近三年高考理综考试化学双向细目表

高考化学考试双向细目表

年份 题号 9 10 11 12 13 14 2008年 考题 分析 29 填空题 衡、盐类水解等 除杂、洗涤、溶液的配制、电解原理、仪器30 31 32 33 实验题 组装等。 选做题 选做题 选做题 能团等综合考查 化学基本概念、化学与生活、化学与社会的 2009年 11 考题 12 分析 13 14 化学平衡的移动、焓变、盖斯定律、沉淀溶28 填空题 解平衡、电离平衡常数有关计算 综合应用 14 15 选择题 电解质、平衡常数 综合应用 4 选择题 化学反应速率和化学平衡 理解 4 选择题 元素化合物知识综合考查 理解 4 选择题 有机物的性质、基本反应类型、有机物鉴别 理解 4 选择题 物质结构、元素周期律 理解 4 9 10 选择题 综合考查 选择题 基本概念、基本理论、实验室制法 理解 4 了解 4 钢铁冶炼等化学与技术知识 电子排布式、共价键类型、晶体类型等 有机结构简式的推断与书写、反应类型、官综合应用 综合应用 综合应用 8 8 8 综合应用 16 15 28 呈现形式 选择题 选择题 选择题 选择题 选择题 选择题 素 选择题 填空题 沉淀溶解平衡、溶度积常数关系图像 氧化还原原理、离子检验 热化学方程式焓变、燃料电池原理、电离平综合应用 应用 综合应用 4 14 12 考查知识点 化学基本概念、化学与生活综合考查 考查基础知识掌握情况 物质结构、元素周期律 石油产品、乙醇、乙烯的性质 阿伏加德罗常数 电离平衡常数、焓变、化学反应速率影响因理解 考查层次 分值 了解 了解 理解 理解 理解 4 4 4 4 4 4 29 30 31 32 填空题 实验题 原电池原理和电解原理 化学实验的基本操作、物质的提纯与鉴别、综合应用 综合应用 12 16 尾气处理等 选做题 选做题 考查 有机推断与合成、官能团、结构简式综合考33 9 2010年 考题 12 选择题 10 11 选择题 选择题 选择题 选做题 查 同位素、同分异构体、阿伏加德罗常数、物质的量基本计算、化学研究的范畴 化学反应的能量、盖斯定律、反应速率 化学键、元素周期律的实质、同周期同主族的递变规律。 乙烯、苯、重要营养物质、乙醇、乙酸、乙酸乙酯、煤油的性质及用途。 SiO2、Na2O、Na2O2、CO、NO、NO2、氯水的性13 选择题 质。 稀释浓硫酸、配制溶液、中和滴定误差分析、14 15 选择题 选择题 SO4的检验 沉淀溶解平衡、图像分析 氧化还原反应、化学平衡移动原理、图像分28 填空题 析、反应速率计算、平衡常数计算、原电池应用、燃料电池的有关计算、水的电离平衡 铝及其化合物的性质、电解池、电极反应、29 填空题 盐类水解、金属腐蚀及防护 SO2的制备（连接仪器、干燥、收集、尾气30 实验题 吸收）、过滤、测定pH操作、误差分析 有机物官能团的相互转化、有机反应类型、32 选做题 有机物的鉴别、缩聚产物的结构简式 同位素、同分异构体、阿伏加德罗常数、物33 选做题 质的量基本计算、化学研究的范畴 综合应用 综合应用 综合应用 综合应用 12 综合应用 2－化学与技术模块、电解铝的有关问题 