高中化學易錯點大匯總

1、 高中化學易錯點大匯總易錯點1錯誤地認為酸性氧化物一定是非金屬氧化物，非金屬氧化物一定是酸性氧化物，金屬氧化物一定是堿性氧化物。辨析酸性氧化物與非金屬氧化物是兩種不同的分類方式，酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如CrO3、Mn2O7是酸性氧化物;非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO和NO2等。堿性氧化物一定是金屬氧化物，而金屬氧化物不一定是堿性氧化物，如Al2O3是兩性氧化物，CrO3是酸性氧化物。易錯點2錯誤地認為膠體帶有電荷。辨析膠體是電中性的，只有膠體粒子即膠粒帶有電荷，而且并不是所有膠體粒子都帶有電荷。如淀粉膠體粒子不帶電荷。易錯點3錯誤地認為有化學鍵被破壞的變化過程就是化學變

2、化。辨析化學變化的特征是有新物質(zhì)生成，從微觀角度看就是有舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的生成。只有化學鍵斷裂或只有化學鍵生成的過程不是化學變化，如氯化鈉固體溶于水時破壞了其中的離子鍵，離子晶體和金屬晶體的熔化或破碎過程破壞了其中的化學鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學鍵，這些均是物理變化。易錯點4錯誤地認為同種元素的單質(zhì)間的轉化是物理變化。辨析同種元素的不同單質(zhì)(如O2和O3、金剛石和石墨)是不同的物質(zhì)，相互之間的轉化過程中有新物質(zhì)生成，是化學變化。易錯點5錯誤地認為氣體摩爾體積就是22.4L·mol-1辨析兩者是不同的，氣體摩爾體積就是1 mol氣體在一定條件下占有的體積，在標準狀

3、況下為22.4 L，在非標準狀況下可能是22.4 L，也可能不是22.4 L易錯點6在使用氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律時忽視物質(zhì)的狀態(tài)或使用條件。辨析氣體摩爾體積或阿伏加德羅定律只適用于氣體體系，既可以是純凈氣體，也可以是混合氣體。對于固體或液體不適用。氣體摩爾體積在應用于氣體計算時，要注意在標準狀況下才能用22.4 L·mol-1易錯點7在計算物質(zhì)的量濃度時錯誤地應用溶劑的體積。辨析物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量的多少，因此在計算物質(zhì)的量濃度時應用溶液的體積而不是溶劑的體積。易錯點8在進行溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)的換算時，忽視溶

4、液體積的單位。辨析溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)的換算時，要用到溶液的密度，通常溶液物質(zhì)的量濃度的單位是mol·L-1，溶液密度的單位是g·cm-3，在進行換算時，易忽視體積單位的不一致。易錯點9由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時，所得溶液能夠導電，因此錯誤地認為SO2、CO2、NH3、Cl2等屬于電解質(zhì)。辨析(1)電解質(zhì)和非電解質(zhì)研究的范疇是化合物, 單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。(2)電解質(zhì)必須是化合物本身電離出陰、陽離子，否則不能用其水溶液的導電性作為判斷其是否是電解質(zhì)的依據(jù)。如SO2、CO2、NH3等溶于水時之所以能夠導電，是因為它們與水發(fā)生了反

5、應生成了電解質(zhì)的緣故。易錯點10錯誤地認為其溶液導電能力強的電解質(zhì)為強電解質(zhì)。辨析電解質(zhì)的強弱與溶液的導電性強弱沒有必然的聯(lián)系，導電性的強弱與溶液中的離子濃度大小及離子所帶的電荷數(shù)有關;而電解質(zhì)的強弱與其電離程度的大小有關。易錯點11錯誤地認為氧化劑得到的電子數(shù)越多，氧化劑的氧化能力越強;還原劑失去的電子數(shù)越多，還原劑的還原能力越強。辨析氧化性的強弱是指得電子的難易程度，越容易得電子即氧化性越強，與得電子的數(shù)目無關。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關，與失電子的數(shù)目無關。易錯點12錯誤認為同種元素的相鄰價態(tài)一定不發(fā)生反應。辨析同種元素的相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應，但能發(fā)生復分解反

6、應，如Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O，此反應中H2SO4表現(xiàn)強酸性。易錯點13錯誤地認為所有的原子都是由質(zhì)子、電子和中子構成的。辨析所有的原子中都含有質(zhì)子和電子, 但是不一定含有中子, 如1(1)H原子中就不含有中子易錯點14錯誤地認為元素的種類數(shù)與原子的種類數(shù)相等。辨析(1)同一種元素可能由于質(zhì)量數(shù)的不同會有不同的核素(原子)，因此原子的種類數(shù)要大于元素的種類數(shù)。(2)但是也有的元素只有一種核素，如Na、F等。易錯點15錯誤地認為最外層電子數(shù)少于2的原子一定是金屬原子。辨析最外層電子數(shù)少于2的主族元素有H，屬于非金屬元素。易錯點16錯誤地認為離子鍵的實質(zhì)是陰陽離子的靜

7、電吸引作用。辨析離子鍵的實質(zhì)是陰陽離子的靜電作用，包括靜電吸引和靜電排斥兩種作用，離子鍵是這兩種作用綜合的(平衡)結果。易錯點17錯誤地認為含有共價鍵的化合物一定是共價化合物。辨析(1)只含有共價鍵的化合物才能稱為共價化合物;(2)離子化合物中也可以含有共價鍵，如Na2O2中含有非極性共價鍵，NaOH中含有極性共價鍵。易錯點18錯誤地認為增大壓強一定能增大化學反應速率。辨析(1)對于只有固體或純液體參加的反應體系，增大壓強反應速率不變。(2)對于恒溫恒容條件的氣態(tài)物質(zhì)之間的反應，若向體系中充入惰性氣體，體系的壓強增大，但是由于各物質(zhì)的濃度沒有改變，故反應速率不變。(3)壓強對反應速率的影響必須

8、是引起氣態(tài)物質(zhì)的濃度的改變才能影響反應速率。易錯點19錯誤地認為平衡正向移動，平衡常數(shù)就會增大。辨析平衡常數(shù)K只與溫度有關，只有改變溫度使平衡正向移動時，平衡常數(shù)才會增大，改變濃度和壓強使平衡正向移動時，平衡常數(shù)不變。易錯點20錯誤地認為放熱反應或熵增反應就一定能自發(fā)進行。辨析反應能否自發(fā)進行的判據(jù)是G=H-TS，僅從焓變或熵變判斷反應進行的方向是不準確的。易錯點21羥基就是氫氧根辨析看上去都是OH組成的一個整體，其實，羥基是一個基團，它只是物質(zhì)結構的一部分，不會電離出來。而氫氧根是一個原子團，是一個陰離子，它或強或弱都能電離出來。所以，羥基不等于氫氧根。例如：C2H5OH中的OH是羥基，不會

9、電離出來；硫酸中有兩個OH也是羥基，眾所周知，硫酸不可能電離出OH-的。而在NaOH、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Cu2(OH)2CO3中的OH就是離子，能電離出來，因此這里叫氫氧根。易錯點22Fe3+離子是黃色的辨析眾所周知，F(xiàn)eCl3溶液是黃色的，但是不是意味著Fe3+就是黃色的呢？不是。Fe3+對應的堿Fe(OH)3是弱堿，它和強酸根離子結合成的鹽類將會水解產(chǎn)生紅棕色的Fe(OH)3。因此濃的FeCl3溶液是紅棕色的，一般濃度就顯黃色，歸根結底就是水解生成的Fe(OH)3導致的。真正Fe3+離子是淡紫色的而不是黃色的。將Fe3+溶液加入過量的酸來抑制水解，黃色將褪去。易錯點23AgO

10、H遇水分解辨析我發(fā)現(xiàn)不少同學都這么說，其實看溶解性表中AgOH一格為“”就認為是遇水分解，其實不是的。而是AgOH的熱穩(wěn)定性極差，室溫就能分解，所以在復分解時得到AgOH后就馬上分解，因而AgOH常溫下不存在，和水是沒有關系的。如果在低溫下進行這個操作，是可以得到AgOH這個白色沉淀的。易錯點24多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數(shù)。辨析多元酸究竟能電離多少個H+，是要看它結構中有多少個羥基，非羥基的氫是不能電離出來的。如亞磷酸（H3PO3），看上去它有三個H，好像是三元酸，但是它的結構中，是有一個H和一個O分別和中心原子直接相連的，而不構成羥基。構成羥基的O和H只有兩個。因此H3PO3是二元

11、酸。當然，有的還要考慮別的因素，如路易斯酸H3BO3就不能由此來解釋。易錯點25酸式鹽溶液呈酸性嗎?辨析表面上看，“酸”式鹽溶液當然呈酸性啦，其實不然。到底酸式鹽呈什么性，要分情況討論。當其電離程度大于水解程度時,呈酸性；當電離程度小于水解程度時,則成堿性。如果這是強酸的酸式鹽，因為它電離出了大量的H+，而且陰離子不水解，所以強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,NaHS,Na2HPO4)，則溶液呈堿性；反過來，如果陰離子電離出H+的能力較強（如NaH2PO4,NaHSO3)，則溶液呈酸性。易錯點2

12、6H2SO4有強氧化性辨析這么說就不對，只要在前邊加一個“濃”字就對了。濃H2SO4以分子形式存在，它的氧化性體現(xiàn)在整體的分子上，而稀H2SO4（或SO42-）的氧化性幾乎沒有（連H2S也氧化不了），比H2SO3（或SO32-）的氧化性還弱得多。這也體現(xiàn)了低價態(tài)非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態(tài)的強，和HClO與HClO4的酸性強弱比較一樣。所以說H2SO4有強氧化性時必須嚴謹，前面加上“濃”字。易錯點27鹽酸是氯化氫的俗稱辨析看上去，兩者的化學式都相同，可能會產(chǎn)生誤會，鹽酸就是氯化氫的俗稱。其實鹽酸是混合物，是氯化氫和水的混合物；而氯化氫是純凈物，兩者根本不同的。氯化氫溶于水叫做氫氯酸，氫氯酸

13、的俗稱就是鹽酸了。易錯點28易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿辨析從常見的強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2和常見的弱堿Fe(OH)3、Cu(OH)2來看，似乎易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿。其實堿的堿性強弱和溶解度無關，其中，易溶于水的堿可別忘了氨水，氨水也是一弱堿。難溶于水的也不一定是弱堿，學過高一元素周期率這一節(jié)的都知道，鎂和熱水反應后滴酚酞變紅的，證明Mg(OH)2不是弱堿，而是中強堿，但Mg(OH)2是難溶的。還有AgOH，看Ag的金屬活動性這么弱，想必AgOH一定為很弱的堿。其實不然，通過測定AgNO3溶液的pH值近中性，也可得知AgOH也是一中強堿。易錯點2

14、9寫離子方程式時，"易溶強電解質(zhì)一定拆"，弱電解質(zhì)一定不拆辨析在水溶液中，的確，強電解質(zhì)（難溶的除外）在水中完全電離，所以肯定拆；而弱電解質(zhì)不能完全電離，因此不拆。但是在非水溶液中進行時，或反應體系中水很少時，那就要看情況了。在固相反應時，無論是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)，無論這反應的實質(zhì)是否離子交換實現(xiàn)的，都不能拆。有的方程式要看具體的反應實質(zhì)，如濃H2SO4和Cu反應，盡管濃H2SO4的濃度為98，還有少量水，有部分分子還可以完全電離成H+和SO42-，但是這條反應主要利用了濃H2SO4的強氧化性，能體現(xiàn)強氧化性的是H2SO4分子，所以實質(zhì)上參加反應的是H2SO4分子，所以這

15、條反應中H2SO4不能拆。同樣，生成的CuSO4因水很少，也主要以分子形式存在，所以也不能拆。(弱電解質(zhì)也有拆的時候，因為弱電解質(zhì)只是相對于水是弱而以，在其他某些溶劑中，也許它就變成了強電解質(zhì)。如CH3COOH在水中為弱電解質(zhì)，但在液氨中卻為強電解質(zhì)。在液氨做溶劑時，CH3COOH參加的離子反應，CH3COOH就可以拆。這點中學不作要求.)易錯點30王水能溶解金是因為王水比濃硝酸氧化性更強辨析舊的說法就是，濃硝酸和濃鹽酸反應生成了NOCl和Cl2能氧化金?，F(xiàn)在研究表明，王水之所以溶解金，是因為濃鹽酸中存在高濃度的Cl-，能與Au配位生成AuCl4-從而降低了Au的電極電勢，提高了Au的還原性，

16、使得Au能被濃硝酸所氧化。所以，王水能溶解金不是因為王水的氧化性強，而是它能提高金的還原性.常錯點1錯誤認為任何情況下，c(H+)和c(OH-)都可以通過KW=1×10-14進行換算。辨析KW與溫度有關，25 時KW=1×10-14，但溫度變化時KW變化，c(H+)和c(OH-)不能再通過KW=1×10-14進行換算。易錯點31錯誤認為溶液的酸堿性不同時，水電離出的c(OH-)和c(H+)也不相等。辨析由水的電離方程式H2O=OH-+H+可知，任何水溶液中，水電離出的c(OH-)和c(H+)總是相等的，與溶液的酸堿性無關。易錯點32酸、堿、鹽溶液中，c(OH-)或

17、c(H+)的來源混淆。辨析(1)酸溶液中，c(OH-)水電離=c(OH-)溶液;堿溶液中，c(H+)水電離=c(H+)溶液。(2)鹽溶液中，若為強酸弱堿鹽，c(H+)水電離=c(H+)溶液;若為強堿弱酸鹽，c(OH-)水電離=c(OH-)溶液。易錯點33錯誤認為只要Ksp越大，其溶解度就會越大。辨析Ksp和溶解度都能用來描述難溶電解質(zhì)的溶解能力。但是只有同種類型的難溶電解質(zhì)才能直接用Ksp的大小來判斷其溶解度的大小;若是不同的類型，需要計算其具體的溶解度才能比較。易錯點34錯誤地認為原電池的兩個電極中，相對較活潑的金屬一定作負極。辨析判斷原電池的電極要根據(jù)電極材料和電解質(zhì)溶液的具體反應分析，發(fā)

18、生氧化反應的是負極，發(fā)生還原反應的是正極。如在MgAl稀H2SO4組成的原電池中，Mg為負極，而在MgAlNaOH溶液組成的原電池中，Al作負極，因為Al可與NaOH溶液反應，Mg不與NaOH溶液反應。易錯點35在電解食鹽水的裝置中，錯誤地認為陽極區(qū)顯堿性。辨析電解食鹽水時，陰極H+放電生成H2，使水的電離平衡正向移動，OH-濃度增大，陰極區(qū)顯堿性。易錯點36錯誤地認為鈉在過量氧氣中燃燒生成Na2O2，在適量或少量氧氣中燃燒生成Na2O辨析鈉與氧氣的反應產(chǎn)物與反應條件有關，將金屬鈉暴露在空氣中生成Na2O，在空氣或氧氣中燃燒生成Na2O2易錯點37錯誤地認為鈍化就是不發(fā)生化學變化，鋁、鐵與濃硫酸、濃硝酸不發(fā)生反應。辨析鈍化是在冷的濃硫酸、濃硝酸中鋁、鐵等金屬的表面形成一層致密的氧化膜而阻止了反應的進一步進行，如果加熱氧化膜會被破壞，反應就會劇烈進行。所以鈍化是因發(fā)生化學變化所致;鋁、鐵等金屬只在冷的濃硫酸、濃硝酸中發(fā)生鈍化，加熱時會