考点四胶体的性质和应用

1、考点四 胶体的性质和应用【典例4】下列说法不正确的是( )A.分散系中分散质粒子的直径：Fe(OH)3悬浊液>Fe(OH)3胶体>FeCl3溶液B.依据丁达尔效应可区分氯化钠溶液和蛋白质溶液C.有色玻璃、淀粉溶液都属于胶体D.PM2.5指直径小于或等于2.5m的颗粒物，PM2.5值越高，大气污染越严重，因此由PM2.5引起的雾霾一定属于胶体【破题关键】(1)胶体的本质特征是分散质微粒直径在1100 nm，胶体微粒直径介于悬浊液和溶液的分散质粒子直径之间。(2)可利用丁达尔效应区分胶体和溶液。【方法归纳】胶体制备及性质考查热点总结(1)Fe(OH)3胶体制备方法：制备Fe(OH)3胶

2、体时，应向沸腾的蒸馏水中加入12 mL饱和FeCl3溶液，继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热。饱和FeCl3溶液不能过量，也不能持续加热，因为过量的FeCl3和加热都会使胶体聚沉。(2)Fe(OH)3胶体微粒为Fe(OH)3分子的集合体，因此1 mol Fe3+完全水解得到的Fe(OH)3胶体微粒少于1 mol。(3)丁达尔效应并不是胶体与其他分散系的本质区别。胶体的本质特征是分散质微粒的直径为1100 nm，胶体微粒可透过滤纸，不能透过半透膜，除去胶体中混有的溶液，可用渗析方法。(4)丁达尔效应是胶体的特征，胶体的丁达尔效应属于物理变化而不是化学变化。利用丁达尔效应可以区分胶体和溶液。 第2讲

3、 化学常用计量【考纲要求】1.了解定量研究的方法是化学发展为一门科学的重要标志。理解摩尔(mol)是物质的量的基本单位，可用于进行简单的化学计算。2.了解物质的量的单位摩尔(mol)、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏加德罗常数的含义。3.根据物质的量与微粒(原子、分子、离子等)数目、气体体积(标准状况下)之间的相互关系进行有关计算。4.了解溶液的组成。理解溶液中溶质的质量分数的概念，并能进行有关计算。5.了解配制一定溶质质量分数、物质的量浓度溶液的方法。【考查特点】1.客观题：(1)考查“常数”：结合阿伏加德罗常数以物质的组成、电解质溶液、氧化还原反应等为载体，考查有关摩尔质量、气体

4、体积、溶液浓度、电子转移数等的简单计算。(2)考查“计算”：以元素化合物、反应热为载体，考查有关物质的量的综合计算。2.主观题：考查“计算”：结合化学实验、化学平衡常数、热化学方程式、电化学等高考热点，考查有关物质的量的综合计算。1.牢记两大常数：(1)阿伏加德罗常数：_。(2)气体摩尔体积(标准状况)：_。2.理解两大规律：(1)质量守恒定律。化学反应前后，反应物和生成物的质量_。稀释前后，溶质的质量(或物质的量)_。(2)电荷守恒规律。溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。3.牢记六个基本公式：(1)n= (2)n=(3)n= (4)c(B)=(5)w=m(溶质)/m(溶

5、液)×100%(6)c= (或w= )4.明确溶液配制过程中的“四数据”：(1)记录质量或体积的数据小数点后一般保留一位数字。(2)选择一定规格的容量瓶，作答时要标明容量瓶规格。(3)转移溶液时要洗涤烧杯_次。(4)定容时液面距刻度线以下12 cm处，改用_滴加蒸馏水。5.容易出错的“两组单位”：(1)物质质量的单位为g，摩尔质量的单位为g·mol-1，相对原子质量或相对分子质量的单位为1(无量纲)。(2)气体体积的单位为L，气体摩尔体积的单位为L·mol-1，物质的量浓度的单位为mol·L-1。6.常考的标准状况下不是气体的“九种物质”：H2O、HF、

