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1、考點一 表示物質組成的化學用語 1.元素符號：人們確定了一套符號來表示各種元素，這種符號叫做元素符號。如C表示碳元素；Ca表示鈣元素等等。元素符號不僅表示一種元素還可以表示這種元素的一個原子。 2.離子符號：表示各種離子的符號。如OH-、SO42-、HCO3-、NH4+等等。 3.原子結構示意圖（以Cl為例）： 圈內+17表示Cl的原子核內有17個帶正電荷的質子 弧線表示電子層 弧線上的數字表示該電子層上的電子數 +17 2 8 7 Cl: [例1]（2011·杭州三模）右圖是某粒子的結構示意圖，下列說法不正確的是（ ） A.該元素原子的

2、原子核外有2個電子層 B.該粒子是陽離子 C.該元素是一種金屬元素 D.該粒子具有穩(wěn)定的結構 [解析]由所給的粒子的結構示意圖知，該原子核內有13個質子，核外有10個電子，為鋁離子，結構穩(wěn)定。其原子的原子核外有3個電子層。 [答案] A [方法技巧] 原子結構示意圖和離子結構示意圖的比較：以Cl和Cl-,Na和Na+為例 +11 2 8 1 +11 2 8 +17 2 8 8 +17 2 8 7 Cl Cl- Na

3、 Na+ 考點二 表示物質結構的化學用語 1.分子式：用元素符號表示物質分子組成的式子。如乙酸的分子式為C2H4O2 ， 過氧化氫的分子式為H2O2。（最簡式）n = 分子式 。 2.化學式：用元素符號表示物質組成的式子。如 CO2，SiO2，KNO3 。 有些化學式不僅能表示這種物質的組成，同時也能表示這種物質的分子組成，也叫分子式。如CO2 3.電子式：用“·”“×”表示原子最外層電子的式子。 4.結構式：表示物質的分子組成及分子中各原子的排列順序和結合方式的式子。如過氧化氫的結構式為：H-O-O-H 5.結構簡式：結構式的簡寫。如乙酸的結構簡式為：CH3COO

4、H 6.最簡式：用元素符號表示物質中原子個數最簡單整數比的式子。如乙酸的最簡式為CH2O，過氧化氫的最簡式為HO。 7.化合價：一種元素一定數目的原子，跟其他元素一定數目的原子化合的性質。 特別提醒： 1.對于離子化合物，元素化合價的數值就等于該元素的一個原子得失電子的數目?；蟽r的正負與離子所帶電荷一致。 2.對于共價化合物，元素化合價的數值就等于該元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數目?；蟽r的正負由共用電子對的偏移來決定的。共用電子對偏向哪一種原子哪一種元素就顯負價，共用電子對偏離哪一種原子哪一種元素就顯正價。 3.單質中元素的化合價為零。 4.化合物

5、中元素正負化合價的代數和為零。 [例2]下列各項中表達正確的是（ ） A.F-的結構示意圖： B.CO2的分子模型示意圖： C.NaCl的電子式： D.N2的結構式：:N≡N: [解析]F-的核內有9個質子，核外有10個電子，A正確；CO2 為直線型分子(O＝C＝O)，NaCl為離子化合物，電子式為：，N2的結構式為N≡N，故B、C、D均不正確。 [答案]A [方法技巧] 1.原子的電子式: ‥ ‥ 原子的最外層有多少個電子就在其元素符號周圍畫多少個小黑點“·”或小叉“×”。如：Li×， ︰Cl·

6、 2.離子的電子式: ①陽離子：簡單的陽離子（一般指單原子形成的陽離子）是元素原子失去最外層電子后形成的，此時若原最外層沒有電子，其電子式就是它的離子符號，如鈉離子寫成Na+、鋇離子寫成Ba2+；復雜的陽離子是原子團失去一個或幾個電子形成的，其電子式不僅要畫出各原子的最外層電子以及它們的成鍵關系，而且要用“[ ]”將原子團括起來，并在其右上角標明所帶的正電荷數，電子式中的小黑點和小叉總數為原子團中各原子最外層電子總數減去原子團所帶的電荷數值。如： H ‥ ‥ H [H︰N︰H]+ ‥ ‥ ②陰離子：簡單陰離子，一般最外層是2個電子或8個電子的穩(wěn)定結構，在元素符號周

7、圍畫出最外層電子，并用“[ ]”將其括起來，并在右上角標明所帶的負電荷數，其中小黑點和小叉總數為原子的最外層電子數加上所帶的電荷數值的絕對值.如：[H︰]-、[︰Cl︰]- 復雜的陰離子，其電子式要根據各原子的成鍵關系畫出所有原子的最外層電子，然后用“[ ]”將它們括起來，并在右上角標明所帶的負電荷數，其小黑點和小叉總數為原子團中 各原子的最外層電子數之和加上所帶的電荷數值的絕對值. 如：SO42-寫成 [ ]2- ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ 3.單質分子的電子式： 根據原子的最外層電子數和分子的組成判斷出成鍵電子數和各原子的成鍵關系，再畫出

