《2022高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 考前15天回扣六 化學(xué)基本理論誤區(qū)突破學(xué)案》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2022高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 考前15天回扣六 化學(xué)基本理論誤區(qū)突破學(xué)案（6頁(yè)珍藏版）》請(qǐng)?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 考前15天回扣六 化學(xué)基本理論誤區(qū)突破學(xué)案 (一)關(guān)于元素周期律(表)的6大誤區(qū) 常見(jiàn)誤區(qū) 出錯(cuò)原因 誤認(rèn)為最高正價(jià)和最低負(fù)價(jià)絕對(duì)值相等的元素只有第ⅣA族的元素 忽視了第ⅠA族的H的最高正價(jià)為＋1，最低負(fù)價(jià)為－1 誤認(rèn)為主族元素的最高正價(jià)一定等于其族序數(shù) 忽視了氧元素?zé)o最高正價(jià)，氟元素?zé)o正價(jià) 誤認(rèn)為元素的非金屬性越強(qiáng)，其氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性就越強(qiáng) 忽視了關(guān)鍵詞“最高價(jià)” 誤認(rèn)為失電子難的原子得電子的能力一定強(qiáng) 忽視了稀有氣體元素的原子失電子難，得電子也難 誤認(rèn)為同周期相鄰兩主族元素原子序數(shù)之差都等于1 忽視了長(zhǎng)周期也有相差11或25的情況

2、 誤認(rèn)為得(失)電子數(shù)的數(shù)目越多，元素的非金屬性(金屬性)越強(qiáng) 忽視了元素原子得失電子數(shù)目的多少與元素的非金屬性、金屬性強(qiáng)弱沒(méi)有必然的聯(lián)系 判斷下列說(shuō)法是否正確(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”) (1)雙原子分子的共價(jià)鍵一定是非極性鍵(×) (2)非金屬元素原子不可能形成離子化合物(×) (3)三氯化硼分子中，B原子最外層滿足了8電子結(jié)構(gòu)(×) (4)第ⅠA族金屬元素的金屬性一定比同周期的第ⅡA族的強(qiáng)(√) (5)非金屬性強(qiáng)弱順序是F>O>N，所以在一定條件下，氟氣能置換水中的氧，氧氣也能置換出氨中的氮(√) (6)第三周期元素的離子半徑從左至右逐漸減小(×) (7)同周

3、期非金屬氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸性從左到右依次增強(qiáng)(×) (8)按照元素周期表的排布規(guī)律，非金屬元素最多有23種(√) (二)熱化學(xué)中的5個(gè)易錯(cuò)點(diǎn) 致誤原因 特別提醒 忽視反應(yīng)熱的意義 ΔH表示反應(yīng)進(jìn)行到底時(shí)的能量變化。對(duì)于可逆反應(yīng)，改變條件、平衡可能發(fā)生移動(dòng)，但ΔH不變 忽視反應(yīng)熱和平衡常數(shù)的計(jì)算的不同 A(g)＋B(g)C(g)　ΔH1，平衡常數(shù)為K1； C(g)＋B(g)D(g)　ΔH2，平衡常數(shù)為K2。 則反應(yīng)A(g)＋B(g)D(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2，平衡常數(shù)K＝K1·K2 忽視用鍵能或用能量計(jì)算反應(yīng)熱時(shí)公式的不同 ΔH＝反應(yīng)物總鍵能－生成物總

4、鍵能 ΔH＝生成物總能量－反應(yīng)物總能量 忽視催化劑對(duì)活化能與反應(yīng)熱的影響不同 催化劑能改變正、逆反應(yīng)的活化能，但不能改變反應(yīng)的反應(yīng)熱 忽視反應(yīng)熱的符號(hào) 比較反應(yīng)熱的大小時(shí)，需帶上正、負(fù)號(hào)進(jìn)行比較 判斷下列說(shuō)法是否正確(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”) (1)已知2C(s)＋2O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝a 2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝b，則a>b(×) (2)甲烷的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱ΔH＝－890 kJ·mol－1，則甲烷燃燒的熱化學(xué)方程式為CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－890 kJ·mol－1(×) (3)

5、已知S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＝－Q1 kJ·mol－1，S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＝－Q2 kJ·mol－1，則Q1

