高考化学基础复习知识点总结：元素及其化合物

元素及其化合物

1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。

2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。

① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身

② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏

③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。 ④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。

另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。 ① 分析：将综合试题拆分思考。

② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。

④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一)

元素非金属性的强弱规律

⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。 ⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：

元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。 ⑶非金属性强弱的判断依据及其应用

元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核

电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。

(3) 非金属单质与H2化合的条件及难易程度； (4) 氢化物的稳定性；

(5) 最高价氧化物对应水化物的酸性； (6) 非金属间的置换反应；

(7) 非金属单质对应阴离子的还原性；

(8) 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；

(9) 元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则

说明氧的非金属性比氯强）等。 (二)卤族元素

1、卤族元素主要性质的递变性（从F→I）

⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H2化合，与H2O反应由易到难；

⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；

⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢

均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。

⑴氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸 ⑶溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br2）。

⑷碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。 3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质

① 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。 ② 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 ＋H2O＝＝＝ HX＋HXO（I2与水反应极弱），但F2与H2O反应却是：2F2＋2H2O＝＝＝ 4HF＋O2

③ 氟无正价，其他都有正价

④ HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃； ⑤ CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。 ⑵溴的特性

溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。

⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。 (三)氧族元素

1、氧族元素的相似性和递变性

最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。

核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 2、硫酸根离子的检验

值得注意的是，检验SO4时会受到许多离子的干扰。

⑴Ag＋干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag＋干扰，因为Ag＋＋Cl－＝＝＝ AgCl↓。 ⑵CO32－、SO32－、PO43－干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42—时，必须用酸酸化。 如：BaCO3＋2H＋＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba2＋

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但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是

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Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO3、HSO3、SO2等会被溶液中的NO3氧化为SO4，从而可使检验得出错误的结论。

为此，检验SO42－离子的正确操作为：

被检液

加足量的盐酸酸化

取清液

滴加BaCl2溶液

有无白色沉淀（有无SO4）

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由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。 (四)氮族元素

1、一氧化氮和二氧化氮

⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2

⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。 3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO

2O4（无色）

注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。

① NO2或NO2与N2（或非O2）的混合气体溶于水时可依据：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积变化差值进行计算。

② NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为 ＝4：1，恰好完全反应 V(NO2)：V(O24：1，NO2过量，剩余气体为NO ＜4：1，O2过量，乘余气体为O2