8、 ‥ ‥ ‥ ‥ 所有原子的最外層電子。如H2寫成H:H ；Cl2寫成︰Cl︰Cl︰ 4.化合物的電子式： ①共價化合物是原子間通過共價鍵形成的化合物，原子間的單鍵即為一對共用電子，若 為雙鍵則有兩對共用電子，依此類推。一般來說，8減去原子的最外層電子數等于該原子的成鍵數目（H例外）。寫電子式時，共用電子對寫在兩成鍵原子之間，未成鍵的最外層 ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ 電子，也應在元素符號周圍畫出。在共價化合物中，各元素原子最外層一般都達到了8 電子（或2電子）的穩(wěn)定結構。 如：HCl寫成 H︰Cl︰，CO2寫成 O ∷C∷ O ；至于 含氧酸

9、的電子式，一般來說先由酸的元數確定其結構中所含-OH的數目（一元酸有一個 ‥ ‥ -OH，n元酸有n個-OH），然后再根據含氧酸的分子組成來確定其結構式或電子式。如： HClO寫成H︰O︰ Cl︰ ②離子化合物由陰、陽離子的電子式組成，但相同的離子不能合并，若有多個陽離子或 ‥ ‥ ‥ ‥ 多個陰離子，書寫時要使每一個離子都與帶相反電荷的離子直接相鄰，并注意對稱、規(guī) 范。如：NaCl寫成Na+[︰Cl︰]-；MgCl2寫成[︰Cl︰]-Mg2+ [︰Cl︰]-； ‥ ‥ ‥ ‥ 5.游離基的電子式： 游離基是由分子失去一個或多個原子所形成的活性

10、基團，它顯電中性，電子式中的小黑 點和小叉總數為各原子的最外層電子數之和。如：-OH寫成·O︰H ‥ ‥ ‥ ‥ 6.用電子式表示化合物的形成過程： ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ ‥ 共價化合物：如H2S的形成，H·+·S·+·H → H︰S︰H 離子化合物：如CaCl2的形成，︰Cl·+ ·Ca· +·Cl︰→[︰Cl︰]-Ca2+[︰Cl︰]- 考點三 表示物質變化的化學用語 1.化學方程式：用化學式來表示化學反應的式子?；瘜W方程式的書寫必須要尊重事實， 要配平（即要遵守質量守恒定律），還要注明反應發(fā)生的條件，有氣體生成須注“↑”，溶液中有沉

11、淀生成則須注“↓”。 2.離子方程式：用實際參加反應的離子的符號來表示離子反應的式子。 要熟練掌握離子方程式的書寫規(guī)則，書寫時要清楚反應物的量對離子方程式的影響。所寫出的離子方程式必須要符合客觀事實，等式兩邊要遵守質量守恒和電荷守恒定律，如是氧化還原反應還要遵守電子轉移守恒原理……詳見第4講。 3.電離方程式：表示電解質在溶液中或熔化狀態(tài)下發(fā)生電離的過程的方程式。要能正確理解強、弱電解質的概念；準確區(qū)分強、弱電解質；清楚強、弱電解質的電離方式是不一樣的，有完全電離和部分電離之分，有一步電離和多步電離之分，書寫時要注意可逆符號。詳見第32講。 4.熱化學方程式：表明反應放出或吸收熱量的化學

12、方程式。書寫熱化學方程式應注意： （1）需標明反應物、生成物的聚集狀態(tài)。 （2）反應系數只表示物質的量，不再表示分子個數，所以可以用分數或倍數。 （3）⊿H表示反應熱的數值，無需注明+或-號，但要有單位，且要與反應系數成比例。 （4）需注明測定的溫度和壓強，若不注明則指的是溫度為25℃，壓強為101kPa 5.電極反應式：表示電極上發(fā)生氧化反應或還原反應的式子。要能正確書寫原電池的正、負極反應式，總反應式；電解池的陰、陽極反應式，總反應式。詳見第36講。 6.用電子式表示化合物的形成過程。如HCl的形成過程： Cl ·· · · · · ·· H·+ Cl ··

13、 · · · · ·· H [例3] (2008·山東)黃銅礦（CuFeS2）是制取銅及其化合物的主要原料之一，還可制備硫及鐵的化合物。 (1)冶煉銅的反應為： ；若CuFeS2中Fe的化合價為+2,反應中被還原的元素是___________（填元素符號）。 (2)上述冶煉過程產生大量SO2。下列處理方案中合理的是________（填代號）。 　　　 a.高空排放 b.用于制備硫酸 　　　 c.用純堿溶液吸收制Na2SO3 d.用濃硫酸吸收 (3)過二硫酸鉀（K2

14、S2O8）具有強氧化性，可將I-氧化為I2 ：　　 通過改變反應途徑Fe3+、Fe2+均可催化上述反應。試用離子方程式表示Fe3+對上述反應催化的過程。____ ______ _____（不必配平） (4)利用黃銅礦冶煉銅產生的爐渣（含Fe2O3、FeO、SiO2、AI2O3）可制備Fe2O3。方法為 ①用稀鹽酸浸取爐渣，過濾。 ②濾液先氧化，再加入過量NaOH溶液，過濾，將沉淀洗滌、干燥、煅燒得Fe2O3。

