精修版魯科版化學(xué)必修1 第二章 元素與物質(zhì)世界 章末知識(shí)整合

《精修版魯科版化學(xué)必修1 第二章 元素與物質(zhì)世界 章末知識(shí)整合》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《精修版魯科版化學(xué)必修1 第二章 元素與物質(zhì)世界 章末知識(shí)整合（6頁珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、 精品資料 章末知識(shí)整合 知識(shí)網(wǎng)絡(luò)構(gòu)建 熱點(diǎn)專題聚焦 專題一　離子共存問題 有關(guān)溶液中離子能否共存問題是中學(xué)化學(xué)中的常見問題。從歷年高考中有關(guān)離子共存問題的難度上分析，這類問題都屬于中等難度偏易題，但這類題的區(qū)分度都比較高。也就是說，題不難，但考生在這類題上得分差異較大。造成這種狀況的原因，主要是考生在元素及其化合物知識(shí)的學(xué)習(xí)中，沒有將眾多的元素及其化合物知識(shí)統(tǒng)攝整理，使之網(wǎng)絡(luò)化并進(jìn)行有序的存儲(chǔ)，因而在提取、再現(xiàn)、辨認(rèn)時(shí)，或出現(xiàn)錯(cuò)誤，或發(fā)生障礙，或不完整。也有知識(shí)掌握不完整，物質(zhì)間相互反應(yīng)的規(guī)律不清晰，在解

2、決問題時(shí)缺乏信心等因素。 1．發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。 (1)有氣體產(chǎn)生。如CO、HCO、S2－、HS－、SO、HSO等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H＋不能大量共存，主要是由于發(fā)生CO＋2H＋===CO2↑＋H2O、HS－＋H＋===H2S↑等。 (2)有沉淀生成。如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋等不能與SO、CO等大量共存，主要是由于Ba2＋＋CO===BaCO3↓，Ca2＋＋SO===CaSO4↓(微溶)；Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋等不能與OH－大量共存是因?yàn)镃u2＋＋2OH－===Cu(OH)2↓，F(xiàn)e3＋＋3OH＋===Fe(OH)3↓等；SiO、－等不能與

3、H＋大量共存是因?yàn)镾iO＋2H＋===H2SiO3↓，－＋H＋===Al(OH)3↓＋H2O。 (3)有難電離物質(zhì)(或弱電解質(zhì))生成。如OH－、ClO－、CH3COO－等與H＋不能大量共存，主要是由于OH－＋H＋===H2O，CH3COO－＋H＋===CH3COOH等；一些酸式弱酸根及NH 不能與OH－大量共存是因?yàn)镠CO＋OH－===CO ＋H2O，NH＋OH－===NH3·H2O等。 (4)一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。如：AlO、S2－、CO、SO、ClO－、CH3COO－、PO 、SiO、C6H5O－等必須在堿性條件下才能在溶液中大量存在，Mg2＋、Al3＋、C

4、u2＋、Fe2＋、Fe3＋、NH等必須在酸性條件下才能在溶液中大量存在。 2．發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。 (1)一般情況下，具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。如I－、S2－、HS－和Fe3＋不能大量共存是由于2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋、2Fe3＋＋S2－===S↓＋2Fe2＋，2Fe3＋＋3S2－===S↓＋2FeS↓。 (2)在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如NO和I－在中性或堿性溶液中可以共存，但在有大量H＋存在情況下不能共存；SO 和S2－在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下由于發(fā)生2S2－＋SO＋6H＋===3

5、S↓＋3H2O不能共存。ClO－與S2－不論是在酸性條件下還是在堿性條件下都不能大量共存。 3．形成絡(luò)合離子，離子不能大量共存。 中學(xué)化學(xué)中還應(yīng)注重有少數(shù)離子可形成絡(luò)合離子而不能大量共存的情況。如Fe3＋和SCN－、C6H5O－，由于Fe3＋＋SCN－ 2＋等絡(luò)合反應(yīng)的發(fā)生而不能大量共存。 特別提醒：(1)首先必須從化學(xué)基本概念和基本理論出發(fā)，掌握離子反應(yīng)的規(guī)律和“離子共存”的條件。在中學(xué)化學(xué)中要求把握的離子反應(yīng)規(guī)律主要是離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)和離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)，以及在一定條件下一些微粒(離子、分子)可形成絡(luò)合離子等?！半x子共存”的條件是根據(jù)上述三個(gè)方面統(tǒng)籌考慮、比較、歸納整理而

6、得出的。因此解決“離子共存”問題可從離子間的反應(yīng)規(guī)律入手，逐條梳理。 (2)審題時(shí)應(yīng)注重題中給出的附加條件。 ①酸性溶液(H＋)、堿性溶液(OH－)、能在加入鋁粉后放出可燃性氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH－濃度為1×10－10 mol/L的溶液等。 ②有色離子：MnO、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、2＋使溶液呈現(xiàn)一定的顏色。 ③MnO、NO、Cr2O等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。 ④注重題目要求。如“一定大量共存”“可能大量共存”還是“不能大量共存” 等要求。 (3)審題時(shí)還應(yīng)注重的幾點(diǎn)。 ①注重溶液的酸堿性對(duì)離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如：Fe2＋與NO能共存，但在強(qiáng)酸性條