物质结构与性质、原子结构、杂化方式综合综合应用 综合应用 8 8 8 综合应用 了解 理解 了解 理解 4 4 4 了解 4 理解 4 理解 应用 4 4 14 16 8 8 2011年Ⅱ卷必做题试题主干考点知识统计 题号 10年 主要考点 11年 氧化还原反应、化学平衡移动原理、元素化合物性质、氧化还原反应、盖斯定律、化28 图像分析、反应速率计算、平衡常数学反应平衡 计算、原电池应用、燃料电池的有关计算、水的电离平衡 29 铝及其化合物的性质、电解池、电极常见无机物的应用、原电池的形成条件、电极反反应、盐类水解、金属腐蚀及防护 应式的书写、电解质在水溶液中的行为 SO2的制备（连接仪器、干燥、收集、验室主要仪器的用途、化学实验的基本操作、常30 尾气吸收）、过滤、测定pH操作、误见气体的实验室制法、常见物质的检验分离和提差分析 纯、实验方案的设计、评价和改进、控制实验条件 酚醛树脂的合成与处理，制备普通玻水的不同处理方法及原理、水纯度的测定方法 31 璃的原料、反应，玻璃纤维作用、玻璃钢性能等。 32 杂化轨道、分子间作用力、电负性、原子核外电子排布、轨道杂化、微粒间的作用力、晶胞确定化学式、配位键 晶胞结构与计算 有机物官能团的相互转化、有机反应有机物的结构与性质、有机反应类型、有机物的33 类型、有机物的鉴别、缩聚产物的结同分异构体现象、常见有机物的检验方法 构简式 2012年山东高考理综试卷化学试题分析 题号 7 物质分类与化学概念 考察氧化还原反应、纯净物、氧化物的概念和理解，催化剂对可逆反应达到平衡时间的影响 8 胶体 元素化合物的性质 9 考察氯及其化合物的性质、离子化合物的概念、胶体、氧化还原反应中电子转移数目判断 4分 4分 4分 考点定位 知识内容和题型 分值 4分 物质结构（必修内容） 原子结构、共价键的存在、元素性质的递变规律 典型物质（甲烷、乙烯、苯、乙醇、乙酸、糖类、油脂）的10 有机化合物结构与性质 11 化学实验 12 元素化合物 实验 13 电化学内容 性质；基本反应类型判断、同分异构的判断 中和滴定、试剂保存、基本操作（萃取、蒸发） 2-4分 常见物质（Cl2、SO2、HNO3、H2SO4）的性质、常见离子检验（SO4）、4分 气体可溶性判断（喷泉实验） 金属化学腐蚀、电化学腐蚀的特点及速率比较，Zn-MnO2干电池的工作原理 4分 28 元素化合物 基本实验 电化学 29 氧化还原反应、化学反应中的能量变化、化学平衡的移动 30 化学实验 工业上冶炼金属的生产实际为载体、以框图为特点，考察元素化合物知识（SO2）、基本实验（离子检验、尾气处理）电化学原理的应用（金属精炼、设计原电池） 12分 氧化还原反应的概念及判断、可逆反应条件变化平衡移动、16平衡状态的考察及速率计算、电离平衡及平衡常数的有关计算 以工艺流程为载体，对化学实验基本操作、实验装置、元素化合物的性质等进行考察 14分 分 31 化学与技术 石油的分馏、裂化裂解、煤的加工处理（洗选、流化床燃烧、8分 液化） 32 物质结构 33 有机化学 物质的性质、元素性质、化学键类型、分子的空间构型 有机化学基础、反应类型、结构简式、化学方程式 8分 8分 2013年化学卷的知识点分布如下

