第二部分 基本理論

1、第二部分 基本理論引言高中化學(xué)理論部分主要學(xué)習(xí)研究物質(zhì)結(jié)構(gòu)、元素周期律和元素周期表、化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡以及電解質(zhì)溶液等理論?；纠碚撛诟呖贾姓加斜容^重要的地位，它包括了以下的相關(guān)內(nèi)容。在復(fù)習(xí)中必須對所學(xué)過的理論知識進(jìn)行總結(jié)、歸納，使其條理化、系統(tǒng)化，形成理論的知識網(wǎng)絡(luò)，并且善于將它與元素化學(xué)、有機(jī)化學(xué)、計算和實驗等其他知識綜合，恰當(dāng)?shù)赜美碚撝R解決生活、生產(chǎn)和科研中的實際問題，從而提高化學(xué)學(xué)科的學(xué)習(xí)能力。下面將根據(jù)考試說明的具體要求分別加以指導(dǎo)。專題一 物質(zhì)結(jié)構(gòu)知識點高考考試大綱對應(yīng)教科書內(nèi)容原子結(jié)構(gòu)了解元素、核素和同位素的含義?；瘜W(xué)2 第一章 第一節(jié)了解原子構(gòu)成。了解原子序數(shù)、核電荷數(shù)、

2、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關(guān)系?；瘜W(xué)2 第一章 第二節(jié)了解原子核外電子排布?；瘜W(xué)鍵了解化學(xué)鍵的定義。了解離子鍵、共價鍵的形成。化學(xué)2 第一章 第一、三節(jié)一、知識整理物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論包括原子結(jié)構(gòu)、分子結(jié)構(gòu)和*晶體結(jié)構(gòu)三個部分，它是探索和研究從微觀(核外電子排布、穩(wěn)定結(jié)構(gòu)、化學(xué)鍵的形成)的原子結(jié)構(gòu)、分子結(jié)構(gòu)到宏觀物質(zhì)的晶體結(jié)構(gòu)及其性質(zhì)的變化規(guī)律。知識體系參見表1。注：*號為選學(xué)內(nèi)容，考試說明中不作要求(以下均相同)。二、重點知識解析1原子結(jié)構(gòu)同位素相對原子質(zhì)量(1)原子：質(zhì)量數(shù)(A)質(zhì)子數(shù)(Z)中子數(shù)(N)質(zhì)子數(shù)核電荷數(shù)核外電子數(shù)(2)同位素：具有相同質(zhì)子數(shù)(Z)不同中子數(shù)(N)的不

3、同種原子互稱同位素。元素：具有相同質(zhì)子數(shù)(Z)的一類原子(包括離子)的總稱。(3)相對原子質(zhì)量：a同位素相對原子質(zhì)量：以質(zhì)量的作為標(biāo)準(zhǔn)，某種同位素的一個原子跟它相比較所得數(shù)值(相對量)，就是該種同位素的相對原子質(zhì)量。例：的相對原子質(zhì)量為34.969。b元素相對原子質(zhì)量：根據(jù)各種天然同位素相對原子質(zhì)量，按各種天然同位素原子所占的一定百分比算出的平均值。2化學(xué)鍵(1)化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用。該作用是微粒之間的靜電作用，包括靜電的引力(陰、陽離子或共用電子對與原子核之間)和靜電的斥力。(2)分類：a離子鍵：活潑金屬(A、A)與活潑非金屬(A、A)之間，通過得、失電子形成陰、陽離子，陰、陽

4、離子間通過靜電作用形成的化學(xué)鍵。b共價鍵：原子間通過共用電子對(或電子云重疊)形成的化學(xué)鍵。其中包含一類特殊的共價鍵配位鍵，電子對是由一個原子單方面提供而跟另一個原子(提供空軌道)共用。(3)表示方式：a電子式：b結(jié)構(gòu)(或結(jié)構(gòu)簡)式：c球棍(或比例)模型：*d鍵線式：*e原子實：3分子的物理性質(zhì)結(jié)構(gòu)相同、分子量越大熔、沸點越高。4核外電子數(shù)相同的粒子規(guī)律(1)核外電子總數(shù)為10個電子的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4、Na、Mg2、Al3、H3O、N3、O2、F、OH、等。(2)核外電子總數(shù)為18個電子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH

5、、N2H4、K、Ca2、P3、S2、Cl、HS等。(3)核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的離子有：Na、H3O或F、OH、。三、典型例題解析【例1】設(shè)某元素原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)為m，中子數(shù)為n，則下列論斷正確的是A不能由此確定該元素的相對原子質(zhì)量B該元素的相對原子質(zhì)量為mnC若碳原子質(zhì)量為wg，此原子的質(zhì)量為(mn)wgD核內(nèi)中子的總質(zhì)量總小于質(zhì)子的總質(zhì)量【知識點】元素的相對原子質(zhì)量【能力層次】了解【答案】A【思路解析】此題在于考查對最基本的概念原子量的認(rèn)識。常見的錯誤是對原子量與質(zhì)量數(shù)混淆不清。原子量全稱是元素的平均相對原子量，不是某一個原子的原子量，因此選項B看上去似乎是正確的，但實際是錯誤的。任

6、一原子的質(zhì)量不可能是碳原子質(zhì)量與此原子質(zhì)子與中子數(shù)之和的乘積，而且碳原子有多種同位素，選項C中的w是沒有被指定的數(shù)值，只從這一點來看，選項C也不能成立。題目沒有指明是哪種原子核，無法確知此核內(nèi)質(zhì)子數(shù)與中子數(shù)的相對多少，故選項D也不能成立。故正確選項為A。【例2】下列分子中所有原子都滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)的是A光氣(COCl2)B二氯化鈹C四氟化氙D二氧化碳【知識點】化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)知識的綜合【能力層次】靈活判斷【答案】A、D【思路解析】試題考查對成鍵原子最外電子層8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的辯證認(rèn)識。從化學(xué)式推斷其分子結(jié)構(gòu)，是一道逆向思維考查試題。本題通過分析化合物結(jié)構(gòu)，從而擴(kuò)大知識面，有利于發(fā)展