7、件下發(fā)生3Fe2＋＋ NO＋ 4H＋===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O而不能大量共存；I－與NO能共存，但在強(qiáng)酸性條件下不能大量共存；MnO 與Cl－在強(qiáng)酸性條件下也不能大量共存；S2－與SO在堿性(或中性)條件下可共存，但在酸性條件下不能大量共存。 ②弱酸的酸式根離子(如HCO、HSO、HS－、HPO、H2PO)既不能與H＋大量共存，也不能與OH－大量共存。如：HCO＋OH－===CO＋H2O(HCO遇堿時(shí)進(jìn)一步電離)，HCO＋H＋===CO2↑＋H2O。 ③注重挖掘題目中隱含的信息，排除干擾信息，克服非智力因素失分。 專題二　離子方程式的書寫及其正誤判斷問題 1．書寫離子方程式時(shí)應(yīng)

8、注意的問題。 (1)離子反應(yīng)是在溶液或熔融狀態(tài)時(shí)進(jìn)行反應(yīng)的，凡非溶液中進(jìn)行的反應(yīng)一般不能寫離子反應(yīng)方程式，亦即沒有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫出離子反應(yīng)方程式。如NH4Cl固體和Ca(OH)2固體混合加熱，雖然也有離子反應(yīng)，但不能寫出離子反應(yīng)方程式，只能寫化學(xué)方程式。 (2)單質(zhì)、氧化物、氣體在溶液中的反應(yīng)一律寫化學(xué)式；弱電解質(zhì)如弱酸(HF、H2S、HClO、H2CO3等)，弱堿(如NH3·H2O)和中強(qiáng)酸(如H2SO3、H3PO4)等難電離的物質(zhì)必須寫化學(xué)式；難溶于水的物質(zhì)必須寫化學(xué)式。 (3)多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆寫。如NaHCO3溶液和稀硫酸反應(yīng)：HCO

9、＋H＋===CO2↑＋H2O。 (4)對(duì)于微溶物的處理有三種情況。 ①在生成物里有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示。如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋ ＋ SO ===Ag2SO4↓。 ②當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于溶液狀態(tài)(稀溶液)時(shí)，應(yīng)寫成離子的形式。如CO2氣體通入澄清石灰水中：CO2＋Ca2＋＋2OH－ ===CaCO3↓＋H2O。 ③當(dāng)反應(yīng)物里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫化學(xué)式。如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2＋CO===CaCO3↓＋2OH－ 。 (5)操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同。 ①少量燒堿滴入Ca(HCO3)2溶液(此時(shí)碳酸

10、氫鈣過量)中，Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O； ②少量Ca(HCO3)2溶液滴入燒堿溶液(此時(shí)氫氧化鈉過量)中：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋CO ＋2H2O。 2．檢查離子方程式書寫是否正確的幾個(gè)原則。 (1)必須滿足三個(gè)守恒原則。 ①元素守恒：反應(yīng)前后各元素的原子個(gè)數(shù)相等； ②電荷守恒：方程式左右兩邊離子的電荷總數(shù)相等； ③電子守恒(價(jià)守恒)：對(duì)于氧化還原反應(yīng)，反應(yīng)過程中元素化合價(jià)升高總數(shù)與降低總數(shù)相等。 (2)正確把握與“量”有關(guān)的反應(yīng)原則。 ①某物質(zhì)若其陰、陽離子都參加了反應(yīng)，且都反應(yīng)完全，則方程式中，該物質(zhì)陰、陽離子個(gè)數(shù)比應(yīng)與化學(xué)

11、式中組成一致，如Ba(OH)2與H2SO4溶液反應(yīng)，離子方程式為： Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。 特別提醒：H＋、OH－、H2O之前的化學(xué)計(jì)量數(shù)2是不能省去的。 ②若反應(yīng)物之間由于量比不同可發(fā)生反應(yīng)時(shí)，必須結(jié)合量比書寫。如Ca(OH)2與NaHCO3反應(yīng)，有兩種情況： a．若Ca(OH)2過量，Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2O。 b．若NaHCO3過量，Ca2＋＋2OH－＋2HCO ===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (3)注意反應(yīng)條件的原則。 ①溶液酸堿性條件：有些物質(zhì)在不同條件下存在形態(tài)不同，如反應(yīng)產(chǎn)物有碳酸鹽時(shí)，則CO與

