鲁科版化学必修一必修二知识点汇总.doc

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复分解
置换
化合
分解
非氧化还原
氧化还原
:1、氧化还原反应概念。
2、电子守恒原理的应用。
3、根据化合价升降总数守恒配平化学反应方程式。
:氧化还原反应中的概念与规律
概念

 ①氧化反应:物质失去电子(化合价升高)的反应。
还原反应:物质得到电子(化合价降低)的反应。
②被氧化:物质失去电子被氧化。(所含元素化合价升高)。
被还原:物质得到电子被还原。(所含元素化合价降低)。
③氧化剂:得到电子的物质。
还原剂:失去电子的物质。
④氧化性:物质得电子的能力。
还原性:物质失电子的能力。
⑤氧化产物:氧化反应得到的产物。
还原产物:还原反应得到的产物。
⑥氧化还原反应:有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的反应,实质是电子的转移,特征是化合价的升降。

在氧化还原反应中,有五对既相对立又相联系的概念。它们的名称和相互关系是:
顺口溜:失升氧得降还若论剂恰相反氧具氧还具还易失去难得到
注:①氧化还原反应与四种基本反应的关系:
②有单质参与的“非同素异形体之间转化的反应”一定是“氧化还原反应”。
③元素有“游离态”到“化合态”可能被“氧化或还原”。
④金属参与反应一定做还原剂,非金属可能做氧化剂、还原剂或氧化剂和还原剂。
⑤一种元素被氧化,不一定另一种元素被还原。
⑥氧化剂、还原剂
常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质
X2、O2、S、O3
活泼金属单质
Na、Mg、Al、Zn、Fe
某些非金属单质C、H2
高价金属离子Fe3+、Sn4+
不活泼金属离子Cu2+、Ag+
低价金属离子:Fe2+、Sn2+
非金属的阴离子及其化合物:S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl(浓)、Br-、HBr
含氧化合物
氧化物:NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2;酸:浓H2SO4、HClO、HNO3、王水;
盐:NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、K2Cr2O7
低价含氧化合物
CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、
注:既可作氧化剂又可作还原剂的有:S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等
五条规律
1、表现性质规律
同种元素具有多种价态时,一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。
2、性质强弱规律
3、反应先后规律
在浓度相差不大的溶液中,同时含有几种还原剂时,若加入氧化剂,则它首先与溶液中最强的还原剂作用;同理,在浓度相差不大的溶液中,同时含有几种氧化剂时,若加入还原剂,则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如,向含有FeBr2溶液中通入Cl2,首先被氧化的是Fe2+
   4、价态归中规律
含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时,该元素价态的变化一定遵循“高价+低价→中间价”的规律(即靠近、相等而不能交叉)。
5、电子守恒规律
在任何氧化—还原反应中,氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数一定相等。
:
(1)由元素的金属性或非金属性比较①金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱
注:氧化性Cu2+<Fe3+<Hg2+
②非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱
非金属性:F>O>Cl>Br>I>S
氧化性:F2>Cl2>O2>Br2>Fe3+>I2>SO2>S
还原性:F-<O2-<Cl-<Br-<Fe2+<I-<SO32-<S2-
如:Cl2通入到FeBr2或FeI2溶液中的反应
(2)由反应条件的难易比较不同的氧化剂与同一还原剂反应时,反应条件越易,其氧化剂的氧化性越强。如:
前者比后者容易发生反应,可判断氧化性:。同理,不同的还原剂与同一氧化剂反应时,反应条件越易,其还原剂的还原性越强。
(3)根据被氧化或被还原的程度不同进行比较当不同的氧化剂与同一还原剂反应时,还原剂被氧化的程度越大,氧化剂的氧化性就越强。如,根据铁被氧化程度的不同,可判断氧化性:。同理,当不同的还原剂与同一氧化剂反应时,氧化剂被还原的程度越大,还原剂的还原性就越强。
(4)根据反应方程式进行比较
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物
(5)根据元素周期律进行比较
一般地,金属单质还原性:上<下,左>右;金属阳离子的氧化性:上>下,左<右。
非金属单质氧化性:上>下,左<右;非金属阴离子的还原性:上<下,左>右。
(6)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关:
温度:如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。
浓度:如浓***的氧化性比稀***的强。
酸碱性:如中性环境中不显氧化性,酸性环境中显氧化性;又如溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。
注意:物质的氧化性或还原性的强弱只决定于得到或失去电子的难易,与得失电子的多少无关。如还原性:,氧化性:。
四、氧化还原反应的电子转移的表示方法
1、单线桥法:表示反应中电子转移方向和数目的方法。
2、双线桥法:表示同一元素在反应前后得失电子情况的方法。
:
一、氧化还原反应中的概念辨析:
例1、(2010安徽考试说明)氮化铝(A1N,Al和N的相对原子质量分别为27和14)广泛应用于电子、陶瓷等工业领域。在一定条件下,AlN可通过反应Al2O3+N2+3C2A1N+3C0合成。下列叙述正确的是
,N2是还原剂,Al2O3是氧化剂
,每生成lmolAlN需转移3mol电子
+3