15、 據以上信息回答下列問題： a.除去Al3+的離子方程式是_________ _____。 b.選用提供的試劑，設計實驗驗證爐渣中含有FeO。 提供的試劑：稀鹽酸 　稀硫酸 　KSCN溶液 　KMnO4溶液 NaOH溶液　 碘水所選試劑為_____________。 證明爐渣中含有FeO的實驗現象為______ _____。 [解析]（1）由氧化還原反應概念易知，反應中Cu、O的化合價降低，被還原。（2）從能夠吸收SO2和變廢為寶的角度出發(fā)可用b、c來回收。（3）Fe3+有氧

16、化性，可氧化I-，而改變反應途徑；Fe2+有還原性，可被K2S2O8氧化而改變反應途徑。（4）Al(OH)3能溶于NaOH溶液，而Fe(OH)3不溶，可加入過量的NaOH溶液除去Al(OH)3 ；利用Fe2+的還原性，能使酸性KMnO4溶液褪色，可用稀硫酸、KMnO4溶液來驗證爐渣中含有FeO。 [答案]（1）Cu、O （2）b、c （3）2Fe3++2I- 2Fe2++I2 （4）a.Al3+ + 4OH- == AlO2- + 2H2O b.稀硫酸、KMnO4溶液 ；稀硫酸浸取爐渣所得溶液使KMnO4溶液褪色 考點五 離子方程

17、式的書寫 1.離子反應：指在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或離子生成的反應。 2.離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。 3.離子方程式的書寫： （1）書寫規(guī)則： ①單質、氧化物、不溶物、難電離的物質（弱酸、弱堿及水等）不能拆開來寫。如Cl2、Na2O等不可以拆開寫成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆開寫成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易電離的物質的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4應改寫Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出現在反應物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外）；若出現在生成物

18、中一般不改寫。 ④固體與固體物質反應不寫離子方程式。如實驗室制取NH3的離子方程式為： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤濃H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應改寫成離子符號。如Cu片與濃H2SO4反應的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2↑+2H2O （2）書寫步驟（以CuSO4溶液與BaCl2 溶液反應為） ①寫出反應的化學方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易電離的物質拆開寫成離子形式，難溶的物質或難電離的物質以及氣體等仍用化學式來表示。上述化

19、學方程式可改寫成： Cu2++SO42-+Ba2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③刪去方程式兩邊不參加反應的離子符號：Ba2+ + SO42- =BaSO4↓ ④檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。 考點六 電解質、非電解質、強電解質、弱電解質 1.電解質、非電解質 電解質 非電解質 定義 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 能導電的化合物 在水溶液中和熔融狀態(tài)下 均不能導電的化合物 本質 在水溶液中或熔融狀態(tài)下 能夠電離的化合物 在水溶液中和熔融狀態(tài)下 均不能發(fā)生電離的化合物 導電實質 產生了自由移動的離子 沒有產生

20、自由移動的離子 結構特點 離子化合物和某些具有極性鍵 的共價化合物 某些共價化合物 共同點 均為化合物 注意點 電解質非、電解質的區(qū)分與化合物的水溶性無關. 舉例 NaCl Ba(OH)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.強電解質、弱電解質 強電解質 弱電解質 定義 在水溶液中能全部電離的電解質 在水溶液中只能部分電離的電解質 電離程度 完全 部分 電離平衡 不存在 存在 溶液中存在微粒種類 水合離子、水分子 水合離子、水分子 弱電解質分子 電離過程 不可逆、不存在電離平衡 可逆、存在電離平衡 相互

21、關系 均為電解質。在相同條件下,強電解質溶液的導電能力強于弱電解質溶液 電離方程式 書寫規(guī)律 用等號 HnA=nH++An- 用可逆符號,弱酸分步電離 HnA H+ +HA(n-1)- HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)- 舉例 強酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 強堿：KOH NaOH Ba(OH)2等. 絕大部分鹽：BaSO4 BaCl2. 等 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等 弱堿：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O及小部分鹽：(CH3COO)2Pb等. [例1]下

22、列物質屬于電解質的是（ ） A.Na2O B.SO3 C.Cu D.NaCl溶液 [解析] Na2O為離子化合物，在熔融條件下能導電，為電解質，故A正確；SO3為共價化合物，在熔融條件下不能導電，其水溶液能導電是SO3與水反應生成的H2SO4導電，故SO3為非電解質，B不正確；Cu是單質，NaCl溶液為混合物，它們既不是電解質，也不是非電解質，故C、D都不正確。 [答案]A 特別提醒： 1.電解質是指在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物。水溶液中或熔融狀態(tài)下，這兩者之間只需滿足一者就

23、行了，但必須強調的是其本身能夠導電，而不是反應的生成物。如SO2、SO3的水溶液雖然能導電，但它們都不是電解質，原因是在溶液中真正起到導電作用的是它們與水反應的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它們自己本身。Na2O的水溶液的導電雖然也是它與水反應生成的NaOH導電，但因為其在熔融狀態(tài)下本身能夠導電，所以Na2O是電解質。 2.電解質和非電解質都是化合物，單質它既不是電解質，也不是非電解質。 3.判斷某電解質是強電解質還是弱電解質關鍵是看它在水溶液中電離時是完全電離還是部分電離，與其溶解度大小、導電能力強弱等因素無關。 考點七 離子方程式的書寫 1.離子反應：指在溶液中（或熔化狀態(tài)

