高考化學(xué)必考知識(shí)點(diǎn)(2)
高考化學(xué)必背知識(shí)點(diǎn)
元素周期表
小結(jié)：
元素周期表共分18縱行，其中第1、2、13、14、15、16、17七個(gè)縱行依次為ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(縱行序號(hào)的個(gè)位數(shù)與主族序數(shù)相等);第3、4、5、6、7、11、12七個(gè)縱行依次為ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(縱行序號(hào)個(gè)位數(shù)與副族序數(shù)相等);第8、9、10三個(gè)縱行為合稱為Ⅷ族;第18縱行稱為0族。
?、馎族稱為堿金屬元素(氫除外);ⅡA族稱為堿土金屬元素;ⅢA族稱為鋁族元素;ⅣA族稱為碳族元素;ⅤA族稱為氮族元素;ⅥA族稱為氧族元素;ⅦA族稱為鹵族元素。
元素周期表共有七個(gè)橫行，稱為七個(gè)周期，其中第一(2種元素)、二(8種元素)、三(8種元素)周期為短周期(只有主族元素);第四(18種元素)、五(18種元素)、六(32種元素)周期為長(zhǎng)周期(既有主族元素，又有過(guò)渡元素);第七周期(目前已排26種元素)為不完全周期。
在元素周期表中，越在左下部的元素，其金屬性越強(qiáng);越在右上部的元素(惰性氣體除外)，其非金屬性越強(qiáng)。金屬性最強(qiáng)的穩(wěn)定性元素是銫，非金屬性最強(qiáng)的元素是氟。
在元素周期表中位于金屬與非金屬分界處的金屬元素，其氧化物或氫氧化物一般具有兩性，如Be、Al等。
主族元素的價(jià)電子是指其最外層電子;過(guò)渡元素的價(jià)電子是指其最外層電子和次外層的部分電子;鑭系、錒系元素的價(jià)電子是指其最外層電子和倒數(shù)第三層的部分電子。
在目前的112種元素中，只有22種非金屬元素(包括6種稀有氣體元素)，其余90種都是金屬元素;過(guò)渡元素全部是金屬元素。
在元素周期表中，位置靠近的元素性質(zhì)相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新農(nóng)藥;金屬與非金屬分界處的元素用于制造半導(dǎo)體材料;過(guò)渡元素用于制造催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料等等。
從原子序數(shù)為104號(hào)往后的元素，其原子序數(shù)的個(gè)位數(shù)與其所在的副族序數(shù)、Ⅷ族(包括108、109、110三號(hào)元素)、主族序數(shù)分別相等。第七周期若排滿，最后0族元素的原子序數(shù)為118號(hào)。
10.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序數(shù)之差可能為1(第二、三兩周期)或11(第四、五兩周期)或25(第六周期)。
11.若主族元素xA所在的第n周期有a種元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b種元素，當(dāng)xA、yB位于第IA族、ⅡA族時(shí)，則有：y = x + a;當(dāng)xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族時(shí)，則有：
y = x + b。
十四、構(gòu)、位、性的規(guī)律與例外
一般原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成，但氕原子(1H)中無(wú)中子。
元素周期表中的每個(gè)周期不一定從金屬元素開(kāi)始，如第一周期是從氫元素開(kāi)始。
大多數(shù)元素在自然界中有穩(wěn)定的同位素，但Na、F、P、Al等20種元素到目前為卻未發(fā)現(xiàn)穩(wěn)定的同位素。
一般認(rèn)為碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。(據(jù)有些資料說(shuō)，氫元素形成的化合物最多)
元素的原子序數(shù)增大，元素的相對(duì)原子質(zhì)量不一定增大，如18Ar的相對(duì)原子質(zhì)量反而大于19K的相對(duì)原子質(zhì)量。
質(zhì)量數(shù)相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca
?、鬉~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒(méi)有同素異形體，且其單質(zhì)不能與氧氣直接化合。
活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價(jià)化合物(熔沸點(diǎn)很低，易升華，為雙聚分子，結(jié)構(gòu)式為 所有原子都達(dá)到了最外層為8個(gè)電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。
9.一般元素性質(zhì)越活潑，其單質(zhì)的性質(zhì)也活潑，但N和P相反。
10.非金屬元素之間一般形成共價(jià)化合物，但NH4Cl、NH4NO3等卻是離子化合物。
11.離子化合物在一般條件下不存在單個(gè)分子，但在氣態(tài)時(shí)卻是以單個(gè)分子存在。
12.含有非極性鍵的化合物不一定都是共價(jià)化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
13.單質(zhì)分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。
14.一般氫化物中氫為+1價(jià)，但在金屬氫化物中氫為-1價(jià)，如NaH、CaH2等。
15.非金屬單質(zhì)一般不導(dǎo)電，但石墨可以導(dǎo)電。
16.非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17.金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價(jià)金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O;Na2O2、MnO2等也不屬于堿性氧化物，它們與酸反應(yīng)時(shí)顯出氧化性。