7、辯證思維能力。原子間相互結(jié)合形成共價化合物時，都有一種傾向，形成稀有氣體元素原子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。中學(xué)所見的以8電子結(jié)構(gòu)為主，但這易形成思維定勢，認(rèn)為所有的化合物分子中所有原子都滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)。實際上中學(xué)學(xué)過的化合物中除了8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)外，還有兩類：一類是有氫元素參加的，其形成的化合物中氫原子形成2電子(與氦原子結(jié)構(gòu)相同)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。另一類如五氯化磷、三氟化硼等分子，由于中心原子最外層電子和其他元素原子形成的共用電子對數(shù)分別是5、3，因此形成10電子、6電子等非8電子結(jié)構(gòu)。首先確定分子結(jié)構(gòu)，光氣分子結(jié)構(gòu)是碳酸分子中兩個羥基被氯原子取代；再判斷是否滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)，在光氣分子中碳、氧和氯原子最

8、外層都達(dá)到8電子結(jié)構(gòu)。二氧化碳分子中碳原子與每個氧原子形成兩對共用電子對，每個原子均呈8電子結(jié)構(gòu)。在二氯化鈹分子(注意：是共價化合物)的結(jié)構(gòu)中，鈹原子分別與2個氯原子之間形成1個共價鍵，因此氯原子滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)，而鈹原子僅4電子結(jié)構(gòu)，但鈹和氯原子都達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。在四氟化氙分子的結(jié)構(gòu)中，氙原子分別與4個氟原子之間形成1個共價鍵，因此氟原子滿足最外層8電子結(jié)構(gòu)，而氙原子為12電子結(jié)構(gòu)，但氟和氙原子都達(dá)到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)?！纠?】請寫出10個化學(xué)式，使每個分子中都含有18個電子?！局R點】微粒的電子結(jié)構(gòu)、元素周期律知識的綜合運(yùn)用【能力層次】推理判斷【答案】Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、

9、H2O2、(N2H4)、C2H6、CH3F、CH3OH、(CH3NH2)【思路解析】與該知識內(nèi)容相關(guān)的還有含有10電子、18電子結(jié)構(gòu)的微粒，它是從電子總數(shù)討論類似稀有氣體元素原子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。10電子微粒的考查已有10多年了，從書本上學(xué)習(xí)、高考中考查，大約有17種以上(不妨練習(xí)寫寫)。而18電子的微粒也應(yīng)重視，本題僅從分子方面討論。首先可在稀有氣體元素中找出氬原子含有18電子，而稀有氣體分子由單原子組成，因此Ar是第一個符合要求的化學(xué)式。依據(jù)Ar在周期表的位置可以找其前一種元素的氫化物HCl；再依據(jù)元素周期律規(guī)律找到H2S、PH3、SiH4。其次，可從含18個電子的雙原子分子中尋找，氟元素的原子

10、含有9個電子，其分子F2恰好也是18個電子；再依據(jù)元素周期律規(guī)律找到H2O2、N2H4(中學(xué)教材中尚未涉及)、C2H6。很明顯，上述分子數(shù)還不足10個，若從3原子分子中尋找，碳原子不成立，其他方面規(guī)律性也差。再從已有的分子分析，在上述后4種分子中皆為雙原子或雙原子團(tuán)，它們一半的電子總數(shù)恰好是9個，相互組合可以組成18個電子的分子。因此又可找到CH3F、CH3OH、CH3NH2(中學(xué)教材中尚未涉及)、HFO(已有報道)。【例4】A、B、C、D、E分別代表5種微粒，每種微粒中都含有18個電子。其中A和C都是由單原子形成的陰離子；B、D和E都是分子；又知在水溶液中A跟B反應(yīng)可生成C和D；E具有強(qiáng)氧化

11、性。請回答：(1)用化學(xué)符號表示上述5種微粒：A_，B_，C_，D_，E_。(2)在水溶液中A跟B反應(yīng)的離子方程式是：_?！局R點】18電子微粒、離子反應(yīng)、氧化還原知識的綜合運(yùn)用【能力層次】應(yīng)用【答案】(1)A：S2，B：HCl，C：Cl，D：H2S，E：F2(或H2O2)(2)S22HH2S 【思路解析】要熟悉常見的18電子微粒(如陽離子、陰離子和分子)及性質(zhì)，如具有氧化性的分子只有F2和H2O2，水溶液中能夠發(fā)生的反應(yīng)應(yīng)該是生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)等。【例5】描述下列各組物質(zhì)的熔、沸點變化規(guī)律，并說明其原因。(1)F2、Cl2、Br2、I2(2)CH3CH2CH3、CH3CH2CH2CH3、CH

12、3CH2CH2CH2CH3(3)CH3CH2CH2CH2CH3、(CH3)2CHCH2CH3、C(CH3)4【知識點】分子的物理性質(zhì)【能力層次】綜合應(yīng)用【答案】(1)熔、沸點依次升高。同主族元素的非金屬單質(zhì)，隨分子量增大，分子間作用力依次增大。(2)熔、沸點依次升高。同系列的物質(zhì)中，隨分子量增大，分子間作用力依次增大。(3)熔、沸點依次降低。分子量相同的同分異構(gòu)體中，結(jié)構(gòu)中支鏈愈多，分子間結(jié)合的愈弱，熔、沸點依次降低。【思路解析】試題考查了物質(zhì)熔、沸點的變化規(guī)律。物質(zhì)熔、沸點高低取決于晶體結(jié)構(gòu)中微粒之間的作用力；其變化規(guī)律又遵循元素周期律。(1)熔、沸點依次升高。同主族元素的非金屬單質(zhì)，隨分子