24、下）有離子參加或離子生成的反應。 2.離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。 3.離子方程式的書寫： （1）書寫規(guī)則： ①單質、氧化物、不溶物、難電離的物質（弱酸、弱堿及水等）不能拆開來寫。如Cl2、Na2O等不可以拆開寫成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆開寫成Ba2+、SO42-形式。 ②易溶于水，易電離的物質的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4應改寫Na+,H+,SO42- ③微溶物，若出現在反應物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外）；若出現在生成物中一般不改寫。 ④固體與固體物質反應不寫離子方

25、程式。如實驗室制取NH3的離子方程式為： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O ⑤濃H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應改寫成離子符號。如Cu片與濃H2SO4反應的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2↑+2H2O （2）書寫步驟（以CuSO4溶液與BaCl2 溶液反應為） ①寫出反應的化學方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓ ②把易溶于水、易電離的物質拆開寫成離子形式，難溶的物質或難電離的物質以及氣體等仍用化學式來表示。上述化學方程式可改寫成： Cu2++SO42-+Ba

26、2+ +2Cl- =Cu2++2Cl-+BaSO4↓ ③刪去方程式兩邊不參加反應的離子符號：Ba2+ + SO42- =BaSO4↓ ④檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等。 特別提醒： 常見離子方程式的書寫錯誤 （1）不配平（一般表現為等式兩邊原子不守恒或電荷數不守恒）。如Fe3++Cu =Cu2++Fe2+； Na+H2O=Na++OH-+H2↑ （2）該改的不改或不該改的改了。如Na2O溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀鹽酸反應：CO32-+2H+=CO2↑+H2O；醋酸銨溶液與燒堿溶液共熱：CH3COONH4+OH- =CH3CO

27、O-+ NH3↑+H2O； 乙醛做銀鏡反應：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH→CH3COO-+NH4++2Ag↓+3NH3+H2O等等…… （3）與反應事實不相符合。如鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H+ =2Fe3++ 3H2↑；鋁條溶于稀HNO3：2Al+6H+ = 2Al3++3H2↑ （4）不是離子反應的寫離子方程式。離子反應發(fā)生在水溶液中或熔融狀態(tài)下，否則就不能寫離子方程式。如濃硫酸與食鹽共熱制HCl；濃硫酸與Cu共熱制SO2；實驗室制CH4和NH3等都無離子方程式。 （5）亂用↑、↓、 、 符號。如FeCl3溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(O

28、H)3↓+ 3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH- （6）多步水解或電離的方程式一步完成或水解與電離方程式分不清楚。如Na2S溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ；H2S溶于水：H2S 2H+ + S2-。 （7）漏寫一種產物。如CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合：Ba2++SO42-=BaSO4↓；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H+ + OH- = H2O。 （8）隨便約簡或不約簡。如Ba(OH)2溶液不斷滴加稀H2SO4：Ba2++H++OH-+SO42-=BaSO4↓+

29、 H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4+ [例2]（2008·上海）下列離子方程式書寫正確的是（ ） A.AgNO3溶液中滴入少量的Na2S溶液 2Ag+ + S2-==Ag2S↓ B.過量CO2通入Ca(ClO)2溶液中 ClO-+CO2+H2O==HCO3-+HClO C.向Na2CO3溶液中加入過量CH3COOH溶液 CO32-+2H+==CO2↑+H2O D.向Ba(OH)2溶液中加入少量NaHSO3溶液 2HSO3-+Ba2++2OH-==BaSO3↓+SO32-+2H2O [解析]CH3COOH為

30、弱電解質，不可拆開寫成離子形式，故C不正確；因加入的NaHSO3溶液少量，則在反應中Ba(OH)2過量，書寫離子方程式時應以少量的NaHSO3為主，其離子方程式應為：HSO3-+Ba2++OH-==BaSO3↓+ H2O，故D不正確。 [答案]A B 考點八 溶液中的離子共存 1.離子共存條件： 同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。 ⑵生成氣體或揮發(fā)性物質：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO

31、32-、HSO3-等不能大量共存。 ⑶生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。 ⑷發(fā)生氧化還原反應： 氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。 2.附加隱含條件的應用規(guī)律： ⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- ⑵強堿性溶液中肯定不存在與OH-反應的離子，如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+

32、 ⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+反應的離子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2- [例3](2008·全國理綜)在溶液中加入少量Na2O2后仍能大量共存的離子組是（ ） A.NH4+、Ba2+、Cl-、NO3- B.K+、AlO2-、Cl-、SO42- C.Ca2+、Mg2+、NO3-、HCO3- D.Na+、Cl-、CO32-、SO32- [解析]由題意知，往溶液中加入少量Na2O2后，①Na2O2會與原溶液中的水反應生成NaOH，使溶液呈堿性，故NH4+、M

33、g2+、HCO3-不能與其大量共存，A、C不正確；②Na2O2有強氧化性，會氧化溶液中的一些還原性離子，如Fe2+、SO32-等，故D不正確。 [答案]B [例2]（2011·上海）下列離子方程式書寫正確的是（ ） A.AgNO3溶液中滴入少量的Na2S溶液 2Ag+ + S2-==Ag2S↓ B.過量CO2通入Ca(ClO)2溶液中 ClO-+CO2+H2O==HCO3-+HClO C.向Na2CO3溶液中加入過量CH3COOH溶液 CO32-+2H+==CO2↑+H2O D.向Ba(OH)2溶液中加入少量NaHSO3溶液 2HSO3-+Ba2++2O