12、HCO取決于溶液堿性強(qiáng)弱，強(qiáng)堿溶液中寫CO ，弱堿溶液中(如CO2過量時(shí))寫HCO 。 ②溫度條件：NH4Cl與NaOH溶液反應(yīng)時(shí)，只有在濃溶液且加熱條件下，才可寫成NH3↑，否則寫成NH3·H2O。 ③濃度條件：如BaCl2溶液與稀的NaHCO3溶液不發(fā)生反應(yīng)，而BaCl2溶液與濃的NaHCO3反應(yīng)，生成BaCO3沉淀，其離子方程式為： Ba2＋＋2HCO ===BaCO3↓＋H2O＋CO2↑。 ④注意實(shí)驗(yàn)操作條件：如Na2CO3溶液與稀鹽酸之間的反應(yīng)，若將少量的HCl往多量Na2CO3溶液中滴加時(shí)，先發(fā)生：CO＋H＋===HCO ；后發(fā)生：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O；若將少

13、量Na2CO3往多量HCl中滴加時(shí)：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。 (4)必須遵循依據(jù)客觀實(shí)驗(yàn)事實(shí)的原則。 只有電解質(zhì)參加的且具備電離條件的反應(yīng)，才可寫出離子方程式。 3．離子方程式正誤判定規(guī)律(“八看”)。 (1)看離子反應(yīng)是否符合客觀事實(shí)，不可主觀臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 (2)看“===”“”“↑”“↓”等是否正確。 (3)看表示各物質(zhì)的化學(xué)式是否拆分正確，如HCO不能寫成CO＋H＋ 。 (4)看是否漏掉離子反應(yīng)，如硫酸與氫氧化鋇反應(yīng)不能只寫B(tài)a2＋＋SO===BaSO4↓。 (5)看電荷是否守衡。 (6)看反應(yīng)物或產(chǎn)物的配比是否正確。 (7)看是否符合題設(shè)條件(溫度、

14、過量等)及要求。 (8)看物料是否守衡。 專題三　氧化還原反應(yīng)基本規(guī)律 1．電子守恒規(guī)律。 在一個(gè)氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到電子的數(shù)目等于還原劑失去電子的數(shù)目。或者說氧化劑化合價(jià)降低總數(shù)等于還原劑化合價(jià)升高總數(shù)。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律，我們可以進(jìn)行氧化還原反應(yīng)方程式的配平以及有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計(jì)算。 2．表現(xiàn)性質(zhì)規(guī)律。 (1)某種元素處于最高價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)就具有氧化性。因?yàn)樵谘趸€原反應(yīng)中，該元素的化合價(jià)只能降低，不可再升高。例如：KMnO、H2SO、HNO、Cl3、F (無正價(jià))等。 (2)某種元素處于最低價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)就具有還原性。因?yàn)樵谘趸€原反應(yīng)中，該元

15、素的化合價(jià)只能升高而不可再降低。例如：H、 (無負(fù)價(jià))、Na2等。 (3)某元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)，則含有該元素的物質(zhì)，既具有氧化性又具有還原性。因?yàn)樵谝欢l件下，該元素的化合價(jià)可能升高或者降低。例如：、、、O2等。 (4)金屬單質(zhì)只具有還原性，非金屬單質(zhì)多數(shù)既具有氧化性又具有還原性，少數(shù)只具有氧化性。 (5)含同種元素相鄰價(jià)態(tài)的兩物質(zhì)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。例如：C與CO、CO與CO2、Cl2與HCl、濃H2SO4與SO2等均不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 3．性質(zhì)強(qiáng)弱規(guī)律。 氧化性：氧化劑強(qiáng)于氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑強(qiáng)于還原產(chǎn)物。例如：2FeCl3＋Cu===2FeCl2＋CuCl2，氧

16、化性：Fe3＋＞Cu2＋，還原性：Cu＞Fe2＋。 4．反應(yīng)先后規(guī)律。 在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種還原劑時(shí)，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時(shí)含有幾種氧化劑時(shí)，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強(qiáng)的氧化劑作用。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律，可判斷氧化還原反應(yīng)發(fā)生的先后次序，寫出相應(yīng)的化學(xué)方程式。例如：把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2的強(qiáng)氧化性可將Fe2＋、Br－氧化，由于還原性Fe2＋>Br－，所以，當(dāng)通入有限量Cl2時(shí)，根據(jù)先后規(guī)律，Cl2首先將Fe2＋氧化；但Cl2足量時(shí)，可把Fe2＋、Br－一并氧化。離子方程式可分別表示為：2Fe2＋ ＋ Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，2Fe2＋ ＋ 4Br－ ＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2 ＋ 6Cl－。 5．價(jià)態(tài)歸中規(guī)律。 含不同價(jià)態(tài)同種元素的物質(zhì)間發(fā)生氧化還原反應(yīng)時(shí)，該元素價(jià)態(tài)的變化一定遵循“高價(jià) ＋ 低價(jià)―→中間價(jià)”的規(guī)律。也可歸納為：兩相靠，不相交。 根據(jù)這個(gè)規(guī)律：便于我們判斷氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物，標(biāo)明電子轉(zhuǎn)移關(guān)系。 例如：KClO3＋6HCl===KCl＋3C得5e－失5e－l2↑＋3H2O，而不是 KClO3＋6HCl===KC得6e－l＋3C失6e－l2↑＋3H2O。