18.組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)(分子晶體)，一般分子量越大，熔沸點(diǎn)越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因?yàn)橐簯B(tài)及固態(tài)HF、H2O、NH3分子間存在氫鍵，增大了分子間作用力。
19.非金屬元素的最高正價(jià)和它的負(fù)價(jià)絕對(duì)值之和等于8，但氟無(wú)正價(jià)，氧在OF2中為+2價(jià)。
20.含有陽(yáng)離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽(yáng)離子而無(wú)陰離子。
21.一般元素的化合價(jià)越高，其氧化性越強(qiáng)，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐漸增強(qiáng)。
22.離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價(jià)鍵。
十五、離子方程式的書寫
離子符號(hào)的正確書寫
電解質(zhì)只有在完全電離時(shí)才能寫成離子，如：
酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強(qiáng)酸在水溶液中
堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強(qiáng)堿在水溶液或熔融狀態(tài)時(shí)
鹽中，絕大多數(shù)鹽在水溶液或熔融狀態(tài)時(shí)
☆注意：①酸式鹽的電離情況：
NaHSO4(水溶液)==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4(熔融)==Na+ + HSO4—
NaHCO3==Na+ + HCO3— NH4HSO3==NH4+ + HSO3— NaH2PO4==Na+ + H2PO4—
②對(duì)微溶物的處理：在澄清的溶液中能寫成離子，在渾濁時(shí)不能寫成離子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。
?、蹖?duì)濃強(qiáng)酸的處理：濃H2SO4參加的反應(yīng)，對(duì)H2SO4一般不寫成離子，例如，濃H2SO4與Cu的反應(yīng)，起強(qiáng)氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且濃H2SO4中水很少(硫酸能與水以任意比例互溶)，絕大多數(shù)是H2SO4分子，未發(fā)生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應(yīng)，一般都寫成離子，因?yàn)樗鼈兪芷淙芙舛鹊南拗疲苜|(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)不是很大，其中水的量足以使它們完全電離。
④是離子反應(yīng)的不一定都能寫成離子方程式。例如實(shí)驗(yàn)室制取氨氣的反應(yīng)是NH4Cl與Ca(OH)2之間的離子交換反應(yīng)，但它們是固體之間的反應(yīng)。
反應(yīng)要符合實(shí)際
符合離子反應(yīng)發(fā)生的條件(生成溶解度更小的物質(zhì)或生成更加難電離的物質(zhì)或生成更易揮發(fā)性的物質(zhì));
符合氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律(強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng));
H+優(yōu)先跟堿性強(qiáng)的微粒(易電離出OH— 或易結(jié)合H+的微粒)反應(yīng);
?、?OH—優(yōu)先跟酸性強(qiáng)的微粒(易電離出H+或易結(jié)合OH—的微粒)反應(yīng)。
配平要符合三個(gè)“守恒”——質(zhì)量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應(yīng)中的得失電子守恒
注意離子間量的比例關(guān)系：不足物質(zhì)中參加反應(yīng)的陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比一定符合其化學(xué)式中陰、陽(yáng)離子的個(gè)數(shù)比。
十六、離子共存問(wèn)題
1.分析是否能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。
2.分析能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)
還原性離子(Fe2+、I—、S2—、SO32—等)與氧化性離子(NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等)因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能共存。例如：
2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2
2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O
6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+
5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl—
5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O
2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O ……
3.分析是否發(fā)生雙水解反應(yīng)常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)有以下幾組：
AlO2— CO32— Fe3+ AlO2—
SiO32— AlO2— HCO3—