34、H-==BaSO3↓+SO32-+2H2O [解析]CH3COOH為弱電解質，不可拆開寫成離子形式，故C不正確；因加入的NaHSO3溶液少量，則在反應中Ba(OH)2過量，書寫離子方程式時應以少量的NaHSO3為主，其離子方程式應為：HSO3-+Ba2++OH-==BaSO3↓+ H2O，故D不正確。 [答案]A B 考點九 溶液中的離子共存 1.離子共存條件： 同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。 ⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。 ⑵生成氣體或揮發(fā)性物質：如

35、：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。 ⑶生成難電離物質：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。 ⑷發(fā)生氧化還原反應： 氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。 2.附加隱含條件的應用規(guī)律： ⑴溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4- ⑵強堿性溶液中肯定不存在與OH

36、-反應的離子，如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+ ⑶強酸性溶液中肯定不存在與H+反應的離子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2- [例3](全國理綜)在溶液中加入少量Na2O2后仍能大量共存的離子組是（ ） A.NH4+、Ba2+、Cl-、NO3- B.K+、AlO2-、Cl-、SO42- C.Ca2+、Mg2+、NO3-、HCO3- D.Na+、Cl-、CO32-、SO32- [解析]由題意知，往溶液中加入少量Na2O2后，①Na2O2會

37、與原溶液中的水反應生成NaOH，使溶液呈堿性，故NH4+、Mg2+、HCO3-不能與其大量共存，A、C不正確；②Na2O2有強氧化性，會氧化溶液中的一些還原性離子，如Fe2+、SO32-等，故D不正確。 [答案]B 考點十 氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物 概念 定義 注意點 氧化反應 物質失去電子的反應 物質失去電子的外部表現為化合價的升高 還原反應 物質得到電子的反應 物質得到電子的外部表現為化合價的降低 被氧化 元素失去電子的過程 元素失去電子的外部表現為化合價的升高 被還原 元素得到電子的過程 元素得到電子的外部表現為化合價的降低

38、 氧化產物 通過發(fā)生氧化反應所得的生成物 氧化還原反應中，氧化產物、還原產物可以是同一種產物，也可以是不同產物，還可以是兩種或兩種以上的產物。如反應4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，Fe2O3和SO2均既為氧化產物，又為還原產物。 還原產物 通過發(fā)生還原反應所得的生成物 氧化劑 得到電子的反應物 常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質；如鹵素單質(X2)、O2、S等(2)高價金屬陽離子；如Fe3+、Cu2+等(3)高價或較高價含氧化合物；如MnO2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)過氧化物；如Na2O2、H2O2等 還原劑 失去電

39、子的反應物 常見還原劑：①活潑或較活潑的金屬；如K、Na、Zn、Fe等②一些非金屬單質；如H2、C、Si等③較低態(tài)的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 氧化性 得到電子的能力 物質的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有關，與得失電子的數目無關。 還原性 失去電子的能力 [例1]（2011·茂名一模）金屬鈦（Ti）性能優(yōu)越，被稱為繼鐵、鋁制后的“第三金屬”。工業(yè)上以金紅石為原料制取Ti的反應為： aTiO2?＋?bCl2?＋?cC?aTiCl4?＋?cCO ……反應① TiCl4?＋2Mg??Ti?＋?2MgCl2 ……反應② 關

40、于反應①、②的分析不正確的是（ ） ①TiCl4在反應①中是還原產物，在反應②中是氧化劑； ②C、Mg在反應中均為還原劑，被還原； ③在反應①、②中Mg的還原性大于C，C的還原性大于TiCl4； ④a＝1，b＝c＝2； ⑤每生成19.2?g?Ti，反應①、②中共轉移4.8?mol?e-。 A．①②④ B．②③④ C．③④ D．②⑤ [解析]②中C、Mg在反應中均為還原劑，被氧化；經計算知⑤中每生成19.2?g?Ti，反 應①、②中共轉移3.2?mol?e- [答案]D [知識規(guī)律] 還原性

41、化合價升高 弱氧化性 變化 ↑ ↑ →產物 反應物→ 還原劑 氧化反應 氧化產物 變化 氧化劑 還原反應 還原產物 ↓ ↓ 氧化性 化合價降低 弱還原性 考點十一 物質的氧化性強弱、還原性強弱的比較 氧化性→得電子性，得到電子越容易→氧化性越強 還原性→失電子性，失去電子越容易→還原性越強 由此，金屬原子因其最外層電子數

42、較少，通常都容易失去電子，表現出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數較多，通常都容易得到電子，表現出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。 1.根據金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電子還原成金屬單質越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質越容易，氧化性越強。 2.根據非金屬活動性順序來判斷: 一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質越難，還原性越弱。 3.根據氧化還原反應發(fā)

43、生的規(guī)律來判斷: 氧化還原反應可用如下式子表示： 規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產物的還原性。 4.根據氧化還原反應發(fā)生的條件來判斷: 如：Mn02+4HCl(濃)　 MnCl2+C12↑+2H20 2KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn02 5.根據反應速率的大小來判斷: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， ， 其還原性:

44、 Na2SO4>H2SO3>SO2 6.根據被氧化或被還原的程度來判斷: 如：，， 即氧化性:。 又如:，， 即有還原性:。 7.根據原電池的正負極來判斷： 在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。 8.根據電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。 如:Cl-失去電子的能力強于OH-，還原性:。 9.根據元素在周期表中位置判斷： (1)對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。 (2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如Li、Na、K、Rb、Cs金屬活潑性依次

45、增強，其還原性也依次增強。 （3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。 10.根據（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷： 元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。 一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe, S(+6價)>S(+4價)等，還原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。 注意：①物質的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質在不同的條件下，其氧化能力或還原

46、能力會有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）＞HNO3（稀）；Cu與濃H2SO4常溫下不反應，加熱條件下反應；KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。 ②原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性等。 [例2]（2011·聊城二模）常溫下，在下列溶液中發(fā)生如下反應 ①16H++10Z-+2XO4-＝2x2++5Z2+8H2O ②2A2+ +B2＝2A3++2B- ③2B-+Z2＝B2+2Z- 由此判斷下列說法錯誤的是（ ） A.反應Z2+2A2+＝2A3++2Z-可以進行。 B.Z元素在①③反應中均被還原 C.氧化性由強到弱的順序是

47、XO4-、Z2、B2、A3+ D.還原性由強到弱的順序是A2+、B-、Z-、X2+ [解析]根據上述規(guī)律4可得：氧化性順序：XO4->Z2>B2>A3+，還原性順序：A2+>B->Z->X2+。 [答案]B 考點十二 氧化還原反應方程式的配平方法 1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒 2.配平步驟（以高錳酸鉀和濃鹽酸反應制氯氣為例）： ①標出化合價變化了的元素的化合價。如： +7 -1 +4 0 KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ②根據元素存在的實際形式調整發(fā)生了氧化還原反應的物質的系數，使之成1︰1的關系。如：

48、+7 -1 +4 0 KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O ③調整系數，使化合價升降總數相等。 化合價↓ 5×② KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O 化合價↑2×⑤ ④根據化合價升降總數相等確定發(fā)生氧化還原反應的物質的化學計量數。如：2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O ⑤利用元素守恒，用觀察方法配平沒有參加氧化還原反應的其他物質的系數。如： 2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O ⑥檢查方程式兩邊各原子的個數是否相等，離子方程式

49、還要檢查方程式兩邊的離子所帶的電荷數是否相等。 [例3]（2008·江西信豐中學）對于反應KMnO4+HCl→KCl+MnCl2+Cl2+H2O（未配平），若有0.1mol KMnO4參加反應，下列說法正確的是（ ） A．其轉移電子0.5mol?????????????? B．生成Cl20.5mol C．參加反應HCl為16mol???????????? D．Cl2是還原產物 [解析]配平該方程式為：2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O ，Mn由+7→+2，得到5電子，則0.1mol KMnO4參加反應消耗HCl

50、為1.6mol，轉移的電子為0.5mol，生成的Cl2為0.25mol，故A正確，B、C不正確；Cl2是氧化產物，故D不正確。 [答案]A 考點十三 電子轉移守恒應用 電子轉移守恒法是依據氧化劑與還原劑得失電子數目相等這一原則進行計算的。電子轉移守恒法是氧化還原反應計算的最基本的方法。 [例4]（2011·廣州·學業(yè)水平測試）在一定條件下，分別以高錳酸鉀、氯酸鉀、過氧化氫為原料制取氧氣，當制得同溫、同壓下相同體積的氧氣時，三個反應中轉移的電子數之比為（ ） A．l∶1∶1 B．2∶2∶1 C．2∶3∶1 D．4∶3∶2 [解析]

51、用高錳酸鉀、氯酸鉀制氧氣，反應過程中O由-2價轉化為0價，而用過氧化氫制氧氣，O則由-1價轉化為0價?，F要制得相同的O2，所以用過氧化氫制氧氣的反應中轉移的電子數只有用高錳酸鉀、氯酸鉀制取的反應中轉移的電子數的一半。 [答案]B 考點十四 溶液、飽和溶液、不飽和溶液 1.溶液的概念：一種或幾種物質分散到另一種物質里形成的均一、穩(wěn)定的混合物。 2.溶液的組成:溶液=溶質+熔劑 溶質：被分散的物質。如食鹽水中的NaCl；氨水中的NH3；碘酒中的I2 溶劑：溶質分散其中的物質。如食鹽水、氨水中的水；碘酒中的酒精 3.溶解過程：溶質分散到溶劑里形成溶液的過程叫

52、溶解。物質溶解時，同時發(fā)生兩個過程： 溶解是一個物理、化學過程，并伴隨著能量變化，溶解時溶液的溫度是升高還是降低，取決于上述兩個過程中放出和吸收熱量的相對大小。如：濃硫酸稀釋溶液溫度升高，NH4NO3溶于水溶液溫度降低。 4.溶解平衡 在一定條件下，溶解速率等于結晶速率的狀態(tài)叫溶解平衡。溶解平衡是動態(tài)平衡，溶解和結晶仍在進行。達到溶解平衡的溶液是飽和溶液，它的濃度一定，未達到溶解平衡的溶液是不飽和溶液，通過加入溶質、蒸發(fā)溶劑、改變溫度等方法可使不飽和溶液成為飽和溶液。 未溶解的固體溶質溶液中的溶質 [例1](2011·眉山市)向200C的飽和澄清石灰水(甲溶液)中投入適量的氧化

