2011届高考化学一轮复习第2章节重点提示易错易混自高频考点突破

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1、1．氧化还原反应的有关概念及规律本章重点提示(2)性质：氧化性：氧化剂>氧化产物>还原产物>还原性还原性：还原性>还原产物>氧化产物>氧化剂(3)规律①守恒规律：化合价升高降低的总数相等、电子得失或偏移数相等。化合价变化是标志，电子得失或偏移是本质。②强强生弱规律：较强氧化性的氧化剂与较强还原性的还原性反应，生成弱还原性的还原产物和弱氧化性的氧化产物。③价态性质规律：元素处于最高价态只有氧化性；元素处于最低价态只有还原性；元素处于中间价态，既有氧化性又有还原性。2．与“量”有关的几个离子方程式(1)Mg(HCO3)2溶液与过量的NaOH反应，不可忽视M

2、g(OH)2比MgCO3更难溶、更稳定，所以生成的是Mg(OH)2而不是MgCO3。(2)NH4HSO4溶液与足量的Ba(OH)2反应，不可忽视NH3·H2O既是弱电解质。当Ba(OH)2足量时，将生成NH3·H2O。(3)NH4HCO3与少量NaOH溶液反应，不可忽视的是OH－先与反应，再与反应生成弱碱(NH3·H2O)。(5)FeBr2与Cl2的反应，Cl2少量时只氧化Fe2＋，足量时氧化完Fe2＋再氧化Br－。1．电解质强弱判断，电解质与非电解质的判断强电解质与弱电解质是根据在水溶液中电离程度来区别的，若完全电离则为强电解质，若部分电离则是弱电解

3、质，可见强电解质溶液中无电解质分子而弱电解质溶液中存在弱电解质分子。电解质与非电解质不能仅根据导电来判断，如Cu导电，它不是电解质也不是非电解质，因为两者皆属化合物。再如CO2的水溶液导电，而CO2却是非电解质，因为导电离子不是由CO2电离出的。2．处于中间价态的元素在反应中是体现氧化性还是还原性，取决于其他反应物的氧化性或还原性强弱。在合适的条件下，也可以同时体现两种性质。而最高价态只具有氧化性也并不意味着氧化性最强，如氧化性：HClO>HClO4。3．对于生成物是易溶于水的气体的反应，要特别注意反应条件，如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度

4、不大，又不加热时，离子方程式为NH＋OH－===NH3·H2O；当为浓溶液，又加热时，离子方程式为：NH＋OH－NH3↑＋H2O。4．对微溶物Ca(OH)2要根据实际情况判断当Ca(OH)2处于溶液状态时，写成离子；当Ca(OH)2处于浊液(即名称为石灰乳、石灰浆)或固态时，应写化学式。分析离子共存，应注意限定条件1．限定问法分清“能大量共存”“不能大量共存”“可能大量共存”“酸性、碱性都大量共存”等。2．限定溶液颜色在无色透明的溶液中，即不能含有在溶液中有颜色的离子，如Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、MnO等，注意“透明”并不是“无色”。3.限定反应类

5、型如因氧化还原反应不共存、因复分解反应不能共存等。4.限定几种已存在的离子，判断其他离子是否共存。5.限定溶液酸碱性（1）“溶液能溶解或”，则溶液可能呈酸性（大量），也可能呈碱性（大量）。（2）“溶液能溶解或”则溶液呈酸性（大量）。(3)“溶液与Al反应产生H2”，则溶液可能呈酸性(有大量H＋，无NO)，也可能呈碱性(大量OH－)。(4)通过酸碱指示剂或pH限定溶液酸碱性，如：①“在强酸性(或pH＝0)溶液中”，即含大量H＋，应考虑H＋的影响。②“在强碱性(或pH＝14)溶液中”，即含大量OH－，应考虑OH－的影响。(5)通过水的电离知识限定溶液酸碱性

6、，如：①“c(H＋)＝1×10－11mol·L－1的溶液”，则溶液为碱性(大量OH－)。②“c(OH－)＝1×10－11mol·L－1的溶液”，则溶液呈酸性(大量H＋)。③“由水电离出的c(H＋)＝1×10－11mol·L－1[或c(OH－)＝1×10－11mol·L－1]的溶液”，溶液可能呈酸性(大量H＋)，也可能呈碱性(大量OH－)。【例1】(2009·宁夏理综，12)能正确表示下列反应的离子方程式是()A.向次氯酸钙溶液通入过量CO2：Ca2＋＋2ClO－＋H2O＋CO2===CaCO3↓＋2HClOB．向次氯酸钙溶液通入SO2：Ca2＋＋2Cl

7、O－＋H2O＋SO2===CaSO3↓＋2HClOC．氢氧化钙溶液与碳酸氢镁溶液反应：Ca2＋＋OH－＋HCO===CaCO3↓＋H2OD．在氯化亚铁溶液中加入稀硝酸：3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑一、离子方程式正误判断解析：A项CO2过量生成HCO；B项SO2具有还原性，应被氧化成CaSO4；C项还应生成Mg(OH)2沉淀。答案：D【例2】(2009·重庆理综，8)下列各组离子，能在溶液中大量共存的是()解析：A项，Mg2＋水解呈酸性，AlO水解呈碱性，不能大量共存；B项，在酸性条件下Fe2＋与NO不能共存；C项NH能和O

8、H－反应生成NH3·H2O，不能大量共存。答案：D二、离子共存【例3】(2009·福建理综，6