元素及其化合物知识
一、一些物质的用途
1．Cl2：自来水消毒，制盐酸，制漂白粉，制氯仿； 2．HF：雕刻玻璃，提炼铀，制氟化钠农药；
3．AgBr：感光材料；AgI：人工降雨；NaF：杀灭地下害虫； 4．Si：制合金，制半导体，硒，硅，锗Ge，镓Ga； 5．SiO2：制光导纤维，石英玻璃，普通玻璃；
6、MgO、Al2O3：耐火材料，Al2O3用于制金属铝，明矾：净水剂；
7．漂白剂：氯气、漂白粉（实质是HClO）； SO2（或H2SO3）；Na2O2；H2O2；O3；
8．消毒杀菌：氯气，漂白粉（水消毒）；高锰酸钾（稀溶液皮肤消毒），酒精（皮肤，75%）碘酒；苯酚（粗品用于环境消毒，制洗剂，软膏用于皮肤消毒）；甲醛（福尔马林环境消毒）；
9．BaSO4：制其它钡盐；医疗“钡餐”；
10．MgCl2制金属镁（电解），Al2O3制金属铝（电解），NaCl制金属钠（电解）。 二、比较元素金属性强弱的依据
1．在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。 一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。 2．常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度
一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。 3．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。 碱性越强，其元素的金属性越强。
4．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5．依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
6．依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7.依据原电池中的电极名称。
做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8．依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。
3＋
优先放电的阳离子，其元素的金属性弱（Fe）。
9.气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。 三、比较元素非金属性强弱的依据
1.依据非金属单质与H2反应的难易程度、条件的高低、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。
与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。 2.依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。 酸性越强，其元素的非金属性越强。
3．依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强。 同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。 4．非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。 非金属性强的置换非金属性弱的。
5．非金属单质与具有可变价金属的反应。 能生成高价金属化合物的，其非金属性强。
6．气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。 7．依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。
如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O＞Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F＞O
8.其他，例：2Cu＋S
Cu2S，Cu＋Cl2
CuCl2 ；所以，Cl的非金属性强于S。
四、硅及其化合物“反常”
1．硅的还原性比碳强，而碳在高温下却能从二氧化硅中还原出硅，SiO2＋2CSi＋2CO↑。
2．非金属单质一般不与弱氧化性酸反应，而硅不但能与HF反应，而且还有H2生成，Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑。
