2019届高考化学二轮复习高考化学常见考点复习方法技巧突破学案
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高考化学常见考点技巧突破
考点1：阿伏加德罗常数
阿伏加德罗常数的应用
技巧方法：识破“阿伏加德罗常数”常见六大陷阱
方式一：气体摩尔体积的适用条件及物质的聚集状态
给出体积，抓“两看”，突破陷阱
一看“气体”是否处在“标准状况”。
二看“标准状况”下，物质是否为“气体”(如CCl4、H2O、溴、SO3、己烷、HF、苯等在标准状况下不为气体)。
方式二：物质的量或质量与状况
排“干扰”，突破陷阱
给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生正确判断，误以为无法求解物质所含的粒子数，实质上，此时物质所含的粒子数与温度、压强等外界条件无关。
方式三：物质的组成与结构
1.注意气体单质的组成除常见的双原子分子外还有单原子分子、三原子分子。
2．记特殊物质中所含微粒(原子、质子、中子、电子等)的数目，如Ne、D2O、18O2、－OH、OH－等。
3.注意特殊物质阴阳离子比，如Na2O2中阴、阳离子个数比等。
4．注意最简式相同的物质，如NO2和N2O4、乙烯(C2H4)和丙烯(C3H6)等，元素质量分数相同，根据质量计算它们混合物中元素原子个数时，可将最简式看作混合物的分子式计算。
5．记摩尔质量相同的物质，如N2、CO、C2H4等，根据质量可求分子数。
6.物质中化学键的数目，如：O2、P4、S、CH4、CO2等分子中所含的化学键。例：60 g SiO2中含Si—O键4NA个，1 mol P4中含P—P键6NA个。
7.胶体离子的组成。如FeCl3溶液转化为Fe(OH)3胶体，因为胶体粒子是微粒的聚合体，所以胶粒的数目小于原溶液中Fe3＋的数目。
方式四：电解质溶液中粒子数目
审准“题目”，突破陷阱
1．是否有弱电解质的电离或弱离子的水解；
2．是否指明了溶液的体积；
3．所给条件是否与电解质的组成有关，如pH＝1的H2SO4溶液c(H＋)＝0.1 mol·L－1，与电解质的组成无关；0.05 mol·L－1的Ba(OH)2溶液，c(OH－)＝0.1 mol·L－1，与电解质的组成有关。
方式五：可逆反应的特点
明确可逆反应不能进行到底，突破陷阱
1．2SO2＋O22SO3
2. 2NO2 N2O4
3. N2＋3H22NH3
4．Cl2＋H2O HCl＋HClO
5．NH3＋H2O NH3·H2O NH＋OH－
方式六：氧化还原反应中电子转移数目
“分类”比较，突破陷阱
1.同一种物质在不同反应中氧化剂、还原剂的判断。
(1)Cl2和Fe、Cu等反应，Cl2只作氧化剂，而Cl2和NaOH反应，Cl2既作氧化剂，又作还原剂。
(2)Na2O2与CO2或H2O反应，Na2O2既作氧化剂，又作还原剂，而Na2O2与SO2反应，Na2O2只作氧化剂。
2．量不同，所表现的化合价不同。
如Fe和HNO3反应，Fe不足，生成Fe3＋，Fe过量，生成Fe2＋。
3．氧化剂或还原剂不同，所表现的化合价不同。
如Cu和Cl2反应生成CuCl2，而Cu和S反应生成Cu2S。
4．注意氧化还原的顺序。
如向FeI2溶液中通入Cl2，首先氧化I－，再氧化Fe2＋
考点二：元素推断题
技巧方法：熟悉元素周期表及原子电子层结构
方式一：根据在周期表中的位置推断元素
(1)根据核外电子的排布规律。
①最外层电子规律：
最外层电子数(N) | 3≤N＜8 | N＝1或2 | N>次外层电子数 |
元素在周期表中的位置 | 主族 | 第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素 | 第2周期 |
②“阴三、阳四”规律：某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第3周期；若为阳离子，则位于第4周期。
③“阴上、阳下”规律：电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。
(2)根据元素周期表结构与原子电子层结构的关系推断。
几个重要关系：
a．核外电子层数＝周期序数；
b．主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|(氧、氟元素除外)；
c．|最高正价|－|最低负价|＝
(3)周期表中特殊位置的元素(1～20号元素)。
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除氢外，原子半径最小的元素：F。
2．由元素及其化合物的性质推断
(1)形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C。
(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。
(3)地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。
(4)等物质的量的单质最轻的元素：H；最轻的金属单质：Li。
(5)单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。
(6)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。
(7)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。
(8)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
考点三：溶液中离子浓度关系判断
技巧方法：灵活利用两大平衡与三大守恒定律
1．粒子浓度大小判断的依据——两大平衡
(1)电离平衡。
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：NH3·H2O、NH、OH－浓度的大小关系是c(NH3·H2O)>c(OH－)>c(NH)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离(第一步电离程度远大于第二步电离)。如在H2S溶液中：H2S、HS－、S2－、H＋的浓度大小关系是c(H2S)>c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)。
(2)水解平衡。
①弱电解质离子的水解损失是微量的(双水解除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质溶液的浓度。如NH4Cl溶液中：NH、Cl－、NH3·H2O、H＋的浓度大小关系是c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：CO、HCO、H2CO3的浓度大小关系应是c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．粒子浓度等量关系判断的依据——三大守恒
(1)电荷守恒。
电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液都是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
(2)物料守恒。
电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但元素总是守恒的。如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
(3)质子守恒。
如Na2S水溶液中的质子转移作用图示如下：
由图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。
思维模型：
解题策略
1．比较时紧扣两个微弱
(1)弱电解质(弱酸、弱碱、水)的电离是微弱的，且水的电离能力远远小于弱酸和弱碱的电离能力。如在稀醋酸溶液中：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OOH－＋H＋，在溶液中微粒浓度由大到小的顺序：c(CH3COOH)>c(H＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)。
(2)弱酸根离子或弱碱根离子的水解是微弱的，但水的电离程度远远小于盐的水解程度。如稀的CH3COONa溶液中：CH3COONa===CH3COO－＋Na＋，CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，H2OH＋＋OH－，所以CH3COONa溶液中，c(Na＋)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(CH3COOH)>c(H＋)。
2．盐的水解
(1)酸式盐溶液的酸碱性主要取决于酸式盐中酸式酸根离子的电离能力和水解能力哪一个更强，如NaHCO3溶液中HCO的水解能力大于其电离能力，故溶液显碱性。
(2)多元弱酸的强碱正盐溶液：弱酸根离子水解以第一步为主。例如，硫化钠溶液中：c(Na＋)>c(S2－)>c(OH－)>c(HS－)>c(H＋)。
3．规避等量关系中的2个易失分点
(1)电荷守恒式中不只是各离子浓度的简单相加。如2c(CO)的系数2代表一个CO带2个负电荷，不可漏掉。
(2)物料守恒式中，离子浓度系数不能漏写或颠倒。如Na2S溶液中的物料守恒式中，“2”表示c(Na＋)是溶液中各种硫元素存在形式的硫原子总浓度的2倍。
