高考化学二轮复习专题二化学计量专题复习新人教版.docx

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高考化学二轮复习专题二化学计量专题复习新人教版

专题二化学计量

考点一　洞悉陷阱设置，突破阿伏加德罗常数应用

一、抓“两看”，突破“状态、状况”陷阱

一看“气体”是否处于“标准状况”。

二看“标准状况”下，物质是否为“气体”（如CCl4、H2O、Br2、SO3、HF、己烷、苯等在标准状况下不为气体）。

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）2.24LCO2中含有的原子数为0.3NA（×）

（2）常温下，11.2L甲烷气体含有的甲烷分子数为0.5NA（×）

（3）标准状况下，22.4L己烷中含共价键数目为19NA（×）

（4）常温常压下，22.4L氯气与足量镁粉充分反应，转移的电子数为2NA（×）（2012·新课标全国卷，9D）

（5）标准状况下，2.24LHF含有的HF分子数为0.1NA（×）

二、排“干扰”，突破“质量、状况”陷阱

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）常温常压下，3.2gO2所含的原子数为0.2NA（√）

（2）标准标况下，18gH2O所含的氧原子数目为NA（√）

（3）常温常压下，92gNO2和N2O4的混合气体中含有的原子数为6NA（√）

三、记“组成”，突破“物质组成”陷阱

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）在常温常压下，32g18O2中含有2NA个氧原子（×）

（2）17g—OH与17gOH－所含电子数均为10NA（×）

（3）相同质量的N2O4与NO2中所含原子数目相同（√）

（4）mgCO与N2的混合气体中所含分子数目为

NA（√）

（5）4.5gSiO2晶体中含有的硅氧键的数目为0.3NA（√）

（6）30g甲醛中含共用电子对总数为4NA（√）

四、审“要求”，突破“离子数目”判断陷阱

一审是否有弱离子的水解；

二审是否指明了溶液的体积；

三审所给条件是否与电解质的组成有关，如pH＝1的H2SO4溶液c（H＋）＝0.1mol·L－1，与电解质的组成无关；0.05mol·L－1的Ba（OH）2溶液，c（OH－）＝0.1mol·L－1，与电解质的组成有关。

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）0.1L3.0mol·L－1的NH4NO3溶液中含有的NH

的数目为0.3NA（×）

（2）等体积、等物质的量浓度的NaCl和KCl溶液中，阴、阳离子数目之和均为2NA（×）

（3）0.1mol·L－1的NaHSO4溶液中，阳离子的数目之和为0.2NA（×）

（4）25℃时，pH＝13的1.0LBa（OH）2溶液中含有的OH－数目为0.2NA（×）

五、记“隐含反应”，突破“粒子组成、电子转移”判断陷阱

在“NA”应用中，常涉及到以下可逆反应：

1．2SO2＋O2

2SO3

2NO2N2O4

N2＋3H2

2NH3

2．Cl2＋H2OHCl＋HClO

3．NH3＋H2ONH3·H2ONH

＋OH－

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）2molSO2和1molO2在一定条件下充分反应后，混合物的分子数为2NA（×）

（2）标准状况下，22.4LNO2气体中所含分子数目为NA（×）

（3）100g17%的氨水，溶液中含有的NH3分子数为NA（×）

（4）标准状况下，0.1molCl2溶于水，转移的电子数目为0.1NA（×）

六、“分类”比较，突破“电子转移”判断陷阱

1．同一种物质在不同反应中氧化剂、还原剂的判断。

如：

（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＋。

【例】正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”。

（1）5.6g铁粉与硝酸反应失去的电子数一定为0.3NA（×）

（2）0.1molZn与含0.1molHCl的盐酸充分反应，转移的电子数目为0.2NA（×）

（3）1molNa与足量O2反应，生成Na2O和Na2O2的混合物，转移的电子数为NA（√）

（4）1molNa2O2与足量CO2充分反应转移的电子数为2NA（×）

（5）向FeI2溶液中通入适量Cl2，当有1molFe2＋被氧化时，共转移的电子的数目为NA（×）

（6）1molCl2参加反应转移电子数一定为2NA（×）

考点二　一定物质的量浓度溶液的配制

配制一定物质的量浓度溶液的实验是中学化学中一个重要的定量实验。

复习时，要熟记实验仪器，掌握操作步骤，注意仪器使用，正确分析误差，明确高考题型，做到有的放矢。

1．七种仪器需记牢

托盘天平、量筒、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管、烧杯、药匙。

2．实验步骤要理清

如：

配制500mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液，图中操作②中应该填写的数据为__________，实验时操作的先后顺序为____________（填编号）。