6、)　ΔH1 ②N2(g)＋2H2(g)===N2H4(l)　ΔH2 ③O2(g)＋2H2(g)===2H2O(g)　ΔH3 ④2N2H4(l)＋N2O4(l)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH4 ΔH4＝2ΔH3－2ΔH2－ΔH1(√) (7)已知反應(yīng)2HI(g)===H2(g)＋I(xiàn)2(g)　ΔH＝＋11 kJ·mol－1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化學(xué)鍵斷裂時(shí)分 別需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，則1 mol HI(g)分子中化學(xué)鍵斷裂時(shí)需吸收的能量為299 kJ(√) (8)已知NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H

7、2O(l)　ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，則含40.0 g NaOH的稀溶液與稀醋酸完全中和，放出小于57.3 kJ的熱量(√) (三)規(guī)避速率平衡的失分點(diǎn)與誤區(qū) 致誤原因 應(yīng)對(duì)策略 解釋或舉例 混淆化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡移動(dòng)的影響因素 不能認(rèn)為化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則v正一定增大，v逆一定減小 若正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，升高溫度，平衡正向移動(dòng)，v正、v逆都增大 混淆平衡移動(dòng)與轉(zhuǎn)化率的關(guān)系 不能認(rèn)為化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率一定增大 2HI(g)H2(g)＋I(xiàn)2(g)，反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)后再充入一定量的HI(g)，平衡正向移動(dòng)，但HI(g)的轉(zhuǎn)化率

8、不變 混淆“減弱”與“消除”的概念 不能認(rèn)為增大反應(yīng)物濃度時(shí)，化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，則反應(yīng)物濃度一定減小。要正確理解化學(xué)平衡原理中的“減弱”二字 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，達(dá)到平衡后增大SO2(g)的濃度，平衡正向移動(dòng)，再次達(dá)到平衡時(shí)，SO2(g)的濃度比原平衡時(shí)要大 混淆化學(xué)平衡移動(dòng)與平衡常數(shù)的關(guān)系 不能認(rèn)為化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向 移動(dòng)，則平衡常數(shù)一定變大 平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變 判斷下列說(shuō)法是否正確(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”) (1)在恒溫條件下，增大壓強(qiáng)，化學(xué)反應(yīng)速率一定加快(×) (2)正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)的可逆反應(yīng)達(dá)到平

9、衡時(shí)，升高溫度，正反應(yīng)速率增大，逆反應(yīng)速率減小，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)(×) (3)加入催化劑加快了反應(yīng)速率，改變了反應(yīng)吸收或放出的熱量(×) (4)同一反應(yīng)，在相同時(shí)間間隔內(nèi)，用不同物質(zhì)表示的反應(yīng)速率，其數(shù)值和意義都不一定相同(×) (5)5 mol·L－1·s－1的反應(yīng)速率一定比 1 mol·L－1·s－1的反應(yīng)速率大(×) (6)正反應(yīng)速率增大，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)(×) (7)在恒容條件下，有兩個(gè)平衡體系：A(g)2B(g)、2A(g)B(g)，都增加A的量，A的轉(zhuǎn)化率都變小(×) (8)在一定條件下，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，正反應(yīng)速率變大(×) (9)在FeCl3＋

10、3KSCNFe(SCN)3＋3KCl平衡體系中，加入KCl固體，顏色變淺(×) (10)由溫度或壓強(qiáng)改變引起的平衡正向移動(dòng)，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率一定增大(√) (四)規(guī)避有關(guān)“電解質(zhì)溶液”的失分點(diǎn) 1.弱電解質(zhì)電離平衡移動(dòng)的3個(gè)易失分點(diǎn) (1)誤認(rèn)為電離平衡正向移動(dòng)，弱電解質(zhì)的電離程度一定增大。如向CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，平衡向電離方向移動(dòng)，但CH3COOH的電離程度減小。 (2)誤認(rèn)為當(dāng)對(duì)酸、堿溶液稀釋時(shí)，溶液中所有離子的濃度都減小。如對(duì)于電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，當(dāng)加水稀釋時(shí)，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；當(dāng)對(duì)堿溶液稀釋時(shí)，c