2014山东高考化学知识点高仿真试题一

7．近来雾霾频现，“PM2.5”数据监测纳入公众视野．“PM2.5”是指大气中直径小于或等于2.5微米的细小颗粒物，也称为可入肺颗粒物．下列有关说法中，错误的是 （ ） A．雾霾有可能产生丁达尔现象

B．近来雾霾的形成与工业排放的烟气有关系 C．“PM2.5”没有必要纳入空气质量评价指标 D．雾霾天气严重危害人体健康 8．下列关于氮的说法正确的是

（ ）

A．N2分子的结构较稳定，因而氮气不能支持任何物质燃烧

B．23g NO2和N2O4混合气含有0.5NA个氮原子（NA表示阿伏加德罗常数） C．NO可用向上排空气法或者排水法收集 D．浓硝酸保存在棕色瓶内是因为硝酸易挥发 9．下列离子方程式正确的是

2+

2－

（ ）

A．硫酸与氢氧化钡溶液反应：Ba + SO4＝BaSO4↓

B．铝和氢氧化钠溶液反应：Al＋OH + 3H2O＝Al（OH）4 ＋ H2↑ C．向次氯酸钠溶液中通入足量SO2 气体：ClO＋SO2＋H2O＝HClO＋HSO3 D．向沸水中逐滴加入FeCl3饱和溶液：Fe＋3 H2O 10．下列与有机物的结构、性质有关的叙述正确的是

3+

－

－

－

－

Fe（OH）3（胶体） +3H

（ ）

+

A．乙烷和乙烯分别与C12反应均有二氯乙烷生成，反应类型相同

如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。

3、比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 —

c(PO43 )。

4、说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、

—

HS-、OH-、H+、S2、H2S，其浓度关系为：

（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。

如在Na2S溶液中：

———

实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2、HS、OH带的负电荷总物质的量。

———

表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2) + c(HS ) + c(OH )

（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。

如在Na2S溶液中：

实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1

——

表达形式：c(Na+) = 2 c(S2) + c(HS ) + c(H2S)

（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—

的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：

——

实质：n(OH) == 溶液中自由H+物质的量与S2结合水电离的H+物质的量之和

——

表达形式：c(OH ) = c(H+) + c(HS ) + 2c(H2S)

十七．环境污染

1．臭氧层空洞——大气平流层中的臭氧层被氟里昂等氟氯烃的破坏而减少或消失，使地球生物遭 受紫外线的伤害。

2．温室效应——大气中二氧化碳、甲烷等温室气体增多，造成地球平均气温上升，加速了水的循环，致使自然灾害频繁发生。

3．光化学烟雾——空气中的污染性气体氮的氧化物在紫外线照射下，发生一系列光化学反应而生成有毒的光化学烟雾。空气中氮的氧化物主要来自石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气等。

4．赤潮——海水富营养化（含N、P、K等污水的任意排放）污染，使海藻大量繁殖，水质恶化。

5．水华——淡水富营养化（含N、P、K等污水的任意排放）污染，使水藻大量繁殖，水质恶化。

6．酸雨——空气中硫、氮的氧化物在氧气和水的共同作用下形成酸雾随雨水下降，其pH通常小于5.6。空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧，以及含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产的工业废气。

7．汽车尾气——主要是由汽油不完全燃烧产生的CO、气态烃等以及气缸中的空气在放电条件下产生的氮的氧化物等，它是城市大气污染或造成光化学烟雾的主要原因。

8．室内污染——由化工产品如油漆、涂料、板材等释放出的甲醛（HCHO）气体；建筑材料产生的放射性同位素氡（Rn）；家用电器产生的电磁幅射等。

9．食品污染——指蔬菜、粮食、副食品等在生产、贮存、运输、加工的过程中，农药、化肥、激素、防腐剂（苯甲酸及其钠盐等）、色素、增白剂（“吊白块”、大苏打、漂粉精）、调味剂等，以及转基因技术的不恰当使用所造成的污染。

十八、金属的冶炼规律

1．活泼金属的冶炼 （1）钠、镁、铝等活泼金属，常采用电解其熔融状态的卤化物的方法冶炼（通直流电）。例如：2NaCl(熔融) 2Na + Cl2↑

MgCl2(熔融) Mg + Cl2↑ 2Al2O3(熔融)

4Al + 3O2↑

☆注意：

① 液态冰晶石(Na3AlF6)作为助熔剂，使熔点高达2000℃多度的Al2O3在1000℃多度就熔化；

② 用石墨棒作为电极，其阳极材料被高温下产生的O2氧化而消耗，所以在电解过程中要定期补充Al2O3和阳极碳棒；

③ 这里不采用电解熔融AlCl3，是因为AlCl3是共价化合物，其熔融态不导电；而Al2O3

—

是离子化合物，其熔融态时能电离产生自由移动的Al3+和O2导电。

※思考：为什么不用电解熔融氧化镁而用电解熔融氯化镁的方法生产金属镁？ （2）对于金属钾、铷等，工业上还运用勒夏特列原理进行冶炼：

RbCl(l) + Na(l)

NaCl(l) + Rb(g)

