化学必修一知识点总结从实验学化学
第一章 从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤 一帖、 二低、 三靠 分离固体和液体的混合体时， 除去液体中不溶性固体。 （漏斗、 滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发 不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅 把稀溶液 浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发蒸馏 ①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸 利 用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质 （蒸馏烧瓶、 酒精灯、 温度计、 冷凝管、 接液管、锥形瓶） 萃取 萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；② 对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③ 要 易于挥发。 利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶 剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液 下层的液体从下端放出，上层从上口倒出 把互不相溶的两种液体分开的操作， 与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作 向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重 复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液 需用的仪器 托盘天平（或量筒） 、烧杯、玻璃棒、容量 瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴ 计算 ⑵ 称量（如是液体就用滴定管量取）⑶ 溶解（少量水，搅拌， 注意冷却） 转液 ⑷ （容量瓶要先检漏， 玻璃棒引流） 洗涤 ⑸ （洗涤液一并转移到容量瓶中） ⑹ 振摇⑺ 定容⑻ 摇匀 容量瓶 ①容量瓶上注明温度和量程。 ②容量瓶上只有刻线而无刻度。 ①只能配制容量 瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶 中的溶液温度 20℃左右第一章 从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用1 物质的量 物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔 物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和 1 标准大气压下 4 阿伏加德罗常数 NA 1mol 任何物质含的微粒数目都是 6．02×1023 个 5 摩尔质量 M 1mol 任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol 任何气体的标准状况下的体积都约为 22.4l 7 阿伏加德罗定律 （由 PV=nRT 推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度 CB 1L 溶液中所含溶质 B 的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量 m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积 V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数 N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度 CB 与溶质的质量分数ω=1000×ρ×ω \M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）以物质的量为中心 1 化学物质及变化第二章 化学物质及变化-1-物质的分类 1 元素分类： 金属和非金属元素 2 化合物分类： 有机物（含 C）和无机物 氧化物 酸性氧化物（与碱反应生成盐和水） SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、(多数为 非金属氧化物） 碱性氧化物（与酸反应生成盐和水） Fe2O3、CuO 、 MgO (多 数为金属氧化物） 、 两性氧化物（与酸、碱反应生成盐和水） Al2O3、ZnO 不成盐氧化物 NO2、NO、CO、 (盐中的 N 的化合价无+2、+3、C 无+2） 分散系 溶液（很稳定） 分散质粒子小于 1nm，透明、稳定、均一 胶体（介稳定状态） 分散质粒子 1nm-100nm，较透明、稳定、均一 浊液（分悬、乳浊液） 分散质粒子大于 100nm，不透明、不稳定、不均一
化学反应的分类 四大基本反应类型 化合：2SO2+ O2 2SO3 分解：2NaHCO3 Na2CO3 +CO2↑+ H2O 置换：Cl2 +2KI ===2KCl+I2 复分解：2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 是否有离子参加反应（电解质在水溶液中） 离子反应：Cl2＋H2O = HCl＋HClO 非离子反应：2Fe＋3Cl2 =2FeCl3 是否有元素电子得失或偏移（有升降价） 氧化还原反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 非氧化还原反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 热量的放出或吸收 放热反应：3Fe＋2O2 Fe3O4 吸热反应：C+CO2 2CO 化学物质及变化第二章 化学物质及变化-2-离子反应 电解质（酸、碱、盐、水） 在水溶液里或熔融状态下本身能够导电的化合物 非电解质（包括 CO2、SO2） 在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物 