高中化學易錯知識點
高中化學易錯知識點1
1、羥基就是氫氧根
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。
2、Fe3+離子是黃色的
眾所周知，FeCl3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。
3、AgOH遇水分解
我發現不少同學都這么說，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。
4、多元含氧酸具體是幾元酸看酸中H的個數。
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。
5、酸式鹽溶液呈酸性嗎？
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。
6、H2SO4有強氧化性
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。這也體現了低價態非金屬的含氧酸根的氧化性比高價態的強，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。
7、鹽酸是氯化氫的俗稱
看上去，兩者的化學式都相同，可能會產生誤會，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，氫氯酸的俗稱就是鹽酸了。
8、易溶于水的堿都是強堿，難溶于水的堿都是弱堿
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。
9、寫離子方程式時，"易溶強電解質一定拆"，弱電解質一定不拆
在水溶液中，的確，強電解質（難溶的除外）在水中完全電離，所以肯定拆；而弱電解質不能完全電離，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，無論是強電解質還是弱電解質，無論這反應的實質是否離子交換實現的，都不能拆。有的方程式要看具體的反應實質，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，能體現強氧化性的是H2SO4分子，所以實質上參加反應的是H2SO4分子，所以這條反應中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。（弱電解質也有拆的時候，因為弱電解質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。如CH3COOH在水中為弱電解質，但在液氨中卻為強電解質。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、）
10、王水能溶解金是因為王水比濃硝酸氧化性更強
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。現在研究表明，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，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、
高中化學易錯知識點2
一、阿伏加德羅定律
1、內容
在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。
2、推論
（1）同溫同壓下，V1/V2=n1/n2
（2）同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2
（3）同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1
（4）同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：
①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。
②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。
3、阿伏加德羅常數這類題的解法
①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1、01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒（分子、原子、電子、質子、中子等）時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1、由于發生復分解反應，離子不能大量共存。
（1）有氣體產生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與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-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
（3）有弱電解質生成。
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存在在同一溶液中，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al（OH）3↓等。
2、由于發生氧化還原反應，離子不能大量共存。
（1）具有較強還原性的離子不能與具有較強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中由于發生氧化還原反應而不能大量共存。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生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。
3、能水解的陽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、溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe3+與SCN-不能大量共存；
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液（H+）、堿性溶液（OH-）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。
②有色離子MnO4-，Fe3+，Fe2+，Cu2+。
③MnO4-，NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
6、審題時還應特別注意以下幾點：
（1）注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如：Fe2+與NO3-能共存，但在強酸性條件下（即Fe2+、NO3-、H+相遇）不能共存；MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存；S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存，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堿（OH-）、強酸（H+）共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O（HCO3-遇堿時進一步電離）；HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、離子方程式書寫的基本規律要求
（1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
（2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
（3）號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
（4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。
（5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。
（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據元素的化合價
物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性；物質中元素具有最低價，該元素只有還原性；物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態越高，其氧化性就越強；價態越低，其還原性就越強。
（2）根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱；還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
（3）根據反應的難易程度
注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強；失電子能力越強，其還原性就越強。
②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
常見氧化劑：
①活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等；
②元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等；
③元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等；
④元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7；
⑤過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
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