☆说明：尽管Na的金属性没有Rb强，但是控制一定的温度，使RbCl和Na在熔化状态下反应生成液态NaCl和Rb蒸气，并且不断地把Rb蒸气从反应体系中抽出，降低了生成物的浓度，使平衡向右移动。

2．中等活泼金属的冶炼

（1）火法冶炼——对于锌、铁、钨、铜等中等活泼金属，工业上常采用焦炭、CO、H2、Al粉等还原剂，在高温下还原它们的氧化物的方法冶炼。例如：

ZnO + C

Zn + CO↑

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2↑ WO3 + 3H2

W + 3H2O

（铝热反应）

Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3 2CuO + C

2Cu + CO2↑

☆注意：用焦炭还原金属氧化物时，金属越活泼，越难还原，需要的温度越高，焦炭的氧化产物中CO的含量也越高。一般情况下，活动性超过Zn的氧化物难以被焦炭还原。

（2）湿法冶炼——用较活泼的金属与相对不活泼的金属盐溶液反应生成新金属和新盐的反应，属于置换反应。

例如，我国古代西汉时期刘安所著的《淮南万毕术》记载的“曾青得铁则化为铜”，是湿法冶炼金属的先驱，其反应原理是：Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu

3．不活泼金属的冶炼

金、银、铂等不活泼金属在自然界有少量以游离态形式存在，可直接采用物理方法（如淘金等），而汞等不活泼金属可用还原剂还原法或热分解法冶炼。例如：2HgO2Hg + O2↑

二十、金属与酸反应的几种情况

1．氢之前的金属能置换非氧化性酸的氢（Fe只能被H+离子氧化生成Fe2+） Fe + 2HBr == FeBr2 + H2↑

2．金属与氧化性酸的反应，一般没有H2生成，而是被成酸元素氧化 （1）Fe和Al被冷的浓。（在金属表面生成致密的氧化物薄．．HNO3和浓H2SO4“钝化”膜，阻止里面的金属继续被氧化。）

（2）有变价的金属被氧化生成高价态离子

如Fe + 4HNO3(稀)== Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O

（3）Fe与热的浓H2SO4和HNO3反应，若Fe过量，则生成亚铁（Fe2+）盐 因为Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+

3．氢以后的金属不与非氧化性酸反应，但能与氧化性酸反应 Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O 4．很不活泼的金属只能溶于“王水”，如Pt、Au Au + 3HCl(浓) + HNO3(浓) == AuCl3 + NO↑+ 2H2O

5．同种金属与酸反应的难易、生成物，与酸的浓度、温度有关 冷的，“钝化” 例如Fe与浓HNO3和浓H2SO4 加热，持续反应

☆ HNO3与金属反应的还原产物中N元素的价态，随着金属活泼性的增强和HNO3浓度的减小，越来越低，可依次生成NO2、NO、N2O、N2、NH4NO3等。

二十一、金属与盐反应的几种情况

1．活泼性很强的金属[K、Ca、Na、Ba等（主要指ⅠA、ⅡA中的活泼金属）]与盐溶液反应时，通常得不到新金属，而是跟盐溶液中的水反应，生成对应的碱和氢气，生成的碱再与盐可能发生复分解反应。如：

2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑

2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4

2．活泼性很强的金属与AlCl3溶液反应时，开始有沉淀，后来沉淀消失。 6Na(不足) + 6H2O + 2AlCl3 == 2Al(OH)3↓+ 6NaCl + 3H2↑ 4Na(过量) + 2H2O + AlCl3 == NaAlO2 + 3NaCl + 2H2↑

3．活泼性较强的金属（Mg、Al、Zn）与可溶性铁盐、铝盐、铵盐等溶液反应时有H2

生成，因为Fe3+、Al3+、NH4+水解呈酸性。 2Fe3+ + Mg == 2Fe2+ + Mg2+ Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+ Mg + FeCl3溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑ Mg + Fe2+ == Mg2+ + Fe (Mg过量时) Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + 3H+ Mg + AlCl3溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑ NH4+ + H2ONH3·H2O + H+ Mg + NH4Cl溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑ NH3·H2O == NH3↑+ H2O