碳酸的电离方程式 H2CO3 H＋＋HCO3－ （弱电解质用“ ” NaHCO3 的电离方程式 NaHCO3＝Na＋＋HCO3－ （强电解质用“ = ” 离子反应式 用实际参加反应的离子所表示的式子 离子反应式写法 一写、二改、三删、四查 单质、氧化物、气体、难溶、难电离的物质要保留分子式 离子共存 有颜色的离子 MnO4-紫红、Fe3+棕黄、Fe2+浅绿、Cu2+蓝色 与 H+不共存（弱酸根） OH-、CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F等 与 OH-不共存（弱碱金属阳离子） H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+ 等 与 H+和 OH-都不共存 HCO3-、 HSO3-、 HS-、 常见生成沉淀 Ba2+、Ca2+与 SO42-、CO32Ag+与 Cl胶体 胶体的性质（介稳定） 丁达尔现象、布朗运动、电泳、聚沉 等 2 判断胶体最简单的方法 丁达尔现象 胶体提纯 渗析（胶体微粒不能透过半透膜） Fe(OH)3 胶体制备的方法 取烧杯盛 20mL 蒸馏水， 加热至沸腾， 然后逐滴加入饱和 FeCl3 溶液 1mL～2mL。继续煮沸至溶液呈红褐色。观察所得红褐色液体 Fe(OH)3 胶体。 Fe(OH)3 胶体制备方程式 FeCl3+3H2O =Fe(OH)3(胶体) +3HCl 胶体凝聚的条件 加热、加电解质、加相反电性的胶体 化学物质及变化第二章 化学物质及变化-3-氧化还原反应 氧化还原反应的本质 有电子转移(得失或偏移) 氧化还原反应的特征 元素化合价的升降（不一定有氧的得失） 升失氧 还原剂、还原性、失电子、 （升价） 被氧化、发生氧化反应成氧化产物 、 降得还 氧化剂、氧化性、得电子、 （降价） 被还原、发生还原反应成还原产物 、 化合反应 不一定是氧化还原反应， 一般有单质参加的化合反应或有单质生成的分解反 应才属氧化还原反应 分解反应 置换反应 一定是氧化还原反应 复分解反应 一定不是氧化还原反应 气体的检验 NH3 的检验 用湿润的红色石蕊试纸变蓝 SO2 的检验 用品红溶液褪色 SO2 的吸收 用 KMnO4 溶液 (强氧化性) CO2 的检验 用澄清石灰水变浊 Cl2 的检验 用湿润的 KI 淀粉试纸变蓝 NO 的检验 打开瓶盖后遇空气变红棕色 离子的检验 NH4+的检验 加 NaOH 溶液加热后放出气体用湿润的红色石蕊试纸变蓝 Fe3+的检验 ①加 NaOH 溶液有红褐色沉淀②加 KSCN 溶液出现血红色 Fe2+的检验 ①加 NaOH 溶液有白色沉淀马上变灰绿色,最终变红褐色②加 KSCN 溶液无 现象,再加氯水后出现血红色 SO42-的检验 先加 HCl 无现象后加 BaCl2 溶液有不溶于酸的白色沉淀 Cl-、(Br-、I -)的检验 先加 AgNO3 后加 HNO3 溶液有不溶于酸的白色沉淀 AgCl (淡 黄色沉淀 AgBr、黄色沉淀 AgI） NO3 - 的检验 加浓缩后加入少量浓硫酸和几块铜片加热有红棕色的气体放出（NO2） 物质的保存 K、Na 保存在煤油中（防水、防 O2） 见光易分解的物质 用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO 等） 碱性物质 用橡胶塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3) 酸性、强氧化性物质 用玻璃塞不能用橡胶塞（HSO4、HNO3、KMnO4) 物质的保存 F2、HF（氢氟酸） 用塑料瓶不能用玻璃瓶（与 SiO2 反应腐蚀玻璃) 保存在水中 白磷（防在空气中自燃） 、Br2（防止挥发） 地壳中含量最多的元素 氧 O、硅 Si、铝 Al、铁 Fe 地壳有游离态存在的元素 金、铁（陨石） 、硫（火山口附近） 金属共同的物理性质 有金属光泽、不透明、易导电、导热、延展性 能与 HCl 和 NaOH 都能反应的物质 两性：Al、Al2O3、Al(OH)3 弱酸的酸式盐：NaHCO3、NaHSO3、NaHS 弱酸的铵盐： （NH4）2CO3、(NH4)2S 两性金属 锌 Zn、铝 Al（与酸和碱都放 H2） 3 钝化金属 铁 Fe、铝 Al（被冷的浓 H2SO4、浓 HNO3） 酸化学性质 稀、浓硫酸的通性 1 强酸性----反应生成盐 2 高沸点酸，难挥发性——制备易挥发性酸 浓硫酸的特性 1、吸水性—做干燥，不能干燥 NH3、H2S 2、脱水性—使有机物脱水炭化 3、强氧化性——与不活泼金属、非金属、还原性物质反应 硝酸 HNO3 1、强酸性 2、强氧化性 3、不稳定性 （见光、受热） 次氯酸 HClO 1、弱酸性 2、强氧化性 3、不稳定性 （见光、受热） 硅酸 H2SiO3 1、弱酸性 2、难溶性 3、不稳定性 （热) 漂白 氧化型（永久） 强氧化性：HClO、Na2O2、O3、浓 H2SO4、浓 HNO3 加合型（暂时） SO2 （使品红褪色，不能使石蕊变红后褪色） 吸附型（物理） 活性碳 明矾溶液生成的 Al(OH)3 胶体 水溶液 氯水主要成分 分子： Cl2、 H2O、 HClO 离子： H＋、Cl－、ClO－ 氨水主要成分 分子：NH3 H2O NH3·H2O 离子：NH4+ OHˉ 氯水与液氯、氨水与液氨的区别 氯水、氨水属混合物、液氯与液氨属纯净物 氯原子 Cl 与氯离子 Cl-的区别 最外层电子数不同， 化学性质不同， 氯离子 Cl-达稳定 结构 气体 极易溶于水（喷泉） NH3（1：700） HCl (1:500) 只能用排气法收集 NO2 NH3 HCl 只能用排气法收集 NO N2 CO 钠与水的反应 现象: ①浮、②熔、③游、④咝、⑤红 ①钠浮在水面上——密度小于 水；②水蒸气——放热；③熔化成一个小球——溶点低；④在水面上游动——生成气体；咝 咝发出响声——反应剧烈；⑤变色——生成碱 俗名 苏打 Na2CO3、小苏打 NaHCO3 水玻璃：Na2SiO3 的水溶液 漂白粉主要成分： Ca(ClO)2、CaCl2，有效成分 Ca(ClO)2 用途 Na2O2(淡黄色)用作呼吸面具， Al(OH)3 和 NaHCO3 (小苏打）可中和胃酸 明矾用作净水剂，次氯酸 HClO 杀菌、消毒、永久性漂白、SO2 暂时性漂白 自来水常用 Cl2 来消毒、杀菌但产生致癌的有机氯,改用广谱高效消毒剂二氧化氯 (ClO2) Fe2O3—红色油漆和涂料；Al2O3—耐火材料,NH3 可用于氮肥、制冷剂。 