2019届高考化学二轮复习化学基本理论误区突破学案
展开六、化学基本理论误区突破
(一)关于元素周期律(表)的6大误区
常见误区 | 出错原因 |
误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的元素 | 忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1，最低负价为－1 |
误认为主族元素的最高正价一定等于其族序数 | 忽视了氧元素无最高正价，氟元素无正价 |
误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强 | 忽视了关键词“最高价” |
误认为失电子难的原子得电子的能力一定强 | 忽视了稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难 |
误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差都等于1 | 忽视了长周期也有相差11或25的情况 |
误认为得(失)电子数的数目越多，元素的非金属性(金属性)越强 | 忽视了元素原子得失电子数目的多少与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系 |
判断下列说法是否正确(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)双原子分子的共价键一定是非极性键(×)
(2)非金属元素原子不可能形成离子化合物(×)
(3)三氯化硼分子中，B原子最外层满足了8电子结构(×)
(4)第ⅠA族金属元素的金属性一定比同周期的第ⅡA族的强(√)
(5)非金属性强弱顺序是F>O>N，所以在一定条件下，氟气能置换水中的氧，氧气也能置换出氨中的氮(√)
(6)第三周期元素的离子半径从左至右逐渐减小(×)
(7)同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强(×)
(8)按照元素周期表的排布规律，非金属元素最多有23种(√)
(二)热化学中的5个易错点
致误原因 | 特别提醒 |
忽视反应热的意义 | ΔH表示反应进行到底时的能量变化。对于可逆反应，改变条件、平衡可能发生移动，但ΔH不变 |
忽视反应热和平衡常数的计算的不同 | A(g)＋B(g)C(g) ΔH1，平衡常数为K1； C(g)＋B(g)D(g) ΔH2，平衡常数为K2。 则反应A(g)＋B(g)D(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2，平衡常数K＝K1·K2 |
忽视用键能或用能量计算反应热时公式的不同 | ΔH＝反应物总键能－生成物总键能 ΔH＝生成物总能量－反应物总能量 |
忽视催化剂对活化能与反应热的影响不同 | 催化剂能改变正、逆反应的活化能，但不能改变反应的反应热 |
忽视反应热的符号 | 比较反应热的大小时，需带上正、负号进行比较 |
判断下列说法是否正确(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)已知2C(s)＋2O2(g)===2CO2(g) ΔH＝a
2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝b，则a>b(×)
(2)甲烷的标准燃烧热ΔH＝－890 kJ·mol－1，则甲烷燃烧的热化学方程式为CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890 kJ·mol－1(×)
(3)已知S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－Q1 kJ·mol－1，S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－Q2 kJ·mol－1，则Q1<Q2(√)
(4)500 ℃、30 MPa下，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－38.6 kJ·mol－1；将1.5 mol H2和过量的N2在此条件下充分反应，放出热量19.3 kJ(×)
(5)H2(g)＋F2(g)===2HF(g) ΔH＝－270 kJ·mol－1，则相同条件下，2 mol HF气体的能量小于1 mol氢气和1 mol氟气的能量之和(√)
(6)①2O2(g)＋N2(g)===N2O4(l) 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)已知反应2HI(g)===H2(g)＋I2(g) ΔH＝＋11 kJ·mol－1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化学键断裂时分 别需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，则1 mol HI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为299 kJ(√)
(8)已知NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，则含40.0 g NaOH的稀溶液与稀醋酸完全中和，放出小于57.3 kJ的热量(√)
(三)规避速率平衡的失分点与误区
致误原因 | 应对策略 | 解释或举例 |
混淆化学反应速率与化学平衡移动的影响因素 | 不能认为化学平衡向正反应方向移动，则v正一定增大，v逆一定减小 | 若正反应是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，v正、v逆都增大 |
混淆平衡移动与转化率的关系 | 不能认为化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率一定增大 | 2HI(g)H2(g)＋I2(g)，反应达到平衡状态后再充入一定量的HI(g)，平衡正向移动，但HI(g)的转化率不变 |
混淆“减弱”与“消除”的概念 | 不能认为增大反应物浓度时，化学平衡向正反应方向移动，则反应物浓度一定减小。要正确理解化学平衡原理中的“减弱”二字 | 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，达到平衡后增大SO2(g)的浓度，平衡正向移动，再次达到平衡时，SO2(g)的浓度比原平衡时要大 |
混淆化学平衡移动与平衡常数的关系 | 不能认为化学平衡向正反应方向 移动，则平衡常数一定变大 | 平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变 |
判断下列说法是否正确(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)在恒温条件下，增大压强，化学反应速率一定加快(×)
(2)正反应为吸热反应的可逆反应达到平衡时，升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动(×)
(3)加入催化剂加快了反应速率，改变了反应吸收或放出的热量(×)
(4)同一反应，在相同时间间隔内，用不同物质表示的反应速率，其数值和意义都不一定相同(×)
(5)5 mol·L－1·s－1的反应速率一定比 1 mol·L－1·s－1的反应速率大(×)
(6)正反应速率增大，平衡向正反应方向移动(×)
(7)在恒容条件下，有两个平衡体系：A(g)2B(g)、2A(g)B(g)，都增加A的量，A的转化率都变小(×)
(8)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大(×)
(9)在FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl平衡体系中，加入KCl固体，颜色变浅(×)
(10)由温度或压强改变引起的平衡正向移动，反应物的转化率一定增大(√)
(四)规避有关“电解质溶液”的失分点
1.弱电解质电离平衡移动的3个易失分点
(1)误认为电离平衡正向移动，弱电解质的电离程度一定增大。如向CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，平衡向电离方向移动，但CH3COOH的电离程度减小。
(2)误认为当对酸、碱溶液稀释时，溶液中所有离子的浓度都减小。如对于电离平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，当加水稀释时，由于Kw是定值，故c(H＋)减小，c(OH－)增大；当对碱溶液稀释时，c(OH－)减小，c(H＋)增大。
(3)误认为电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。对于同一反应，电离平衡常数只与温度有关，只有因为温度升高而导致平衡右移时，电离平衡常数才会增大。
2.有关溶液酸碱性的4个易失分点
(1)误认为由水电离出的c(H＋)＝10－13 mol·L－1的溶液一定呈碱性。如25 ℃，0.1 mol·L－1的盐酸或氢氧化钠溶液中由水电离出的c(H＋)都为10－13 mol·L－1。
(2)误认为溶液的酸碱性取决于pH。如pH＝7的溶液在温度不同时，可能显酸性也可能显碱性，还可能显中性。
(3)误认为酸碱恰好中和时溶液一定显中性。如强酸和弱碱恰好中和时溶液显酸性，强碱和弱酸恰好中和时溶液显碱性，强酸和强碱恰好中和时溶液才显中性。
(4)不能正确理解酸、碱的无限稀释规律。常温下任何酸(碱)溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7(小于7)，只能无限接近7。
3.盐类水解的5个易失分点
(1)误认为酸式盐一定呈酸性。如NaHSO4、NaHSO3、NaH2PO4溶液均呈酸性，但NaHCO3、NaHS溶液均呈碱性。
(2)误认为能够发生水解的盐溶液一定呈酸性或碱性，但其实是与弱离子的水解程度有关。如CH3COONH4为弱酸弱碱盐，发生水解，但溶液呈中性。
(3)误认为水解平衡正向移动，离子的水解程度一定增大。如向FeCl3溶液中加入少量FeCl3固体，平衡向水解方向移动，但Fe3＋的水解程度减小。
(4)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。但NaHSO3因HSO的电离能力大于其水解能力，所以NaHSO3溶液显酸性。
(5)由于加热可促进盐类水解，错误地认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不是很大、水解产物不能脱离平衡体系的情况[如Al2(SO4)3、Na2CO3溶液]来说，溶液蒸干仍得原溶质。
4.沉淀溶解平衡的4个易失分点
(1)误认为沉淀溶解平衡右移，Ksp一定增大。Ksp与其他化学平衡常数一样，只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子浓度的变化无关。
(2)误认为沉淀溶解平衡右移，溶解度一定变大。溶解度表示的是100 g溶剂中所能溶解溶质的质量，溶解度受温度和同离子效应的影响，若是加水使沉淀溶解平衡右移，溶解度不变。
(3)误认为只要Ksp越大，其溶解度就会越大。Ksp还与难溶电解质类型有关，只有同类型的难溶物的Ksp大小可用于比较其溶解度大小。
(4)误认为Ksp小的难溶电解质不能转化为Ksp大的难溶电解质，只能实现Ksp大的难溶电解质向Ksp小的难溶电解质转化。实际上当两种难溶电解质的Ksp相差不是很大时，通过调节某种离子的浓度，可实现由Ksp小的难溶电解质向Ksp大的难溶电解质转化。
5.正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)任何温度下，溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小都可判断溶液的酸、碱性(√)
(2)某醋酸溶液的pH＝a，将此溶液稀释到原体积的2倍后，溶液的pH＝b，则a>b(×)
(3)pH＝4的醋酸加水稀释过程中，所有离子浓度都降低(×)
(4)无论在酸溶液中还是在碱溶液中，由水电离出的c(H＋)＝c(OH－)(√)
(5)某盐溶液呈酸性，一定是由水解引起的(×)
(6)水解方程式都必须写“”(×)
(7)沉淀转化只能是Ksp大的沉淀转化为Ksp小的沉淀(×)
(8)中和等体积、等pH的盐酸和醋酸消耗的NaOH的量相同(×)
(9)用湿润的pH试纸测得某溶液的pH＝3.4(×)
(10)在NaHCO3溶液中加入NaOH，不会影响离子的种类(√)
(11)在NaHSO4溶液中，c(H＋)＝c(OH－)＋c(SO)(√)
(12)0.1 mol·L－1氨水中加入CH3COONH4固体，比值变大(×)
(13)用标准NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH到终点时，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×)
(14)室温时，向等体积pH＝a的盐酸和pH＝b的CH3COOH中分别加入等量的氢氧化钠后，两溶液均呈中性，则a>b(×)
(15)常温下，等体积的盐酸和CH3COOH的pH相同，由水电离出的c(H＋)相同(√)
(16)溶液均为0.1 mol·L－1的①CH3COOH ②NH4Cl
③H2SO4三种溶液中，由水电离出的c(H＋)：②>①>③(√)
(五)突破电化学中的易错点
致误原因 | 应对策略 | 解释或举例 |
混淆电解池和原电池原理 | 根据电池反应，充电时为电解池，放电时为原电池；与电源连接的为电解池，提供电流的为原电池 | 电池的总反应为 Li1－xMnO2＋LixC6LiMnO2＋C6，放电时负极反应式为 LixC6－xe－===C6＋xLi＋，充电时阳极反应式为LiMnO2－xe－===Li1－xMnO2＋xLi＋ |
电解时忽视惰性电极和非惰性电极的区别 | 惰性电极为石墨、Pt、Au等，Cu、Fe等金属都是非惰性电极 | 惰性电极与电源正极相连接，电极不参与反应，非惰性电极与电源正极相连接，发生氧化反应 |
不清楚电池正、负极所带电荷情况，错误判断离子迁移方向 | 原电池中，负极附近溶液带正电，阴离子向负极迁移，正极附近溶液带负电，阳离子向正极迁移；电解池中阴离子向阳极迁移，阳离子向阴极迁移 | 在Cu、Zn、H2SO4形成的原电池中，SO向Zn(负极)迁移，H＋向Cu(正极)迁移；电解NaCl溶液时，Na＋、H＋向阴极移动，Cl－、OH－向阳极移动 |
不理解电解反应，错误判断加入复原物质 | 需根据电解反应方程式判断 | 电解CuSO4溶液，2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑，对于此反应，每生成1 mol O2，析出2 mol Cu，加入2 mol CuO或2 mol CuCO3，溶液可复原，加入2 mol Cu(OH)2则多了2 mol H2O |
判断下列说法是否正确(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)Cu＋2H＋===Cu2＋＋H2↑既可在原电池中完成，也可在电解池中完成(×)
(2)蓄电池充电时，标志着“－”的电极应与电源的负极相连(√)
(3)电解质溶液导电时不可能发生化学反应(×)
(4)在铜锌原电池(Zn|H2SO4|Cu)中，硫酸根离子向正极移动；在电解(惰性电极)硫酸溶液时，硫酸根离子向阳极移动(×)
(5)用惰性电极电解MgCl2溶液时，阴极可能得到固体镁(×)
(6)用惰性电极电解KOH溶液时，阴极的电极反应式：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(×)
(7)以Pt电极电解电解质溶液时，若两极只有H2和O2析出，则溶液的浓度一定改变(×)
(8)铜与稀硫酸接触发生电化学腐蚀时，正极的电极反应式：O2＋4e－＋4H＋===2H2O(√)