例2.(1997年全国高考题)下列叙述正确的是()

,非金属单质一定是氧化剂
,该元素一定被还原

例3.[2001年南昌测试题]五种物质,它们是硫及其化合物,已知在一定条件下有如下转化关系(未配平):
则这些物质中硫元素的化合价或平均化合价由低到高的顺序是()
二、五条规律
例4.[03年上海高考试题]是一种广谱型的消毒剂,根据世界环保联盟的要求ClO2将逐渐取代Cl2成为生产自来水的消毒剂。工业上ClO2常用NaClO3和Na2SO3溶液混合并加H2SO4酸化后反应制得,在以上反应中NaClO3和Na2SO3的物质的量之比为
A1:1B2:1C1:2D2:3
例5.[2001年全国高考试题]某金属与足量的稀硫酸反应,生成该金属的三价正盐和氢气。则该金属的相对原子质量为()
例6.[2001年全国高考试题]已知在酸性溶液中,下列物质氧化时,自身发生如下变化:
如果分别用等物质的量的这些物质氧化足量的,得到最多的是()
例7.[1997年全国高考试题]某金属单质跟一定浓度的***反应,假定只产生单一的还原产物。当参加反应的单质与被还原***的物质的量之比为2:1时,还原产物是()
例8.(2003淮安测试题)已知氧化性Cl2>Br2>Fe3+。***气,试确定a不同取值范围时的氧化产物及其对应的物质的量,填入下表:
a值的范围
氧化产物及其物质的量
0<a≤
(FeBr3=摩,FeCl3=摩(或Fe3+=2a摩)
<a≤
FeBr3=摩,Br2=摩,FeCl3=摩
(或Fe3+=1摩,Br2=摩)
a≥
答:FeCl3=1摩,Br2=1摩
〖提示〗:当<a≤时,可采用直接配平法:
FeBr2+aCl2=FeBr3+Br2+FeCl3
三、氧化性或还原性强弱判断:
例9.(1998年上海高考试题)根据下列反应判断有关物质还原性由强到弱的顺序是()
例10.(2000年南京调研试题)已知均有还原性,它们在酸性溶液中还原性的强弱顺序为。则下列反应不能发生的是()
氧化还原反应的电子转移的表示方法
C+CO2=2COH2S+H2SO4(浓)=SO2↑+S↓+2H2O
氧化还原反应方程式配平:
1、配平原则:在氧化还原反应元素间得失电子总数(或化合价升降总数)相等。
2、配平方法:一标、二找、三定、四平、五查
①、定项配平:
例11.(2003淮安测试题)。,使其中的Fe2+全部转化成Fe3+,KNO3也反应完全,并有NxOy氮氧化物气体逸出。
FeSO4+KNO3+H2SO4→K2SO4+Fe2(SO4)3+NxOy+H2O
(1)推算出x=y=。
(2)配平该化学方程式(系数填写在上式方框内)。
(3)反应中氧化剂为。
(4)用短线和箭头标出电子转移的方向和总数。
②、缺项配平:
例12、(上海高考试题)KClO3+HCl(浓)→KCl+ClO2↑+Cl2↑+A
(1)请完成该化学方程式并配平(未知物化学式和系数填入框内)
(2)浓盐酸在反应中显示出来的性质是(填写编号,多选倒扣)。
①只有还原性 ②还原性和酸性
③只有氧化性 ④氧化性和酸性
(3),则转移的电子的物质的量为mol。
、依题意书写氧化还原反应方程式:
例13.(2003南通市四县联考)化学实验中,如果使某步骤中的有害产物作为另一步的反应物,形成一个循环,就可不再向环境排放该种有害物质。例如:
Na2Cr2O7—①→CrCl3—②→Cr(OH)3
④③
Na2CrO4←—⑤————NaCrO2
(1)在上述有编号的步骤中,需用还原剂的是,需用氧化剂的是(填编号)。
(2)在上述循环中有一种难溶物质既能与强酸反应,又能与强碱反应写出相关离子反程式 、
。
(3)步骤①是***钠与碘化钾在盐酸存在下的反应,产物是三***化铬、碘单质等,请写出化学方程式并配平
专题辅导教材2:原子结构与元素周期律
:
;掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数等基本量间的相互关系;了解原子核外电子排布规律;同位素的近似原子量(即同位素的质量数)和元素平均相对原子质量;粒子半径大小。
;同周期元素及其化合物性质的递变规律;同主族元素及其化合物性质的递变规律;理解元素周期律与原子结构的关系;能根据元素周期律预测元素的性质
:

1、原子结构
(1)原子核
几乎集中源自的全部质量,但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起,使原子核十分“坚固”,在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能(即核能)。
(2)质子
带一个单位正电荷。×10-27kg,。质子数决定元素的种类。
(3)中子
不带电荷。×10-27kg,。中子数决定同位素的种类。
(4)电子
带1个单位负电荷。质量很小,约为11836××10-27kg。与原子的化学性质密切相关,特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。
(X)
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
中性原子:质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数
阳离子:核外电子数=质子数–离子电荷数
阴离子:核外电子数=质子数+离子电荷数

⑴要点:两同——质子数相同、同一元素,两异——中子数不同、不同核素。
⑵特点:同位素的物理性质不同,化学性质几乎完全相同;自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意:四同概念的区别

⑴同位素原子的相对原子质量:以一个12C原子质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量,单位为1,可忽略不写。同位素原子的近似相对原子质量:就是质量数如:D2O的摩尔质量:20g/mol
⑵元素的相对原子质量:是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。

一低四不超:(1)能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里,即依次:K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。(2)各电子层最多容纳电子数为2n2个,即K层2个,L层8个,M层18个,N层32个等。最外层电子数不超过8个,次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个
【注意】以上三条规律是相互联系的,不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时,其电子数最多为18个,当其是最外层时,其中的电子数最多为8个。

注意:①要熟练地书写1~20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。
特殊的原子结构
①原子核中没有中子的原子:11H
②最外层只有1个电子的元素:H、Li、Na
④最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素—C;是次外层电子数3倍的元素—O;是次外层电子数4倍的的元素—Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、P
⑩核外电子排布中最外层有两个未成对的电子:C、O、Si、S
⑾族序数等于周期数的元素:H、Be、Al
⑿族序数等于周期数2倍的元素:C、S
⒀族序数等于周期数倍的元素:O
⒁周期数是族序数2倍的元素:Li、Ca
⒂周期数是族序数倍的元素:Na
⒃最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素:C
⒄最高正价是最低负价的绝对值3倍的短周期元素:S
⒅除H外,原子半径最小的元素是:F
⒆短周期中离子半径最大的元素:P
⒇半径最小原子——H;半径最小离子——H+
(21)电子数相同的微粒组
①核外有10个电子的微粒组:
原子:Ne;
分子:CH4、NH3、H2O、HF;
阳离子:Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;
阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
②核外有18个电子的微粒:
原子:Ar;
分子:SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6;
阳离子:K+、Ca2+;
阴离子:P3-、S2-、HS-、Cl-、O22-