晶体硅 Si 作半导体、太阳能电池; SiO2 可作光导纤维；硅胶是常用的干燥剂及催 化剂的载体。水玻璃可做肥皂填料、木材防腐防火剂及黏胶氧化还原反应 要点诠释：我们在初中化学中学过的木炭还原氧化铜，在这个反应中，铜失去氧变成 了单质，发生了还原反应，碳得到氧变成 CO2，发生了氧化反应。我们也可以从反应中，元 素的化合价发生变化的角度来分析这个反应 还有一些反应，虽然没有得氧、失氧的变化过程，但也伴随着化合价的变化，这样的 反应也是氧化还原反应。 4 由此我们知道，一个化学反应是否氧化还原反应，不在于有没有得氧失氧，而在于反 应过程中有没有某些元素的化合价发生了变化。 从反应物变为产物时，是否有元素的化合价发生变化的角度，可以把化学反应分为： 氧化还原反应和非氧化还原反应。 有化合价变化的化学反应就是氧化还原反应， 没有化合价 变化的化学反应就是非氧化还原反应，如 CaCl2 + Na2CO3 == CaCO3↓ + 2NaCl 就是非氧化 还原反应。也就是说，氧化还原反应的特征是反应中元素的化合价发生变化。 知识点二：氧化还原反应的本质 要点诠释：元素化合价的升降与电子转移密切相关。例如钠与氯气的反应： 钠原子失去一个电子成为 Na+，氯原子得到一个电子成为 Cl-，这样双方的最外电子 层都达到 8 电子稳定结构。在这个反应中，发生了电子的得失，金属钠失去电子发生了氧化 反应，氯气得到电子发生了还原反应。 氢气与氯气的反应属于非金属和非金属的反应。 由于氢元素和氯元素的原子都倾向于获得电子而形成稳定结构， 而且这两种元素的原 子获取电子的能力相差不大，在反应时，双方各以最外层的一个电子组成共用电子对，使双 方最外电子层都达到稳定结构。 由于氯原子对共用电子对的吸引力比氢原子稍强， 所以共用 电子对偏向于氯原子而偏离氢原子。这样，氯元素的化合价降低被还原，氢元素的化合价升 高被氧化。在这个氧化还原反应中，发生了共用电子对的偏移。 可见，有电子转移（得失或偏移）的反应，是氧化还原反应。氧化反应表现为被氧化 的元素化合价升高，其实质是该元素的原子失去电子（或共用电子对偏离）的过程；还原反 应表现为被还原的元素化合价降低，其实质是该元素的原子获得电子（或共用电子对偏向） 的过程。 氧化还原反应中，电子转移的情况也可以表示为： 知识点三：氧化剂和还原剂 氧化剂和还原剂作为反应物共同参加氧化还原反应。在反应中，氧化剂是得到（或偏 向）电子的物质，所含元素的化合价降低；还原剂是失去（或偏离）电子的物质，所含元素 的化合价升高。即“升被氧化，降被还原” 。 例如： 碳还原氧化铜的反应中，氧化铜是氧化剂，碳是还原剂。 铁和硫酸铜的反应中，硫酸铜是氧化剂，铁是还原剂。 氢气和氯气的反应中，氯气是氧化剂，氢气是还原剂。 氧化剂具有氧化性，在反应中本身被还原生成还原产物；还原剂具有还原性，在反应 中本身被氧化生成氧化产物。 常见的氧化剂有 O2、Cl2、浓硫酸、HNO3、KMnO4、FeCl3 等；常见的还原剂有活泼的 金属单质、H2、C、CO 等。 氧化剂和还原剂不是绝对不变的， 要根据物质所含元素的化合价在氧化还原反应中的 变化情况来确定， 同一种物质可能在一个氧化还原反应中作氧化剂， 在另一个氧化还原反应 中作还原剂。例如在盐酸和铁的反应 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑中，盐酸中氢元素的化合 价由+1 降低为 0， 盐酸是氧化剂； 而在盐酸和高锰酸钾的反应 2KMnO4 +16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O 中，盐酸中氯元素有部分化合价由-1 升高到 0 价，盐酸是还原剂。盐酸还 可能发生非氧化还原反应，如 HCl + NaOH = NaCl + H2O。 5 总结起来，氧化还原反应可以用下面的式子表示： [规律方法指导] 比较物质的氧化性、还原性强弱的方法 ①根据氧化还原反应的化学方程式进行判断 在一个氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。 例如反应 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑中，铁是还原剂，H2 是还原产物，故还原性： Fe>H2；HCl 是氧化剂，FeCl2 是氧化产物，氧化性：HCl>FeCl2。这个反应还可以用离子方 程式表示：Fe+2H+ = Fe2+ +H2↑，根据上述氧化性、还原性强弱的判断方法，故还原性： Fe>H2；氧化性：H+ > Fe2+ 。 ②根据金属活动性顺序判断 金属活动性越强，其还原性越强，即： 还原性：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag 金属的还原性越强，其失去电子后形成的金属离子的氧化性越弱，即 氧化性：K+<Ca2+<Na+<Mg2+<Al3+<Zn2+<Fe2+<Sn2+<Pb2+<(H+)<Cu2+<Hg2+<Ag+ Fe3+可以和铜反应：2Fe3+ + Cu = 2Fe2+ + Cu2+，因此氧化性：Fe3+> Cu2+。 比较物质的氧化性和还原性还有其他方法，随着学习的深入，我们会逐渐掌握它们， 从而加深对氧化还原反应的了解。 金属元素的单质及其化合物的知识主线 金属单质的化学性质 只有还原性：M-ne-=Mn+ 1．与非金属反应：如与 O2、Cl2、Br2、I2 等； 2．与水反应：较活泼的金属可与水反应，如 K、Ca、Na 等； 3．与酸反应：排在氢前面的金属可将氢从酸溶液中置换出来(浓 H2SO4、HNO3 除外)； 4．与盐反应：排在前面的金属可将后面的金属从它们的盐溶液中置换出来。 重点内容讲解： 一、金属的物理性质 常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体） ，具有良好的导电性、导热性、 延展性，金属的熔沸点和硬度相差很大。 二、金属的化学性质 多数金属的化学性质比较活泼， 具有较强的还原性， 在自然界多数以化合态形式存在。 容易与 O2 反应而生成氧化物， 可以与酸溶液反应而生成 H2， 特别活泼的如 Na 等可以与 H2O 发生反应置换出 H2，特殊金属如 Al 可以与碱溶液反应而得到 H2。 