混淆化学式(分子式)和离子书写形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-错因：HI误认为弱酸.

(4)反应条件或环境不分：

如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑错因：强酸制得强碱

(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.

如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O

正确：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O

(6)“=”“ ”“↑”“↓”符号运用不当

如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+ 注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”

2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。

7或ac(OH-);c(H+) >1×10-7mol/L;

碱性溶液中c(H+)< c(OH-)，c(H+)< 1×10-7mol/L。

3、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = -1g c(H+)。pH的通常范围是0 ~ 14，若pH< 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) >1mol/L];若pH >14，则直接用c(OH— )来表示也已比较方便了[c(OH-) >1mol/L]。

同样可定义：pOH = -1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH + pOH = 14。

4.强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律

(1)相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较

c(H+)

中和碱

的能力

与过量Zn的反应情况

稀释相同倍数

(10 n)后的pH

产生氢

气的量

开始时的

反应速率

盐酸

大

小

相等

相同

快

仍小些

醋酸小大慢仍大些

(2)相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较

c(H+)

c(酸)

中和碱

的能力

与过量Zn的反应情况

稀释相同倍数

(10 n)后的pH

产生氢

气的量

开始时的

反应速率

盐酸

相等

小

少

相等

pH(稀)= pH(浓) + n

醋酸大大多 pH(稀)< pH(浓) + n

☆结论:

① 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的;产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。

② 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。

5.证明某酸(如醋酸)是弱酸的实验原理

测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。[说明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全电离]

(该方案简单可行)

用pH试纸或酸碱指示剂测定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸碱性，发现呈碱性。

[说明CH3COO—发生了水解，即CH3COOH是弱酸](该方案亦简单可行)

向滴有石蕊试液的醋酸溶液中，加入适量的CH3COONH4晶体后振荡，发现红色变浅。[CH3COONH4晶体中由于NH4+、CH3COO— 对应的NH3·H2O和CH3COOH在常温时电离常数几乎相同，故它们的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根浓度，石蕊试液的红色变浅，酸性减弱，说明醋酸溶液中存在电离平衡，且逆向移动了，亦即说明醋酸是弱酸](该方案亦简单易行)

取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与同浓度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。

n(盐酸) c(醋酸) >c(盐酸) c(醋酸) >c(H+) 醋酸是弱电解质 ]

(该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸)

取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与足量的Zn粒反应，并将产生的氢气分别收集起来，发现醋酸生成的H2多。[原理同④]

(该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸，且操作较繁)

将10 mL pH=2的醋酸溶液用蒸馏水稀释成1L，再测定其pH，发现小于4。

c(H+)浓/100，n(H+)有所增加，即又有醋酸分子电离了](该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸)

在相同条件下，将表面积相同的锌粒分别跟物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应，前者反应速率快，后者反应速率慢。[说明醋酸电离产生的c(H+)小于同浓度盐酸的，即醋酸末完全电离] (该方案的缺点是：锌粒的表面积难以做到完全相同)

6.电离平衡和水解平衡的比较

电离平衡水解平衡

实例 H2S水溶液(0.1mol/L) Na2S水溶液(0.1mol/L)

研究对象弱电解质(弱酸、弱碱、水) 强电解质(弱酸盐、弱碱盐)

实质

弱酸 H+ + 弱酸根离子

弱碱 OH— + 弱碱阳子

H2O + H2O H3O+ + OH—

离子化速率分子化速率弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH—

弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+

水解速率 = 中和速率

程度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离…… “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……

一般中和程度远远大于水解程度

双水解程度较大，甚至很彻底。

能量变化吸热(极少数例外) 吸热

表达式电离方程式：①用“ ”

②多元弱酸分步电离

H2S H+ + HS—

HS— H+ + S2— 水解反应离子方程式①用“ ”

②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓

S2—+H2O HS—+OH—(主要)

HS—+H2O H2S+OH—(次要)

c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)>c(H+)

电荷守恒式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)

物料守恒式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2

影响因素温度升温促进电离(极少数例外) 升温促进水解

浓度稀释促进电离，但浓度减小，酸性减弱促进水解，但浓度减小，碱性减弱

通H2S 电离平衡向右移动，酸性增强，但

电离程度减小，电离常数不变。 S2—+H2O HS—+ OH—

H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—

加Na2S H2S H+ + HS—

S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS— 水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。

☆结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量。

(3)如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上[c(H+)、c(OH-)相差100倍以上]，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH大的强碱加水稀释一倍[忽略稀溶液中的c(H+)或c(OH-)]，pH值变化0.3个单位(1g2=0.3)。即：

强酸混合时，pH混= pH小 + 0.3 强碱混合时，pH混= pH大—0.3

十九、何时考虑盐的水解

1.判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2.配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊(水解)，需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3 c(PO43— )。

说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：

(1)电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。

表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )

(2)物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1

表达形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)

(3)水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和

表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)