+

(随着H的不断消耗，上述平衡向右移动，使NH3·H2O浓度增大，甚至分解) 4．不活泼金属Cu能与FeCl3溶液反应 Cu + 2Fe3+ == Cu2+ + 2Fe2+

5．金属与熔融盐反应不能用金属活动顺序表硬套，金属活动顺序表适用于水溶液中金属与金属阳离子或H+的反应。

Na(l) + KCl(l) NaCl(l) + K(g)（运用勒夏特列原理解释）

二十二、金属活动顺序表的应用

1．判断金属与酸反应的产物

（1）H之前的金属能置换非氧化性酸中的氢 （2）H之后的金属不能跟非氧化性酸反应置换出氢，但能被氧化性酸氧化。 ．． 3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 4H2O Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O Cu + H2SO4(稀)

但是，2Cu + 2H2SO4(稀) + O2 == 2CuSO4 + 2H2O。这是不活泼金属的吸氧腐蚀，其电

——

极反应可写成：负极——2Cu — 4e == 2Cu2+；正极——O2 + 4e + 4H+ == 2H2O

（3）H之前的金属与氧化性酸反应的产物与金属的活泼性、酸的浓度、温度等多种因素有关。

2．判断金属与盐溶液反应的产物

（1）活泼性很强的金属（K、Ca、Na、Ba）与盐溶液反应，得不到相应的金属 （2）活泼性相对较强的金属单质能将较不活泼的金属元素从它们的盐溶液中置换出．．来。如：Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu Cu + Hg(NO3)2 == Hg + Cu(NO3)2 3．判断金属与H2O反应的难易及产物

（1）K、Ca、Na遇冷水迅速反应放出H2，生成对应的碱

（2）Mg在冷水中反应慢，在沸水中反应快。[一是温度升高加快了反应速率；二是温度升高使Mg(OH)2固体的溶解度增大，Mg与H2O继续接触反应。]

（3）Al在冷水中几乎不反应，在沸水中微弱反应

（4）Zn、Fe、Sn、Pb能在红热条件下与水蒸气反应，生成金属氧化物和H2 （5）H之后的金属不与H2O反应 4．判断原电池的电极和电极反应式

相对活泼的金属作负极，尽先失电子，发生氧化反应。但是，当用Mg、Al做电极，用NaOH溶液做电解质溶液并不断通入空气时，反而是Al作为负极，Mg作为正极，电极反应式为：

———

负极——4Al—12e + 16OH == 4AlO2 + 8H2O

——

正极——3O2 + 12e + 6H2O == 12OH

——

总反应式——4Al + 3O2 + 4OH == 4AlO2 + 2H2O

因为，在强碱性条件下，Al被氧化生成的Al(OH)3↓具有两性，能溶解于NaOH溶液，使Al与水继续接触，从而将电子转移给H2O电离出的H+，被氧化；而Mg被氧化生成的Mg(OH)2↓是典型的碱，不能溶解于NaOH溶液，覆盖在Mg的表面上，阻止Mg与水的接触致使反应很快停止，从而使Mg显得不活泼。

5．判断电解时自由移动阳离子在阴极的放电顺序

Ag+ > Fe3+ > Hg2+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+

二十三、非金属知识总结

1．非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点 （1）在周期表中的位置

在目前已知的112种元素中，非金属元素有16种，稀有气体元素有6种，除H位于左上方的ⅠA 外，其余非金属元素位于周期表的右上方，且都属于主族元素。

（2）原子结构特点及化合价

①在所有元素的原子中，H原子半径最小。在同周期元素中，非金属原子半径小于金属原子半径；非金属的阴离子半径大于金属阳离子半径。

②最外层电子数：除H、B外，其余非金属原子的最外层电子数 ≥ 4。一般来说，非金属原子得电子的倾向较大。

③化合价可表现为负价，也可表现为正价。一般有下列规律： 最高正价 == 最外层电子数 == 主族序数（O、F除外）

最低负价 == 最外层电子数 — 8 == 主族序数 — 8（H例外） ④非金属元素大多数有变价。如： S主要有：-2、+4、+6（偶数）

Cl主要有：-1、+1、+3、+5、+7（奇数）

N主要有：-3、+1、+2、+3、+4、+5（奇偶数匀有） 5．非金属氢化物

（1）结构：非金属氢化物都为共价化合物，熔沸点相差不悬殊。同主族的非金属氢化物，结构相似，分子量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。但是，由于NH3、H2O、HF中存在“氢键”，它们的熔沸点反常的高。NH3极易溶于水，易液化（与“氢键”有关）。