6、SO3、Br2、CHCl3、CCl4、己烷、苯、乙醇。考点一 阿伏加德罗常数的综合应用【典例1】(2015·全国卷)NA代表阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是( )A.60 g丙醇中存在的共价键总数为10NAB.1 L 0.1 mol·L-1的NaHCO3溶液中 和 离子数之和为0.1NAC.钠在空气中燃烧可生成多种氧化物，23 g钠充分燃烧时转移电子数为1NAD.235 g核素 发生裂变反应： ，净产生的中子 )数为10NA【误区提醒】关于NA试题常设的“陷阱”(1)气体摩尔体积的运用条件：考查气体时经常给定非标准状况下(如25、1.01×105Pa)气体体积

7、，让学生用22.4 L·mol-1进行换算，误入陷阱；考查气体质量时，增加迷惑性信息“常温常压”，让很多学生判断错误。(2)忽视物质的聚集状态：22.4 L·mol-1适用对象是气体(包括混合气体)。命题者常用在标准状况下非气态的物质来迷惑学生，如H2O、CCl4等。(3)忽视单质的组成：气体单质的组成除常见的双原子分子外，还有单原子分子(如He、Ne等)、三原子分子(如O3)等。(4)混淆某些氧化还原反应中电子转移的数目：命题者常用一些反应中转移电子的数目来迷惑学生，如Na2O2与H2O反应、Cl2与NaOH溶液反应、Fe与盐酸反应、1 mol氯气与过量铁反应、电解硫酸铜

8、溶液等。(5)不理解物质的组成结构：如Na2O2是由Na+和 构成，而不是Na+和O2-；NaCl为离子化合物，只有离子，没有分子；苯中不含碳碳单键和碳碳双键。(6)忽视电离、水解对溶液中离子数目的影响：考查电解质溶液中离子数目或浓度时常设置弱电解质的电离、盐类水解方面的陷阱。催化剂(7)忽视可逆反应不能进行到底：如2NO2 N2O4、2SO2+O2 2SO3、合成氨反应等。考点二 一定物质的量浓度溶液的配制【典例2】(2015·娄底一模)配制100 mL 0.1 mol·L-1Na2CO3溶液，下列说法正确的是( )A.称取1.06 g无水碳酸钠，加入100 mL容量瓶中

9、，加水溶解、定容B.称取1.1 g无水碳酸钠时，砝码与碳酸钠放反，所配溶液浓度偏高C.转移碳酸钠溶液时，未用玻璃棒引流，直接倒入容量瓶中D.取所配溶液10 mL，所取溶液中Na+浓度为0.2 mol·L-1【方法归纳】溶液配制过程的误差分析方法抓住公式c= ，分析配制过程中是溶质的物质的量n发生变化还是溶液体积V发生变化，根据n或V的变化特点，确定浓度c偏高还是偏低。考点三 物质的量浓度的计算【典例3】(2015·衡水一模)VL浓度为0.5 mol·L-1的盐酸，欲使其浓度增大1倍，采取的措施合理的是( )A.通入标准状况下的HCl气体11.2VLB.加入10 m

10、ol·L-1的盐酸0.1VL，再稀释至1.5VLC.将溶液加热浓缩到0.5VLD.加入VL 1.5 mol·L-1的盐酸混合均匀【方法归纳】物质的量浓度计算的两个关键(1)正确判断溶液的溶质并求其物质的量。与水发生反应生成新的物质，如Na、Na2O、Na2O2 NaOH，SO3 H2SO4等。含结晶水的物质，如CuSO4·5H2OCuSO4。特殊物质，如NH3溶于水后大部分结合为NH3·H2O，但计算浓度时仍以NH3分子作为溶质。(2)准确计算溶液的体积。不能用水的体积代替溶液体积，应根据V= 求算。溶液发生化学反应后，应根据化学方程式判断溶质物质的量的

11、增加或减少，并注意溶液体积变化和各种守恒关系的应用。 第3讲 氧化还原反应【考纲要求】1.了解氧化还原反应的本质是电子的转移。2.了解常见的氧化还原反应。3.掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算。【考查特点】1.客观题：(1)考查“概念”：氧化还原反应的基本概念、氧化还原反应的特征和实质、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系。(2)考查“电子转移数”：结合阿伏加德罗常数、电化学考查氧化还原反应中电子转移数目。(3)考查“规律”：氧化性和还原性比较规律。2.主观题：(1)考查“配平”：氧化还原反应方程式的书写和配平。(2)考查“计算”：运用得失电子守恒进行氧化还原反应的计算。(3)考查“应用”：

