xx高考化学核心考点总结

xx高考化学核心考点总结内容摘要：

⑮ 有关 pH计算的主要题型及计算方法 根据 pH＝－ lg c(H＋ )，因此计算溶液的 pH 的关键是计算溶液中 H＋ 的浓度。 常见的题型有： ① 有关酸碱溶液稀释后 pH的计算 a、酸稀释后，先求稀释后 c(H＋ )，再求 pH；碱稀释后，先求稀释后 c(OH－ )，根据 Kw＝ c(H＋ ) c(OH － )，求出 c(H＋ )，最后再求 pH。 b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释 10a倍体积，溶液中 c(H＋ ) 或 c(OH－ )也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的 1/10a，则溶液的 pH将增大或减小 a个单位。 c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释 10a 倍体积，由于电离程度增大，使得 c(H＋ ) 或 c(OH－ )减小的不到 1/10a，因此 pH增大或减小不到 a个单位。 d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响 pH 的主要因素，因此 pH接近于 7。 即稀酸无限稀释后， pH不可能大于 7，弱碱无限稀释后 pH不可能小于 7。 ② 有关酸碱混合 pH的计算 A. 两种强酸混合，先计算混合后 c(H＋ )，再计算 pH。 混合后 变 化 改 变 c (H ＋ )＝ c 1 (H ＋ ) V 1 ＋ c 2 (H ＋ ) V 2V 1 ＋ V 2 B. 两种强碱混合，先计算混合后 c(OH－ )，然后计算 c(H＋ )，最后计算 pH。 混合后 c ( O H － )＝ c 1 ( O H － ) V 1 ＋ c 2 ( O H － ) V 2V 1 ＋ V 2 pH＝ — lg c(H＋ )。 C. 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算 若 n (H＋ )＝ n(OH－ )，酸碱恰好完全反应，则 pH＝ 7； 若 n (H＋ )＞ n(OH－ )，则酸过量，先求反应后溶液中 c(H＋ )，再计算 pH，此时 pH＜ 7 若 n (H＋ )＜ n(OH－ )，则碱过量，先求反应后溶液中 c(OH－ )，再求出 c(H＋ )，然后计算 pH，此时 pH＞ 7 盐类水解方程式的书写方法 ⑪ 由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用 “ ” ，而不能用 “ ” ，生成的不溶物不记 “↓” ，生成的气态产物也不记 “↑” 符号，如 AlCl3水解的离子方程式为 Al3＋ ＋ 3H2O Al(OH)3＋ 3H＋ ⑫ 多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如 H2CO3 H+＋ HCO3－ ，而 Na2CO3的水解，首先 CO32－ ＋ H2O HCO3－ ＋ OH－ ，生成的 HCO3－ 再水解 HCO3－ ＋ H2O CO32－ ＋ OH－。 ⑬ 较易水解的阳离子如 Al3+、 Fe3+等，较易水解的阴离子如 CO32－ （或 HCO3－ ）、 AlO2－ 等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用 “ ” 并标明 “↑” 及 “↓” 符号。 Fe3+＋ 3HCO3－ Fe(OH)3↓ ＋ 3CO2↑ ， 2Al3＋ ＋ 3S2－ ＋ 6H2O 2Al(OH)3↓ ＋ 3H2S↑ 守恒法在处理溶液问题的应用 在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ⑪ 电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子 所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。 如 Na2S溶液中： c(Na＋ )＋ c(H＋ )＝ 2 c(S2－ )＋ c(HS－ )＋ c(OH－ ) ⑫ 物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。 ⑬ 质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。 质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定 NaOH溶液为例） 编号 操作错误 待测值 理由 V2－ V1＝ V（酸） 1 未用标准盐酸洗滴定管 偏高 V（ 酸）变大 2 滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色 偏高 V（酸）变大 3 滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 偏高 V（酸）读数变大 4 滴定前读数正确，滴定后俯视读数 偏低 V（酸）读数变小 5 滴定前读数正确，滴定后仰视读数 偏高 V（酸）读数变大 6 未用待测碱液洗移液管 偏低 V（酸）量减小 7 滴定前，用待测碱液润洗锥形瓶 偏高 V（酸）量增大 8 快速滴定后，立即读数 偏高 V（酸）量增大 c(H ＋ )＝ K Wc(OH － ) 电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序 电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性 金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度 [电镀锌时，因 c(Zn2＋ )比 c(H＋ )大得多， Zn2＋ 放电而 H＋ 未放电 ]等因素有关。 