【答案】5.3　②④⑥⑤①③

3．仪器使用要明了

（1）容量瓶使用的第一步操作是“查漏”，回答容量瓶时应指明规格，并选择合适的容量瓶，如配制480mL溶液，应选用500mL容量瓶。

容量瓶不能用于溶解、稀释和存放液体，也不能作为反应容器。

（2）玻璃棒的作用是搅拌和引流，在引流时，玻璃棒末端应插入到刻度线以下，且玻璃棒靠近容量瓶口处且不能接触瓶口，如图所示。

附　容量瓶的查漏方法

向容量瓶中加入适量水，盖好瓶塞，左手食指顶住瓶塞，右手托住瓶底，将容量瓶倒转过来看瓶口处是否有水渗出，若没有，将容量瓶正立，将瓶塞旋转180度，重复上述操作，如果瓶口处仍无水渗出，则此容量瓶不漏水。

若漏水，可以在瓶塞处涂点凡士林。

4．误差分析点点清

进行误差分析的依据是c＝

＝

，根据公式，分析各个量的变化，判断可能产生的误差。

用“偏高”、“偏低”或“无影响”填空：

（1）砝码生锈：

偏高。

（2）定容时，溶液温度高：

偏高。

（3）用量筒量取液体时，仰视读数：

偏高。

（4）定容时俯视容量瓶刻度线：

偏高。

（5）称量时物码颠倒且使用游码：

偏低。

（6）未洗涤烧杯、玻璃棒：

偏低。

（7）称量易吸水物质时间过长：

偏低。

（8）用量筒量取液体时，俯视读数：

偏低。

（9）转移时，有液体溅出：

偏低。

（10）滴加蒸馏水超过容量瓶刻度线，再用胶头滴管吸出：

偏低。

（11）定容摇匀后，液面低于刻度线，再加水至刻度线：

偏低。

（12）容量瓶内有少量水：

无影响。

【例】用固体样品配制一定物质的量浓度的溶液，需经过称量、溶解、转移溶液、定容等操作。

下列图示对应的操作规范的是（　　）

【答案】B

【解析】A项，托盘天平称量时，应为“左物右码”，错误；B项，用玻璃棒搅拌能加速溶解，正确；C项，转移溶液时需要用玻璃棒引流，错误；D项，定容时，胶头滴管不能伸入容量瓶内，错误。

考点三　以“物质的量”为核心的计算

1．明确一个中心

必须以“物质的量”为中心——“见量化摩，遇问设摩”。

2．用好一个定律

阿伏加德罗定律及推论可概括为“三同定一同，两同见比例”，可用V＝n×Vm及m＝V×ρ等公式推导出：

（1）同温同压时：

①V1∶V2＝n1∶n2＝N1∶N2；

②ρ1∶ρ2＝M1∶M2；

③同质量时：

V1∶V2＝M2∶M1。

（2）同温同体积时：

①p1∶p2＝n1∶n2＝N1∶N2；

②同质量时：

p1∶p2＝M2∶M1。

（3）同温同压同体积时：

M1∶M2＝m1∶m2。

3．注意三个守恒

—

—

—

4．熟记两个公式

（1）气体溶质物质的量浓度的计算：

标准状况下，1L水中溶解某气体VL，所得溶液的密度为ρg·cm3，气体的摩尔质量为Mg·mol－1，则

c＝

mol·L－1

（2）溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度之间的换算：

c＝

（c为溶质的物质的量浓度/mol·L－1，ρ为溶液的密度/g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量/g·mol－1）。