Fe3+與 CO32— Al3+與 HCO3— AlO2—與 Al3+ NH4+與
HCO3— SO32— NH4+ SiO32—
SO32— S2— HSO3—
分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)
如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3(血紅色溶液)
Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+
☆注意:(1)弱酸的酸式根離子既不能與H+離子大量共存，又不能與OH—大量共存，如：
HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O
HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O
HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + H2O
H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O
……
(2)能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。
(3)PO43—與H2PO4—不能大量共存，因?yàn)榍罢咚獬蕢A性，后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應(yīng)PO43— + H2PO4—== 2HPO42—
(4)Al3+、Fe3+因其在水溶液中當(dāng)pH為3~4左右時(shí)即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。
(5)[Ag(NH3)2]+與H+不能大量共存，因?yàn)樵谒嵝匀芤褐?，NH3與H+以配位鍵結(jié)合成NH4+的趨勢(shì)很強(qiáng)，導(dǎo)致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+發(fā)生。
(6)解答此類問(wèn)題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性;是否有顏色;可能大量共存還是一定能大量共存;能與鋁粉反應(yīng)放出H2(可能是非氧化性酸溶液，也可能是強(qiáng)堿溶液);由水電離出的H+濃度為10—10mol·L—1(可能是酸溶液，也可能是堿溶液)
十七、離子方程式判斷常見(jiàn)錯(cuò)誤及原因分析
1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：(寫、拆、刪、查四個(gè)步驟來(lái)寫)
(1)合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。
(2)式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。
(3)號(hào)實(shí)際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號(hào)符合實(shí)際。
(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。
(5)明類型：分清類型，注意少量、過(guò)量等。
(6)細(xì)檢查：結(jié)合書寫離子方程式過(guò)程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。
例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實(shí)
如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯(cuò)因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(yīng)
(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡
如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 錯(cuò)因：電子得失不相等，離子電荷不守恒
(3)混淆化學(xué)式(分子式)和離子書寫形式
如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯(cuò)因：HI誤認(rèn)為弱酸.
(4)反應(yīng)條件或環(huán)境不分：
如：次氯酸鈉中加濃HCl：ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑錯(cuò)因：強(qiáng)酸制得強(qiáng)堿
(5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽(yáng)離子配比.
如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O
正確：Ba2++2OH-+2H++SO42-=BaSO4↓+2H2O
(6)“=”“ ”“↑”“↓”符號(hào)運(yùn)用不當(dāng)
如：Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+ 注意：鹽的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓”
2.判斷離子共存時(shí)，審題一定要注意題中給出的附加條件。
酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。
有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。
S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
注意題目要求“一定大量共存”還是“可能大量共存”;“不能大量共存”還是“一定不能大量共存”。
看是否符合題設(shè)條件和要求，如“過(guò)量”、“少量”、“適量”、“等物質(zhì)的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序?qū)Ψ磻?yīng)的影響等。
十八、水的電離·溶液的pH