11、(OH－)減小，c(H＋)增大。 (3)誤認(rèn)為電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。對(duì)于同一反應(yīng)，電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，只有因?yàn)闇囟壬叨鴮?dǎo)致平衡右移時(shí)，電離平衡常數(shù)才會(huì)增大。 2.有關(guān)溶液酸堿性的4個(gè)易失分點(diǎn) (1)誤認(rèn)為由水電離出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1的溶液一定呈堿性。如25 ℃，0.1 mol·L－1的鹽酸或氫氧化鈉溶液中由水電離出的c(H＋)都為10－13 mol·L－1。 (2)誤認(rèn)為溶液的酸堿性取決于pH。如pH＝7的溶液在溫度不同時(shí)，可能顯酸性也可能顯堿性，還可能顯中性。 (3)誤認(rèn)為酸堿恰好中和時(shí)溶液一定顯中性。如強(qiáng)酸和弱堿恰好中和時(shí)溶液顯酸性，強(qiáng)

12、堿和弱酸恰好中和時(shí)溶液顯堿性，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿恰好中和時(shí)溶液才顯中性。 (4)不能正確理解酸、堿的無(wú)限稀釋規(guī)律。常溫下任何酸(堿)溶液無(wú)限稀釋時(shí)，溶液的pH都不可能大于7(小于7)，只能無(wú)限接近7。 3.鹽類水解的5個(gè)易失分點(diǎn) (1)誤認(rèn)為酸式鹽一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈堿性。 (2)誤認(rèn)為能夠發(fā)生水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性，但其實(shí)是與弱離子的水解程度有關(guān)。如CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，發(fā)生水解，但溶液呈中性。 (3)誤認(rèn)為水解平衡正向移動(dòng)，離子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固體，

13、平衡向水解方向移動(dòng)，但Fe3＋的水解程度減小。 (4)誤認(rèn)為弱酸強(qiáng)堿鹽都因水解而顯堿性。但NaHSO3因HSO的電離能力大于其水解能力，所以NaHSO3溶液顯酸性。 (5)由于加熱可促進(jìn)鹽類水解，錯(cuò)誤地認(rèn)為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質(zhì)。對(duì)于水解程度不是很大、水解產(chǎn)物不能脫離平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3溶液]來(lái)說(shuō)，溶液蒸干仍得原溶質(zhì)。 4.沉淀溶解平衡的4個(gè)易失分點(diǎn) (1)誤認(rèn)為沉淀溶解平衡右移，Ksp一定增大。Ksp與其他化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質(zhì)的性質(zhì)和溫度有關(guān)，而與沉淀的量和溶液中離子濃度的變化無(wú)關(guān)。 (2)誤認(rèn)為沉淀溶解平衡右移，溶解度一定變

14、大。溶解度表示的是100 g溶劑中所能溶解溶質(zhì)的質(zhì)量，溶解度受溫度和同離子效應(yīng)的影響，若是加水使沉淀溶解平衡右移，溶解度不變。 (3)誤認(rèn)為只要Ksp越大，其溶解度就會(huì)越大。Ksp還與難溶電解質(zhì)類型有關(guān)，只有同類型的難溶物的Ksp大小可用于比較其溶解度大小。 (4)誤認(rèn)為Ksp小的難溶電解質(zhì)不能轉(zhuǎn)化為Ksp大的難溶電解質(zhì)，只能實(shí)現(xiàn)Ksp大的難溶電解質(zhì)向Ksp小的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。實(shí)際上當(dāng)兩種難溶電解質(zhì)的Ksp相差不是很大時(shí)，通過(guò)調(diào)節(jié)某種離子的濃度，可實(shí)現(xiàn)由Ksp小的難溶電解質(zhì)向Ksp大的難溶電解質(zhì)轉(zhuǎn)化。 5.正誤判斷(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”) (1)任何溫度下，溶液中c(H＋)和

15、c(OH－)的相對(duì)大小都可判斷溶液的酸、堿性(√) (2)某醋酸溶液的pH＝a，將此溶液稀釋到原體積的2倍后，溶液的pH＝b，則a>b(×) (3)pH＝4的醋酸加水稀釋過(guò)程中，所有離子濃度都降低(×) (4)無(wú)論在酸溶液中還是在堿溶液中，由水電離出的c(H＋)＝c(OH－)(√) (5)某鹽溶液呈酸性，一定是由水解引起的(×) (6)水解方程式都必須寫“”(×) (7)沉淀轉(zhuǎn)化只能是Ksp大的沉淀轉(zhuǎn)化為Ksp小的沉淀(×) (8)中和等體積、等pH的鹽酸和醋酸消耗的NaOH的量相同(×) (9)用濕潤(rùn)的pH試紙測(cè)得某溶液的pH＝3.4(×) (10)在NaHCO3溶液中