12、化学方程式或离子方程式的书写与计算的综合考查。1.氧化还原反应概念间的关系。例如，反应MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O(1)该反应中得电子的物质是_，为_剂，失电子的物质是_，为_剂；氧化产物为_，还原产物为_，氧化剂与还原剂的物质的量之比为_。(2)根据该反应可判断，氧化性：MnO2_Cl2；还原性：HCl_MnCl2。(填“>”或“<”)(3)若反应中消耗了17.4 g MnO2，则生成Cl2的物质的量为_，转移电子的物质的量为_。2.正确理解氧化还原反应中的九个“不一定”：(1)含最高价态元素的化合物不一定有强氧化性，如H3PO4、 ；而含低价态元素的化

13、合物也可能有强氧化性，如氧化性HClO>HClO2> HClO3>HClO4。(2)在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，如Cl2+H2O HCl+HClO，被氧化和被还原的都是_元素。(3)得电子难的物质不一定易失电子，如A族的碳(C)和稀有气体，既不容易得到电子，也不容易失去电子。(4)元素由化合态变为游离态不一定被氧化，也可能被还原，如Fe2+Fe。(5)氧化还原反应中一种反应物不一定只表现出一种性质，如在MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O中，HCl既表现酸性又表现还原性，每消耗4 mol HCl，只有_mol被氧化作还原剂。(

14、6)浓硫酸具有强氧化性，SO2具有还原性，但二者并不能发生氧化还原反应。(7)物质的氧化性或还原性的强弱只取决于_，与得失电子的多少无关。如Na、Mg、Al的还原性强弱依次为Na>Mg>Al。(8)氧化性：氧化剂_氧化产物(填“>”或“<”，下同)，还原性：还原剂_还原产物，此方法不适用于歧化反应和电解反应，如Cl2+H2O HCl+HClO，氧化性：Cl2_HClO。9)不能依据氧化剂或还原剂自身化合价变化值的大小说明氧化性或还原性的强弱。如由铜与硝酸的反应可知：浓硝酸_稀硝酸(填“>”或“<”)。3.氧化还原反应与四种基本反应类型的关系：(1)一定属于氧

15、化还原反应的是_。(2)一定不属于氧化还原反应的是_。(3)属于氧化还原反应的常见化合反应的共同点是_。(4)属于氧化还原反应的常见分解反应的共同点是_。4.牢记高考常考的四种氧化剂、四种还原剂。氧化剂： (H+)、 (H+)、ClO-、Fe3+。还原剂： (或 )、I-、Fe2+、S2-。5.掌握高考常考的“五大”规律：(1)强弱规律。(2)守恒规律：氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数_。(3)表现性质规律：具有可变化合价的元素，一般处于最低价态时只具有_；处于最高价态时只具有_；处于中间价态时_。(4)反应先后规律：同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还

16、原性_的物质，反之亦然。(5)价态变化规律：同一元素的不同价态之间发生氧化还原反应，价态只能归中而不能交叉。考点一 氧化还原反应概念辨析【典例1】(2014·上海高考改编)下列反应与Na2O2+SO2=Na2SO4相比较，Na2O2的作用相同的是( )A.2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2B.2Na2O2+2SO3=2Na2SO4+O2C.Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2D.3Na2O2+Cr2O3=2Na2CrO4+Na2O【思维建模】解答氧化还原反应有关概念题的“三个步骤”第一步：依据题意分析概念：“升失氧，降得还；剂性一致，其他相反。”“剂性一致”即氧化

17、剂具有氧化性，还原剂具有还原性。“其他相反”即氧化剂被还原，发生还原反应，生成还原产物；还原剂被氧化，发生氧化反应，生成氧化产物。第二步：依据规律判断反应的合理性：氧化还原反应遵循化合价互不交叉规律、强弱规律等。同学们应掌握化合价与氧化性的关系，“高价氧化低价还，中间价态两俱全”。第三步：利用电子守恒进行定量判断：有关氧化还原反应的定量问题，利用得失电子守恒法可以简化计算过程。对于生疏的或多步氧化还原反应，可直接找出起始的氧化剂、还原剂和最终的还原产物、氧化产物，利用原子守恒和电子守恒，建立已知量与未知量的关系，快速列等式求解。 考点二 氧化性、还原性强弱的判断与应用【典例2】(2015