13、量增大，分子間作用力依次增大。(2)熔、沸點依次升高。同系列的物質(zhì)中，隨分子量增大，分子間作用力依次增大。(3)熔、沸點依次降低。分子量相同的同分異構(gòu)體中，結(jié)構(gòu)中支鏈愈多，分子間結(jié)合的愈弱，熔、沸點依次降低。四、反饋練習(xí)1鉍(Bi)在醫(yī)藥方面有重要應(yīng)用。下列關(guān)于和的說法正確的是 ( )A和都含有83個中子B和互為同位素C和的核外電子數(shù)不同D和分別含有126和127個質(zhì)子2下列敘述正確的是 ( )A聚丙烯的結(jié)構(gòu)簡式為：B石英的化學(xué)式為：CaSiO3C在CS2、PCl3中各原子最外層均能達(dá)到8電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)DAr原子的結(jié)構(gòu)示意圖為：3對相同狀況下的12C18O和14N2兩種氣體，下列說法正確的是

14、( )A若質(zhì)量相等，則質(zhì)子數(shù)相等B若原子數(shù)相等，則中子數(shù)相等C若分子數(shù)相等，則體積相等D若體積相等，則密度相等4用A、B、C2、D、E、F、G和H分別表示含有18個電子的8種微粒(離子或分子)，請回答： ( )(1)A元素是_、B元素是_、C元素是_ (用元素符號表示)。(2)D是由兩種元素組成的雙原子分子，其分子式是_。(3)E是所有含18個電子的微粒中氧化能力最強(qiáng)的分子，其分子式是_。(4)F是由兩種元素組成的三原子分子，其分子式是_，電子式是_。(5)G分子中含有4個原子，其分子式是_。(6)H分子中含有8個原子，其分子式是_?！痉答伨毩?xí)答案】1B 2C 3C 4(1)K Cl S (2

15、)HCl (3)F2 (4)H2S (5)H2O2(或PH3)(6)C2H6專題二 元素周期表與元素周期律知識點高考考試大綱對應(yīng)教科書內(nèi)容元素周期律位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)的關(guān)系掌握元素周期律的實質(zhì)。以第3周期為例，掌握同一周期內(nèi)元素性質(zhì)的遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。以A和A族為例，掌握同一主族內(nèi)元素性質(zhì)遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質(zhì)遞變的規(guī)律?；瘜W(xué)2 第一章 第二節(jié)周期表的結(jié)構(gòu)了解元素周期表(長式)的結(jié)構(gòu)(周期、族)及其應(yīng)用?；瘜W(xué)2 第三章 第一節(jié)一、知識整理元素周期律和元素周期表元素周期律和元素周期表是化學(xué)科學(xué)發(fā)展史上的里程碑，它是研究元素、單質(zhì)與化合物性質(zhì)遞

16、變的主要規(guī)律。元素周期律是從大量的元素化合物知識中，分析、歸納、形成規(guī)律，經(jīng)提出假設(shè)、推理、經(jīng)過驗證，上升到理論。元素周期表是元素周期律的具體體現(xiàn)。高中化學(xué)要求根據(jù)元素周期律的理論，如何建立元素周期表以及掌握元素周期表的結(jié)構(gòu)；學(xué)習(xí)運(yùn)用原子結(jié)構(gòu)、元素在周期表的位置和元素性質(zhì)三者辯證關(guān)系，并指導(dǎo)元素化合物的研究。二、重點知識解析1元素周期律、元素周期表在總復(fù)習(xí)中必須從量變引起質(zhì)變的觀點認(rèn)識與理解元素周期律的實質(zhì)。(1)元素周期律：元素的性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子的核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化的必然結(jié)果。(2)元素周期表：元素周期表則是元素周期律的具

17、體表現(xiàn)形式，它表現(xiàn)了元素之間相互聯(lián)系的規(guī)律。元素周期表的建立：把已知的元素根據(jù)電子層結(jié)構(gòu)按原子序數(shù)遞增順序排列成表(橫行具有相同電子層，縱列具有相同最外層電子數(shù))。元素周期表的結(jié)構(gòu)：周期：具有相同的電子層數(shù)的元素按原子序數(shù)遞增的順序排列的一個橫行。短周期 一(2)、二(8)、三(8)；長周期 四(18)、五(18)、六(32)；不完全周期 七(26)。 (括號內(nèi)為本周期的元素的種類)族：每一縱行元素稱為一族。(括號內(nèi)為列數(shù))主族 AA(1、2、13、14、15、16、17)行；副族BB(3、4、5、6、7)行、 B(11)行、B(12)行；族(8、9、10)行、0族(18)行。(3)元素周期表

18、的位置與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系：周期序數(shù)元素原子的核外電子層數(shù)主族族序數(shù)元素原子的最外層電子數(shù)該元素最高正價數(shù)原子序數(shù)元素原子的核電荷數(shù)元素原子的質(zhì)子數(shù)2元素周期表中主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律(1)元素的金屬性和非金屬性金屬性：單質(zhì)置換出水(或酸)中氫的能力，最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性強(qiáng)弱。非金屬性：單質(zhì)跟氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易(穩(wěn)定性)，最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性強(qiáng)弱。(2)主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律參見下表主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律性質(zhì)同周期(從左右)同主族(從上下)原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層結(jié)構(gòu)電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)漸多電子層數(shù)遞增，最外層電子數(shù)相同得、失電子能力失電子能力逐漸減小得電子能力逐漸增大

