2014年版高考化学专题目02化学基本理论三轮冲刺试题目 9页

专题2 化学基本理论 化学理论网络图解 化学键、分子和晶体结构理论 元素周期律理论（位、构、性三者关系）‎ 物质结构理论 ‎⑴了解化学反应速率的概念和表示方法，理解影响化学反应速率的因素。‎ ‎⑵有关化学反应速率的简单计算。‎ ‎⑶理解化学平衡的含义及其与反应速率之间的联系，化学平衡状态的标志。‎ ‎⑷理解勒夏特列原理的含义及浓度、温度、压强等条件对化学平衡移动的影响。⑸掌握化学平衡的计算方法。等效平衡的建立。‎ ‎⑹以合成氨工业生产为例，用化学反应速率和化学平衡的观点理解工业生产的条件。‎ ‎ ‎ 化学平衡理论 ‎⑴了解电解质和非电解质、强电解质和弱电解质的概念。‎ ‎⑵理解离子反应的概念，会书写离子反应方程式。‎ ‎⑶理解弱电解质的电离平衡概念。理解外界条件对电离平衡的影响。‎ ‎⑷了解水的电离、溶液pH等概念，掌握溶液pH的计算。‎ ‎⑸了解强酸强碱中和滴定原理、实验操作、计算等。‎ ‎⑹理解盐类水解的原理及应用。‎ 电解质溶液 ‎⑴理解原电池原理。初步了解化学电源。了解化学腐蚀与电化学腐蚀及一般金属防腐蚀方法。‎ ‎⑵理解电解原理。了解铜的电解精炼、镀铜、氯碱工业反应原理。‎ 元素周期律理论（位、构、性三者关系）‎ 电化学理论 中学化学基础理论包括：物质结构和元素周期律理论、反应速率和化学平衡理论、电解质理论、电化学理论。物质结构理论、化学平衡理论、电解质理论三大理论是重点，结构理论是化学理论的基础，它贯穿于整个中学化学教材，指导着元素化合物知识和其它理论知识的学习。‎ 一、物质结构理论 化学结构理论知识点多。重要的内容：原子、分子和晶体结构、化学键理论、元素周期律理论等。物质结构、元素周期律是中学化学的基本理论之一，也是高考的必考内容之一。要求理解并熟记主族元素的原子结构，同周期、同主族元素的性质递变规律及元素周期表的结构，理解三者之间的内在联系，晶体的类型和性质等。在体现基础知识再现的同时，侧重于观察、分析、推理能力的考查。近年来，高考题中主要以元素推断题出现，旨在考查考生的分析推理能力，往往从学科前沿或社会热点立意命题，引导学生关注科技发展，关注社会热点。‎ ‎1．用原子半径、元素化合价周期性变化比较不同元素原子或离子半径大小 ‎2．用同周期、同主族元素金属性和非金属性递变规律判断具体物质的酸碱性强弱或气态氢化物的稳定性或对应离子的氧化性和还原性的强弱。‎ ‎3．运用周期表中元素“位--构--性”间的关系推导元素。‎ ‎4．应用元素周期律、两性氧化物、两性氢氧化物进行相关计算或综合运用，对元素推断的框图题要给予足够的重视。‎ ‎5．晶体结构理论 ‎⑴晶体的空间结构：对代表物质的晶体结构要仔细分析、理解。在高中阶段所涉及的晶体结构就源于课本的就几种，高考在出题时，以此为蓝本，考查与这些晶体结构相似的没有学过的其它晶体的结构。‎ ‎⑵晶体结构对其性质的影响：物质的熔、沸点高低规律比较。‎ ‎⑶晶体类型的判断及晶胞计算。‎ 二 、化学反应速率和化学平衡理论 化学反应速率和化学平衡是中学化学重要基本理论，也是化工生产技术的重要理论基础，是高考的热点和难点。考查主要集中在：掌握反应速率的表示方法和计算，理解外界条件（浓度、压强、温度、催化剂等）对反应速率的影响。考点主要集中在同一反应用不同物质表示的速率关系，外界条件对反应速率的影响等。化学平衡的标志和建立途径，外界条件对化学平衡的影响。运用平衡移动原理判断平衡移动方向，及各物质的物理量的变化与物态的关系,等效平衡等。‎ ‎1．可逆反应达到化学平衡状态的标志及化学平衡的移动 主要包括：可逆反应达到平衡时的特征，条件改变时平衡移动知识以及移动过程中某些物理量的变化情况，勒夏特列原理的应用。