16、加入NaOH，不會(huì)影響離子的種類(√) (11)在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)(√) (12)0.1 mol·L－1氨水中加入CH3COONH4固體，比值變大(×) (13)用標(biāo)準(zhǔn)NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH到終點(diǎn)時(shí)，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×) (14)室溫時(shí)，向等體積pH＝a的鹽酸和pH＝b的CH3COOH中分別加入等量的氫氧化鈉后，兩溶液均呈中性，則a>b(×) (15)常溫下，等體積的鹽酸和CH3COOH的pH相同，由水電離出的c(H＋)相同(√) (16)溶液均為0.1 mol·L－1的①CH3COOH?、贜H4Cl

17、③H2SO4三種溶液中，由水電離出的c(H＋)：②>①>③(√) (五)突破電化學(xué)中的易錯(cuò)點(diǎn) 致誤原因 應(yīng)對(duì)策略 解釋或舉例 混淆電解池和原電池原理 根據(jù)電池反應(yīng)，充電時(shí)為電解池，放電時(shí)為原電池；與電源連接的為電解池，提供電流的為原電池 電池的總反應(yīng)為 Li1－xMnO2＋LixC6LiMnO2＋C6，放電時(shí)負(fù)極反應(yīng)式為 LixC6－xe－===C6＋xLi＋，充電時(shí)陽(yáng)極反應(yīng)式為L(zhǎng)iMnO2－xe－===Li1－xMnO2＋xLi＋ 電解時(shí)忽視惰性電極和非惰性電極的區(qū)別 惰性電極為石墨、Pt、Au等，Cu、Fe等金屬都是非惰性電極 惰性電極與電源正極相連接，電極不參與反

18、應(yīng)，非惰性電極與電源正極相連接，發(fā)生氧化反應(yīng) 不清楚電池正、負(fù)極所帶電荷情況，錯(cuò)誤判斷離子遷移方向 原電池中，負(fù)極附近溶液帶正電，陰離子向負(fù)極遷移，正極附近溶液帶負(fù)電，陽(yáng)離子向正極遷移；電解池中陰離子向陽(yáng)極遷移，陽(yáng)離子向陰極遷移 在Cu、Zn、H2SO4形成的原電池中，SO向Zn(負(fù)極)遷移，H＋向Cu(正極)遷移；電解NaCl溶液時(shí)，Na＋、H＋向陰極移動(dòng)，Cl－、OH－向陽(yáng)極移動(dòng) 不理解電解反應(yīng)，錯(cuò)誤判斷加入復(fù)原物質(zhì) 需根據(jù)電解反應(yīng)方程式判斷 電解CuSO4溶液，2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑，對(duì)于此反應(yīng)，每生成1 mol O2，析出2 mol Cu，加入2

19、 mol CuO或2 mol CuCO3，溶液可復(fù)原，加入2 mol Cu(OH)2則多了2 mol H2O 判斷下列說(shuō)法是否正確(正確的打“√”，錯(cuò)誤的打“×”) (1)Cu＋2H＋===Cu2＋＋H2↑既可在原電池中完成，也可在電解池中完成(×) (2)蓄電池充電時(shí)，標(biāo)志著“－”的電極應(yīng)與電源的負(fù)極相連(√) (3)電解質(zhì)溶液導(dǎo)電時(shí)不可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)(×) (4)在銅鋅原電池(Zn|H2SO4|Cu)中，硫酸根離子向正極移動(dòng)；在電解(惰性電極)硫酸溶液時(shí)，硫酸根離子向陽(yáng)極移動(dòng)(×) (5)用惰性電極電解MgCl2溶液時(shí)，陰極可能得到固體鎂(×) (6)用惰性電極電解KOH溶液時(shí)，陰極的電極反應(yīng)式：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(×) (7)以Pt電極電解電解質(zhì)溶液時(shí)，若兩極只有H2和O2析出，則溶液的濃度一定改變(×) (8)銅與稀硫酸接觸發(fā)生電化學(xué)腐蝕時(shí)，正極的電極反應(yīng)式：O2＋4e－＋4H＋===2H2O(√)