19、失電子能力逐漸增大得電子能力逐漸減小元素化學(xué)性質(zhì)金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)非金屬性逐漸減弱主要化合價最高正價(17)非金屬負(fù)價(8族序數(shù))最高正價族序數(shù)(O、F除外)非金屬負(fù)價(8族序數(shù))最高氧化物對應(yīng)水化物的酸堿性酸性逐漸增強(qiáng)、堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱、堿性逐漸增強(qiáng)非金屬氣態(tài)氫化物形成由難易，穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)形成由易難，穩(wěn)定性逐漸減弱3“位、構(gòu)、性”的關(guān)系原子結(jié)構(gòu)、元素周期表中位置和元素性質(zhì)關(guān)系見下表?！拔弧?gòu)、性”的關(guān)系三、典型例題解析【例1】已知鈹(Be)的原子序數(shù)為4。下列對鈹及其化合物的敘述中，正確的是A鈹?shù)脑影霃酱笥谂鸬脑影霃紹氯化鈹分子中鈹原子的最外層電子數(shù)是

20、8C氫氧化鈹?shù)膲A性比氫氧化鈣的弱D單質(zhì)鈹跟冷水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣【知識點】由元素在周期表中的位置推測其性質(zhì)【能力層次】理解【答案】A、C【思路解析】運(yùn)用元素周期律比較、判斷元素性質(zhì)是周期律的直接應(yīng)用，判斷中應(yīng)注意將相似性與遞變性綜合考慮，避免片面而產(chǎn)生失誤。對陌生的元素從同主族熟悉的元素找相似性及遞變性，從相鄰?fù)芷谠卣疫f變規(guī)律。A族中，比較熟悉的元素是：Mg、Ca、Ba。(A)同周期原子半徑自左而右漸小，正確。(B)Be失電子后為2個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，結(jié)論錯誤。(C)符合同主族元素遞變規(guī)律，正確。(D)Be金屬性弱于Mg，Mg只能與熱水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，錯誤。故正確答案為AC?！纠?】在周期表主族元素

21、中，甲元素與乙、丙、丁三元素上下或左右緊密相鄰。甲、乙兩元素的原子序數(shù)之和等于丙元素的原子序數(shù)。這四種元素原子的最外層電子數(shù)之和為20。據(jù)此判斷：元素甲為_，元素丙為_，元素乙和丁形成的化合物的分子式為_或_?！局R點】由元素在周期表中的位置關(guān)系確定元素的種類【能力層次】綜合應(yīng)用【答案】甲：N，丙：P，乙和丁形成的化合物：CO和CO2?！舅悸方馕觥渴熘刂芷诒斫Y(jié)構(gòu)是解題必備的基礎(chǔ)知識，對于短周期及主族元素更應(yīng)了如指掌。本題關(guān)鍵是確定甲、乙、丙、丁四種元素，突破口為甲、乙兩元素的原子序數(shù)之和等于丙元素的原子序數(shù)。若甲、丙同周期，其原子序數(shù)之差為1，乙只能是氫元素，不符合四元素原子最外層電子數(shù)之

22、和為20。甲，丙必同主族，原子序數(shù)之差為2或8，四種元素不可能為氫和氦，則排除原子序數(shù)之差為2，甲、丙原子序數(shù)之差為8，乙元素原子序數(shù)應(yīng)為8，乙為氧元素，甲為氮元素，丙為磷元素，丁為碳元素?！纠?】設(shè)想你去某外星球做了一次科學(xué)考察，采集了該星球上10種元素單質(zhì)的樣品，為了確定這些元素的相對位置以便系統(tǒng)地進(jìn)行研究，你設(shè)計了一些實驗并得到下列結(jié)果：單質(zhì)ABCDEFGHIJ熔點()15055016021050370450300260250與水反應(yīng)與酸反應(yīng)與氧氣反應(yīng)不發(fā)生化學(xué)反應(yīng)相對于A元素的原子質(zhì)量1.08.015.617.123.831.820.029.63.918.0按照元素性質(zhì)的周期遞變規(guī)律，

23、試確定以上10種元素的相對位置，并填入下表：ABH【知識點】元素周期表的建立【能力層次】綜合應(yīng)用【答案】12345678910111A2IB3CDJGE4HF【思路解析】了解本學(xué)科的發(fā)展史和研究方法，它是繼承、發(fā)展和創(chuàng)新學(xué)科的重要一環(huán)。1872年，在不了解原子結(jié)構(gòu)和發(fā)現(xiàn)的元素種類不全的條件下，門捷列夫依據(jù)元素周期律的理論，發(fā)表第一張元素周期表，預(yù)言了幾種新元素的位置和性質(zhì)，在其后的10多年中，得以驗證。試題提供若干種元素性質(zhì)信息(包括原子量)，重現(xiàn)元素周期表建立的過程。依據(jù)元素周期律理論，元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化。首先將元素排序(本題仍按原子量)，其次將性質(zhì)相似的元素排在同一

24、列中。困難的是由于元素種類不多，可以根據(jù)原子量之間的差值，留出若干位置，有待于新發(fā)現(xiàn)的元素填入。具體方法如下：(為了便于填入，將表格中每一位置定一坐標(biāo)，例如A為1，8，H為4，5)。12345678910111A2B34H(1)按相對原子量排序：A(1.0)、I(3.9)、B(8.0)、C(15.6)、D(17.1)、J(18.0)、G(20.0)、E(23.8)、H(29.6)、F(31.8)。(2)依據(jù)C、D、J的原子量差值在1左右，I與A之間應(yīng)留有2個空位；I與B之間應(yīng)留有3個空位，于2，2位。其后類推。(3)根據(jù)元素原子量的大小和性質(zhì)的相似性(E和A；C和I)，排在同一縱行里(E比H小

25、、比B大很多)，即E排在3，8位；C排在3，2位。其他類推由J到E原子量相差5個多單位，其之間存在三個位置，G的性質(zhì)與B和H相似，若將G排在3，5位(H的上方)，依據(jù)G和J的原子量差值為2，E應(yīng)排在3，7位較為合適，但與上述推斷矛盾；若將G排在3，6位(B的下方)，J和G的原子量相差2個單位，按照前面的原子量相差1個單位，J和G留出一個空格位置，后面E和G的原子量相差3個多單位，留有1空格位置較為合適。同理F排在4，6位較為合適(B、J、F的化學(xué)性質(zhì)相似，熔點遞減規(guī)律驗證此推論)。由于A與B的原子量差值為7，題目初步確定了A和B的相對位置，決定了該份元素周期表每一橫行共有9個位置，也可把I排在