‎ 对特殊平衡移动问题要善于归纳、总结，如：‎ 反应物用量的改变对平衡转化率的影响 ‎⑴在温度、体积不变的容器中加入某种气体反应物（或生成物）平衡移动问题 解题关键：对于：aA（g） bB（g）+cC（g）或bB（g）+cC（g）aA（g）,当T、V不变时，加入A气体，平衡移动的结果 由压强决定。相当于增大压强。而加入B或C，则平衡的移动由浓度决定。因此，在此条件下加入A气体，对于：aA（g） bB（g）+cC（g），相当于增大压强，平衡最终结果与气态物质的系数有关，若a>b+c,则A的转化率增大,若a Y >X ‎ B．Z单质与X单质直接反应可生成两种化合物 ‎ C．工业上，电解X和Y形成的化合物制取Y单质 ‎ D．Y、Z元素的最高价氧化物对应的水化物不能互相反应 考点二 氧化还原反应规律应用 ‎【例2】水热法制备Fe3O4纳米颗粒的反应是 ‎3Fe2++2S2O32-+O2+xOH— Fe3O4+S4O62-+2H2O，下列说法中，正确的是 ‎ A．每生成1mol Fe3O4，反应转移的电子总数为2mol ‎ B．Fe2+和S2O32-都是还原剂 ‎ C．1mol Fe2+被氧化时，被Fe2+还原的O2的物质的量为1/3mol ‎ D．x=2‎ ‎【解析】B；本题根据电荷守恒可确定x的值，3×2-4-x=-2，x=4，Fe3O4中两个铁为+3价，一个铁为+2价，在反应中每生成1molFe3O4同时消耗1mol O2，所以转移的电子数为4 mol，S2O32-中S由+2价升高为+5/2价，所以还原剂有Fe2+、S2O32-，而氧化剂为O2。1mol Fe2+被氧化时，提供1 mol电子，被Fe2+还原的O2的物质的量为1/4mol。‎ 变式2 氧化还原反应中实际上包含氧化和还原两个过程。下面是一个还原过程的反应式：‎ NO3－ ＋4H＋＋3e－ = NO＋2H2O KMnO4、Na2CO3、Cu2O、Fe2(SO4)3四种物质中的一种物质(甲)能使上述还原过程发生。‎ ‎(1)写出并配平该氧化还原反应的方程式：_______________________________________。‎ ‎(2)反应中硝酸体现了 、 性质。‎ ‎(3)反应中若产生0.2 mol气体，则转移电子的物质的量是 mol。‎ ‎(4)若1 mol甲与某浓度硝酸反应时，被还原硝酸的物质的量增加，原因是： 。‎ 考点三 化学反应速率、化学平衡 ‎【例3】在一定温度下，向体积恒定为‎2L的密闭容器里充入2mol M和一定量的N，发生如下反应：M（g）+N（g） E（g）；当反应进行到4min时达到平衡，测知M的浓度为0.2mol·L—1。下列说法正确的是 ‎ ‎ A．4min时，M的转化率为80%‎ ‎ B．4min时，用M表示的反应速率为0.8mol·L—1·min—1‎ ‎ C．4min后，向容器中充入不参与反应的稀有气体，M的物质的量减小 ‎ D．2min时，M的物质的量浓度为0.6mol·L—1‎ ‎【解析】答案为A。反应开始时，M的浓度为2÷2=1mol/L，平衡时为0.2mol·L—1‎ ‎，转化了0.8mol·L—1，M转化率为80%。4min时，用M表示的反应速率为0.8mol·L—1÷4=0.2mol·L—1·min—1，恒温恒容下，充入不反应的稀有气体，各组分的浓度没有发生变化，所以正逆反应速率不变，平衡不移动，M的物质的量不变；反应从开始到平衡的过程中，正反应速率越来越小，当进行2min时，M浓度的变化值大于0.4mol·L—1，所以2min时，M的物质的量浓度应小于0.6mol·L—1。