2011届高三化学一轮复习 - 高中化学重要知识点详细总结素材 新人(5)

高中化学重要知识点总结

④ OH—优先跟酸性强的微粒（易电离出H+或易结合OH—的微粒）反应。 ３. 配平要符合三个“守恒”——质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒 ４. 注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中．阴、阳离子的个数比。

十八、离子共存问题

1．分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。 2．分析能否发生氧化还原反应

还原性离子（Fe2+、I—、S2—、SO32—等）与氧化性离子（NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等）因发生氧化还原反应而不能共存。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．分析是否发生双水解反应常见的双水解反应有以下几组： AlO2— CO32— Fe3+ AlO2— SiO32— AlO2— HCO3—

Fe3+与 CO32— Al3+与 HCO3— AlO2—与 Al3+ NH4+与 HCO3— SO32— NH4+ SiO32— SO32— S2— HSO3— 6． 分析是否发生络合反应

如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3（血红色溶液） Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+

☆注意:（1）弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与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）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、

Ca2+和OH—等。

（3）PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇

要反应PO43— + H2PO4—== 2HPO42—

（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，

所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。

（5）[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的

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趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。

（6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可

能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液）；由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）

十九、离子方程式判断常见错误及原因分析

1．离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写） （1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。 （2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。 （3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总

数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。 例如：(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反

应

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒

(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸.

(4)反应条件或环境不分：

如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱

(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.

如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O 正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

(6)“＝”“ ? ”“↑”“↓”符号运用不当 如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+ 注意：盐的水解一般是可逆的，Al(OH)3量少，故不能打“↓” 2.判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。

＋

酸性溶液（H）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的

＋

H或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液等。

有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。 S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O 注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共．．．．．．存”。

看是否符合题设条件和要求，如“过量”、“少量”、“适量”、“等物质的量”、“任意量”以及滴

加试剂的先后顺序对反应的影响等。

二十、水的电离·溶液的pH

水的电离和溶液的pH是电解质溶液的重点和难点，是高中与大学的重要衔接点，同时也是高考化学试题的热点。分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH这一知识点试题每年考并且常考常新。因此，有必要认真加以训练。 相关知识点

１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。实验证明，水是一种极弱的电解质，能微弱电离：

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H2O+H2O H3O++OH—，可简写为：H2O H+ + OH—。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。实验还证明，在纯水或电解质的稀溶液中，当温度一定时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一常数，即c(H+)·c(OH-)＝Kw。Kw简称为水的离子积。它只是温度函数，并随温度的升高而增大。25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。

２、电解质溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，

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； 碱性溶液中c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7mol/L。

３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = －1g c(H+)。pH的通常

范围是0 ~ 14，若pH < 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) > 1mol/L]；若pH > 14，

— -则直接用c(OH)来表示也已比较方便了[c(OH) > 1mol/L]。

同样可定义：pOH = －1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH ＋ pOH = 14。 4．强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律

（1）相同物质的量浓度、相 …… 此处隐藏：3150字，全部文档内容请下载后查看。喜欢就下载吧 ……