26、1，11位，相應(yīng)第1、2列空出不用，經(jīng)整理結(jié)果一樣?！纠?】兩種短周期的元素X和Y，可組成化學(xué)式為XY3的物質(zhì)，當(dāng)Y的原子序數(shù)為m時，X的原子序數(shù)可能是m4；m4；m8；m2；m6，其中正確的是ABCD【知識點】化合價與化學(xué)式之間的關(guān)系【能力層次】綜合應(yīng)用【答案】D【思路解析】試題考查了元素性質(zhì)(化合價)周期性變化與分子結(jié)構(gòu)之間相互關(guān)系。考查了發(fā)散思維、收斂思維?；衔锏幕瘜W(xué)式是由組成原子的化合價來確定的，反之由化學(xué)式也可推知組成原子的化合價和其原子結(jié)構(gòu)及在周期表中的位置。在短周期中，按最高正價和最低負(fù)價找出一般物質(zhì)同周期的表達(dá)式，并推廣到不同周期的表達(dá)式(在原基礎(chǔ)上加8或減8)。再依據(jù)已學(xué)過

27、的化合物寫出特殊物質(zhì)的表達(dá)式。X化合價Y化合價X位置Y位置表達(dá)式同周期不同周期XY331AAm4m4 ± 862AAm831AAm68PCl331AAm2C2H631AAm5注：綜上所述存在不同周期表達(dá)式，中學(xué)不再討論。四、反饋練習(xí)1鐳是元素周期表中第7周期A族元素，下列關(guān)于鐳的性質(zhì)的描述中不正確的是 ( )A在化合物中呈2價B單質(zhì)使水分解，放出氫氣C氫氧化物呈兩性D碳酸鹽難溶于水2A、B、C、D、E、F為原子序數(shù)依次增大的短周期主族元素。已知：A、C、F三種原子的最外層共有11個電子，且這三種元素的最高價氧化物的水化物之間兩兩皆能反應(yīng)，均生成鹽和水；D元素原子的最外層電子數(shù)比次外層

28、電子數(shù)少4；E元素原子次外層電子數(shù)比最外層電子數(shù)多3。(1)寫出下列元素的符號：A_；D_E；_。(2)B的單質(zhì)在F的單質(zhì)中的現(xiàn)象是_，化學(xué)方程式是_。(3)A、C兩種元素最高價氧化物的水化物的離子方程式是_。3A、B、C三種主族元素位于周期表中相連續(xù)的三個不同周期，原子序數(shù)CAB，其中B的次外層電子數(shù)為2，A的次外層電子數(shù)與B、C不同，A與B族數(shù)之和等于C的族數(shù)。已知A的氫氧化物難溶于水，B的最高價氧化物的水化物為一種強(qiáng)酸，則A、B、C各為何元素?4制冷劑是一種易被壓縮、液化的氣體，液化后在管內(nèi)循環(huán)，蒸發(fā)時吸收熱量，使環(huán)境溫度降低，達(dá)到制冷的目的。人們曾采用過乙醚、氨、一氯甲烷等作制冷劑，但

29、它們不是有毒，就是易燃，于是科學(xué)家根據(jù)元素性質(zhì)的遞變規(guī)律來開發(fā)新的制冷劑。據(jù)現(xiàn)有知識，某些元素化合物的易燃性、毒性變化趨勢如下：(1)氫化物的易燃性：第二周期_H2OHF第三周期SiH4PH3_。(2)化合物的毒性：PH3NH3，H2S_H2O；CS2_CO2，CCl4_CF4(選填、或)。于是科學(xué)家們開始把注意力集中在含F(xiàn)、Cl的化合物上。(3)已知CCl4的沸點為76.8，CF4的沸點為128，新制冷劑的沸點范圍應(yīng)介于其間。經(jīng)過較長時間反復(fù)試驗，一種新的制冷劑氟利昂CF2Cl2終于誕生了，其他類似的還可以是_。(4)然而，這種制冷劑造成了當(dāng)今的某一環(huán)境問題是_。但求助于周期表中元素及其化合

30、物的_變化趨勢來開發(fā)制冷劑的科學(xué)思維方法是值得借鑒的。毒性 沸點 易燃性 水溶性 顏色【反饋練習(xí)答案】1C2(1)Na Si P (2)產(chǎn)生白色的煙 MgCl2MgCl2(3)OHAl(OH)32H2O3A：Mg B：N C：Br4(1)CH4 NH3 H2S HCl (2)(3)CF3Cl、CFCl3(4)使大氣的臭氧層出現(xiàn)空洞 專題三 電解質(zhì)及溶液中離子平衡知識點高考考試大綱對應(yīng)教科書內(nèi)容電解質(zhì)強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)了解電解質(zhì)的概念。了解強(qiáng)電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念?；瘜W(xué)1 第二章 第二節(jié)選修4 第三章 第一節(jié)了解電解質(zhì)在水溶液中的電離，以及電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電性。弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡了解弱電

31、解質(zhì)在水溶液中的電離平衡。水的電離水的離子積常數(shù)了解水的電離，離子積常數(shù)。選修4 第三章 第二節(jié)溶液pH了解溶液pH的定義。了解測定溶液pH的方法，能進(jìn)行pH的簡單計算。選修4 第三章 第二節(jié)鹽類的水解了解鹽類水解的原理、影響鹽類水解程度的主要因素、鹽類水解的應(yīng)用。選修4 第三章 第三節(jié)難溶電解質(zhì)的溶解平衡了解難溶電解質(zhì)的溶解平衡。選修4 第三章 第四節(jié)原電池電解池了解原電池和電解池的工作原理，能寫出電極反應(yīng)和電池反應(yīng)方程式。了解常見化學(xué)電源的種類及其工作原理?；瘜W(xué)2 第二章 第一、二節(jié)選修4 第四章 第一、二節(jié)電化學(xué)腐蝕理解金屬發(fā)生電化學(xué)腐蝕的原因，金屬腐蝕的危害，防止金屬腐蝕的措施。選修1