（2）稳定性：非金属性越强其氢化物越稳定（HF最稳定）。

（3）酸碱性：HI、HBr、HCl、HF、H2S、H2Se溶于水形成酸，且酸性依次减弱。NH3溶于水形成弱碱（NH3·H2O）。

（4）色、态、味：非金属氢化物均为无色；常温下除H2O为液体外，其他均为气体。大多数有刺激性气味（H2S有臭鸡蛋气味、有毒）。

6．非金属氧化物的通性

（1）除SiO2是原子晶体外，其他非金属氧化物在固态时都是分子晶体。

（2）许多低价态非金属氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，它们不能随便排放到大气中。

（3）最高价非金属氧化物为酸性氧化物，若相应的酸易溶于水，则其氧化物易与水化合；反之，其氧化物就难以或不跟水化合。如H2SiO3难溶于水，则SiO2就不跟水化合。

（4）不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与酸、碱反应生成盐和水。虽然NO2能与H2O反应生成酸，也能与碱反应生成盐，但不属于酸酐（因为在反应过程中，NO2中N的化合价发生了变化）。

7．含氧酸

（1）同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。

（2）对于同种非金属元素形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。如： HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO H2SO4 > H2SO3 HNO3 > HNO2 （3）强酸可制取弱酸，难挥发性酸可制取易挥发性酸。 （4）常见酸的酸性强弱（比较在相同条件下的电离程度）。 强酸：HCl（HBr、HI）、H2SO4、HNO3、HClO4（最强无机酸）

中强酸：H2SO3 > H3PO4，但前者浓度大易分解，只有稀溶液；后者在纯净状态时是无色晶体，能以任意比例溶解于水，可得浓溶液。

弱酸：HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > H2SiO3（难溶于水）

☆ 注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu

和Zn：金属性是：Cu > Zn，而金属活动性是：Zn > Cu。 1、在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。

2、常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。

3、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。

4、依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。

5、依据金属活动性顺序表（极少数例外）。

6、依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。

7、依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。

8、依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。

9、气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。

七、比较元素非金属性强弱的依据

1、依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。

2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。

3、依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。

4、非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。

5、非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。 6、气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。 7、依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O

说明：元素的非金属性与其单质的活泼性不完全一致。例如，氧、氮的非金属性均比氯强，

但氧气、氮气的活泼性均不及氯气。

八、“10电子”、“18电子”的微粒小结

1．“10电子”的微粒： 一核10电子的 二核10电子的 分子 Ne HF ——离 子 N3(固)、O2(固)、F、Na+、Mg2+、Al3+ —OH NH2 H3O+ NH4+ 离 子 K+、Ca2+、Cl、S2 ————三核10电子的 H2O 四核10电子的 NH3 五核10电子的 CH4 2．“18电子”的微粒： 分 子 一核18电子 Ar 二核18电子 三核18电子 四核18电子 五核18电子 六核18电子 七核18电子 八核18电子 F2、HCl H2S PH3、H2O2 SiH4、CH3F N2H4、CH3OH CH3NH2 CH3CH3 HS —十一、微粒半径大小的比较方法

