2022高考化學二輪復習 考前15天回扣六 化學基本理論誤區(qū)突破學案

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1、2022高考化學二輪復習 考前15天回扣六 化學基本理論誤區(qū)突破學案 (一)關于元素周期律(表)的6大誤區(qū) 常見誤區(qū) 出錯原因 誤認為最高正價和最低負價絕對值相等的元素只有第ⅣA族的元素 忽視了第ⅠA族的H的最高正價為＋1，最低負價為－1 誤認為主族元素的最高正價一定等于其族序數(shù) 忽視了氧元素無最高正價，氟元素無正價 誤認為元素的非金屬性越強，其氧化物對應水化物的酸性就越強 忽視了關鍵詞“最高價” 誤認為失電子難的原子得電子的能力一定強 忽視了稀有氣體元素的原子失電子難，得電子也難 誤認為同周期相鄰兩主族元素原子序數(shù)之差都等于1 忽視了長周期也有相差11或25的情況

2、 誤認為得(失)電子數(shù)的數(shù)目越多，元素的非金屬性(金屬性)越強 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、金屬性強弱沒有必然的聯(lián)系 判斷下列說法是否正確(正確的打“√”，錯誤的打“×”) (1)雙原子分子的共價鍵一定是非極性鍵(×) (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電子結構(×) (4)第ⅠA族金屬元素的金屬性一定比同周期的第ⅡA族的強(√) (5)非金屬性強弱順序是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、期非金屬氧化物對應的水化物的酸性從左到右依次增強(×) (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)熱化學中的5個易錯點 致誤原因 特別提醒 忽視反應熱的意義 ΔH表示反應進行到底時的能量變化。對于可逆反應，改變條件、平衡可能發(fā)生移動，但ΔH不變 忽視反應熱和平衡常數(shù)的計算的不同 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算反應熱時公式的不同 ΔH＝反應物總鍵能－生成物總

4、鍵能 ΔH＝生成物總能量－反應物總能量 忽視催化劑對活化能與反應熱的影響不同 催化劑能改變正、逆反應的活化能，但不能改變反應的反應熱 忽視反應熱的符號 比較反應熱的大小時，需帶上正、負號進行比較 判斷下列說法是否正確(正確的打“√”，錯誤的打“×”) (1)已知2C(s)＋2O2(g)===2CO2(g)　ΔH＝a 2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH＝b，則a>b(×) (2)甲烷的標準燃燒熱ΔH＝－890 kJ·mol－1，則甲烷燃燒的熱化學方程式為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2HI(g)===H2(g)＋I2(g)　ΔH＝＋11 kJ·mol－1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化學鍵斷裂時分 別需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，則1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為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與誤區(qū) 致誤原因 應對策略 解釋或舉例 混淆化學反應速率與化學平衡移動的影響因素 不能認為化學平衡向正反應方向移動，則v正一定增大，v逆一定減小 若正反應是吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，v正、v逆都增大 混淆平衡移動與轉化率的關系 不能認為化學平衡向正反應方向移動，則反應物的轉化率一定增大 2HI(g)H2(g)＋I2(g)，反應達到平衡狀態(tài)后再充入一定量的HI(g)，平衡正向移動，但HI(g)的轉化率

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

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

10、3KSCNFe(SCN)3＋3KCl平衡體系中，加入KCl固體，顏色變淺(×) (10)由溫度或壓強改變引起的平衡正向移動，反應物的轉化率一定增大(√) (四)規(guī)避有關“電解質溶液”的失分點 1.弱電解質電離平衡移動的3個易失分點 (1)誤認為電離平衡正向移動，弱電解質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，但CH3COOH的電離程度減小。 (2)誤認為當對酸、堿溶液稀釋時，溶液中所有離子的濃度都減小。如對于電離平衡CH3COOHCH3COO－＋H＋，當加水稀釋時，由于Kw是定值，故c(H＋)減小，c(OH－)增大；當對堿溶液稀釋時，c

11、(OH－)減小，c(H＋)增大。 (3)誤認為電離平衡右移，電離平衡常數(shù)一定增大。對于同一反應，電離平衡常數(shù)只與溫度有關，只有因為溫度升高而導致平衡右移時，電離平衡常數(shù)才會增大。 2.有關溶液酸堿性的4個易失分點 (1)誤認為由水電離出的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)誤認為溶液的酸堿性取決于pH。如pH＝7的溶液在溫度不同時，可能顯酸性也可能顯堿性，還可能顯中性。 (3)誤認為酸堿恰好中和時溶液一定顯中性。如強酸和弱堿恰好中和時溶液顯酸性，強