32、 第三章 第二節(jié)選修4 第四章 第三、四節(jié)一、知識整理溶液中的離子平衡電解質(zhì)溶液理論包括弱電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的電離和電離平衡；水的電離平衡，溶液的pH計算和溶液的酸堿性；鹽溶液的酸、堿性和酸堿中和滴定；難溶電解質(zhì)的溶解平衡；電化學(xué)知識。無機(jī)化學(xué)反應(yīng)大多數(shù)是在水溶液中進(jìn)行的。參與這些反應(yīng)的物質(zhì)主要是酸、堿和鹽，它們都是電解質(zhì)，在水溶液中能電離成水合離子，因此、酸、堿、鹽之間在溶液中的反應(yīng)實質(zhì)上就是離子反應(yīng)。充分運(yùn)用化學(xué)平衡移動原理分析弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，酸堿中和與鹽類水解反應(yīng)的平衡移動規(guī)律，聯(lián)系實際討論分析溶液的pH值、鹽類水解的應(yīng)用。原電池、金屬的腐蝕與防護(hù)和電解等知識在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和科

33、學(xué)研究中的應(yīng)用，是極為重要的。知識體系參見下表。二、重點知識解析1溶液中的電離平衡(1)強(qiáng)、弱電解質(zhì)從化合物的結(jié)構(gòu)認(rèn)識電解質(zhì)與非電解質(zhì)a電解質(zhì)：離子化合物(熔化或溶于水)、極性共價化合物(溶于水)能電離生成自由移動的離子而導(dǎo)電。酸、堿、鹽和部分金屬氧化物屬于電解質(zhì)。b非電解質(zhì)：非極性、弱極性共價化合物(熔化或溶于水)不電離而不導(dǎo)電。非金屬氧化物和大多數(shù)有機(jī)化合物屬于非電解質(zhì)(見下表)。強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較(等物質(zhì)的量濃度mol·L1) 類 型比 較強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)化合物類型離子化合物，極性共價化合物極性共價化合物物質(zhì)類別強(qiáng)堿、鹽、強(qiáng)酸弱堿、弱酸、水離子濃度大小導(dǎo)電能力強(qiáng)弱電離程度完全(

34、不可逆)部分(可逆)電離表示方式用“”用“”，存在電離平衡溶液中溶質(zhì)微粒離子分子(多)、離子(少)離子方程式表示可溶：用離子；難溶：用分子式用分子式實例強(qiáng)堿：NaOH、Ca(OH)2強(qiáng)酸：HCl、H2SO4大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO4弱堿：NH3·H2O弱酸：H3PO4、HClO鹽：Pb(Ac)2強(qiáng)、弱電解質(zhì)的比較與實例氧化鋁熔融態(tài)電離為Al3和O2而導(dǎo)電，氧化鋁是電解質(zhì)。二氧化碳溶于水生成碳酸，碳酸電離生成H和導(dǎo)電，碳酸是電解質(zhì)、二氧化碳是非電解質(zhì)。微溶強(qiáng)電解質(zhì)：在反應(yīng)物的溶液中可寫為離子，如澄清石灰水中，已溶解的Ca(OH)2全部電離，在離子反應(yīng)中用Ca2和OH表示。若是石灰乳

35、，應(yīng)該用化學(xué)式表示；在生成物中一般也寫化學(xué)式。2水的電離和溶液的pH值(1)水是極弱的電解質(zhì)a水的電離： H2OHOHb水的離子積： 常溫時水中Kwc(H)·c(OH)1×1014c影響因素：溫度升高Kw1014，c(H)c(OH)107，但水仍為中性。純水中加入少量稀酸或稀堿增大c(H)·(OH)，使水電離平衡逆向移動。純水中加入弱酸鹽或弱堿鹽，因HAHA或MnnOHM(OH)n，而促進(jìn)水的電離平衡正向移動(鹽類水解)，并由此影響溶液酸、堿性。(2)溶液的酸堿性在稀的酸堿溶液中，常溫水的離子積常數(shù)不變Kw1×1014，因此：若溶液中c(H)c(OH)(

36、107)pH7，溶液呈酸性若溶液中c(H)c(OH)(107)pH7，溶液呈中性若溶液中c(H)c(OH)(107)pH7，溶液呈堿性(3)溶液的pH pHlg c(H)；c(H)10pH3pH計算(1)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿：c(H)n×c酸，c(OH)n×c堿(n酸、堿的元數(shù))(2)把c(H)或c(OH)改寫為a×10n(其中a保留一位整數(shù))，則pHlg c(H)lg(a×10n)nl ga。4鹽類水解(1)鹽類水解實質(zhì)在溶液中鹽的弱酸陰離子或弱堿陽離子跟水電離出來的H或OH結(jié)合生成弱酸、弱堿的反應(yīng)。(2)結(jié)果水的電離平衡正向移動，溶液pH變化。(3)鹽類水解特