1、原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。

2、若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。

3、同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。

4、同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。

十三、离子共存问题

1．分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。 2．分析能否发生氧化还原反应

—————

还原性离子（Fe2+、I、S2、SO32等）与氧化性离子（NO3/H+、Fe3+、ClO、MnO4

—

等）因发生氧化还原反应而不能共存。例如：

—

2Fe3+ + S2 == 2Fe2+ + S↓

—

2Fe3+ + 2I == 2Fe2+ + I2

——

2Fe3+ + SO32+ H2O == 2Fe2+ + SO42+ 2H+

—

3Fe2+ + NO3+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O

——

6Fe2+ + 3ClO+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl+ 4Fe3+

—

5Fe2+ + MnO4+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

———

3SO32+ 2NO3+ 2H+ == 3SO42+ 2NO↑+ H2O

————

SO32+ ClO== SO42+ Cl

———

5SO32+ 2MnO4+ 6H+ == 5SO42+ 2Mn2++ 3H2O

—

S2O32 + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O

3．分析是否发生双水解反应：常见的双水解反应有以下几组：

CO32 S2

—

—

[Al（OH）4]

—

—

[Al（OH）4] SiO32

—

—

Fe3+与 HCO3

SO32

— —

Al3+与 HCO3

—

—

SiO32 CO32 分析是否发生络合反应

—

如：Fe3+ + 3SCN = Fe(SCN)3（血红色溶液）

☆注意:（1）弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：

HCO3 + H+ = CO2↑+ H2O —HCO3 + OH= CO32 + H2O —————HSO3 + H+ = SO2↑+ H2O —HSO3 + OH= SO32 + H2O ———HS + H+ = H2S↑ —HS + OH= S2 + H2O —H2PO4 + H+ = H3PO4 —H2PO4 + OH= HPO42 + H2O ———（2）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，

————

如Ca2+和SO42、Ag+和SO42、Mg2+和CO32、Ca2+和OH等。

（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3

沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。

（5）[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ +2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。

（6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，

——

也可能是强碱溶液）；由水电离出的H+浓度为1010mol·L1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）

十四、水的电离·溶液的pH 相关知识点

1、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。实验证明，水是一种极弱的电解质，能微弱电离：

——

H2O+H2O H3O++OH，可简写为：H2O H+ + OH。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。

2、电解质溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，中性溶液中c(H+) = c(OH-) = 1×10-7mol/L；

酸性溶液中c(H+) > c(OH-)；c(H+) > 1×10-7mol/L； 碱性溶液中c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7mol/L。

3、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH =－1g c(H+)。pH的通常范围是0 ~ 14，若pH < 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) > 1mol/L]；若

—

pH > 14，则直接用c(OH )来表示也已比较方便了[c(OH-) > 1mol/L]。

同样可定义：pOH =－1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH＋ pOH = 14。 ４、电解质溶液pH的测定：

（１）酸碱指示剂只能粗略地测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：

甲基橙：pH < 3.1时显红色；pH = 3.1 ~ 4.4时显橙色；pH > 4.4时显黄色。 石 蕊：pH < 5时显红色；pH = 5 ~ 8时显紫色；pH > 8时显蓝色。

酚 酞：pH < 8时呈无色；pH = 8 ~ 10时显粉红色；pH > 10时显红色。

（２）pH试纸只能粗略地测定溶液的pH，应掌握其操作步骤：先将干燥的pH试纸置于干燥、洁净的玻璃片上，然后用干燥、洁净的玻璃棒沾取待测溶液滴在pH试纸的中央，在半分钟之内立即跟标准比色卡对照，读出与之颜色最接近的pH。

思考：为什么不用蒸馏水湿润pH试纸？所用玻璃片和玻璃棒为什么必须是干燥、洁净的？为什么必须立即跟标准比色卡对照？

（３）测定溶液pH最精确的方法是用pH计。

—

5．在一定温度下，若向纯水中加入酸或碱时，由于它们电离出H+或OH的能力超过了水，从而抑制了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都大大减小；若向纯水中加入．．．．能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱碱的阳离子能结合水电离出来的H+或OH，生成较难电离的弱酸（或酸式根）或弱碱，从而促进了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)．．．．

—

都增大。但是弱酸、弱碱相对于水来说，电离程度都比水大。所以，当盐只有单方面水解时，一般程度都很小；当盐的阴、阳离子都水解（即双水解）时，相互促进，程度较大，甚至很彻底。如Al2S3遇到水，则完全水解生成Al(OH)3和H2S（一是双水解，相互促进，程度较大；二是生成沉淀和气体，从反应体系——溶液中脱离出来，使水解平衡正向移动）。