:人们按电荷数由小到大给元素编号,这种编号叫原子序数。(原子序数=质子数=核电荷数)
:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化,这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下:随着原子序数的递增,
①原子核外电子层排布的周期性变化:最外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化:同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化:正价+1→+7,负价-4→-1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
:
①电子层数:电子层数越多微粒半径越大;如:同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大;同一周期的阴离子半径大于阳离子半径;
②原子序数:电子层数相同或电子层结构相同的微粒,原子序数越大微粒半径越小;如:同周期元素的原子或最高价阳或阴离子半径从左到右逐渐减小(稀有气体元素除外),如:Na>Mg>Al;Na+>Mg2+>Al3+;rS2->rCl-;rS2->rCl->rK+>rCa2+。
③核电荷数相同,电子数越多半径越大,如:Fe2+>Fe3+。
4.①元素重要化合价的变化中O、F一般无正价;金属无负价;最高正化合价=原子最外层电子数;
最低负化合价=原子最外层电子数-8;
②最高正价与最低负价的关系:最高正化合价+|最低负化合价|=8(仅适用于非金属元素)
③最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素:C、Si;最高正价与最低负价代数和为2的短周期元素:N、P;最高正价与最低负价代数和为4的短周期元素:S;最高正价与最低负价代数和为6的短周期元素:Cl;
④有些非金属有多种化合价,如:C元素有+2,+4,-4价(在有机物中也可以有-3,-2,-1价);S元素有+4,+6,-2价;Cl元素有-1,+1,+3,+5,+7价;N元素有-3,+1,+2,+3,+4,+5价。
5.①.元素的金属性:指元素原子失去电子的能力。元素金属性强弱判断的实验依据:
:越容易则金属性越强,反之,金属性越弱;
:最高价氢氧化物的碱性越强,这种金属元素金属性越强,反之,金属性越弱;

②元素的非金属性:指元素原子得到电子的能力。元素非金属性强弱判断的实验依据:
:如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定,则证明这种元素的非金属性较强,反之,则非金属性较弱;
:酸性越强则对应的元素的非金属性越强;


横行叫周期,现有一至七;三四分长短,第七尚不全;竖行称作族,总共十六族;一八依次现,一零再一遍;
Ⅷ族最特殊,三列一组;二三分主副,先主后副;镧锕各十五,均属ⅢB族;位构性一体,相互可推断;
(1)元素周期表的结构:横七竖十八
第一周期2种元素
短周期第二周期8种元素
第三周期8种元素
周期第四周期18种元素
(横向)长周期第五周期18种元素
第六周期32种元素
不完全周期:第七周期26种元素
主族(A):ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
族副族(B):ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB
(纵向)第VIII族:三个纵行,位于ⅦB族与ⅠB族中间
零族:稀有气体元素
【注意】表中各族的顺序:ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0
(2)原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律:
①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数(电子层数决定周期数)
③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数
④负价绝对值=8-主族序数(限ⅣA~ⅦA)
⑤同一周期,从左到右:原子半径逐渐减小,元素的金属性逐渐减弱,非金属逐渐增强,则非金属元素单质的氧化性增强,形成的气态氧化物越稳定,形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强,其阳离子的氧化性逐渐增强、阴离子还原性减弱。
⑥同一主族,从上到下,原子半径逐渐增大,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强,形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强,其离子的氧化性减弱。
(3)元素周期表中“位、构、性”的三角关系
性质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
电子层结构
电子层数相同,最外层电子数渐多
电子层数递增,最外层电子数相同
失电子能力
得电子能力
逐渐减小
逐渐增大
逐渐增大
逐渐减小
金属性
非金属性
逐渐减弱
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
阳离子的氧化性
阴离子的还原性
阳离子的氧化性增强
阴离子得还原性减弱
阳离子的氧化性减弱
阴离子得还原性增强
主要化合价
最高正价为(+1→+7)
非金属负价=-(8-族序数)
最高正价=族序数(O、F除外)
非金属负价=-(8-族序数)
最高氧化物对应水化物的酸性
最高氧化物对应水化物的碱性
酸性逐渐增强
碱性逐渐减弱
酸性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属气态氢化物的形成难易与稳定性
形成由难→易
稳定性逐渐增强
形成由易→难
稳定性逐渐减弱
第一节原子结构练****题
。他的学说中主要有下列三个论点:①原子是不能再分的微粒;②同种元素的原子的各种性质和质量都相同;③原子是微小的实心球体。从现代原子——分子学说的观点看,你认为不正确的是:
①②③D.①②③
+的核外共有x个电子,核内有y个中子,则M有质量数为
++n+-n++n-y
,其原子的质量数为227,对于该新元素的下列说法正确的是