‎ 变式3如图是恒温下某化学反应的反应速率随反应时间变化的示意图，下列叙述与示意图不相符合的是 ‎ A．反应达平衡时，各物质的含量为定值 B．该反应达到平衡态I后，增大压强，平衡发生移动，达到平衡态II C．该反应达到平衡态I后，增大反应物浓度，平衡发生移动，达到平衡态II D．同一种反应物在平衡态I和平衡态II时浓度一定不相等 考点四 电解质理论 ‎【例4】下列离子方程式书写正确的是 ‎ A．过量的SO2通入NaOH溶液中：SO2＋2OH－ = SO32 －＋H2O B．Fe(NO3)3溶液中加入过量的HI溶液：2Fe3＋+2I－ = 2Fe2＋+I2‎ C．盐酸滴入氨水中：H＋＋OH－ = H2O ‎ D．硫酸亚铁溶液与稀硫酸、双氧水混合：2Fe2＋＋H2O2＋2H＋ = 2Fe3＋＋2H2O ‎【解析】离子反应方程式的正误判断和书写是高考的热点题型，本题中A选项SO2过量，生成产物应为HSO3-而不是SO32 －，正确的应为SO2＋OH－ = HSO3-；B选项酸性环境中，NO3-具有强氧化性，其氧化性大于Fe3＋，能氧化I－成I2，正确的为2NO3-+6I-+8H+=2NO+3I2+4H2O。C选项中氨水为弱碱，在离子方程式中不能拆开写，正确写法为H＋＋NH3·H2O=NH4+ + H2O；D选项中双氧水具有氧化性，在酸性条件下能把Fe2＋氧化为Fe3＋，同时生成水，注意离子反应式两边的电荷守恒和得失电子守恒。‎ 变式4氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述不正确的是 A．再通入少量氯气，c(H＋)/c(ClO－)增大 B．通入少量SO2，溶液漂白性增强 C．加入少量固体NaOH，一定有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－) ‎ D．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动 考点五 电化学理论 ‎【例5】图中电极a、b分别为Ag电极和Pt电极，电极c、d都是石墨电极。通电一段时间后，在c、d两极上共收集到336mL（标准状态）气体。回答：‎ ‎（1）直流电源中，M为 极。‎ ‎（2）Pt电极上生成的物质是 ，其质量为 __g。‎ ‎（3）电源输出的电子，其物质的量与电极b、c、d分别生成 ‎ 的物质的物质的量之比为：2∶___∶_ ∶ 。‎ ‎（4）AgNO3溶液的浓度（填增大、减小或不变。下同） ， ‎ AgNO3溶液的pH ，H2SO4溶液的浓度 ， ‎ H2SO4溶液的pH ___。‎ ‎（5）若H2SO4溶液的质量分数由5.00%变为5.02%，则原有5.00%的H2SO4溶液为 g。‎ ‎【解析】 电解5.00%的稀H2SO4，实际上是电解其中的水。阴极产生H2，阳极产生O2，且V(H2) ∶V(O2)=2 ∶1，据此可确定d极为阴极，则电源的N极为负极，V(H2)=336mL×2/3=224mL，即为0.01mol，V(O2)=336mL×1/3=112mL，即为0.005mol。说明电路上有0.02mol电子，因此在b极（Pt、阴极）产生Ag:0. 02×108=‎2.16g，，即 0.02mol的Ag。则n(e) ∶n(Ag) ∶n(O2) ∶n(H2)=0.02∶0.02∶0.005∶0.01=2∶2∶1/2∶1；由Ag（阳）电极、Pt（阴）电极和AgNO3溶液组成的电镀池，因此AgNO3溶液浓度不变，pH也不变。电解5.00%的H2SO4溶液，由于其中的水发生电解，因此H2SO4溶液浓度增大， pH减小。