3．非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅却不然，Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3
＋2 H2↑。
4．虽然SiO2是硅酸的酸酐，但却不能用SiO2与水反应制备硅酸，只能用可溶性硅酸盐跟酸作用来制备。
5．酸性氧化物一般不与酸反应(除氧化还原反应外)，而二氧化硅却能与氢氟酸反应。 6．非金属氧化物一般是分子晶体，而二氧化硅却是原子晶体。 7．无机酸一般易溶于水，而硅酸和原硅酸却难溶于水。
8．较强的酸能把较弱的酸从其盐溶液中制取出来，这是复分解反应的一般规律，由此对于反应Na2SiO3＋CO2＋2H2O＝Na2CO3＋H4SiO4↓的发生是不难理解的，而反应Na2CO3＋SiO2
Na2SiO3＋CO2↑居然也能进行（可用熵增或平衡移动原理解释）。 9．硅酸钠的水溶液俗称水玻璃，但它和玻璃的化学成分并不相同。 五、中学化学中常见酸的特性
1．不稳定性酸：这部分酸包括H2CO3、H2SO3、HClO、HNO3（浓）、H4SiO4、氢硫酸（H2S）、氢碘酸（HI）、氢硒酸（H2Se）、氢碲酸（H2Te）等。
（1）常温（或微热）易分解的酸：H2CO3、H2SO3、HNO3（浓）、H4SiO4等。 （2）见光易分解的酸：HClO、HNO3（浓）。
（3）易被氧气氧化而变质的酸：H2S、HI、H2SO3、H2Se、H2Te等。
2．强氧化性酸：这部分酸包括浓HNO3、稀HNO3、浓H2SO4、HClO等，它们的强氧化性主要表现在以下几个方面：
（1）常温下，浓H2SO4、浓HNO3能使Fe、Al等金属发生钝化。 （2）能氧化大多数的金属单质（Au、Pt除外）。 （3）能氧化部分非金属单质（如S、C、P、I2等）。
3．强还原性酸：包括H2S、HI、H2SO3、H2Se、H2Te、H3PO3、HBr、H3ASO3等。
4．易挥发的酸：这部分酸包括HF、HCl、HBr、HI、浓HNO3等。 5．高沸点、难挥发性酸：这部分酸包括浓H2SO4、浓H3PO4等。 6．具有漂白性的酸：这部分酸包括HClO、H2SO3等。
7具有强吸水性的酸：这种酸是浓H2SO4，浓H2SO4可作气体干燥剂。 8．具有脱水性的酸：如浓H2SO4。
9．能腐蚀玻璃的酸：这种酸是氢氟酸（HF）。
10．有剧毒的酸：这部分酸包括HF、HPO3（偏磷酸）、HCN。
11．能溶解铂、金的酸：这种酸是王水（浓硝酸和浓盐酸组成的混合物）。 12．不溶于水的酸：这部分酸包括H2SiO3、H4SiO4，硬脂酸、软脂酸、油酸。
13．能与酸发生反应的酸：这部分酸包括H2S、HI、HBr、氨基酸等，H2S、HI、HBr遇强氧化性酸能发生氧化还原反应，氨基酸中存在碱性基团氨基（-NH2）。
14．遇氨气能冒白烟的酸：这部分酸包括浓盐酸、浓硝酸、醋酸等，即它们挥发出来的酸与氨气反应生成相应的铵盐（固体）的缘故。
15．可用于制造炸药的酸：硝酸可用于制取硝化甘油、三硝基甲苯（TNT）、硝酸纤维等
16．能发生显色反应的酸：浓HNO3遇含苯环的蛋白质会显黄色；苯酚与FeCl3溶液反应生成紫色的物质。
17．能发生银镜反应的酸：甲酸（HCOOH）能发生银镜反应。
六、碱金属元素具体知识的一般与特殊
1．Na、K均保存在煤油中，防止氧化，但锂单质不能保存在煤油中，因锂单质密度小于煤油，浮于煤油液面，达不到隔绝空气的目的，应保存在石蜡中。
2．碱金属单质的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度却比钠小。
3．碱金属单质在空气中燃烧大部分生成过氧化物或超氧化物，但锂单质特殊，燃烧后的产物只是普通氧化物。
4．碱金属单质和水反应时，碱金属一般熔点较低，会熔化成小球。但锂的熔点高，不会熔成小球，生成的LiOH溶解度较小，覆盖在锂的表面，使锂和水的反应不易连续进行。
5．碱金属单质和水反应时，碱金属单质一般浮于水面上，但铷、铯遇水就发生爆炸。 6．钠盐的溶解度受温度的变化影响一般都较大，但NaCl的溶解度受温度变化的影响却很小。
7．碱金属的盐一般均易溶于水，但Li2CO3却微溶于水。 8．焰色反应称为“反应”，但却是元素的一种物理性质。
2＋3＋
七、Fe与Fe的鉴别方法
3+2+
1.观察法：其溶液呈棕黄色者是Fe，呈浅绿色者是Fe。
3+2+
2.H2S法：通入H2S气体或加入氢硫酸，有浅黄色沉淀析出者是Fe，而Fe溶液不反应。3+2++
2Fe＋H2S＝2Fe＋2H＋S↓
3+2+
3.KSCN法：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，呈血红色者是Fe溶液，而Fe的
3+2+3+?