18、83;济南一模)已知还原性I->Fe2+>Br-，在只含有I-、Fe2+、Br-的溶液中通入一定量的氯气，关于所得溶液离子成分分析正确的是(不考虑Br2、I2和水的反应)( )A.I-、Fe3+、Cl-B.Fe2+、Cl-、Br-C.Fe2+、Fe3+、Cl-D.Fe2+、I-、Cl-【方法归纳】氧化性和还原性比较的六种方法考点三 氧化还原反应的计算【典例3】(2015·上海高考改编)工业上将Na2CO3和Na2S以12的物质的量之比配成溶液，再通入SO2，可制取Na2S2O3，同时放出CO2。在该反应中( )A.硫元素只被氧化B.氧化剂与还原剂的物质的量之比为12C.每

19、生成1 mol Na2S2O3，转移4 mol电子D.相同条件下，每吸收10 m3SO2就会放出2.5 m3CO2【思维建模】得失电子守恒解题的一般步骤(1)找“找”出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物，“找”准一个原子或离子得失电子数(注意化学式中粒子的个数)。(2)列根据题中物质的物质的量和得失电子守恒“列”出关系式。n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价-低价)=n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价-低价)。(3)解解方程，常通过计算得到的化合价确定氧化产物或还原产物的成分。考点四 氧化还原反应方程式的配平【典例4】(201

20、5·浙江高考节选).请回答：(1)H2O2的电子式为_。(2)镁燃烧不能用CO2灭火，用化学方程式表示其理由_。(3)在AgCl沉淀中加入KBr溶液，白色沉淀转化为淡黄色沉淀，写出反应的离子方程式_。(4)完成以下氧化还原反应的离子方程式：() +() +_=()Mn2+()CO2+_.化合物甲和NaAlH4都是重要的还原剂。一定条件下金属钠和H2反应生成甲。甲与水反应可产生H2，甲与AlCl3反应可得到NaAlH4。将4.80 g甲加热至完全分解，得到金属钠和2.24 L(已折算成标准状况)的H2。请推测并回答：(1)甲的化学式为_。(2)甲与AlCl3反应得到NaAlH4的化学方

21、程式为_。(3)NaAlH4与水发生氧化还原反应的化学方程式为_。(4)甲在无水条件下可作为某些钢铁制品的脱锈剂(铁锈的成分表示为Fe2O3)，脱锈过程发生反应的化学方程式为_。【方法归纳】氧化还原反应方程式配平规律(1)多种变价，合并计算：如果在一分子物质中有多个原子发生化合价升高或降低，应把该分子看作一个整体进行计算配平，如KMnO4+HClMnCl2+KCl+Cl2+H2O，可把Cl2看作整体计算转移电子数。(2)归中反应，正向配平：对于同种元素发生的氧化还原反应，高价态和低价态反应生成中间价态，可首先确定反应物的化学计量数，然后再确定生成物的化学计量数。如K2S+K2SO3+H2SO4

22、K2SO4+S +H2O，可首先确定K2S和K2SO3的化学计量数，再计算S的化学计量数。(3)歧化反应，逆向配平：对于一种元素的中间价态反应后一部分升高，一部分降低的氧化还原反应，可首先确定生成物的化学计量数，然后计算反应物的化学计量数。如Cl2+KOHKCl+KClO3+H2O，应先确定KCl和KClO3的化学计量数，再计算Cl2的化学计量数。(4)离子反应，电荷守恒：对于氧化还原反应离子方程式的配平，除了得失电子守恒、元素守恒外，还应注意电荷守恒，灵活运用电荷守恒，可提高解题速度和准确率。 第4讲 离子反应【考纲要求】1.了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。2.了解常见离子的检验方法