2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2 〔分析对比表〕 Na Al Fe 与 O2 反应 常温下氧化成 Na2O 点燃生成 Na2O2，Na 保存在煤油中 常温下氧化生成致密氧化膜，使得铝耐腐蚀，纯氧 中可燃 潮湿空气中腐蚀，纯氧中点燃生成 Fe3O4 与 H2O 反应 受氧化膜阻碍 与酸反应 与盐反应 6 与碱反应 与水反应 不反应 金属活泼性 金属活泼性逐渐减弱 三、内容的补充讲解 （一）钠的性质及保存 1． 钠的物理性质和化学性质 物理性质 钠是一种银白色、质软、可用小刀切割的金属，比水轻，熔点 97.81℃，沸 点 882.9℃ 钠的化 学性质 ①与氧气反应：4Na+O2=2Na2O（常温下缓慢氧化） 2Na+O2 Na2O2 ②与其他非金属反应：2Na+S=Na2S（发生爆炸） 2Na+Cl2 2NaCl（产生大量白烟） ③与水反应：2Na+H2O=2NaOH+H2↑ （浮于水面上，迅速熔化成一个闪亮的小球，并在水面上不停地游动） ④与盐反应：2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2+Na2SO4+H2↑ （钠不能从溶液中置换出其他金属） 2．钠的保存 由于钠的化学性质非常活泼，易与空气中的 O2 和 H2O 等反应，所以金属钠保存在煤 油之中。金属钠在空气中变质的过程可以表示为：银白色的金属钠 表面变暗（生成 Na2O） 出现白色固体（NaOH） 表面变成粘稠状（NaOH 潮解） 白色块状固体（Na2CO3·10H2O） 风 化为白色粉未状物质（Na2CO3） （二）铝与氢氧化钠溶液的反应 铝和强碱溶液反应， 不是铝直接和碱反应， 而是铝先和强碱溶液中的水反应生成氢氧 化铝，然后再和强碱反应生成偏铝酸盐： 2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑ Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 总反应： （标电子转移时就必须清楚地理解铝和 NaOH 溶液反应的实质） 简写为：2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑ （三）金属与水的反应 通过金属与水反应的难易程度，可以比较金属性的强弱 Na Mg Al Fe 与水反应 冷水剧烈 热水微弱 沸水微弱 高温、水蒸气 （一）钠的氧化物 氧化钠 (Na2O) 过氧化钠 (Na2O2) 分 类 碱性氧化物 过氧化物 生成条件 常温 点燃或加热 色态 白色固体 淡黄色固体 化学 性质 与水反应 Na2O + H2O = 2NaOH 2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2↑ 与 CO2 反应 Na2O + CO2 = Na2CO3 2Na2O2 + 2CO2 = 4Na2CO3+ O2 与酸反应 Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O 2Na2O2+4HCl= 4NaCl + O2↑+ H2O 特性 __________________ Na2O2 有强氧化性，可以使品红溶液褪色，有漂白作用。 7 （二）钠的盐—碳酸钠、碳酸氢钠 碳酸钠 （Na2CO3） 碳酸氢钠 （NaHCO3） 分类 正盐 酸式盐 俗称 纯碱、苏打 小苏打 色态 白色粉末 细小的白色晶体 化学性质 与酸反应 Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3 (CO32-+H+=HCO3-) NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 开始无外观现象（因为首先生成 HCO3-） ，随后出现气泡。 （若向足量 HCl 中分别滴入 Na2CO3 或 NaHCO3，则均会立刻出现气泡。 ） NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ (HCO3-+H+=H2O+CO2↑) 滴入盐酸后，即刻出现气泡。 与碱反应 NaOH 不反应 NaHCO3+ NaOH=H2O+ Na2CO3 Ca(OH)2 Na2CO3+ Ca(OH)2= CaCO3↓+ 2NaOH 反应的本质是： CO32- + Ca2+= CaCO3↓ NaHCO3 与少量石灰水的反应为： 2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O 2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O 若石灰水过量，则新生成的 Na2CO3 可与 Ca(OH)2 继续反应，即： Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH ∴过量石灰水中 NaHCO3 与 Ca(OH)2 的反应为： NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2O HCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O 热稳定性 (运用此性质可除去 Na2CO3 中的 NaHCO3) 很稳定受热不分解 （分解温度 851℃，酒精灯温度达不到） 不很稳定，受热易分解。 2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑ （分解温度 150℃） 二者之间相互转化 注意：将以上知识要灵活应用于识别、除杂及计算中。 二．铝的化合物 （一）氧化铝（Al2O3） 1、物理性质：白色难熔固体、不溶于水。 2、化学性质：Al2O3 是典型的两性氧化物，既能与酸反应又能与强碱溶液反应。 与强酸：Al2O3+6H+=2Al3++3H2O 与强碱：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O 3、用途：耐火材料、制取铝的原料 8 （二）氢氧化铝[Al(OH)3] 1、Al(OH)3 的物理性质：Al(OH)3 是不溶于水的白色胶状沉淀，是典型的两性氢氧化 物，能凝聚水中的悬浮物，又有吸附色素的性能。 