高考化學(xué)易錯(cuò)知識(shí)
備戰(zhàn)高考化學(xué)的時(shí)候，花點(diǎn)時(shí)間將那些容易出錯(cuò)的知識(shí)點(diǎn)理明白，區(qū)分清楚，并且記牢固，高考的時(shí)候正確率就會(huì)比較高，成績(jī)也會(huì)有所提高。下面是百分網(wǎng)小編為大家整理的高考化學(xué)重要知識(shí)，希望對(duì)大家有用!
高考化學(xué)易錯(cuò)知識(shí)
1、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個(gè)數(shù)
多元酸究竟能電離多少個(gè)H+，是要看它結(jié)構(gòu)中有多少個(gè)羥基，非羥基的氫是不能電離出來(lái)的。如亞磷酸(H3PO3)，看上去它有三個(gè)H，好像是三元酸，但是它的結(jié)構(gòu)中，是有一個(gè)H和一個(gè)O分別和中心原子直接相連的，而不構(gòu)成羥基。構(gòu)成羥基的O和H只有兩個(gè)。因此H3PO3是二元酸。當(dāng)然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來(lái)解釋。
2、酸式鹽溶液呈酸性
表面上看，“酸”式鹽溶液當(dāng)然呈酸性啦，其實(shí)不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。如果這是強(qiáng)酸的酸式鹽，因?yàn)樗婋x出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強(qiáng)酸的酸式鹽溶液一定呈酸性。而弱酸的酸式鹽，則要比較它電離出H+的能力和陰離子水解的程度了。如果陰離子的水解程度較大(如NaHCO3)，則溶液呈堿性;反過(guò)來(lái)，如果陰離子電離出H+的能力較強(qiáng)(如NaH2PO4)，則溶液呈酸性。
3、H2SO4有強(qiáng)氧化性
就這么說(shuō)就不對(duì)，只要在前邊加一個(gè)“濃”字就對(duì)了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現(xiàn)在整體的分子上，H2SO4中的S+6易得到電子，所以它有強(qiáng)氧化性。而稀H2SO4(或SO42-)的氧化性幾乎沒(méi)有(連H2S也氧化不了)，比H2SO3(或SO32-)的氧化性還弱得多。這也體現(xiàn)了低價(jià)態(tài)非金屬的含氧酸根的氧化性比高價(jià)態(tài)的強(qiáng)，和HClO與HClO4的酸性強(qiáng)弱比較一樣。所以說(shuō)H2SO4有強(qiáng)氧化性時(shí)必須嚴(yán)謹(jǐn)，前面加上“濃”字。
4、書寫離子方程式時(shí)不考慮產(chǎn)物之間的反應(yīng)
從解題速度角度考慮，判斷離子方程式的書寫正誤時(shí)，可以“四看”:一看產(chǎn)物是否正確;二看電荷是否守恒;三看拆分是否合理;四看是否符合題目限制的條件。從解題思維的深度考慮，用聯(lián)系氧化還原反應(yīng)、復(fù)分解反應(yīng)等化學(xué)原理來(lái)綜合判斷產(chǎn)物的成分。中學(xué)典型反應(yīng)：低價(jià)態(tài)鐵的化合物(氧化物、氫氧化物和鹽)與硝酸反應(yīng);鐵單質(zhì)與硝酸反應(yīng);+3鐵的化合物與還原性酸如碘化氫溶液的反應(yīng)等。
5、忽視混合物分離時(shí)對(duì)反應(yīng)順序的限制
混合物的分離和提純對(duì)化學(xué)反應(yīng)原理提出的具體要求是：反應(yīng)要快、加入的過(guò)量試劑確保把雜質(zhì)除盡、選擇的試劑既不能引入新雜質(zhì)又要易除去。
6、計(jì)算反應(yīng)熱時(shí)忽視晶體的結(jié)構(gòu)
計(jì)算反應(yīng)熱時(shí)容易忽視晶體的結(jié)構(gòu)，中學(xué)常計(jì)算共價(jià)鍵的原子晶體：1 mol金剛石含2 mol 碳碳鍵，1 mol二氧化硅含4 mol硅氧鍵。分子晶體：1 mol分子所含共價(jià)鍵，如1 mol乙烷分子含有6 mol碳?xì)滏I和1 mol碳碳鍵。
7、對(duì)物質(zhì)的溶解度規(guī)律把握不準(zhǔn)
物質(zhì)的溶解度變化規(guī)律分三類：第一類，溫度升高，溶解度增大，如氯化鉀、硝酸鉀等;第二類，溫度升高，溶解度增大，但是增加的程度小，如氯化鈉;第三類，溫度升高，溶解度減小，如氣體、氫氧化鈉等，有些學(xué)生對(duì)氣體的溶解度與溫度的關(guān)系理解不清。
高中化學(xué)知識(shí)重點(diǎn)
離子共存
1.由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，離子不能大量共存。
(1)有氣體產(chǎn)生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。
(2)有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存;Pb2+與Cl-，F(xiàn)e2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
(3)有弱電解質(zhì)生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存;NH4+與OH-不能大量共存。
(4)一些容易發(fā)生水解的離子，在溶液中的存在是有條件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時(shí)存在在同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存。
