2009年高考化学知识大盘点1- .doc

2009年高考化学知识大盘点1 二、基本理论,(一)离子方程式正误的判断 1.看离子反应是否符合客观事实,不可主观臆造产物及反应,如Fe与盐酸的反应为Fe+2H+===Fe2++H2↑,不能写成2Fe+6H+===2Fe3++3H2↑。 2.看“===”“”“↑”“↓”等是否正确。 3.看表示各物质的化学式是否正确。例如,HCO3不能写成CO23+H+,HSO4通常应写成SO24+H+等。 4.看是否漏掉离子反应。例如,Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应,既要写Ba2+与SO24的离子反应,又要写Cu2+与OH-的离子反应。 5.看电荷是否守恒。例如,FeCl2溶液与Cl2反应,不能写成Fe3++Cl2===Fe2++2Cl-,而应写成2Fe2++Cl2===2Fe3++2Cl-,同时两边各元素原子数也应相等。 6.看反应物或产物的配比是否正确。例如,稀H2SO4与Ba(OH)2,溶液反应不能写成H++OH-+SO24+Ba2+===BaSO4↓+H2O,应写成2H++2OH-+SO24+Ba2+===BaSO4↓+2H2O。 7.看是否符合题设条件及要求,如“过量”“少量”“等物质的量”“适量”“任意量”以及滴加顺序等对反应方式或产物的影响。 8.看是否发生氧化还原反应。具有强氧化性的粒子与强还原性的粒子相遇时,首先要考虑氧化还原反应,不能只简单地考虑复分解反应。 (二)判断溶液中离子能否大量共存的几种方法 溶液中离子是否大量共存,归纳起来就是一句话,即:一色二性三特四反应。 1.“一色”:即溶液颜色。若限定溶液无色,则Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4等有色离子不能存在。 2.“二性”:即溶液的酸性和碱性。在强酸性溶液中,OH-和弱酸根离子(CO23、SO23、S2-、CH3COO-等)不能大量共存;在强碱性溶液中,H+和弱碱阳离子(如NH4、Fe2+、Cu2+、Mg2+、Pb2+等)均不能大量共存;弱酸酸式根离子(HCO、HSO、HS-、H2PO4、HPO24等)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量共存。 3.“三特”:指三种特殊情况。(1)AlO2与HCO3不能大量共存(AlO2+HCO3+H2O===Al(OH)3↓+CO23);(2)“NO3+H+”和“ClO-”等代表的是强氧化性,能与S2-、HS-、Fe2+、I-等发生氧化还原反应,所以不能大量共存;(3)NH4与CH3COO-、CO23,Mg2+与HCO等组合中,虽然存在弱的双水解,但因水解程度很小,在溶液中它们仍然可以大量共存。 4.“四反应”:指的是离子间通常进行的四种反应类型。复分解型离子反应,如Ag+和Cl-、Cu2+和OH-等不能大量共存;氧化还原型离子反应,如Fe3+与I-,H+、NO3与Fe2+等不能共存;双水解型离子反应,如Fe3+、Al3+与CO23、HCO3、S2-等不能共存;络合型离子反应,如Fe3+与SCN-等不能共存。 (三)元素的金属性和非金属性判断依据 1.元素的金属性强弱的判断 (1)与水或酸反应置换出氢的能力; (2)最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱; (3)相互之间置换反应; (4)原电池中正负极判断,较活泼者为负极; (5)金属阳离子的氧化性强弱。 2.元素非金属性判断 (1)单质与氢气化合难易,以及生成气态氢化物的稳定性; (2)最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; (3)相互之间置换反应; (4)非金属阴离子的还原性强弱。 (四)微粒半径大小比较 1.同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左到右逐渐减小(稀有气体除外) 如:Naamp;gt;Mgamp;gt;Alamp;gt;Si;Na+amp;gt;Mg2+amp;gt;Al3+。 2.同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大 如:Liamp;lt;Naamp;lt;K;Oamp;lt;Samp;lt;Se;Li+amp;lt;Na+amp;lt;K+;F-amp;lt;Cl-amp;lt;Br-。 3.电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数增加而减小 如:Na+、Mg2+、Al3+、F-、O2-的离子半径大小为O2-amp;gt;F-amp;gt;Na+amp;gt;Mg2+amp;gt;Al3+(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。 4.核电荷数相同(即同种元素)形成的粒子半径大小为: 阳离子amp;lt;中性原子amp;lt;阴离子,价态越高的粒子半径越小,如Fe3+amp;lt;Fe2+amp;lt;Fe,Clamp;lt;Cl-,H+amp;lt;Hamp;lt;H-。 (五)常见元素化合价的一般规律 1