2、Al(OH)3 的两性： H++AlO2_ +H2O Al(OH)3 Al3++3OH酸式电离 碱式电离 当与强酸反应：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O 当与强碱溶液作用：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O 3、Al(OH)3 的制取： （1）铝盐与碱反应： 用铝盐与可溶性弱碱氨水反应制 Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ 说明：制取 Al(OH)3 也可用铝盐与强碱作用，但应严格控制加入碱的量，因为强碱 过量会使制得的 Al(OH)3 转化为偏铝酸盐：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。所以，实验室一般 不采用这种方法制 Al(OH)3。 4、Al(OH)3 的用途：净水。 Al(OH)3 胶体中胶粒有吸附水中悬浮杂质的作用，使其质量增大，沉降水底，达到 净化水的目的。 三．铁的化合物 （一）铁的氧化物 名 称 氧化亚铁 氧化铁 四氧化三铁 俗 称 ————— 铁 红 磁性氧化铁 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 色 态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 化合价 + 2 还原性为主 + 3 只有氧化性 + 2，+ 3 水溶性 不 溶 不 溶 不 溶 类 型 碱 性 氧 化 物 ———— 共 性 与酸 都能与酸反应 如 Fe2O3 + 6H+=2Fe3+ + 3H2O 与还原剂 都能被还原 如 Fe2O3 + 3CO=2Fe + 3CO2(高温条件下反应) （二）氢氧化物 名称 氢氧化亚铁 氢氧化铁 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 分 类 碱 碱 性 质 色 态 白色固体 红褐色固体 水溶性 不溶于水 不溶于水 与酸反应 Fe(OH)2+2H+= Fe2+ + 2H2O Fe(OH)3+3H+==Fe3++3H2O 还原性 稳定性 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O == 4Fe(OH)3 2Fe(OH)3 == Fe2O3＋ 3H2O（受热分解） 制法 原 理 Fe2+ +2OH- == Fe(OH)2↓ Fe3+ +3OH- = Fe(OH)3↓ 现 象 白色絮状沉淀 红褐色沉淀 9 （三）铁盐与亚铁盐 铁盐（Fe3+） 亚铁盐（Fe2+） 颜色 黄色 淡绿色 与碱反应 Fe3++3OH—==Fe（OH）3↓ Fe2++2OH—==Fe（OH）2↓ 氧化性、还原性 氧化性 2Fe3++Fe==3Fe2+ 氧化性：Fe2++Zn==Zn2++Fe 还原性：2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl— （四）Fe2+、Fe3+的检验 鉴 别 方 法 Fe2+ Fe3+ 直 接 观 色 淡 绿 色 黄 色 与 KSCN 不显红色 血 红 色 与 OH- 作用 白色↓→灰绿↓→红褐色↓ 红褐色沉淀 与 铜 片 无元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 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。 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 (3) 所有单质都显零价 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 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子， 从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子， 从上到下金属性递增，非金属性递减。 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。 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。 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，其氧化物的阳离子氧化性越弱；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。 明显现象 溶液变浅绿 色
10 化学必修二知识点总结第一章 物质结构 元素周期律 周期 同一横行 周期序数=电子层数 类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 H—He 2 1 2 Li—Ne 8 2 3 Na—Ar 8 3 长周期 4 K—Kr 18 4 5 Rb—Xe 18 5 6 Cs—Rn 32 6 7 不完全 Fr—112 号（118） 26（32） 7 第七周期 原子序数 113 114 115 116 117 118 个位数=最外层电子数 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 族 主族元素的族序数 =元素原子的最外层电子数 (或：主族序数=最外层电子数) 18 个纵行〖7 个主族；7 个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10 三个纵行） 〗 主族 A 7 个 由短周期元素和长周期元素共同构成 副族 B 7 个 完全由长周期元素构成 第Ⅷ族和全部副族通称过渡金属元素 Ⅷ族 1 个有 3 个纵行 零族 1 个 稀有气体元素 非常不活泼 碱金属 锂、钠、钾、铷、铯、钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr） 结构 因最外层都只有一个电子，易失去电子，显+1 价， 物理性质 密度 逐渐增大 逐渐升高 熔沸点 逐渐降低 （反常） 化学性质 原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远， 失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强，金属越活泼 卤素 