2010高考化学一轮复习知识点总结二新人教版绝对是精品资料

1、离子共存多种离子能否在同一溶液中大量共存，可用一句话概括“一色二性三特四反应”。一色：根据题目要求是否为无色溶液，如是无色溶液，则C+、Fe3+、Fe2+、Fe（SCN3、MnO4、Fe（C6H5O）63等有色离子或某些单质分子（如：Br2、12等）均不能大量存在。二性：指溶液的酸、碱性。在酸性溶液中，弱酸根离子（如：CQ2、SO32、S2、L、CHsCOC、AI02、CM、CIO、SiQ2、4出0等）及OH不能大量共存；在碱性溶液中， 易水解的金属离子（如：NH4+、A产、Mg2+、FeT、Fe2+、Cu2+、Pb2等）及不能大量共存； 而酸式弱酸根离子（如：HCQ、HSQ、HS、H2PO4

2、、HPC42等）在酸性或碱性溶液中，均不能大量共存。三特：关于离子共存，必须注意三种特殊情况。AIO2水解能力较强，其溶液呈较强的碱性，AIO2与HCQ、AIO2与HSQ不能在同一溶液中大量共存；NO3在酸性溶液中才有强氧化性， 如在中性或碱性溶液中，NQ与可以共存。MnO4在酸性溶液中氧化性强，在碱性或中性溶液中氧化性相对较弱，如在酸性溶液中，Mn。4与C、Br不能共存，而在碱性溶液中可以共存；水解能力弱的金属离子与弱酸根离子，如Mg2+与HCOf,Mg2+与HSQ等，一般不考虑他们之间的双水解，能共存与同一溶液中。四反应：指离子之间如发生下列四中反应中的任一种，均不能共存。复分解反应：即生

3、成沉淀（如:Ag+与C、Ba2与SQ2等）、产生气体（如:H+与HCQ、”出+与Of等）、生成弱电解质（如：H+与CIO、H+与CH3COO等），均能大量共存；氧化还原反应：如果两种或两种以上离子相遇发生氧化还原反应，则不能大量共存。如：H+、”03与Fe2等；如果离子间发生络合反应，生成络和离子，这些离子不能大量共存。如：Fe3+与SCN、Ag+与CN_等；双水解反应：能发生双水解反应的离子不能大量共存。如卩63+与CO32或HCQ、Al3+与AIO2等。例1、在PH=1的含Mg2+、Fe2+、A产三种阳离子的溶液中，可能存在的阴离子是（）1ClNO3SQ2S2A.B.C.D.例2、（199

4、6.上海）下列各组离子中，在碱性溶液中共存，且在加入盐酸过程中会产生气 体和沉淀的是（）。A.Na+、NO3、AIO2SQ2-B. Na+、NO3_、SiQ2-、K+C.K+、C、AIO2、CQ2D.Na、C、HCO3、Cai2+哪些离子不能在水溶液中大量共存共存即大量共存，就是离子间不能相互反应，离子浓度不降低。下面就离子间不能 共存的五个方面的条件展开总结。1、氧化还原反应：S2MnO4、CIO、C2O72、NO3(H+)与不共存;酸式盐小结1、酸式盐的生成原因1过量的酸跟碱反应：H2S（过量）+ NaOH = NaHS + HO2酸酐跟正盐反应：CQ + Na2CO3+ H2O = 2N

5、aHCQ3酸根正盐反应：H3PQ + 2Na3PO4= 3NaHPQ4浓H2SQ某些正盐在微热下的反应：ANaCI + H2SQ（浓） =NaHSQ + HCfANaNO3+ H2SQ(浓) =NaHSQ + HNO3f5酸式盐与正盐反应：NaH2PO4+ NasPQ = 2NaHPQ另外，还有其他一些原因，如：八 ； -L- +NaHC（O,这是SO32Fe2+注：溶液中的NQ必须在酸性介质中才具有强氧化性，而 在酸性、中性或碱性介质中均具有强或较强的氧化性。2、双水解反应：l CQ2-HCO3AI3+与f S2-HSI AIO23、复分解反应：生成难溶性的物质Mn04、CIO、Cr2O72

6、却Cu2+、Fe2+、Zn2+3+FeMgJr $OHSO32SQ2-Pb2+与SiO32PO43SQ2CQ2PQ3-SQ2-生成易挥发的物质OH与NH4+不共存Fe3+与SCN不共存。CO32HCQAIO2Ag+OHPO43CO2-SQ2-SiQ2PQ3CO2-SiO32SiO32HSQSQ2CQ2AI02与3+厂FeFe2+Zn2+Cu2+不共存;H+与HC03SQ2Ag+与x(C、SiO32S2CO32SQ2-0HCa2不共存;+NH4Br、I)不共存;PQ3SQ2不共存;ryoH由HCQ和电离程度的相对大小决定的。2、酸式盐的性质： 与酸反应NaHCQ + HCl = NaCl + H

7、O + CQf 与碱反应NaHCQ + NaOH = NaCC3+ HzO 与盐反应Ca(HCO)2+ Na2CO3= CaCOJ+ 2NaHCQ 与金属反应2NaHSQ + Fe = NaSOi + FeSQ + HzfA 受热分解Ca(HCQ)2CaCQJ+出0 + CQf 水解反应Ca(HCO)2+ 2H2O - - Ca(OH)2+ 2H2CO3探 弱酸的酸式盐和弱酸的铵盐，他们既能跟酸反应，又能跟碱反应。3、 酸式盐溶液的酸碱性：酸式盐水溶液成酸性的有：硫酸氢盐、磷酸二氢盐、亚硫酸氢盐，其余的酸式盐水溶液通常呈碱性（水解大于电离）。4、 酸式盐与碱反应离子方程式写法：要注意二者量的关