37、點：可逆、微弱、吸熱。5各種鹽類水解規(guī)律強(qiáng)酸弱堿鹽類水解，溶液呈酸性pH7。強(qiáng)堿弱酸鹽類水解，溶液呈堿性pH7。強(qiáng)堿強(qiáng)酸鹽不水解，溶液是中性pH7。弱酸弱堿鹽水解程度大，溶液酸堿性由組成鹽相對應(yīng)酸、堿的強(qiáng)弱決定，誰強(qiáng)顯誰性。6影響鹽類水解因素(1)內(nèi)因組成鹽的酸(堿)相對強(qiáng)弱。例如在相同條件下，鹽溶液的pH：Na2SiO3Na2CO3Na2SO3，酸越弱水解程度越大，其鹽堿性越強(qiáng)。(2)外因鹽類水解是吸熱反應(yīng)，升溫促進(jìn)水解；稀釋促進(jìn)水解；溶液酸堿度影響水解(FeCl3、CuSO4中加酸抑制水解)。其他因素(加入能與水解產(chǎn)物反應(yīng)的物質(zhì)，如鎂粉加入NH4Cl溶液促進(jìn)水解)。7鹽類水解離子方程式書寫

38、弱酸陰離子(R)H2O弱酸(HR)OH弱堿陽離子(M)H2O弱堿(MOH)H要點：不標(biāo)出生成物的、標(biāo)號，用可逆符號。*水解趨于完成的(互促水解)：極弱的弱酸、弱堿形成的鹽；生成物的狀態(tài)不同，如一種沉淀、一種氣體。8水解的應(yīng)用【例】2Al33S26H2O2Al(OH)33H2S ，該鹽在水溶液中不存在，Al(OH)3與H2S之間不發(fā)生中和反應(yīng)(常見的有Al3與、S2、；Fe3與、)。9某些酸式鹽水溶液的酸堿性強(qiáng)酸酸式鹽：電離為主 溶液呈酸性，如NaHSO4弱酸酸式鹽：電離程度水解程度，溶液呈酸性，如NaHSO3、NaH2PO4水解程度電離程度，溶液呈堿性，如NaHCO3、Na2HPO410準(zhǔn)確而

39、熟練掌握八組重點離子反應(yīng)方程式并總結(jié)相應(yīng)規(guī)律活潑金屬鈉(鉀)分別與水、硫酸銅溶液的反應(yīng)?？扇苄凿X鹽分別與氨水、氫氧化鈉溶液的反應(yīng)。鋁、氧化鋁、氫氧化鋁分別與強(qiáng)酸、強(qiáng)堿溶液的反應(yīng)?？扇苄云X酸鹽、硅酸鹽、苯酚鈉溶液分別與鹽酸、CO2的反應(yīng)。常見弱酸(堿)鹽的水解(溶液pH大于7或小于7)?；ゴ偎夥磻?yīng)(Al3與等反應(yīng))。適量、過量的復(fù)分解反應(yīng)(Na2CO3與Ca(OH)2溶液的反應(yīng))。不同物質(zhì)的量之比的氧化還原反應(yīng)(Cl2和FeBr2、FeI2的反應(yīng)，已知氧化性Br2Fe3I2)。11難溶電解質(zhì)的溶解平衡難溶電解質(zhì)的溶解平衡，主要掌握難溶物在水中的溶解情況及沉淀溶解平衡的建立過程，能描述沉淀溶解

40、平衡。特別是沉淀的生成和分步沉淀，沉淀的溶解和轉(zhuǎn)化，應(yīng)該作為復(fù)習(xí)的重點。反應(yīng)應(yīng)該朝著更難溶解的方向進(jìn)行?？梢詰?yīng)用Ksp確定離子濃度和沉淀的情況。12電化學(xué)(1)原電池化學(xué)電源原電池化學(xué)電源組成條件兩種活動性不同的金屬用導(dǎo)線連接，插入電解質(zhì)溶液中。將氧化還原反應(yīng)中的電子轉(zhuǎn)移導(dǎo)出形成電流電極名稱(確定因素)正極 負(fù)極(較不活潑) (較活潑)正極 負(fù)極(氧化劑) (還原劑)電子方向正極負(fù)極正極負(fù)極電流方向正極負(fù)極正極負(fù)極電極反應(yīng)負(fù)極：MneMn正極：2H2eH2 MneMn2H2OO24e4OH負(fù)極：H22e2H(酸環(huán)境)H22e2OH2H2O(堿環(huán)境)正極：O24e4H2H2O(酸環(huán)境)2H2OO

41、24e4OH(堿環(huán)境)能量轉(zhuǎn)換(實質(zhì))化學(xué)能電能(氧化還原反應(yīng)產(chǎn)生電流)化學(xué)能電能(氧化還原反應(yīng)產(chǎn)生電流)(2)電解池電解池電解池組成條件直流電源，電極，電解質(zhì)溶液電極名稱(確定因素)陽極(與電源正極相連)陰極(與電源負(fù)極相連)電子方向負(fù)極陰極陽極正極電流方向正極陽極陰極負(fù)極電極反應(yīng)陽極失電子陽極：MneMn失電子順序：金屬S2IBrClOH陰極得電子陰極：MnneM得電子順序：AgFe3Cu2HFe2能量轉(zhuǎn)換(實質(zhì))電能化學(xué)能(消耗電能生成新物質(zhì))三、典型例題解析【例1】某硫酸中c硫酸0.001 mol·L1，求該酸pH值?！局R點】由溶液的濃度求pH值。【能力層次】了解【解析】c

42、(H)2×0.0012×103(mol·L1)pHlg2×1033lg22.7對于稀堿溶液先由c(OH)求pOH，再求pHc(H)×c(OH)l×1014，pHpOH14則堿溶液的pH14pOH【答案】pH2.7【例2】求0.001 mol·L1Ba(OH)2溶液的pH值?！局R點】【能力層次】掌握【解析】c(OH)2×0.0012×103(mol·L1)，pOH3lg22.7pH142.711.3這樣，把離子濃度之間的除法，轉(zhuǎn)化為求出負(fù)對數(shù)之后的減法，在運(yùn)算上簡捷得多?！敬鸢浮縫H142.71

