高考化學(xué)易錯知識點

高考化學(xué)易錯知識點常錯點1：錯誤地認(rèn)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。常錯點2：錯誤地認(rèn)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。常錯點3：錯誤地認(rèn)為有化學(xué)鍵被破壞的變化過程就是化學(xué)變化。辨析：化學(xué)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(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的生成。只有化學(xué)鍵斷裂或只有化學(xué)鍵生成的過程不是化學(xué)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(xué)鍵，從飽和溶液中析出固體的過程形成了化學(xué)鍵，這些均是物理變化。常錯點4：錯誤地認(rèn)為同種元素的單質(zhì)間的轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化過程中有新物質(zhì)生成，是化學(xué)變化。常錯點5：錯誤地認(rèn)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1mol氣體在一定條件下占有的體積，在標(biāo)準(zhǔn)狀況下為22.4L，在非標(biāo)準(zhǔn)狀況下可能是22.4L，也可能不是22.4L常錯點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(yīng)用于氣體計算時，要注意在標(biāo)準(zhǔn)狀況下才能用22.4L·mol-1常錯點7：在計算物質(zhì)的量濃度時錯誤地應(yīng)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(biāo)準(zhǔn)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(yīng)用溶液的體積而不是溶劑的體積。常錯點8：在進行溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)的換算時，忽視溶液體積的單位。辨析：溶液物質(zhì)的量濃度和溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?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。常錯點9：由于SO2、CO2、NH3、Cl2等溶于水時，所得溶液能夠?qū)щ?，因此錯誤地認(rèn)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(dǎo)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?qū)щ姡且驗樗鼈兣c水發(fā)生了反應(yīng)生成了電解質(zhì)的緣故。常錯點10：錯誤地認(rèn)為其溶液導(dǎo)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(dǎo)電性強弱沒有必然的聯(lián)系，導(dǎo)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(guān);而電解質(zhì)的強弱與其電離程度的大小有關(guān)。常錯點11：錯誤地認(rèn)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(guān)。同樣還原劑的還原性強弱與失電子的難易程度有關(guān)，與失電子的數(shù)目無關(guān)。常錯點12：錯誤認(rèn)為同種元素的相鄰價態(tài)一定不發(fā)生反應(yīng)。辨析：同種元素的相鄰價態(tài)之間不發(fā)生氧化還原反應(yīng)，但能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，如Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O，此反應(yīng)中H2SO4表現(xiàn)強酸性。常錯點13：錯誤地認(rèn)為所有的原子都是由質(zhì)子、電子和中子構(gòu)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。常錯點14：錯誤地認(rèn)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。常錯點15：錯誤地認(rèn)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。常錯點16：錯誤地認(rèn)為離子鍵的實質(zhì)是陰陽離子的靜電吸引作用。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(jié)果。高中化學(xué)選修四知識點化學(xué)反應(yīng)與能量轉(zhuǎn)化化學(xué)反應(yīng)的實質(zhì)是反應(yīng)物化學(xué)鍵的斷裂和生成物化學(xué)鍵的形成，化學(xué)反應(yīng)過程中伴隨著能量的釋放或吸收。1、化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱(1)反應(yīng)熱的概念：當(dāng)化學(xué)反應(yīng)在一定的溫度下進行時，反應(yīng)所釋放或吸收的熱量稱為該反應(yīng)在此溫度下的熱效應(yīng)，簡稱反應(yīng)熱。用符號Q表示。(2)反應(yīng)熱與吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)的關(guān)系：Q>0時，反應(yīng)為吸熱反應(yīng);Q<0時，反應(yīng)為放熱反應(yīng)。(3)反應(yīng)熱的測定測定反應(yīng)熱的儀器為量熱計，可測出反應(yīng)前后溶液溫度的變化，根據(jù)體系的熱容可計算出反應(yīng)熱，計算公式如下：Q=-C(T2-T1)式中C表示體系的熱容，T1、T2分別表示反應(yīng)前和反應(yīng)后體系的溫度。實驗室經(jīng)常測定中和反應(yīng)的反應(yīng)熱。2、化學(xué)反應(yīng)的焓變(1)反應(yīng)焓變物質(zhì)所具有的能量是物質(zhì)固有的性質(zhì)，可以用稱為“焓”的物理量來描述，符號為H，單位為kJ·mol-反應(yīng)產(chǎn)物的總焓與反應(yīng)物的總焓之差稱為反應(yīng)焓變，用ΔH表示。(2)反應(yīng)焓變ΔH與反應(yīng)熱Q的關(guān)系。對于等壓條件下進行的化學(xué)反應(yīng)，若反應(yīng)中物質(zhì)的能量變化全部轉(zhuǎn)化為熱能，則該反應(yīng)的反應(yīng)熱等于反應(yīng)焓變，其數(shù)學(xué)表達式為：Qp=ΔH=H(反應(yīng)產(chǎn)物)-H(反應(yīng)物)。(3)反應(yīng)焓變與吸熱反應(yīng)，放熱反應(yīng)的關(guān)系：ΔH>0，反應(yīng)吸收能量，為吸熱反應(yīng)。ΔH<0，反應(yīng)釋放能量，為放熱反應(yīng)。(4)反應(yīng)焓變與熱化學(xué)方程式：把一個化學(xué)反應(yīng)中物質(zhì)的變化和反應(yīng)焓變同時表示出來的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式，如：H2(g)+O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1書寫熱化學(xué)方程式應(yīng)注意以下幾點：①化學(xué)式后面要注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)：固態(tài)(s)、液態(tài)(l)、氣態(tài)(g)、溶液(aq)。②化學(xué)方程式后面寫上反應(yīng)焓變ΔH，ΔH的單位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反應(yīng)溫度。③熱化學(xué)方程式中物質(zhì)的系數(shù)加倍，ΔH的數(shù)值也相應(yīng)加倍。3、反應(yīng)焓變的計算(1)蓋斯定律對于一個化學(xué)反應(yīng)，無論是一步完成，還是分幾步完成，其反應(yīng)焓變一樣，這一規(guī)律稱為蓋斯定律。(2)利用蓋斯定律進行反應(yīng)焓變的計算。常見題型是給出幾個熱化學(xué)方程式，合并出題目所求的熱化學(xué)方程式，根據(jù)蓋斯定律可知，該方程式的ΔH為上述各熱化學(xué)方程式的ΔH的代數(shù)和。(3)根據(jù)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓，ΔfHmθ計算反應(yīng)焓變ΔH。對任意反應(yīng)：aA+bB=cC+dDΔH=[cΔfHmθ(C)+dΔfHmθ(D)]-[aΔfHmθ(A)+bΔfHmθ(B)]高中選修三化學(xué)知識點1、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子2、簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化類型不作要求)(1)配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵，即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵。(2)①配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡(luò)合物②形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道b.配位體具有提供孤電子對的原子③配合物的組成④配合物的性質(zhì)：配合物具有一定的穩(wěn)定性。配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定。當(dāng)作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質(zhì)有關(guān)。3、分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。4、分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.典型的有冰、干冰。5、分子間作用力強弱和分子晶體熔