23、。3.能正确书写化学方程式和离子方程式，并能进行有关计算。【考查特点】1.客观题：(1)考查“离子共存”：溶液中离子能否大量共存。(2)考查“离子反应”：离子方程式的正误判断。(3)考查“离子检验”：常见离子检验的方法。(4)考查“离子推断”：通过实验推断电解质溶液中存在的离子。2.主观题：(1)考查“离子反应”：离子方程式的正确书写。(2)考查“离子检验”：回答离子检验的方法及操作步骤。(3)考查“离子推断”：设计实验验证溶液中存在的离子或通过实验推断溶液中可能存在的离子。(4)考查“计算”：运用离子反应进行化学综合计算。1.离子方程式书写易错点：(1)忽视文字叙述的化学反应情境与离子方程式

24、的对应性。(2)忽视离子方程式表达的基本要求，如“配平”“”“” “”“ ”“(胶体)”等。(3)由于反应物量的不同反应进行的程度及其产物的类型可能不同。所以在写离子方程式时一定要注意题目对反应物用量的描述。如“过量”“适量”“少量”“足量”“恰好完全反应”等。(4)对与量有关的常见反应记忆不全面。碱与多元酸(或酸性氧化物或酸式盐)反应：若酸过量，生成_；若碱过量，则生成正盐。铝盐与强碱反应：若碱过量，生成_；若碱不足，则生成_。 与强酸反应：若酸过量，生成_；若酸不足，则生成_。变价金属Fe与硝酸反应：一般生成_；若Fe过量，生成_。2.离子的共存及检验：有下列离子，在以下条件下能大量共存的

25、是H+、OH-、Al3+、Fe2+、 、 、 、 、Cl-、Fe3+、SCN-、Na+(提示：HSCN为强酸)。(1)酸性条件下的无色溶液中：(2)碱性条件下的无色溶液中：(3)加入铝粉有气泡生成的无色溶液中：考点一 离子方程式的正误判断【典例1】(2015·山东高考)下列表示对应化学反应的离子方程式正确的是( )A.向稀HNO3中滴加Na2SO3溶液： +2H+=SO2+H2OB.向Na2SiO3溶液中通入过量SO2： +SO2+H2O=H2SiO3+C.向Al2(SO4)3溶液中加入过量的NH3·H2O：Al3+4NH3·H2O=Al(OH)4-+4D.向Cu

26、SO4溶液中加入Na2O2：2Na2O2+2Cu2+2H2O=4Na+2Cu(OH)2+O2【方法归纳】离子方程式正误判断的三个关键点(1)判断产物对不对。变价元素的产物(高价还是低价)。量不同时的产物(某反应物过量是否会与产物再反应)。滴加顺序不同时的产物。(2)分析离子方程式平不平。原子是否守恒。电荷是否守恒。氧化还原反应中电子得失是否守恒。(3)观察物质拆分是否合理。强拆弱不拆。易溶拆不溶不拆。微溶物“清拆浊不拆”。单质、氧化物不拆。浓硫酸参加反应一般不能写离子方程式，浓盐酸、浓硝酸拆。考点二 离子共存的判断【典例2】(2015·上海高考)某无色溶液含有下列离子中的若干种：H+

27、、 、Fe3+、Ba2+、Al3+、 、Cl-、OH-、 。向该溶液中加入铝粉，只放出H2，则溶液中能大量存在的离子最多有( )A.3种B.4种C.5种D.6种【误区提醒】突破离子共存判断中的常设“陷阱”(1)警惕“颜色”陷阱：若限定溶液无色，则Cu2+、Fe3+、Fe2+、等有色离子不能大量存在。(2)警惕溶液酸碱性的几种表示方法。表示酸性的溶液：a.pH<7或c(H+)>c(OH-)的溶液；b.能使紫色石蕊试液或甲基橙显红色的溶液；c.能使pH试纸显红色的溶液。表示碱性的溶液：a.pH>7或c(H+)<c(OH-)的溶液；b.能使酚酞试液显红色或紫色石蕊试液显蓝色的溶液；c.能使pH试纸显蓝色的溶液。表示既可能为酸性溶液又可能为碱性溶液：a.与Al反应放出H2的溶液；b.由水电离的c(H+)=1&#