43、1.3【例3】某二元酸(化學(xué)式用H2A表示)在水中的電離方程式是：H2AHHA；HAHA2?；卮鹣铝袉栴}：(1)在0.1 mol/L的Na2A溶液中，下列微粒濃度關(guān)系式正確的是_。Ac(A2)c(HA)c(H2A)0.1 mol/LBc(OH)c(H)c(HA)Cc(Na)c(H)c(OH)c(HA)2c(A2)Dc(Na)2c(A2)2c(HA)(2)已知0.1 mol/L的NaHA溶液的pH2，則0.1 mol/L的H2A溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度可能是0.11 mol/L(填“”、“”或“”)，理由是_。(3)0.1 mol/L的NaHA溶液中各離子濃度由大到小的順序是_。【知識點】電離

44、與三個守恒的問題，微粒守恒、電藥電量守恒；質(zhì)子守恒的應(yīng)用和判斷。【能力層次】應(yīng)用【思路解析】試題考查電解質(zhì)溶液中微粒之間的相互關(guān)系。由從常識中的質(zhì)量守恒和電荷守恒(溶液不帶電)，推斷出等量關(guān)系；還有弱電解質(zhì)電離平衡、鹽類水解引起離子濃度大小不等關(guān)系?？疾榱怂季S的敏捷性和嚴(yán)密性。(1)電解質(zhì)的水溶液中存在兩個守恒：物質(zhì)守恒；電荷守恒。簡單地說：任何一種元素的微粒數(shù)既不可增加也不可減少；電解質(zhì)溶液中存在各種帶電的微粒，但所帶電量的代數(shù)和等于零，即溶液不帶電。結(jié)合本題有如下兩個等式：(在同一體積中，用濃度表示即可)物料守恒：c(Na)2c(A2)2c(HA) 電荷守恒：c(Na)c(H)c(OH)c

45、(HA)2c(A2) 在物料守恒中，應(yīng)該找出該元素可能轉(zhuǎn)化生成的各種微粒。如本題的酸根中的A元素，它來源于Na2A中的A2，少量的A2要水解轉(zhuǎn)化成HA。由于H2A第一步全部電離，溶液中不存在H2A微粒，因此選項A中的c(H2A)是概念錯誤(數(shù)學(xué)上等式成立)；D是正確選項。在電荷守恒中，如何計算帶多個單位電荷的微粒所帶電量，往往容易出現(xiàn)誤解。濃度只表示該微粒在單位體積里其物質(zhì)的量(微粒)的多少，并不表示它帶電量的多少。用其所帶電荷數(shù)乘以其濃度，恰好計算其所帶電量。由上述兩個等式，通過代入變換，還可得到多個其他形式的等式。如后整理得B選項：c(OH)c(H)c(HA)，其思維容量大大增加。(2)0

46、.1 mol/L的H2A溶液中，第一步電離(全部)產(chǎn)生的氫離子和酸式根離子的物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L。雖然0.1 mol/L NaHA溶液中的氫離子的物質(zhì)的量濃度為0.01 mol/L(pH2)，由于第一步電離產(chǎn)生的氫離子抑制第二步的電離，所以氫離子的物質(zhì)的量濃度小于0.11 mol/L。(3)酸式根離子的電離其濃度小于鈉離子；由酸式根離子和水電離的氫離子濃度大于酸根離子濃度?！敬鸢浮?1)B、C、D(2)H2A電離產(chǎn)生的氫離子抑制了HA的電離(3)c(Na)c(HA)c(H)c(A2)c(OH)【例4】已知HA的酸性比HB弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L的NaA和NaB混合

47、溶液中，下列排序正確的是Ac(OH)c(HA)c(HB)c(H)Bc(OH)c(A)c(B)c(H)Cc(OH)c(B)c(A)c(H)Dc(OH)c(HB)c(HA)c(H)【知識點】酸電離程度與離子濃度的關(guān)系【能力層次】綜合應(yīng)用【思路解析】因為HA酸性小于HB，所以溶液中A水解比B程度大，故溶液中產(chǎn)生的HA的濃度比HB要大。B和C不能選，因水解畢竟只是少量的，溶液中OH離子濃度不會超過A比B?！敬鸢浮緼【例5】在溶液中加入中量Na2O2后仍能大量共存的離子組是A、Ba2、Cl、BK、Cl、CCa2、Mg2、DNa、Cl、【知識點】根據(jù)反應(yīng)，Na2O2的氧化性確定溶液中離子共存問題?！灸芰?/p>

48、次】掌握【思路解析】因Na2O2加入到溶液中存在兩種情況變化，一是因產(chǎn)生了NaOH加強(qiáng)了溶液的堿性，其次是Na2O2有強(qiáng)氧化性，可氧化等，所以只有B選項符合。A選項中離子分解放出氨氣，C選項會產(chǎn)生氫氧化鎂的沉淀，而D選項亞硫酸根離子會氧化。【答案】B【例6】電解100 mL含c(H)0.30 mol/L的下列溶液，當(dāng)電路中通過0.04 mol電子時，理論上析出金屬質(zhì)量最大的是A0.10 mol/L AgB0.20 mol/L Zn2C0.20 mol/L Cu2D0.20 mol/L Pb2【知識點】電解時電荷電量守恒，主要是得失電子的守恒推理?！灸芰哟巍烤C合推斷和計算【思路解析】溶液中含下

49、列各離子Ag、Cu2、H、Pb2、Zn2的總量分別為0.01 mol、0.02 mol、0.03 mol、0.02 mol、0.02 mol；而A、C電解時Ag、Cu2比H先放電，而C、D中則是H先放電A中0.01 mol Ag離子放電完后，就由H放電，C中Cu2先放電，放完后H才放，即放出0.015 mol，換算成質(zhì)量則Cu2最多?？旖鈀n2和Pb2的氧化性比H弱，電解其溶液不可能先析出金屬，B和D選項不用考慮。A選項，通過電子過量，析出銀的質(zhì)量為：0.1 L×0.1 mol/L×108g/mol1.08 g。C選項，通過電子足量，析出銅的質(zhì)量為：0.1 L×0.2 mol/L