★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。

二十、水解反应面面观

所谓水解反应，即物质跟水发生的相互交换成分的反应，用通式可表示为：

反应的机理可简单地认为是：共价键(X—Y键，H—O键)断裂(一般情况下，每个水分子中只有一个H—O键断裂)，再按异电相吸原则，重新形成新键即得产物，至于离子键则视为共价键的极限情形(一极为非极性键，另一极为离子键)。各类水解反应及其应用列举如下：

(一)无机物的水解

1.单质的水解 Cl—Cl + H—OH HCl + HClO

2.非金属卤化物的水解

(1)卤素互化物(XX‘n)的水解。如：

☆规律：一般是分子中核电荷数较大的卤原子(非金属性较弱的)生成含氧酸根离子，而核电荷数较小的卤原子(非金属性较强的)则形成简单卤离子或HF。

(2)氮族元素卤化物水解。如：

该反应机理较复杂，简单地说，由于NCl3中N的非金属较强，故先水解生成NH3和HClO，而HClO具有强氧化性，再将NH3氧化成N2，而自身部分被还原成Cl—。

PCl3 + 3H—OH == H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H—OH == H3PO4 + 5HCl

[直接生成的P(OH)5再失去一个H2O分子的组成即得H3PO4]

此外，还有 BCl3 + 3H2O == 3HCl + H3BO3[也可以写成B(OH)3]等等。

3.盐类的水解。机理：盐中的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出来的H+或OH—结合生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离的过程。水解反应与中和反应是互为可逆反应，如：

弱碱阳离子 + H2O 弱碱 + H+ 溶液呈酸性

弱酸阴离子 + H2O 弱酸或酸式弱酸根阴离子 + OH— 溶液呈碱性

基本规律：

(1)“无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，酸弱呈碱性，碱弱呈酸性[谁强显谁性]。”

(2)一般情况下(除加热和双水解的情况)，中和反应的程度远远大于水解反应的程度，所以，水解是比较微弱的，生成物不写分解产物(如写成NH3·H2O、H2CO3等，而不写成NH3、CO2等);不标“↓”或“↑”。但如果是双水解，且生成物能从反应的体系中脱离出来，则水解很彻底，应该用“==”、“↓”或“↑”。如：Al2S3 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑;有的双水解的产物均易溶于水，不能从反应的体系中脱离出来，则水解不是很彻底，仍用“ ”表示，如常见化肥碳铵的水解：

这就是为什么干燥的碳铵闻不到气味，而潮湿碳铵的气味刺鼻刺眼的原因。

(3)多元弱酸的酸根离子是分步水解的，且一级水解程度远远大于二级水解，二级水解程度又远远大于三级水解，故多步水解的离子方程式不能相加，一般只要写出一级水解的离子方程式即可。多元弱碱的阳离子的水解也应该是分步水解的，但在中学阶段，为了简单起见，只要求写出阳离了水解的总的离子方程式。

(4)水解反应是吸热反应，升高温度促进水解，使盐溶液的酸性或碱性增强;稀释盐溶液也促进水解[盐的浓度和水解产物的浓度都同等程度的减小(溶剂水的浓度基本不变)，相当于减压，平衡向微粒数增多方向移动]，但盐溶液的酸性或碱性减弱(符合平衡移动原理)。

4.非盐型离子化合物的水解

这类水解主要是指活泼金属的氢化物、氮化物、磷化物、碳化物等的水解。如：

Mg3N2 + 6H2O == 3Mg(OH)2↓+ 2NH3↑

Ca3P2 + 6H2O == 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

类似地不难写出Al4C3、Mg4C3等的水解。如

此类反应的机理是：化合物中离子键断裂，水电离成H+和OH—，产物是金属的氢氧化物和二元非金属氢化物(或H2)。

(二)有机物的水解

1.卤代烃的水解

2.醇钠、酚钠的水解

C2H5ONa + H—OH → NaOH + C2H5OH

由于C2H5OH比水更加难电离，故C2H5ONa的碱性比NaOH更强。

(相当于盐的水解)

3.羧酸衍生物的水解

(1)乙酰氯的水解

(2)乙酸酐的水解

(3)酯的水解

(4)酰胺的水解

☆规律：此类水解分别是酰卤键、酰氧键、酰胺键断裂，与水中的氢原子和羟基进行交换成分，并都得到了羧酸。

4.腈(RCN)的水解如：

5.糖类水解

C12H22O11(麦芽糖)+ H2O 2CH2OH(CHOH)4CHO

葡萄糖

C12H22O11(蔗糖)+ H2O CH2OH(CHOH)4CHO + CH2OH(CHOH)3COCH2OH

葡萄糖果糖

(C6H10O5) n (淀粉)+ nH2O nC6H12O6(葡萄糖)

6.多肽、蛋白质的水解

天然蛋白质水解时通常是肽键断裂，水解的最终产物是α﹣氨基酸。

高考化学第一轮复习知识点：元素周期表大家都复习好了吗，

篇4：高考化学：元素周期表核心知识点精讲

元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数的递增呈周期性变化的规律，下面是高考化学一轮复习知识点：元素周期律和元素周期表，希望对考生有帮助。

元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2、元素周期表的分区

(1)根据核外电子排布

①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

元素周期律

1.电离能、电负性

(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

(3)电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

3.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。