53、鈣粉末，充分反應，下列說法錯誤的是( ) A.溶液溫度末冷卻到200C時，溶液一定是飽和溶液 B.溶液溫度末冷卻到200C時，溶質質量分數比甲溶液大 C.溶液溫度恢復到200C時，溶液質量比甲溶液小 D.溶液溫度恢復到200C時，溶液的溶質質量分數和甲溶液的相等 [解析]Ca(OH)2的溶解度隨著溫度的升高而降低。向200C的飽和澄清石灰水中投入適量的氧化鈣粉末，加入的CaO會與水反應生成Ca(OH)2，不僅消耗了溶劑水，并且反應會放出大量的熱，使溶液的溫度升高，所以當溶液的溫度等于200C時，肯定會有溶質Ca(OH)2析出，所得的溶液仍為飽和溶液，溶

54、質的質量分數不變。 [答案]B 考點十五 溶解度、溶質的質量分數 1.固體的溶解度 (1)定義：在一定溫度下，某固態(tài)物質在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫 做這種物質在這種溶劑里的溶解度。 注意點：①一定溫度 ②100g溶劑 ③達到溶解平衡狀態(tài)（飽和狀態(tài)）④單位是克(g) (2)有關關系式：S(溶解度)= 陡升型(KNO3) 緩升型(NaCl) 下降型(Ca(OH)2) S/g T/℃ (3)溶解度曲線： 溶解度曲線是溶解度隨溫度變化的一種 表示方法。溶解度曲線可表示： ①同一物質在不同溫度時的不同溶解度； ②不同物質在同

55、一溫度時不同溶解度； ③物質溶解度受溫度變化影響的大??； ④比較不同物質的溶解度的大小。 2.氣體的溶解度 在一定溫度和1.01×105Pa時，1體積溶劑里達到溶解平衡時溶解的氣體體積數（要換算成標準狀況時的氣體體積）。氣體溶解度隨溫度的升高而減小，隨壓強的增大而增大。 3.溶質質量分數（a%） 溶質質量分數= [例2](2008·南昌一模)右圖為氯化鈉、碳酸鈉(俗稱純堿)在水中的溶解度曲線。 (1)當溫度為10℃時，碳酸鈉的溶解度為 ； (2)當溫度 時，氯化鈉的溶解度大于碳酸鈉的溶解度； (3)生活在鹽湖附近的人們習慣“夏天曬鹽，冬天撈堿”。請

56、 你解釋原因：“夏天曬鹽” ； “冬天撈堿” 。 [解析]由題給中的溶解度曲線易看出，10℃時，碳酸鈉的溶解 度為10g；30℃時，氯化鈉、碳酸鈉的溶解度大致相等，當溫度高于30℃，氯化鈉的溶解度小于碳酸鈉的溶解度，當溫度低于30℃時，氯化鈉溶解度大于碳酸鈉的溶解度；且氯化鈉的溶解度隨溫度的變化不大，碳酸鈉的溶解度隨溫度的變化很大，所以加熱蒸發(fā)濃縮有利于氯化鈉晶體的析出，降溫冷卻則有利于碳酸鈉晶體的析出。 [答案](1)10g

57、(2)小于30℃ (3)氯化鈉的溶解度受溫度影響不大，夏天溫度高水分蒸發(fā)快，氯化鈉易結晶析出；碳酸鈉的溶解度受溫度影響大，冬天溫度低，碳酸鈉易結晶析出。 考點十六 膠體及其性質 1.膠體的本質特征：分散質粒子的直徑大小在1nm～100nm之間 2.膠體的分類 氣溶膠——霧、云、煙 按分散劑狀態(tài)分 液溶膠——Fe(OH)3膠體、蛋白質溶液 膠體 固溶膠——煙水晶、有色玻璃 按分散質分 粒子膠體—分散質微粒是很多分子或離子的集合體，如Fe(OH)3膠體 分子膠體—分散質微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白質溶液 3.膠體的重

58、要性質 ①丁達爾現象：光通過膠體時所產生的光亮的通路的現象。膠體的丁達爾現象是由于膠體微粒對光線的散射而形成的，溶液無此現象，故可用此法區(qū)別溶液和溶膠。 ②布朗運動：膠體粒子所作的無規(guī)則的、雜亂無章的運動。布朗運動是分子運動的體現。 ③電泳現象：在外加電場的作用下，膠粒在分散劑里向陰極或陽極作定向移動的現象。工業(yè)生產中可利用電泳現象來分離提純物質。 膠體微粒 吸附的離子 膠粒帶的電荷 在電場中膠粒移動方向 金屬氫氧化物、金屬氧化物 陽離子 正電荷 陰極 非金屬氧化物、金屬硫化物 陰離子 負電荷 陽極 例如：在電泳實驗中，Fe(OH)3膠體微粒向陰極移動，使陰極附