设原5.00%的H2SO4溶液为xg，电解消耗水0.01×18 = ‎0.18g，则：5.00%x=5.02%(x-0.18)，解得：x=‎45.18g。‎ 变式5生物体中细胞膜内的葡萄糖（C6H12O6 ‎ ‎）与细胞膜外的碱性富氧液体及细胞膜构成微型的生物原电池。下列有关电极反应及其产物的判断正确的是 A．负极反应可能是O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ ‎ B．负极反应的产物主要是C6H12O6被氧化生成的CO32－、HCO3－、H2O C．正极反应可能是C6H12O6＋24OH――24e－＝6CO2＋18H2O D．正极反应的产物主要是葡萄糖生成的CO2、HCO3－、H2O 参考答案：‎ ‎1． C 根据X的最外层电子数是Y原子最外层电子数的2倍，可知X的最外层电子数可能为2，4，6。对应Y的最外层电子数可能为1，2，3。Y的原子序数比X多5，经讨论分析只有X为氧，Y为铝符合条件。则Z为硫。分析选项可知：A中原子半径Y > Z >X；B中硫与氧气直接反应只能生成SO2，而不能直接生成SO3。C选项中工业上电解氧化铝来制备单质铝；D选项中Y、Z的最高价氧化物对应的水化物能发生反应：2Al(OH)3+3H2SO4= Al2(SO4)3+6H2O。‎ ‎2．硝酸具有氧化性，题目提供的四种物质中只有Cu2O具有还原性，所以反应的方程式为14HNO3＋3Cu2O = 6Cu(NO3)2＋2NO↑＋7H2O。在反应中，硝酸和Cu2O生成了硝酸铜和水，硝酸表现了酸性和氧化性，根据得失电子守恒，产生0.2 molNO气体，转移0.6mol电子；当硝酸被还原为NO2时，单位质量的Cu2O消耗的硝酸量增加。‎ ‎ 答案：(1)14HNO3＋3Cu2O = 6Cu(NO3)2＋2NO↑＋7H2O (2)酸性 氧化性 (3)0.6 ‎ ‎(4)使用了较浓的硝酸，产物中有部分二氧化氮生成。 ‎ ‎3．B 化学平衡状态的标志是反应混合物中各组分的百分含量保持不变的状态。也就是各物质的含量为定值，A正确；B中如为增大压强，则正、逆反应速率同时增大，与原平衡没有连结点，所以B不符合示意图；C选项中增大反应物浓度，平衡正向移动，正反应速率突然增大，而逆反应速率从原平衡逐渐增大，符合题意；D选项中，同一种反应物在平衡态I和平衡态II时，由于平衡发生了移动，所以浓度不可能相等。‎ ‎4．B 原反应为：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，再通入少量氯气后，c(H＋)与c(HClO)同等程度增大，若HClO的电离程度不变，c(H＋)/c(ClO－)应该相等，但实际上HClO的电离程度减小，使c(ClO－)增大倍数不够，所以c(H＋)/c(ClO－)增大，SO2与Cl2反应而使溶液漂白性减弱，B错。据电荷守恒有：‎ c(Na＋)＋c(H＋) = c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋) = c(OH－)，才有c(Na＋)＝c(Cl－)＋‎ c(ClO－)，C错。D中加入少量的水，相当于增大了水的量，c(H＋)‎ 下降，对水的电离的抑制作用减弱，水的电离平衡向正反应方向移动。D正确。‎ ‎5．B 根据题给信息可知：原电池的负极应为葡萄糖，正极应为O2。由于细胞液呈弱碱性，所以负极反应为：C6H12O6＋24OH――24e－＝6CO2＋18H2O，生成的CO2与OH-作用生成CO32－、HCO3－。正极反应为：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－。所以答案为B。‎