12、堿和弱酸恰好中和時溶液顯堿性，強酸和強堿恰好中和時溶液才顯中性。 (4)不能正確理解酸、堿的無限稀釋規(guī)律。常溫下任何酸(堿)溶液無限稀釋時，溶液的pH都不可能大于7(小于7)，只能無限接近7。 3.鹽類水解的5個易失分點 (1)誤認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)誤認為能夠發(fā)生水解的鹽溶液一定呈酸性或堿性，但其實是與弱離子的水解程度有關。如CH3COONH4為弱酸弱堿鹽，發(fā)生水解，但溶液呈中性。 (3)誤認為水解平衡正向移動，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，但Fe3＋的水解程度減小。 (4)誤認為弱酸強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)由于加熱可促進鹽類水解，錯誤地認為可水解的鹽溶液在蒸干后都得不到原溶質。對于水解程度不是很大、水解產物不能脫離平衡體系的情況[如Al2(SO4)3、Na2CO3溶液]來說，溶液蒸干仍得原溶質。 4.沉淀溶解平衡的4個易失分點 (1)誤認為沉淀溶解平衡右移，Ksp一定增大。Ksp與其他化學平衡常數(shù)一樣，只與難溶電解質的性質和溫度有關，而與沉淀的量和溶液中離子濃度的變化無關。 (2)誤認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的質量，溶解度受溫度和同離子效應的影響，若是加水使沉淀溶解平衡右移，溶解度不變。 (3)誤認為只要Ksp越大，其溶解度就會越大。Ksp還與難溶電解質類型有關，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)誤認為Ksp小的難溶電解質不能轉化為Ksp大的難溶電解質，只能實現(xiàn)Ksp大的難溶電解質向Ksp小的難溶電解質轉化。實際上當兩種難溶電解質的Ksp相差不是很大時，通過調節(jié)某種離子的濃度，可實現(xiàn)由Ksp小的難溶電解質向Ksp大的難溶電解質轉化。 5.正誤判斷(正確的打“√”，錯誤的打“×”) (1)任何溫度下，溶液中c(H＋)和

15、c(OH－)的相對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的醋酸加水稀釋過程中，所有離子濃度都降低(×) (4)無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)沉淀轉化只能是Ksp大的沉淀轉化為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)用濕潤的pH試紙測得某溶液的pH＝3.4(×) (10)在NaHCO3溶液中

16、加入NaOH，不會影響離子的種類(√) (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)用標準NaOH溶液滴定未知濃度的CH3COOH到終點時，c(Na＋)＝c(CH3COO－)(×) (14)室溫時，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)突破電化學中的易錯點 致誤原因 應對策略 解釋或舉例 混淆電解池和原電池原理 根據(jù)電池反應，充電時為電解池，放電時為原電池；與電源連接的為電解池，提供電流的為原電池 電池的總反應為 Li1－xMnO2＋LixC6LiMnO2＋C6，放電時負極反應式為 LixC6－xe－===C6＋xLi＋，充電時陽極反應式為LiMnO2－xe－===Li1－xMnO2＋xLi＋ 電解時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，非惰性電極與電源正極相連接，發(fā)生氧化反應 不清楚電池正、負極所帶電荷情況，錯誤判斷離子遷移方向 原電池中，負極附近溶液帶正電，陰離子向負極遷移，正極附近溶液帶負電，陽離子向正極遷移；電解池中陰離子向陽極遷移，陽離子向陰極遷移 在Cu、Zn、H2SO4形成的原電池中，SO向Zn(負極)遷移，H＋向Cu(正極)遷移；電解NaCl溶液時，Na＋、H＋向陰極移動，Cl－、OH－向陽極移動 不理解電解反應，錯誤判斷加入復原物質 需根據(jù)電解反應方程式判斷 電解CuSO4溶液，2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑，對于此反應，每生成1 mol O2，析出2 mol Cu，加入2

19、 mol CuO或2 mol CuCO3，溶液可復原，加入2 mol Cu(OH)2則多了2 mol H2O 判斷下列說法是否正確(正確的打“√”，錯誤的打“×”) (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，標志著“－”的電極應與電源的負極相連(√) (3)電解質溶液導電時不可能發(fā)生化學反應(×) (4)在銅鋅原電池(Zn|H2SO4|Cu)中，硫酸根離子向正極移動；在電解(惰性電極)硫酸溶液時，硫酸根離子向陽極移動(×) (5)用惰性電極電解MgCl2溶液時，陰極可能得到固體鎂(×) (6)用惰性電極電解KOH溶液時，陰極的電極反應式：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(×) (7)以Pt電極電解電解質溶液時，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)生電化學腐蝕時，正極的電極反應式：O2＋4e－＋4H＋===2H2O(√)