氟、氯、溴、碘、砹（F、Cl、Br、I、At） 结构 因最外层都有 7 个电子，易得到电子，显-1 价， 物理性质 密度 逐渐增大 熔沸点 逐渐升高 （正常） 颜色状态 颜色逐渐加深 气态~液态~固态 溶解性 逐渐减小 化学性质 原子核外电子层数增加，最外层电子离核越远， 得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，金属越不活泼 与氢气反应 剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2 氢化物稳定性 HF>HCl>HBr>HI 氢化物水溶液酸性 HF<HCl<HBr<HI（HF 为弱酸，一弱三强） 氢化物越稳定，在水中越难电离，酸性越弱 11 一、原子核外电子的排布 层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量 由低到高 各层最多容纳的电子数 2n2 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98 非金属性与金属性（一般规律） ： 电外层电子数 得失电子趋势 元素性质 金属元素 <4 易失 金属性 非金属元素 >4 易得 非金属性 金属的金属性强弱判断： 水（酸）反应放氢气越剧烈越活泼 最高价氧化物水化物碱性越强越活泼 活泼金属置换较不活泼金属 原电池的负极金属比正极活泼 非金属的非金属性强弱判断： 与氢气化合越易，生成氢化物越稳定越活泼 最高价氧化物水化物酸性越强越活泼 活泼非金属置换较不活泼非金属 元素周期律： 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化， 这个规律叫做元 素周期律 1 A、越左越下，金属越活泼，原子半径越大，最外层离核越远，还原性越强。 越易和水（或酸）反应放 H2 越剧烈，最高价氧化物的水化物的碱性越强 B、越右越上，非金属越活泼，原子半径越小，最外层离核越近，氧化性越强。 越易和 H2 化合越剧烈，最高价氧化物的水化物的酸性越强 2、推断短周期的元素的方法(第二、第三周期） A 第二周期 若 A 的质子数为 z 时 C B D 第三周期 若 A 的最外层电子数为 a Z 2+a Z+7 Z+8 Z+9 9+a 10+a 11+a 二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1 H He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg Al Si p s Cl Ar 4 K Ca Ge As Se Br 5 Rb Sb Te I 6 Cs Po At 7 Fr 12 元素化合价与元素在周期表中位置的关系： 对于主族元素：最高正价= 族序数 最高正化合价 +∣最低负价∣= 8 元素周期表中：周期序数=电子层数 ； 主族序数=最外层电子数 ； 原子中:原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数 化学键 离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键(金属与非金属原子间) 共价键：原子间通过共用电子对所形成的化学键(两种非金属原子间) 非极性共价键：同种非金属原子形成共价键（电子对不偏移）(两种相同的非金属原子 间) 极性共价键：不同种非金属原子形成共价键（电子对发生偏移）(两种不同的非金属原 子间) He、Ar、Ne、等稀有气体是单原子分子，分子之间不存在化学键 共价化合物有共价键一定不含离子键 离子化合物有离子键可能含共价键 三、核素 原子质量主要由质子和中子的质量决定。 质量数 质量数(A)＝质子数(Z)+十中子数(N) 核素 把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素 同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素 “同位”是指质子数相同，周期表中位置相同，核素是指单个原子而言，而同位素则 是指核素之间关系 特性 同一元素的各种同位素化学性质几乎相同，物理性质不同 在天然存在的某种元素中，不论是游离态，还是化合态，各种同位素所占的丰度(原子 百分比)一般是不变的 第二章 第一节 化学能与热能 反应时旧化学键要断裂，吸收能量 在反应后形成新化学键要形成，放出能量 ∑E（反应物）＞∑E（生成物）——放出能量 ∑E（反应物）＜∑E（生成物）——吸收能量 两条基本的自然定律 质量守恒定律 能量守恒定律 常见的放热反应 氧化、燃烧反应 中和反应 CO2+C==2CO 铝热反应 NH4NO3 溶于水（摇摇冰） 常见的吸热反应 Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl==BaCl2+2NH3↑+10H2O 第二节 化学能与电能 （1） 负极 Zn－2e－＝Zn2+（氧化反应） 13 Zn+2H+＝Zn2++H2↑ 正极 2H++2e－＝H2↑（还原反应） 电子流向 Zn → Cu 电流流向 Cu→ Zn （2） 原电池：能把化学能转变成电能的装置 （3） 组成原电池的条件 ①有两种活动性不同的金属（或一种是非金属导体）作电极，活泼的作负极失电子 ②活泼的金属与电解质溶液发生氧化还原反应 ③两极相连形成闭合电路 二次电池：可充电的电池 二次能源：经过一次能源加工、转换得到的能源 常见电池 干电池 铅蓄电池 银锌电池 镉镍电池 燃料电池(碱性) （4）电极名称及发生的反应： 负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应， 电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子 负极现象：负极溶解，负极质量减少。 正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应， 电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质 正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。 （5）原电池正负极的判断方法： ①依据原电池两极的材料： 较活泼的金属作负极（K、Ca、Na 太活泼，不能作电极）； 较不活泼金属或可导电非金属（石墨）、氧化物（MnO2）等作正极。 ②根据电流方向或电子流向： （外电路）的电流由正极流向负极；电子则由负极经外电 路流向原电池的正极。 ③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。 ④根据原电池中的反应类型： 负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。 正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或 H2 的放出。 （6）原电池电极反应的书写方法： （i）原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极 反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下： ①写出总反应方程式。 ②把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应。 ③氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介 质和水等参与反应。 （ii）原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。 （7）原电池的应用：①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。②比 较金属活动性强弱。③设计原电池。④金属的防腐。 第三节 化学反应的速率和限度 1、化学反应的速率 （1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加 量（均取正值）来表示。 计算公式：v(B)＝ ＝ ①单位：mol/(L?s)或 mol/(L?min) ②B 为溶液或气体，若 B 为固体或纯液体不计算速率。 ③重要规律：速率比＝方程式系数比 14 （2）影响化学反应速率的因素： 内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的（主要因素）。 外因：①温度：升高温度，增大速率 ②催化剂：一般加快反应速率（正催化剂） ③浓度：增加 C 反应物的浓度，增大速率（溶液或气体才有浓度可言） ④压强：增大压强，增大速率（适用于有气体参加的反应） ⑤其它因素：如光（射线）、固体的表面积（颗粒大小）、反应物的状态（溶剂）、原 电池等也会改变化学反应速率。 2、化学反应的限度——化学平衡 （1）化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。 ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。 ③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于 0。即 v 正＝v 逆≠0。 ④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。 ⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。 （3）判断化学平衡状态的标志： ① VA（正方向）＝VA（逆方向）或 nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物质比 较） ②各组分浓度保持不变或百分含量不变 ③借助颜色不变判断（有一种物质是有颜色的） ④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变 （前提： 反应前后气体的总物 质的量不相等的反应适用，即如对于反应 xA＋yB zC，x＋y≠z ） [练习]1、 用铁片与稀硫酸反应制取氢气时， 下列措施不能使反应速率加快的是 （ A ） A.不用稀硫酸，改用 98%浓硫酸 B.加热 C.滴加少量 CuSO4 溶液 D.不用铁片，改用铁粉 2、下列四种 X 溶液，均能跟盐酸反应，其中反应最快的是（ C ） A.10℃ 20 mL 3mol/L 的 X 溶液 B.20℃ 30 mL 2molL 的 X 溶液 C.20℃ 10 mL 4mol/L 的 X 溶液 D.10℃ 10 mL 2mol/L 的 X 溶液 3、对于可逆反应 2SO2+O2 2SO3，在混合气体中充入一定量的 18O2，足够长的时间 后，18O 原子（ D ） A.只存在于 O2 中 B.只存在于 O2 和 SO3 中 C. 只存在于 O2 和 SO2 中 D. 存在于 O2、SO2 和 SO3 中 4、对化学反应限度的叙述，错误的是（ D ） A.任何可逆反应都有一定的限度 B.化学反应达到限度时，正逆反应速率相等 C.化学反应的限度与时间的长短无关 D.化学反应的限度是不可改变的 5、在一定温度下，可逆反应 A(气)＋3B(气) 2C(气)达到平衡的标志是（ A ） A.C 生成的速率与 C 分解的速率相等 B. A、B、C 的浓度相等 C. A、 C 的分子数比为 1:3:2 B、 D.单位时间生成 n mol A， 同时生成 3n mol B 第三章 有机化合物 第一节 最简单的有机化合物 甲烷 氧化反应 CH4(g)＋2O2(g) → CO2(g)+2H2O(l) 取代反应 CH4＋Cl2(g) → CH3Cl+HCl 烷烃的通式：CnH2n+2 n≤4 为气体 、所有 1-4 个碳内的烃为气体，都难溶于水， 15 比水轻 碳原子数在十以下的，依次用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸 同系物：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个 CH2 原子团的物质互称为同系物 同分异构体：具有同分异构现象的化合物互称为同分异构 同素异形体：同种元素形成不同的单质 同位素：相同的质子数不同的中子数的同一类元素的原子 第二节 来自石油和煤的两种重要化工原料 乙烯 C2H4 (含不饱和的 C=C 双键，能使 KMnO4 溶液和溴的溶液褪色) 氧化反应 2C2H4+3O2 →2CO2+2H2O 加成反应 CH2=CH2+Br2 →CH2Br-CH2Br (先断后接，变内接为外接) 加聚反应 nCH2=CH2 → [ CH2 - CH2 ]n (高分子化合物，难降解，白色污染) 石油化工最重要的基本原料，植物生长调节剂和果实的催熟剂， 乙烯的产量是衡量国家石油化工发展水平的标志 苯是一种无色、有特殊气味的液体,有毒，不溶于水，良好的有机溶剂 苯的结构特点：苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种独特的键 氧化反应 2 C6H6+15 O2→12 CO2+ 6 H2O 取代反应 溴代反应 + Br2 → -Br + H Br 硝化反应 + HNO3 → -NO2 + H2O 加成反应 +3 H2 → 第三节 生活中两种常见的有机物 乙醇 物理性质：无色、透明，具有特殊香味的液体，密度小于水沸点低于水，易挥发。 