(1)具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在堿性條件下可以共存，但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應(yīng)不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3.能水解的陽(yáng)離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。
例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
4.溶液中能發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存。
如Fe3+與SCN-不能大量共存;
5.審題時(shí)應(yīng)注意題中給出的附加條件。
?、偎嵝匀芤?H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃?xì)怏w的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
?、谟猩x子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。
?、跰nO4-,NO3-等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。
?、躍2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應(yīng)：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
?、葑⒁忸}目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
6.審題時(shí)還應(yīng)特別注意以下幾點(diǎn)：
(1)注意溶液的酸性對(duì)離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強(qiáng)酸性條件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-與Cl-在強(qiáng)酸性條件下也不能共存;S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時(shí)可共存，但在酸性條件下則不能共存。
(2)酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強(qiáng)堿(OH-)、強(qiáng)酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時(shí)進(jìn)一步電離);HCO3-+H+=CO2↑+H2O
高中化學(xué)基礎(chǔ)知識(shí)
一、離子方程式書寫的基本規(guī)律要求
(1)合事實(shí)：離子反應(yīng)要符合客觀事實(shí)，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。
(2)式正確：化學(xué)式與離子符號(hào)使用正確合理。
(3)號(hào)實(shí)際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號(hào)符合實(shí)際。
(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。
(5)明類型：分清類型，注意少量、過(guò)量等。
(6)檢查細(xì)：結(jié)合書寫離子方程式過(guò)程中易出現(xiàn)的錯(cuò)誤，細(xì)心檢查。
二、氧化性、還原性強(qiáng)弱的判斷
(1)根據(jù)元素的化合價(jià)
物質(zhì)中元素具有最高價(jià)，該元素只有氧化性;物質(zhì)中元素具有最低價(jià)，該元素只有還原性;物質(zhì)中元素具有中間價(jià)，該元素既有氧化性又有還原性。對(duì)于同一種元素，價(jià)態(tài)越高，其氧化性就越強(qiáng);價(jià)態(tài)越低，其還原性就越強(qiáng)。
(2)根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式
在同一氧化還原反應(yīng)中，氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物
還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
氧化劑的氧化性越強(qiáng)，則其對(duì)應(yīng)的還原產(chǎn)物的還原性就越弱;還原劑的還原性越強(qiáng)，則其對(duì)應(yīng)的氧化產(chǎn)物的氧化性就越弱。
(3)根據(jù)反應(yīng)的難易程度
注意：①氧化還原性的強(qiáng)弱只與該原子得失電子的難易程度有關(guān)，而與得失電子數(shù)目的多少無(wú)關(guān)。得電子能力越強(qiáng)，其氧化性就越強(qiáng);失電子能力越強(qiáng)，其還原性就越強(qiáng)。
②同一元素相鄰價(jià)態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)。
常見氧化劑：
?、?活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等;
?、?元素(如Mn等)處于高化合價(jià)的氧化物，如MnO2、KMnO4等;
?、?元素(如S、N等)處于高化合價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等;
?、?元素(如Mn、Cl、Fe等)處于高化合價(jià)時(shí)的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7;
?、?過(guò)氧化物，如Na2O2、H2O2等。
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