5．掌握两条规律

（1）稀释定律

①如用V1、V2、c1、c2分别表示稀释前后溶液的体积和溶质的物质的量浓度，有c1V1＝c2V2。

②如用m1、m2、w1、w2分别表示稀释前后溶液的质量和质量分数，有m1w1＝m2w2。

（2）混合规律

同一溶质不同浓度的溶液混合后溶质质量分数的判断方法：

设溶质质量分数分别为w1和w2的两溶液混合后所得溶液溶质的质量分数为w。

①两溶液等质量混合：

w＝

（w1＋w2）。

②两溶液等体积混合

a．若溶液中溶质的密度大于溶剂的密度，则w>

（w1＋w2），如H2SO4溶液。

b．若溶液中溶质的密度小于溶剂的密度，则w<

（w1＋w2），如氨水、酒精溶液。

【例】同温同压下，xg甲气体和yg乙气体占有相同的体积，根据阿伏加德罗定律判断下列叙述错误的是（　　）

A．x∶y等于甲与乙的相对分子质量之比

B．x∶y等于甲与乙的分子个数之比

C．x∶y等于同温同压下甲与乙的密度之比

D．y∶x等于同温同体积下，等质量的甲与乙的压强之比

【答案】B

【解析】A项，由同温同压下，同体积的任何气体具有相同的分子数，则xg甲气体和yg乙气体的物质的量相等，即

＝

，推出x∶y＝M甲∶M乙，故正确；B项，甲与乙的分子个数之比为1∶1，而x与y不一定相等，故不正确；C项，同温同压下，密度之比等于摩尔质量之比，即为质量比，故正确；D项，等质量的甲、乙的压强之比为p甲∶p乙＝n1∶n2＝

∶

＝M乙∶M甲＝y∶x，故正确。

【例】实验室常用98%（ρ＝1.84g·mL－1）的浓H2SO4配制1∶4的稀H2SO4，此稀H2SO4的密度为1.23g·mL－1，其物质的量浓度为（　　）

A．4.6mol·L－1B．5.7mol·L－1

C．3.88mol·L－1D．18.4mol·L－1

【答案】C

【解析】实验室配制1∶4溶液的含义是指取1体积的浓硫酸与4体积的水混合。

求算所得溶液的溶质质量分数：

w%＝（1mL×1.84g·mL－1×98%）/（1mL×1.84g·mL－1＋4mL×1g·mL－1）×100%≈30.9%，稀硫酸的物质的量浓度为c（H2SO4）＝（1000mL×1.23g·mL－1×30.9%）/（98g·mol－1×1L）≈3.88mol·L－1，故选C。

【点睛】

掌握两项技能

1．用98%的浓H2SO4配制100mL1∶4的稀H2SO4：

用量筒量取80mL的水注入200mL的烧杯，然后再用另一只量筒量取20mL的浓H2SO4沿着烧杯内壁缓慢注入水中，并用玻璃棒不停搅拌。

2．配制100g20%的NaCl溶液：

准确称量20.0gNaCl固体，然后再转移到200mL的烧杯中，再用量筒量取80mL的水注入烧杯中，并用玻璃棒不停搅拌直到完全溶解为止。

考点四　溶解度及其曲线

1．浓解度的概念及影响因素

在一定温度下，某固体物质在100g溶剂（通常是水）里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在该溶剂里的溶解度，其单位为“g”。