6、弱电解质溶液稀释时，电离程度增大，电离产生的离子的物质的量亦增大；对于纯弱电解质或浓弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度（导电能力）是先增大后减小（开始时，弱电解质电离程度增大的倍数大于溶液体积增大的倍数，离子浓度有所增大；变成稀溶液后，弱电解质电离程度增大的倍数小于溶液体积增大倍数，离子浓度反而减小）。对于稀的弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度始终减小。

7、强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律

（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较 盐酸 醋酸 c(H+) 大 小 pH 小 大 中和碱 的能力 相等 产生氢气的量 相同 与过量Zn的反应情况 开始时的反应速率 快 慢 稀释相同倍数 (10 n)后的pH 仍小些 仍大些 （2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较 c(H) 盐酸 醋酸 相等 + c(酸) 小 大 与过量Zn的反应情况 中和碱 的能力 产生氢 开始时的 气的量 小 大 少 多 稀释相同倍数(10 n)后的pH 反应速率 pH(稀)= pH(浓) + n 相等 pH(稀)< H(浓) + n ☆结论:

① 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的；产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。

② 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。 8．证明某酸（如醋酸）是弱酸的实验原理

①测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。[说明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全电离]

（该方案简单可行）

②用pH试纸或酸碱指示剂测定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸碱性，发现呈碱性。

—

[说明CH3COO发生了水解，即CH3COOH是弱酸]（该方案亦简单可行）

③向滴有石蕊试液的醋酸溶液中，加入适量的CH3COONH4晶体后振荡，发现红色变

—

浅。[CH3COONH4晶体中由于NH4+、CH3COO 对应的NH3·H2O和CH3COOH在常温时电离常数几乎相同，故它们的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根浓度，石蕊试液的红色变浅，酸性减弱，说明醋酸溶液中存在电离平衡，且逆向移动了，亦即说明醋酸是弱酸]（该方案亦简单易行）

④取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与同浓度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。

[说明n(醋酸) > n(盐酸) c(醋酸) > c(盐酸) c(醋酸) >c(H+) 醋酸是弱电解质]

（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸） 9．电离平衡和水解平衡的比较

实 例 研究对象 实 质 电 离 平 衡 H2S水溶液（0.1mol/L） 弱电解质（弱酸、弱碱、水） 弱酸 H+ + 弱酸根离子 弱碱 OH + 弱碱阳子 H2O + H2O H3O+ + OH ——水 解 平 衡 Na2S水溶液（0.1mol/L） 强电解质（弱酸盐、弱碱盐） 弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+ 水解速率 = 中和速率 — 离子化速率 = 分子化速率 “越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大程 度 酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级于二级水解，大于三级水解?? 双水解程度较大，甚至很彻底。 电离远远大于二级电离，大于三级电离?? 一般中和程度远远大于水解程度 能量变化 吸热（极少数例外） 电离方程式：①用“ ” ②多元弱酸分步电离 吸热 水解反应离子方程式①用“ ” ②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓ S2+H2O HS+OH（主要） ———表达式 H2S H+ + HS —HS H+ + S2 ——HS+H2O H2S+OH（次要） 大小 比较 微 粒 浓 度 电荷守恒式 物料守恒式 温 度 稀 释 通影 响 因 素 浓 度 H2S 加Na2S ———c(H2S)>c(H+)>c(HS)>c(S2) >c(OH-) ——c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(H2S)+c(HS)+c(S2)=0.1mol/L= c(Na+)/2 ——c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(H2S)+c(HS)+c(S)=0.1mol/L 升温促进电离（极少数例外） 促进电离，但浓度减小，酸性减弱 ———升温促进水解 促进水解，但浓度减小，碱性减弱 S2+H2O HS+ OH ——电离平衡向右移动，酸性增强，但电离程度减小，电离常数不变。 H2S H+ + HS —H2S + OH HS+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— —— 2HS —S2+ H+ HS促使上述平衡右—水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。 移， 合并为：H2S + S2 2HS ——五、何时考虑盐的水解

1、判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。

2、配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。．．．．

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