59、近顏色加深，呈深紅褐色；而As2S3膠體微粒向陽極移動，使陽極附近顏色加深，呈深金黃色。 ④膠體的聚沉：一定條件下，使膠體粒子凝結而產生沉淀。膠體聚沉的方法主要有三種：a.加入電解質 b.加入與膠粒帶相反電荷的另一種膠體 c.加熱。如：制皂工業(yè)生產中的鹽析，江河入?？谌侵薜男纬傻鹊?。 ⑤滲析：依據分散系中分散質粒子的直徑大小不同，利用半透膜把溶膠中的離子、分子與膠粒分離開來的方法。利用滲析可提純膠體。 [例3](2008·湖北仙桃) Fe(OH)3膠體中常混有FeCl3和HCl。試回答有關問題： (1) 實驗室制取Fe(OH)3膠體的方法是____________________

60、__________________,用__________方法除去膠體中的渾濁；根據____________現象證明膠體已經制成。 (2) 鑒別溶液中存在Fe3＋和H＋的方法是_____________________________________ _________________________________________________________________________。 (3) 除去膠體中混有的FeCl3和HCl的方法是____________________________。 (4) 如何用實驗方法證明膠體和Cl－兩者已經分離?______ __

61、_____________ _______________________________________________________。 [解析]向沸水中滴加飽和FeCl3溶液可制得Fe(OH)3膠體；利用過濾法可分離濁液和膠體，利用滲析法可分離濁液和膠體；利用丁達爾效應可以檢驗膠體的存在。 [答案](1)在沸騰的蒸餾水中滴加飽和FeCl3溶液，待溶液呈紅褐色，停止加熱，即制得膠體 ；過濾 ；丁達爾現象 (2)滴加KSCN溶液，變紅色說明有Fe3+，pH試紙檢驗，變紅，說明有H+ (3)滲析(將膠體裝入半透膜中，然后置于蒸餾水中) (4)取半透膜外最后一次的溶液少許于試管中，

62、加入AgNO3溶液，若無沉淀產生,證明兩者已經分離。 考點十七 “鐵三角”及其應用 由于Fe是變價元素，在反應中可以失去2個電子，也可以失去3個電子，所以呈不同的價態(tài)。鐵遇弱氧化劑(如S、H+、Cu2+、I2等)時，鐵只能失去最外層的 電子，而生成 價鐵的化合物，當遇到強氧化劑(如Cl2、Br2、HNO3等)時，鐵原子可以再失去次外層上的 電子而生成 價鐵的化合物。并且 價比 價穩(wěn)定。 “鐵三角”指的是Fe、Fe2+、Fe3+三者相互轉化的三角關系，具體應用有以下幾個方面： 1．共存問題 （1）Fe2+在酸性條件下不能與強氧

63、化性離子共存，如： 等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如： 等。 （2）Fe3+：不能與還原性離子共存，如： 等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如： 等；不能與SCN-共存；不能與苯酚共存。 2．分離與提純 （1）FeCl2（雜質FeCl3），加入 或 后過濾。 （2）FeCl3（雜質FeCl2），通入 或滴加 或加入“綠色”氧化劑 ：

64、 。 3．制備物質 （1）工業(yè)冶煉鐵，如：Fe3O4+4CO3Fe+4CO2 （2）制取氫氧化亞鐵 實驗原理： 實驗現象： 。 要制得白色的Fe(OH)2沉淀，要注意以下幾點： ①硫酸亞鐵溶液中不能含有Fe3+，因此，硫酸亞鐵溶液應是 。 ②實驗用的氫氧化鈉溶液，溶解亞鐵鹽的蒸餾水應煮沸，以 。 ③實驗時，用長膠頭滴管吸取氫氧化鈉溶液后，把滴管

65、插入硫酸亞鐵溶液的 ，再輕輕擠膠頭滴管的膠頭，逐滴加入氫氧化鈉溶液，這時就會析出Fe(OH)2白色絮狀沉淀。 [特別提醒]：Fe(OH)2制備的方法很多，核心問題兩點，一是溶液中的溶解氧必須除去，二是反應過程必須與O2隔絕。 [例1]（2011 屆金湖中學第二次質量檢測）由于Fe(OH)2在空氣中易 被氧化，同學們?yōu)榱擞^察到白色的Fe(OH)2固體想了很多方法。甲同 學：在如圖所示的裝置中，用NaOH溶液、鐵屑、稀H2SO4等制備。 （1）在試管I里加入的試劑是 。 （2）II中的試劑

66、加入前應如何處理： 。 （3）為了制得白色Fe(OH)2沉淀，在試管I和II中加入試劑，打開止水夾，塞緊后的實驗步驟是 。 （4）這樣生成的Fe(OH)2沉淀能較長時間保持白色，其理由是 。 乙同學：只是將甲同學所用藥品中的鐵屑改為FeS固體，其余都與甲相同。 （5）對乙同學的這一改變請你作出評價：__________________________________。 丙同學：認為甲乙兩同學所用的裝置太復雜，難以組裝，該同學應用試管取了一些不含Fe3+的FeSO4溶液，然后向其中加入經煮沸并冷卻的NaHCO3溶液，結果也制得了白色沉淀并較長時間保持白色。 （6）請你解釋原因并寫出相關反應的離子方程式：______________________________。 [解析]用FeSO4溶液與NaOH溶液反應制備Fe(OH)2并觀察沉淀的顏色變化是必修Ⅰ重要的演示實驗。Fe(OH)2、FeS