8、系。对于复杂反应可以先写化学方程式，在改写为离子方程式。 例如：1碳酸氢钙溶液中加入少量NaOH溶液_ _Ca + HCQ + OH = CaCOJ+出02碳酸氢钙溶液中加入过量NaOH溶液Ca+ 2HCO3_+ 2OH_= CaCOJ+ CO32_+ 2缶0探究酸碱中和滴定教学目标：基础知识：理解酸碱中和滴定原理及实验的操作事项。能力培养：学会滴定这一定量分析的方法。情感态度：培养学生严谨的科学态度。教学重点：中和滴定的原理、方法。教学难点：滴定终点的判断。教学过程设计：一、情景设置现有一未知浓度的NaOH溶液，请思考如何测知其溶质物质的量浓度？学生思维发散（课堂教学情况实录如下）：有的学生

9、给出方法1:测溶液的PH。有的学生给出方法2：取一定体积的NaOH溶液，蒸干结晶，称量出晶体的质量，然后 计算。还有学生给出方法3:取一定体积的NaOH溶液，向其中逐滴加入MgCb溶液至过量， 充分反应后，静置，过滤，洗涤，干燥，称量沉淀的质量，然后依关系Mg（OH）22NaO H计算。教师设问：如果选择方法3，如何能确认OH_已完全沉淀了呢？或者说，你如何知道MgCS溶液已 过量了呢？（方法：静置，在上层清液中滴加MgC-溶液，看是否会有沉淀， 如没有，则反应已完全。）二、问题探究教师在以上情景基础上设问： 选用稀盐酸中和NaOH溶液，然后利用关系HCINaOH计算，选择这样的思路解决NaO

10、H浓度测定问题是否可行?如果不行，障碍在哪里？如果合理，需要解决哪些问题？讨论小结：依原理c（HCI）.V（HCI） = c（NaOH）.V（NaOH需解决如下问题：需定量取一定体积的NaOH溶液（待测液）；盐酸溶液的物质的量浓度是已知的（标准液）；如何确定中和反应是否完全，从而确定所耗盐酸溶液体积V（HCI）。1、 探究1向一定体积NaOH溶液（待测液） 中滴加稀盐酸 （标准液） 时，如何确定中和是否完成？ 思考引导：如何用最简单的方法鉴别NaOH、HCI、NaCI溶液。方法小结：选用酸碱指示剂，通过其变色指示反应是否完成。 问题深入：教师给出酚酞、甲基橙的变色范围。酚酞在PH=8时，有浅红

11、色变为无色；甲基橙在PH=4.3左右时由黄色变为橙色。而HCI和NaOH恰好中和时PH = 7,这样是否会有很大误差呢？教师设计：现向100mL0.1moI/LnaOH待测液中逐滴滴加稀盐酸，当加入0.1moI/L稀盐 酸达99.9MI或100.1MI时，计算所的溶液PH（结果为9.7和4.3）。由此得出什么结论？（多用或少用O.ImL盐酸时都会引起溶液PH的突变，从而引起指示剂颜色的突变，而对于100mL来说O.ImL的差别是完全可以接受的，在误差范围以内。）小结：测定过程中需选用指示剂来指示反应终点。指示剂可选酚酞或甲基橙；滴定终点不等于恰好中和点，但在误差范围以内。 强调：指示剂变色后要

12、等半分钟看是否变化。2、 探究2从以上讨论知：第定涉及的操作主要有待测液的定量取用和标准液的逐步滴加。讨论引导：归纳定量取用液体的仪器及通常用作反应器的仪器，从本实验的特点进行分析选择。 从误差分析角度思考定量取用液体仪器及反应器的洗涤方法。小结确定V（HCI）与V（NaOH）仪器：碱式（酸式）滴定管（精度0.01）；洗涤：先用蒸馏水 洗,然后用标准液或待测液润洗。反应器：锥形瓶（便于振荡操作）；洗涤：只用蒸馏水清洗。3、学生动手探究设计：把课堂演示实验改为学生分组实验以获得多组数据,进行对比、评价、分析,从 而获得体会。要求：有些小组选用指示剂酚台，有些用甲基橙，也有些用石蕊。 记录数据（精

13、确到0.01）实验后设问讨论：1从对变色点的实际观察, 你认为选用石蕊试液作指示剂是否可行？ （不行, 变色不 明显,易造成误差。 ）2从对各小组的数据比较,你认为一次实验的结果是否可信？（应重复2次3次,取平均值。）3本实验中标准液浓度过高是否合适, 在实验的哪个环节会造成问题？ （终点时易产 生误差。）4本实验中待测液浓度过高是否合适？应如何处理？ （不合适 ，因为需大量标准液， 不便于振荡操作，易产生误差，可先定量稀释，实验后计算转化。 ）三、思维扩展问题设置：测定一Na2SO3溶液中Na2SO3物质的量浓度。能否用滴定的方法？若能选择什么作标准液、什么作指示剂？（将滴定原理应用到酸碱中和滴定以外的反应，培养学生的创新思