溶液无此现象。这是鉴别Fe与Fe最常用、最灵敏的方法。Fe＋3SCNFe(SCN)3
3+2+3+
4.苯酚法：分别加入苯酚溶液，显紫色的是Fe溶液，无此现象的是Fe的溶液。Fe
3?＋
＋6C6H5OH［Fe(C6H5O)6］＋6H
3+
5.碱液法：取两种溶液分别通入氨气或碱液，生成红褐色沉淀的是Fe溶液，生成白色
2+
沉淀并迅速变为灰绿色、最终变成红褐色的是Fe溶液。
3+＋3+
Fe＋3NH3·H2O＝Fe(OH)3↓＋3NH4；Fe＋3OH￣＝Fe(OH)3↓ 2+＋
Fe＋2 NH3·H2O＝Fe(OH)2↓＋2NH4；4Fe(OH)2＋2H2O＋O2＝4 Fe(OH)3
3+2+3+
6.淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝的是Fe溶液，无变化的是Fe溶液。2 Fe
2+
＋2I￣＝2 Fe＋I2
3+
7.铜片法：分别加入铜片，铜片溶解且溶液渐渐变为蓝色的是Fe溶液，无明显现象的2+3+2+2+
是Fe溶液。2 Fe＋Cu＝2 Fe＋Cu
2+
8.KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，振荡，能使KMnO4溶液紫红色变浅的是Fe
3+2+?+3+2+
溶液，颜色不变浅的是Fe溶液。5 Fe＋MnO4＋8H＝5 Fe＋Mn＋4H2O
八、条件不同，生成物则不同
1．2P＋3Cl22．2H2S＋3O2
2PCl3(Cl2不足) ；2P＋5Cl22H2O＋2SO2(O2充足) ；2H2S＋O2
2 PCl5(Cl2充足)。
2H2O＋2S(O2不充足)。
3．4Na＋O22Na2O；2Na＋O2Na2O2。
4．Ca(OH)2＋CO2(适量) ＝CaCO3↓＋H2O ；Ca(OH)2＋2CO2(过量)＝Ca(HCO3)2。 5．2Cl2＋2 Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O； 6Cl2＋6 Ca(OH)2
Ca(ClO3)2＋5CaCl2＋6H2O。
6．C＋O2CO2(O2充足)；2 C＋O22CO (O2不充足)。 7．8HNO3(稀)＋3Cu＝2NO↑＋3Cu(NO3)2＋4H2O； 4HNO3(浓)＋Cu＝2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O。
8．H3PO4＋NaOH＝NaH2PO4＋H2O；H3PO4＋2NaOH＝Na2HPO4＋2H2O； H3PO4＋3NaOH＝Na3PO4＋3H2O。
9．AlCl3＋3NaOH＝Al(OH)3↓＋3NaCl；
AlCl3＋4NaOH(过量)＝NaAlO2＋3 NaCl＋2H2O。 10．NaAlO2＋4HCl(过量)＝NaCl＋2H2O＋AlCl3 ；
NaAlO2＋HCl＋H2O＝NaCl＋Al(OH)3↓。
11．Fe＋6HNO3(热、浓)＝Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O；
Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)。 12．Fe＋4HNO3(稀)
3Fe＋8HNO3(稀)13．浓硫酸170℃Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O； 3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
；2C2H5OH浓硫酸140℃C2H5OHCH2=CH2↑＋H2OCH3CH2OCH2CH3+H2O。
14．C2H5Cl＋NaOHC2H5OH＋NaCl；C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O。 15．6FeBr2＋3Cl2(不足)＝4FeBr3＋2FeCl3；2FeBr2＋3Cl2(过量)＝2Br2＋2FeCl3。 九、滴加顺序不同，现象不同 1．AgNO3与NH3·H2O：
AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
2．NaOH与AlCl3：
NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
3．HCl与NaAlO2：
HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀 4．Na2CO3与盐酸：
Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡 十、金属之“最”
1.生产、生活中使用最广的金属是铁，但一般不使用纯铁（质地软），而使用铁的合金。 2.地壳中含量最多的金属元素是铝（前四位的是氧、硅、铝、铁）。
3.最活泼的金属是铯（光电管中用Rb、Cs制电极）；最稳定的金属是金。 4.最硬的金属是铬。
5.熔点最高的金属是钨，熔点高达3413℃。
6.熔点最低的金属是汞（常温下为液体），熔点为-39℃。 7.延展性最好的金属是金
8.导电导热性最好的金属是银，次之的是铜，第三的是铝。 9.金属中杀菌冠军是银（银器）。
10.密度最小的金属是锂（约为水的密度的一半）。
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