固体物质溶解度（饱和溶液）S＝

×100g

影响溶解度大小的因素

（1）内因：

物质本身的性质（由结构决定）。

（2）外因

①溶剂的影响：

如NaCl易溶于水，不易溶于汽油；

②温度的影响：

升温，大多数固体物质的溶解度增大，少数物质却相反，如Ca（OH）2；温度对NaCl的溶解度影响不大。

2．溶解度的表示方法及应用

（1）列表法

硝酸钾在不同温度时的溶解度：

温度

（℃）

0

10

20

30

40

50

60

70

80

90

100

溶解度（g）

13.3

20.9

31.6

45.8

63.9

85.5

110

138

168

202

246

（2）溶解度曲线

3．溶解度曲线的含义

（1）不同物质在各温度时的溶解度不同。

（2）曲线与曲线交点的含义：

表示两物质在某温度时有相同的溶解度。

（3）能很快比较出两种物质在某温度范围内溶解度的大小。

（4）多数物质溶解度随温度升高而增大，有的变化不大（如NaCl），少数随温度升高而降低[如Ca（OH）2]。

（5）判断结晶的方法

①溶解度受温度影响较小的（如NaCl）采取蒸发结晶的方法；

②溶解度受温度影响较大的采取蒸发浓缩、冷却结晶的方法；

③带有结晶水的盐，一般采取蒸发浓缩、冷却结晶的方法，应特别注意的是若从FeCl3溶液中结晶出FeCl3·6H2O晶体，应在HCl气氛中蒸发浓缩、冷却结晶。

（6）判断多溶质溶液的提纯方法（设A为NaCl型溶质，B为KNO3型溶质）

①A溶液中（含少量B杂质）提取A

【答案】蒸发浓缩，结晶，趁热过滤。

②B溶液中（含少量A杂质）提取B

【答案】蒸发浓缩，冷却结晶，过滤。

【例】（2014·新课标全国卷Ⅰ，11）溴酸银（AgBrO3）溶解度随温度变化曲线如下图所示。

下列说法错误的是（　　）

A．溴酸银的溶解是放热过程

B．温度升高时溴酸银溶解速度加快

C．60℃时溴酸银的Ksp约等于6×10－4

D．若硝酸钾中含有少量溴酸银，可用重结晶方法提纯

【答案】A

【解析】A项，由题图可知，随着温度升高，溴酸银的溶解度逐渐增大，因此AgBrO3的溶解是吸热过程；B项，由图像曲线可知，温度升高斜率增大，因此AgBrO3的溶解速度加快；C项，由溶解度曲线可知，60℃时，AgBrO3的溶解度约为0.6g，则其物质的量浓度约为0.025mol·L－1，AgBrO3的Ksp＝c（Ag＋）·c（BrO

）＝0.025×0.025≈6×10－4；D项，若KNO3中含有少量AgBrO3，可通过蒸发浓缩得到KNO3的饱和溶液，再冷却结晶获得KNO3晶体，而AgBrO3留在母液中。

考点五　“物质的量”在化学反应中的应用

1．物质的量在化学方程式中计算的步骤

写：

写出反应的化学方程式

↓

找：

找出方程式中已知物质和未知物质的物质的量的关系

↓

列：

将已知量和未知量列成比例式

↓

求：

对比例式求算

2．化学计算中常用方法

（1）守恒法

守恒法是中学化学计算中一种常用方法，守恒法中的三把“金钥匙”——质量守恒、电荷守恒、电子得失守恒，它们都是抓住有关变化的始态和终态，淡化中间过程，利用某种不变量（①某原子、离子或原子团不变；②溶液中阴阳离子所带电荷数相等；③氧化还原反应中得失电子相等）建立关系式，从而达到简化过程、快速解题的目的。

（2）关系式法

此法常用于多步连续反应的计算。

确定关系式可利用各步反应的计量关系或某元素原子守恒关系找出已知物质和未知物质的关系式，然后根据已知量和未知量列比例式求解。

（3）极值法

对混合体系或反应物可能发生几种反应生成多种生成物的计算，我们可假设混合体系中全部是一种物质，或只发生一种反应，求出最大值、最小值，然后进行解答，此类题一般为选择题。

（4）差量法

①差量法的应用原理

差量法是指根据化学反应前后物质的量发生的变化，找出“理论差量”。

这种差量可以是质量、物质的量、气态物质的体积和压强、反应过程中的热量等。

用差量法解题的关键是把化学方程式中的对应差量（理论差量）及差量（实际差量）与未知量列成比例式，然后求解。

如：

2C（s）＋O2（g）===2CO（g）　ΔH　Δm（固）,Δn（气）,ΔV（气）

2mol1mol2molQ24g1mol22.4L（标况）

②使用差量法时的注意事项

a．所选用差量要与未知量的数值成正比例或反比例关系。

b．有关物质的物理量及其单位都要正确地使用和对应，即“上下一致，左右相当”。

【例】取KI溶液25mL，向其中滴加0.4mol·L－1的FeCl3溶液135mL，I－完全反应生成I2：

2I－＋2Fe3＋===I2＋2Fe2＋。

将反应后的溶液用CCl4萃取后分液，向分出的水溶液中通入Cl2至0.025mol时，Fe2＋恰好完全反应。

求KI溶液的物质的量浓度。

【答案】2mol·L－1

【解析】依题意，有：

本题可用关系式法求解。

由上述两个反应及电子转移守恒理论，得知I－与Cl2之间的关系式：

2I－～Cl2。

设KI的物质的量是x，则

2I－　～　Cl2

21

x0.025mol

＝

，x＝0.05mol。

c（KI）＝

＝2mol·L－1。

【例】一定条件下，合成氨反应达到平衡时，测得混合气体中氨气的体积分数为20.0%，与反应前的体积相比，反应后体积缩小的百分率是（　　）

A．16.7%B．20.0%

C．80.0%D．83.3%

【答案】A

【解析】N2＋3H2

2NH3　　　　ΔV

　1L3L　　　　2L　　　　　2L

由以上关系式可知，反应前后体积的减少与生成的NH3体积相等。

设平衡时混合气体100L，其中含20LNH3，则原气体总体积减少20L。

所以，反应前氮气和氢气总体积为120L，反应后体积缩小的百分率为

×100%≈16.7%。