水的電離和溶液的pH是電解質(zhì)溶液的重點(diǎn)和難點(diǎn)，是高中與大學(xué)的重要銜接點(diǎn)，同時(shí)也是高考化學(xué)試題的熱點(diǎn)。分析多年的高考化學(xué)試題，我們不難發(fā)現(xiàn)：水的電離和溶液pH這一知識(shí)點(diǎn)試題每年考并且?？汲Ｐ?。因此，有必要認(rèn)真加以訓(xùn)練。
相關(guān)知識(shí)點(diǎn)
1、電解質(zhì)溶液的酸堿性跟水的電離密切相關(guān)。實(shí)驗(yàn)證明，水是一種極弱的電解質(zhì)，能微弱電離：
H2O+H2O H3O++OH—，可簡(jiǎn)寫為：H2O H+ + OH—。此電離平衡易受外界條件(溫度、電解質(zhì)等)影響，但遵循平衡移動(dòng)原理。實(shí)驗(yàn)還證明，在純水或電解質(zhì)的稀溶液中，當(dāng)溫度一定時(shí)，c(H+)與c(OH-)的乘積是一常數(shù)，即c(H+)·c(OH-)=Kw。Kw簡(jiǎn)稱為水的離子積。它只是溫度函數(shù)，并隨溫度的升高而增大。25℃時(shí)，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
2、電解質(zhì)溶液的酸堿性取決于c(H+)與c(OH-)的相對(duì)大小。在常溫下，
中性溶液中c(H+) = c(OH-) = 1×10-7mol/L;
酸性溶液中c(H+) > c(OH-);c(H+) > 1×10-7mol/L;
堿性溶液中c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7mol/L。
3、電解質(zhì)稀溶液的酸堿性可用pH大小來(lái)統(tǒng)一度量，其定義式：pH = -1g c(H+)。pH的通常范圍是0 ~ 14，若pH < 0，則直接用c(H+)來(lái)表示已比較方便了[c(H+) > 1mol/L];若pH > 14，則直接用c(OH— )來(lái)表示也已比較方便了[c(OH-) > 1mol/L]。
同樣可定義：pOH = -1g c(OH-)，在常溫下，同一溶液的pH + pOH = 14。
4.強(qiáng)酸、弱酸與堿、與活潑金屬反應(yīng)的一般規(guī)律
(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸的比較
c(H+)
pH
中和堿
的能力
與過(guò)量Zn的反應(yīng)情況
稀釋相同倍數(shù)
(10 n)后的pH
產(chǎn)生氫
氣的量
開(kāi)始時(shí)的
反應(yīng)速率
鹽酸
大
小
相等
相同
快
仍小些
醋酸 小 大 慢 仍大些
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸的比較
c(H+)
c(酸)
中和堿
的能力
與過(guò)量Zn的反應(yīng)情況
稀釋相同倍數(shù)
(10 n)后的pH
產(chǎn)生氫
氣的量
開(kāi)始時(shí)的
反應(yīng)速率
鹽酸
相等
小
小
少
相等
pH(稀)= pH(濃) + n
醋酸 大 大 多 pH(稀)< pH(濃) + n
☆結(jié)論:
?、?酸與活潑金屬反應(yīng)時(shí)，產(chǎn)生H2的多少是由酸最終電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)的量決定的;產(chǎn)生H2的快慢是由酸中c(H+)決定的。
?、?酸中和堿的能力強(qiáng)弱是由酸最終電離產(chǎn)生H+的物質(zhì)的量決定的。
5.證明某酸(如醋酸)是弱酸的實(shí)驗(yàn)原理
測(cè)定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，發(fā)現(xiàn)大于2 。[說(shuō)明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全電離]
(該方案簡(jiǎn)單可行)
用pH試紙或酸堿指示劑測(cè)定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸堿性，發(fā)現(xiàn)呈堿性。
[說(shuō)明CH3COO—發(fā)生了水解，即CH3COOH是弱酸](該方案亦簡(jiǎn)單可行)
向滴有石蕊試液的醋酸溶液中，加入適量的CH3COONH4晶體后振蕩，發(fā)現(xiàn)紅色變淺。[CH3COONH4晶體中由于NH4+、CH3COO— 對(duì)應(yīng)的NH3·H2O和CH3COOH在常溫時(shí)電離常數(shù)幾乎相同，故它們的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根濃度，石蕊試液的紅色變淺，酸性減弱，說(shuō)明醋酸溶液中存在電離平衡，且逆向移動(dòng)了，亦即說(shuō)明醋酸是弱酸](該方案亦簡(jiǎn)單易行)
取等體積、pH都等于2的醋酸和鹽酸與同濃度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。
[說(shuō)明n(醋酸) > n(鹽酸) c(醋酸) > c(鹽酸) c(醋酸) > c(H+) 醋酸是弱電解質(zhì) ]
(該方案的缺點(diǎn)是：難以配得pH等于2的醋酸)
取等體積、pH都等于2的醋酸和鹽酸與足量的Zn粒反應(yīng)，并將產(chǎn)生的氫氣分別收集起來(lái)，發(fā)現(xiàn)醋酸生成的H2多。[原理同④]
(該方案的缺點(diǎn)是：難以配得pH等于2的醋酸，且操作較繁)
將10 mL pH=2的醋酸溶液用蒸餾水稀釋成1L，再測(cè)定其pH，發(fā)現(xiàn)小于4。
[說(shuō)明稀釋100倍后，溶液中c(H+)稀 > c(H+)濃/100，n(H+)有所增加，即又有醋酸分子電離了](該方案的缺點(diǎn)是：難以配得pH等于2的醋酸)
在相同條件下，將表面積相同的鋅粒分別跟物質(zhì)的量濃度相同的鹽酸和醋酸反應(yīng)，前者反應(yīng)速率快，后者反應(yīng)速率慢。[說(shuō)明醋酸電離產(chǎn)生的c(H+)小于同濃度鹽酸的，即醋酸末完全電離] (該方案的缺點(diǎn)是：鋅粒的表面積難以做到完全相同)
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