,核外电子数为112

︰12
,它们的电子层结构与氖原子的电子层结构相同,X、Y两元素的单质在高温下得到化合物的分子式为

,决定原子种类的是

,某一种新元素的质量数是272,核内质子数是111,则其核内的中子数为

,核电荷数不同,则它们可能是




,核外有235个电子
,核内有23个中子
,1个中子和1个电子组成。
,核电荷数相同,则它们可能是


(M层)有2个电子,B元素的最外层(L层)有6个电子,则A和B形成的化合物的式量为

、Y、Z和R分别代表四种元素,如果aXm+、bYn+、cZn-、dRm-四种离子的电子层结构相同,(a、b、c、d分别为各元素的原子序数)则下列关系式正确的是
-c=m--b=n-+d=m+-d=n+m
,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是


,应该有
A、18质子,19中子,19电子B、18质于,20个中于,18个电于
,18个中子,,19个中于,18个电子
,这与铱(h)元素的原子核外电子数恰相等,因此称为“铱星计划”。已知铱的一种同位素是19177Ir,则其核内的中子数是

,世界重大科技成果之一是超铀元素的发现,它有力地支持了“稳定岛”假说。原子293118X的中子数与电子数之差为

—NMB(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析,136C表示的碳原子
,其中6个能参与成键
,核外有7个电子
,原子序数为6,核内有7个质子
,原子序数为6,核内有7个中子

(H+)实质上是一个裸露的质子
,其化学性质也相同

,下列描述正确的是①可以测定某一时刻电子所处的位置②电子质量很小且带负电荷③运动的空间范围很小④高速运动⑤有固定的运动轨道⑥电子的质量约为氢离子质量的1/1836
A.①②③ B.②③④⑥ C.③④⑤⑥ D.⑤⑥
,则可说明


,元素Y2-离子核外共有18个电子,则这两种元素可形成的化合物为

—20元素的原子中,次外层电子数为最外层电子数2倍的元素是


—20的元素中,最外层电子数和电子层数相等的元素共有

,正确的是
,若核外电子排布完全相同,则其化学性质一定相同
,一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布
,如果核外电子排布相同,则一定属于同种元素

,K电子层和L电子层电子数之和等于M电子层和N电子层的电子数之和,则该元素的核电荷数为

+离子核外有a个电子,b个中子,表示R原子符号正确的是


,其化学性质一定相同
,其核外电子排布也相同
,其原子在反应中越易失去电子
,其阴离子越难失去电子
,则对硼元素中B的质量分数判断正确的是
%%%%



,中子数也是1。
。
,电子数为9。
。


,化学性质可能相同

(核电荷数为112),其原子的质量数为277,
这是迄今已知元素中最重的原子。关于该新元素的下列叙述正确的是

,核外电子数为112
∶12
,下列叙述正确的是含有相同数目的原子‚含有相同物质的量的质子ƒ属于同种元素„具有相同的质量中子数相等†电子数相等‡完全燃烧时消耗氧气的质量相等ˆ具有几乎相同的化学性质
‚ƒ… ‚ƒ „…外都正确
+有m个电子,其质量数为a,则核内中子数为
A. B. C. D.
,A的质量数可表示为
A. B. C. D.
,电子数目最多的是:
+
:
+ - + -
:L层电子数是K层和M层之和的两倍,则某元素是:
D.***
: