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高中化學易錯的知識點總結

時間:2025-01-18 09:29:50 宜歡 化學 我要投稿

高中化學易錯的知識點總結

  在學習高中的化學知識時,我們要注意區(qū)分哪些易錯的知識點,因為這些知識是我們經常會做錯的。下面是百分網小編為大家整理的高中化學易錯知識歸納,希望對大家有用!

高中化學易錯的知識點總結

  高中化學易錯的知識點總結 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(fā)現不少人都這么說,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。

  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

  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。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),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),則溶液呈酸性。

  高中化學易錯知識要點

  1、H2SO4有強氧化性

  就這么說就不對,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,H2SO4中的S+6易得到電子,所以它有強氧化性。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(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。

  2、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。

  3、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(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。

  4、王水能溶解金是因為有比濃硝酸更強的氧化性

  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。

  化學式無機部分:

  純堿、蘇打、天然堿 、口堿:Na2CO3

  小蘇打:NaHCO3

  大蘇打:Na2S2O3

  石膏(生石膏):CaSO4.2H2O

  熟石膏:2CaSO4·.H2O

  瑩石:CaF2

  重晶石:BaSO4(無毒)

  碳銨:NH4HCO3

  石灰石、大理石:CaCO3

  生石灰:CaO

  熟石灰、消石灰:Ca(OH)2

  食鹽:NaCl

  芒硝:Na2SO4·7H2O(緩瀉劑)

  燒堿、火堿、苛性鈉:NaOH

  綠礬:FaSO4·7H2O

  干冰:CO2

  明礬:KAl (SO4)2·12H2O

  漂白粉:Ca (ClO)2、CaCl2(混和物)

  瀉鹽:MgSO4·7H2O

  膽礬、藍礬:CuSO4·5H2O

  雙氧水:H2O2

  皓礬:ZnSO4·7H2O

  硅石、石英:SiO2

  剛玉:Al2O3

  水玻璃、泡花堿、礦物膠:Na2SiO3

  鐵紅、鐵礦:Fe2O3

  磁鐵礦:Fe3O4

  黃鐵礦、硫鐵礦:FeS2

  銅綠、孔雀石:Cu2(OH)2CO3

  菱鐵礦:FeCO3

  赤銅礦:Cu2O

  波爾多液:Ca (OH)2和CuSO4

  石硫合劑:Ca (OH)2和S

  玻璃的主要成分:Na2SiO3、CaSiO3、SiO2

  過磷酸鈣(主要成分):Ca (H2PO4)2和CaSO4

  重過磷酸鈣(主要成分):Ca (H2PO4)2

  天然氣、沼氣、坑氣(主要成分):CH4

  水煤氣:CO和H2

  硫酸亞鐵銨(淡藍綠色):Fe (NH4)2(SO4)2 溶于水后呈淡綠色

  光化學煙霧:NO2在光照下產生的一種有毒氣體

  王水:濃HNO3與濃HCl按體積比1:3混合而成。

  鋁熱劑:Al + Fe2O3或其它氧化物。

  尿素:CO(NH2) 2

  有機部分:

  氯仿:CHCl3

  電石:CaC2

  電石氣:C2H2(乙炔)

  TNT:

  酒精、乙醇:C2H5OH

  氟氯烴:是良好的制冷劑,有毒,但破壞O3層。

  醋酸:冰醋酸、食醋 CH3COOH

  裂解氣成分(石油裂化):烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。

  甘油、丙三醇 :C3H8O3

  焦爐氣成分(煤干餾):H2、CH4、乙烯、CO等。

  石炭酸:苯酚

  蟻醛:甲醛HCHO

  蟻酸:甲酸 HCOOH

  葡萄糖:C6H12O6

  果糖:C6H12O6

  蔗糖:C12H22O11

  麥芽糖:C12H22O11

  淀粉:(C6H10O5)n

  硬脂酸:C17H35COOH

  油酸:C17H33COOH

  軟脂酸:C15H31COOH

  草酸:乙二酸 HOOC—COOH 使藍墨水褪色,強酸性,受熱分解成CO2和水,使KMnO4酸性溶液褪色。

  化學現象

  1、鋁片與鹽酸反應是放熱的,Ba(OH)2與NH4Cl反應是吸熱的

  2、Na與H2O(放有酚酞)反應,熔化、浮于水面、轉動、有氣體放出(熔、浮、游、嘶、紅)

  3、焰色反應:Na 黃色、K紫色(透過藍色的鈷玻璃)、Cu 綠色、Ca磚紅、Na+(黃色)、K+(紫色)

  4、Cu絲在Cl2中燃燒產生棕色的煙

  5、H2在Cl2中燃燒是蒼白色的火焰

  6、Na在Cl2中燃燒產生大量的白煙

  7、P在Cl2中燃燒產生大量的白色煙霧

  8、SO2通入品紅溶液先褪色,加熱后恢復原色

  9、NH3與HCl相遇產生大量的白煙

  10、鋁箔在氧氣中激烈燃燒產生刺眼的白光

  11、鎂條在空氣中燃燒產生刺眼白光,在CO2中燃燒生成白色粉末(MgO),產生黑煙

  12、鐵絲在Cl2中燃燒,產生棕色的煙

  13、HF腐蝕玻璃:4HF + SiO2 =SiF4 + 2H2O

  14、Fe(OH)2在空氣中被氧化:由白色變?yōu)榛揖G最后變?yōu)榧t褐色

  15、在常溫下:Fe、Al 在濃H2SO4和濃HNO3中鈍化

  16、向盛有苯酚溶液的試管中滴入FeCl3溶液,溶液呈紫色;苯酚遇空氣呈粉紅色

  17、蛋白質遇濃HNO3變黃,被灼燒時有燒焦羽毛氣味

  18、在空氣中燃燒:

  S——微弱的淡藍色火焰

  H2——淡藍色火焰

  H2S——淡藍色火焰

  CO——藍色火焰

  CH4——明亮并呈藍色的火焰

  S在O2中燃燒——明亮的藍紫色火焰。

  19.特征反應現象:

  20.淺黃色固體:S或Na2O2或AgBr

  21.使品紅溶液褪色的氣體:SO2(加熱后又恢復紅色)、Cl2(加熱后不恢復紅色)

  22.有色溶液:

  Fe2+(淺綠色)

  Fe3+(黃色)

  Cu2+(藍色)

  MnO4-(紫色)

  有色固體:

  紅色(Cu、Cu2O、Fe2O3)

  紅褐色[Fe(OH)3]

  黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)

  藍色[Cu(OH)2]

  黃色(AgI、Ag3PO4)

  白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]

  有色氣體:

  Cl2(黃綠色)

  NO2(紅棕色)

  元素的一些特殊性質

  1. 周期表中特殊位置的元素

 、僮逍驍档扔谥芷跀档脑兀篐、Be、Al、Ge。

  ②族序數等于周期數2倍的元素:C、S。

 、圩逍驍档扔谥芷跀3倍的元素:O。

 、苤芷跀凳亲逍驍2倍的元素:Li、Ca。

 、葜芷跀凳亲逍驍3倍的元素:Na、Ba。

  ⑥最高正價與最低負價代數和為零的短周期元素:C。

 、咦罡哒齼r是最低負價絕對值3倍的短周期元素:S。

  ⑧除H外,原子半徑最小的元素:F。

 、岫讨芷谥须x子半徑最大的元素:P。

  2.常見元素及其化合物的特性

 、傩纬苫衔锓N類最多的元素、單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質量分數最大的元素:C。

 、诳諝庵泻孔疃嗟脑鼗驓鈶B(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素:N。

 、鄣貧ぶ泻孔疃嗟脑亍鈶B(tài)氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素:O。

  ④最輕的單質的元素:H ;最輕的金屬單質的元素:Li 。

 、輪钨|在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素:Br ;金屬元素:Hg 。

  ⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應,又能與強堿反應的元素:Be、Al、Zn。

  ⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素:N;能起氧化還原反應的元素:S。

  ⑧元素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質的元素:S。

 、嵩氐膯钨|在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素:Li、Na、F。

 、獬R姷哪苄纬赏禺愋误w的元素:C、P、O、S。

  化學考試常用規(guī)律

  1、溶解性規(guī)律——見溶解性表;

  2、在惰性電極上,各種離子的放電順序:

  陰極(奪電子的能力):Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fa2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

  陽極(失電子的能力):S2- >I->Br–>Cl->OH- >含氧酸根

  注意:若用金屬作陽極,電解時陽極本身發(fā)生氧化還原反應(Pt、Au除外)

  3、雙水解離子方程式的書寫:

  (1)左邊寫出水解的離子,右邊寫出水解產物;

  (2)配平:在左邊先配平電荷,再在右邊配平其它原子;

  (3)H、O不平則在那邊加水。

  例:當Na2CO3與AlCl3溶液混和時:3CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑

  4、寫電解總反應方程式的方法:

  (1)分析:反應物、生成物是什么;

  (2)配平。

  5、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法:

  (1)按電子得失寫出二個半反應式;

  (2)再考慮反應時的環(huán)境(酸性或堿性);

  (3)使二邊的原子數、電荷數相等。

  例:蓄電池內的反應為:Pb + PbO2+ 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O 試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。

  寫出二個半反應: Pb –2e- → PbSO4

  PbO2+2e- → PbSO4

  分析:在酸性環(huán)境中,補滿其它原子,應為:

  負極:Pb + SO42--2e- = PbSO4

  正極: PbO2 + 4H++ SO42-+2e- = PbSO4+ 2H2O

  注意:當是充電時則是電解,電極反應則為以上電極反應的倒轉:

  陰極:PbSO4+2e-= Pb + SO42-

  陽極:PbSO4+ 2H2O -2e- = PbO2 + 4H++ SO42-

  6、在解計算題中常用到的恒等:原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等,用到的方法有:質量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法

  和估算法。

  (非氧化還原反應:原子守恒、電荷 平衡、物料平衡用得多,氧化還原反應:電子守恒用得多)

  7、電子層結構相同的離子,核電荷數越多,離子半徑越小;

  8、晶體的熔點:原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有:Si、SiC 、SiO2=和金剛石。

  原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的:金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑:Si> C> O).

  9、分子晶體的熔、沸點:組成和結構相似的物質,分子量越大熔、沸點越高。

  10、膠體的帶電:一般說來,金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電,非金屬氧化物、金屬硫化物 的膠體粒子帶負電。

  11、氧化性:MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4價的S)

  例:I2+SO2 + H2O = H2SO4+ 2HI

  12、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。

  13、能形成氫鍵的物質:H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。

  14、氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1,濃度越大,密度越小,硫酸的密度大于1,濃度越大,密度越大,98%的濃硫酸的密度為:1.84g/cm3。

  15、離子是否共存:

  (1)是否有沉淀生成、氣體放出;

  (2)是否有弱電解質生成;

  (3)是否發(fā)生氧化還原反應;

  (4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];

  (5)是否發(fā)生雙水解。

  16、地殼中:

  含量最多的金屬元素是— Al

  含量最多的非金屬元素是—O

  HClO4(高氯酸)—是最強的酸

  17、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。),;

  熔點最高的是W(鎢3410c);

  密度最小(常見)的是K;

  密度最大(常見)是Pt。

  18、雨水的PH值小于5.6時就成為了酸雨。

  19、有機酸酸性的強弱:乙二酸 >甲酸 >苯甲酸 >乙酸 >碳酸 >苯酚 >HCO3-

  20、有機鑒別時,注意用到水和溴水這二種物質。例:鑒別:乙酸乙酯(不溶于水,浮)、溴苯(不溶于水,沉)、乙醛(與水互溶),則可用水。

  21、取代反應包括:鹵代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等;

  22、最簡式相同的有機物,不論以何種比例混合,只要混和物總質量一定,完全燃燒生成的CO2、H2O及耗O2的量是不變的。恒等于單一成分該質量時產生的CO2、H2O和耗O2量。

  23、可使溴水褪色的物質如下,但褪色的原因各自不同:烯、炔等不飽和烴(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(發(fā)生氧化褪色)、有機溶劑[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水),烴、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]發(fā)生了萃取而褪色。

  24、能發(fā)生銀鏡反應的有:醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麥芽糖,均可發(fā)生銀鏡反應。(也可同Cu(OH)2反應)

  計算時的關系式一般為:—CHO —— 2Ag

  注意:當銀氨溶液足量時,甲醛的氧化特殊: HCHO —— 4Ag ↓ + H2CO3

  反應式為:HCHO +4[Ag(NH3)2]OH = (NH4)2CO3+ 4Ag↓ + 6NH3↑+ 2H2O

  25、膠體的聚沉方法:

  (1)加入電解質;

  (2)加入電性相反的膠體;

  (3)加熱。

  常見的膠體:液溶膠:Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆?jié){、粥等;氣溶膠:霧、云、煙等;固溶膠:有色玻璃、煙水晶等。

  26、污染大氣氣體:SO2、CO、NO2、NO,其中SO2、NO2形成酸雨。

  27、環(huán)境污染:大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業(yè)三廢:廢渣、廢水、廢氣。

  28、在室溫(20C。)時溶解度在10克以上——易溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——難溶。

  29、人體含水約占人體質量的2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是:煤、石油、天然氣。石油主要含C、H地元素。

  30、生鐵的含C量在:2%——4.3% 鋼的含C量在:0.03%——2% 。粗鹽:是NaCl中含有MgCl2和

  CaCl2,因為MgCl2吸水,所以粗鹽易潮解。濃HNO3在空氣中形成白霧。固體NaOH在空氣中易吸水形成溶液。

  31、氣體溶解度:在一定的壓強和溫度下,1體積水里達到飽和狀態(tài)時氣體的體積。

  常見的重要氧化劑、還原劑

  1.氧化還原反應

  升失氧還還、降得還氧氧(氧化劑/還原劑,氧化產物/還原產物,氧化反應/還原反應)

  氧化性:氧化劑>氧化產物

  還原性:還原劑>還原產物

  既作氧化劑又作還原劑的有:S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+及含-CHO的有機物

  2.鹽類水解

  鹽類水解,水被弱解;有弱才水解,無弱不水解;越弱越水解,都弱雙水解;誰強呈誰性,同強呈中性。

  電解質溶液中的守恒關系:

  電荷守恒:電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數與所有的陰離子所帶的負電荷數相等。如NaHCO3溶液中:n(Na+)+n(H+)=n(HCO3-)+2n(CO32-)+n(OH-)推出:[Na+]+[H+]=[HCO3-]+2[CO32-]+[OH-]

  物料守恒:電解質溶液中由于電離或水解因素,離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等,但離子或分子中某種特定元素的原子的總數是不會改變的。如NaHCO3溶液中:n(Na+):n(c)=1:1,推出:C(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)

  質子守恒:電解質溶液中分子或離子得到或失去質子(H+)的物質的量應相等。例如:在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物;NH3、OH-、CO32-為失去質子后的產物,故有以下關系:c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。

  離子共存問題

  離子在溶液中能否大量共存,涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。凡能使溶液中因反應發(fā)生使有關離子濃度顯著改變的均不能大量共存。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子(包括氧化一還原反應),一般可從以下幾方面考慮:

  1.弱堿陽離子只存在于酸性較強的溶液中,如Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均與OH-不能大量共存。

  2.弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。如:

  CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均與H+不能大量共存。

  3.弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存。它們遇強酸(H+)會生成弱酸分子;遇強堿(OH-)生成正鹽和水。

  如:HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

  4.若陰、陽離子能相互結合生成難溶或微溶性的鹽,則不能大量共存。

  如:Ba2+、Ca2+與CO32-、SO32-、 PO43-、SO42-等;Ag+與Cl-、Br-、I-等;Ca2+與F-,C2O42- 等

  5.若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應,則不能大量共存。如:Al3+與HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等Fe3+與HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;NH4+與AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等

  6.若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存。如:Fe3+與I-、S2-;MnO4-(H+)與I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)與上述陰離子。S2-、SO32-、H+

  7.因絡合反應或其它反應而不能大量共存,如:Fe3+與F-、CN-、SCN-等;H2PO4-與PO43-會生成HPO42-,故兩者不共存。

  特殊試劑的存放和取用10例

  1.Na、K:隔絕空氣;防氧化,保存在煤油中(或液態(tài)烷烴中),(Li用石蠟密封保存)。用鑷子取,玻片上切,濾紙吸煤油,剩余部分隨即放人煤油中。

  2.白磷:保存在水中,防氧化,放冷暗處。鑷子取,立即放入水中用長柄小刀切取,濾紙吸干水分。

  3.液Br2:有毒易揮發(fā),盛于磨口的細口瓶中,并用水封。瓶蓋嚴密。

  4.I2:易升華,且具有強烈刺激性氣味,應保存在用蠟封好的瓶中,放置低溫處。

  5.濃HNO3,AgNO3:見光易分解,應保存在棕色瓶中,放在低溫避光處。

  6.固體燒堿:易潮解,應用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。

  7.NH3·H2O:易揮發(fā),應密封放低溫處。

  8.C6H6、、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3:易揮發(fā)、易燃,密封存放低溫處,并遠離火源。

  9.Fe2+鹽溶液、H2SO3及其鹽溶液、氫硫酸及其鹽溶液:因易被空氣氧化,不宜長期放置,應現用現配。

  10.鹵水、石灰水、銀氨溶液、Cu(OH)2懸濁液等,都要隨配隨用,不能長時間放置。

  高中化學易錯的知識點總結 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。

 、谑褂脷鈶B(tài)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(tài):考查氣體摩爾體積時,常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生,如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

 、畚镔|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(fā)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(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-,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(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存在在同一溶液中,即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

  2、由于發(fā)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(fā)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(fā)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(fā)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。

 、偎嵝匀芤海℉+)、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+。

 、跰nO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

 、躍2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

 、葑⒁忸}目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

  6、審題時還應特別注意以下幾點:

 。1)注意溶液的酸性對離子間發(fā)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(guī)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(tài)越高,其氧化性就越強;價態(tài)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:

 、傺趸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。

 、谕辉叵噜弮r態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應。

  常見氧化劑:

 、倩顫姷姆墙饘伲鏑l2、Br2、O2等;

 、谠兀ㄈ鏜n等)處于高化合價的氧化物,如MnO2、KMnO4等;

 、墼兀ㄈ鏢、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;

 、葸^氧化物,如Na2O2、H2O2等。

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