若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为： 阴极（阳离子）放电顺序（氧化性） Au3＋ ＞ Ag＋ ＞ Hg2＋ ＞ Cu2＋ ＞ H＋ ＞ Pb2＋ ＞ Sn2＋ ＞ Ni2＋ ＞ Fe2＋ ＞ Zn2＋ ＞ Mn2＋ ＞ Al３＋ ＞ Mg2＋ ＞ Na＋ ＞Ca2＋ ＞ K＋ 阳极（阴离子）放电顺序（还原性） S2－ ＞ I－ ＞ Br－ ＞ OH－ ＞ NO3－ ＞ SO42－ ＞ F－ 以惰性电极电解的类型及 pH变化规律 以惰性电极电解时，按其中 OH－、 、 H＋ 放电情形的不同，电解可分如下几种类型： ⑪ OH－、 、 H＋ 均放电，相当于只电解水。 凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类型，其电解方程式均为： 2H2O 电解 2H2↑ ＋ O2↑。 其电解后 pH变化规律为：含氧酸，电解后 pH变小；强碱，电解后 pH 变大；盐，电解后 pH 基本不变。 ⑫ 只有 H＋ 放电，而 OH－、 不放电，此类因 H＋ 放电消耗，会使电解后溶液的 pH升高。 凡活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，如电 解 NaCl溶液： 2NaCl＋ 2H2O 电解 2NaOH＋H2↑ ＋ Cl2↑。 电解盐酸： 2HCl 电解 H2↑ ＋ Cl2↑ 等 ⑬ 只有 OH－、 放电，而 H＋ 不放电。 此类因 OH－、 放电而消耗，使电解溶液的 pH下降，凡不活泼金属的含氧酸盐均如此。 如电解 CuSO4溶液： 2CuSO4＋ 2H2O 电解 2Cu＋ O2↑ ＋ 2H2SO4。 ⑭ OH－、 、 H＋ 均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时 pH略增大或基本不变，如电解 CuCl2溶液： CuCl2 电解 Cu＋ Cl2↑ 第二部分 元素及其 化合物 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。 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 ⑪ 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。 ⑫ 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。 ⑬ 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。 ① 非金属单质与 H2化合的条件及难易程度； ② 氢化物的稳定性； ③ 最高价氧化物对应水化物的酸性； ④ 非金属间的置换反应； ⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性； ⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价； ⑦ 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 卤族元素主要性质的递变性（从 F→I ） ⑪ 单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑫ 元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑬ 与 H2化合，与 H2O反应由易到难； ⑭ 气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑮ 最高价氧化物的水化物酸性减弱； ⑯ 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。 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。 ⑪ 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。 ⑫ 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 ⑬ 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）。 ⑭ 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。 卤素及其化合物主要特性 ⑪ 氟及其化合物的特殊性质 ① 卤素单质 Cl Br 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 Cl Br 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。 ⑫ 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）。 ⑬ 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 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 H2RO 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。 硫酸根离子的检验 值得注意的是，检验 SO42－ 时会受到许多离子的干扰。 ⑪ Ag＋ 干扰：用 BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止 Ag＋ 干扰，因为 Ag＋ ＋ Cl－ ＝＝＝ AgCl↓。 ⑫ CO32－ 、 SO32－ 、 PO43－ 干扰：因为 BaCO BaSO 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，。