良好的有机溶剂，溶解多种有机物和无机物，与水以任意比互溶,醇官能团为羟基-OH 与金属钠的反应 2CH3CH2OH+Na→ 2CH3CHONa+H2 氧化反应 完全氧化 CH3CH2OH+3O2→ 2CO2+3H2O 不完全氧化 2CH3CH2OH+O2→ 2CH3CHO+2H2O (Cu 作催化剂) 乙酸 CH3COOH 官能团：羧基-COOH 无水乙酸又称冰乙酸或冰醋酸。 弱酸性，比碳酸强 CH3COOH+NaOH→CH3COONa+H2O 2CH3COOH+CaCO3→Ca（CH3COO） 2+H2O+CO2↑ 酯化反应 醇与酸作用生成酯和水的反应称为酯化反应。 原理 酸脱羟基醇脱氢。 CH3COOH+C2H5OH→CH3COOC2H5+H2O 第四节 基本营养物质 糖类：是绿色植物光合作用的产物，是动植物所需能量的重要来源。又叫碳水化合物 单糖 C6H12O6 葡萄糖 多羟基醛 CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO 果糖 多羟基酮 双糖 C12H22O11 蔗糖 无醛基 水解生成一分子葡萄糖和一分子果糖: 麦芽糖 有醛基 水解生成两分子葡萄糖 多糖 （C6H10O5）n 淀粉 无醛基 n 不同不是同分异构 遇碘变蓝 水解最终产物为葡 萄糖 16 纤维素 无醛基 油脂：比水轻(密度在之间)，不溶于水。是产生能量最高的营养物质 植物油 C17H33-较多，不饱和 液态 油脂水解产物为高级脂肪酸和丙三醇（甘油） ， 油脂在碱性条件下的水解反应叫皂化反应 脂肪 C17H35、C15H31 较多 固态 蛋白质是由多种氨基酸脱水缩合而成的天然高分子化合物 蛋白质水解产物是氨基酸，人体必需的氨基酸有 8 种，非必需的氨基酸有 12 种 蛋白质的性质 盐析：提纯 变性：失去生理活性 显色反应：加浓硝酸显黄色 灼烧：呈焦羽毛味 误服重金属盐：服用含丰富蛋白质的新鲜牛奶或豆浆 主要用途：组成细胞的基础物质、人类营养物质、工业上有广泛应用、酶是特殊蛋白 质 第四章 化学与可持续发展 开发利用金属资源 电解法 很活泼的金属 K-Al MgCl2 = Mg + Cl2 热还原法 比较活泼的金属 Zn-Cu Fe2O3+3CO = 2Fe+3CO2 3Fe3O4+8Al = 9Fe+4Al2O3 铝热反应 热分解法 不活泼的金属 Hg-Au 2HgO = Hg + O2 海水资源的开发和利用 海水淡化的方法 蒸馏法 电渗析法 离子交换法 制盐 提钾 提溴用氯气 提碘 提取铀和重水、开发海洋药物、利用潮汐能、波浪能 镁盐晶提取 Mg2+----- Mg(OH)2 -------MgCl2 氯碱工业 2NaCl+2H2O = H2↑+2 NaOH + Cl2↑ 化学与资源综合利用 煤 由有机物和无机物组成 主要含有碳元素 干馏 煤隔绝空气加强热使它分解 煤焦油 焦炭 液化 C（s）+H2O（g）→ CO（g）+H2（g） 汽化 CO（g）+2H2→ CH3OH 焦炉气 CO、H2、CH4、C2H4 水煤气 CO、H2 天然气 甲烷水合物“可燃冰”水合甲烷晶体（CH4·nH2O） 石油 烷烃、环烷烃和环烷烃所组成 主要含有碳和氢元素 分馏 利用原油中各成分沸点不同， 将复杂的混合物分离成较简单更有用的混合物的过 程。 裂化 在一定条件下，把分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。 环境问题 不合理开发和利用自然资源，工农业和人类生活造成的环境污染 三废 废气、废水、废渣 酸雨： SO2、 、NOx、 臭氧层空洞 ：氟氯烃 赤潮、水华 ：水富营养化 N、P 绿色化学是指化学反应和过程以 “原子经济性” 为基本原则 只有一种产物的反应 氧族元素 氧族元素是元素周期表上的ⅥA 族元素（IUPAC 新规定：16 族） 。 这一族包含氧（O） 、硫（S） 、硒（Se） 、碲（Te） 、钋（Po）五种元素，其中钋为金属， 碲为准金属，氧、硫、硒是典型的非金属元素。在标准状况下，除氧单质为气体外，其他元 17 素的单质均为固体。 在和金属元素化合时，氧、硫、硒、碲四种元素通常显-2 氧化态；但当硫、硒、碲 处于它们的酸根中时，最高氧化态可达+6。 一些过渡金属常以硫化物矿的形式存在于地壳中，如 FeS2、ZnS 等。氧、硫、硒的单 质可以直接与氢气化合,生成氢化物.例如,硫与氢气反应时,生成硫化氢. 一.原子结构的异同点 1.原子结构的相同点. (1)原子最外层有 6 个电子. (2)反应中易得到 2 个电子. (3)表现氧化性. 2.原子结构的不同点. (1)核电荷数依次增大. (2)电子层数依次增大. (3)原子半径依次增大,得电子能力依次减弱,氧化性依次减弱. 二.单质的化学性质 1.相似性 (1)能与大多数金属反应. (2)均能与氢化合生成气态氢化物. (3)均能在氧气中燃烧. (4)氧化物对应的水化物为酸. (5)都具有非金属性. 2.递变性(从氧-->碲) (1)气态氢化物的稳定性逐渐减弱. (2)气态氢化物的还原性逐渐增强. (3)气态氢化物水溶液的酸性逐渐增强. (4)最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱. (5)非金属性逐渐减弱. 氧（O） 硫（S） 硒（Se） 碲（Te） 核电荷数 8 16 34 52 常温色态 无色气体 淡黄固体 灰色固体 银白固体 熔、沸点 → 依次升高 常见化合价 -2 、-1/-2、+4、+6/-2、+4、+6/-2、+4、+6 与 H2 反应 爆炸 加热 加热 ╱ H2R 稳定性 1000℃ 300℃ 加热易分解 极易分解 最高价水化物 ╱ H2SO4 H2SeO4 H2TeO4 18