高考化学选择题知识点归纳.docx

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高考化学选择题必备学问点归纳
在化学高考试题中，选择题是格外重要的，做好选择题其实也不难，但是要很细心。复熟。下面是店铺为大家整理的高考化学重点学问点，期望对大家有用! 高考化学选择题学问
1、把握一图(原子构造示意图)、五式(分子式、构造式、构造简式、电子式、最简式)、六方程(化学方程式、电离方程式、水解方程式、离 子方程式、电极方程式、热化学方程式)的正确书写。
2、最简式一样的有机物：①CH：C2H2 和 C6H6②CH2：烯烃和环烷烃③CH2O：甲醛、乙酸、甲酸甲酯④CnH2nO：饱和一元醛 (或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯 ;举一例：乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)
3、一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子(1H)中无中子。
4、元素周期表中的每个周期不肯定从金属元素开头，如第一周期是从氢元素开头。
5、ⅢB 所含的元素种类最多。碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA 族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。
6、质量数一样的原子，不肯定属于同种元素的原子，如 18O 与
18F、40K 与 40Ca
7、ⅣA~ⅦA 族中只有ⅦA 族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。
8、活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但 AlCl3 却是共价化合物(熔沸点很低，易升华，为双聚分子，全部原子都到达了最外层为 8 个电子的稳定构造)。
9、一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N 和P 相反， 由于 N2 形成叁键。
10 、 非金属元素之间一般形成共价化合物， 但 NH4Cl 、NH4NO3 等铵盐却是离子化合物。
11、离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。如 NaCl。
12、含有非极性键的化合物不肯定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2 等是离子化合物。
13、单质分子不肯定是非极性分子，如 O3 是极性分子。
14、一般氢化物中氢为+1 价，但在金属氢化物中氢为-1 价，如NaH、CaH2 等。
15、非金属单质一般不导电，但石墨可以导电，硅是半导体。
16、非金属氧化物一般为酸性氧化物，但 CO、NO 等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。
17、酸性氧化物不肯定与水反响：如 SiO2。
18、金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物， 如： Mn2O7 、CrO3 等反而属于酸性氧物， 2KOH+Mn2O7==2KMnO4+H2O。
19、非金属元素的最高正价和它的负价确定值之和等于 8，但氟无正价，氧在 OF2 中为+2 价。
20、含有阳离子的晶体不肯定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。
21、离子晶体不肯定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa 等中还含有共价键。
22、稀有气体原子的电子层构造肯定是稳定构造，其余原子的电子层构造肯定不是稳定构造。
23、离子的电子层构造肯定是稳定构造。
阳离子的半径肯定小于对应原子的半径，阴离子的半径肯定大于对应原子的半径。
一种原子形成的高价阳离子的半径肯定小于它的低价阳离子的半径。如 Fe3+
高考化学易错学问点
常错点1 错误地认为酸性氧化物肯定是非金属氧化物，非金属氧化物肯定是酸性氧化物，金属氧化物肯定是碱性氧化物。
辨析 酸性氧化物与非金属氧化物是两种不同的分类方式，酸性 氧化物不肯定是非金属氧化物，如 CrO3、Mn2O7 是酸性氧化物;非金属氧化物不肯定是酸性氧化物，如 CO、NO 和 NO2 等。
碱性氧化物肯定是金属氧化物，而金属氧化物不肯定是碱性氧化物，如 Al2O3 是两性氧化物，CrO3 是酸性氧化物。
常错点 2 错误地认为胶体带有电荷。
辨析 胶体是电中性的，只有胶体粒子即胶粒带有电荷，而且并不是全部胶体粒子都带有电荷。如淀粉胶体粒子不带电荷。
常错点3 错误地认为有化学键被破坏的变化过程就是化学变化。辨析 化学变化的特征是有物质生成，从微观角度看就是有旧
化学键的断裂和化学键的生成。只有化学键断裂或只有化学键生成的过程不是化学变化，如氯化钠固体溶于水时破坏了其中的离子键， 离子晶体和金属晶体的熔化或裂开过程破坏了其中的化学键，从饱和溶液中析出固体的过程形成了化学键，这些均是物理变化。
常错点 4 错误地认为同种元素的单质间的转化是物理变化。
辨析 同种元素的不同单质(如 O2 和 O3、金刚石和石墨)是不同的物质，相互之间的转化过程中有物质生成，是化学变化。
常错点 5 错误地认为气体摩尔体积就是 ·mol-1
辨析 两者是不同的，气体摩尔体积就是 1 mol 气体在肯定条件下占有的体积，在标准状况下为 L，在非标准状况下可能是 L，也可能不是 L
常错点6 在使用气体摩尔体积或阿伏加德罗定律时无视物质的状态或使用条件。
辨析 气体摩尔体积或阿伏加德罗定律只适用于气体体系，既可 以是纯洁气体，也可以是混合气体。对于固体或液体不适用。气体摩 尔体积在应用于气体计算时，要留意在标准状况下才能用 L·mol- 1
常错点 7 在计算物质的量浓度时错误地应用溶剂的体积。
辨析 物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少，因此在计算物质的量浓度时应用溶液的体积而不是溶剂的体积。
常错点8 在进展溶液物质的量浓度和溶质质量分数的换算时，无视溶液体积的单位。
辨析 溶液物质的量浓度和溶质质量分数的换算时，要用到溶液 的密度，通常溶液物质的量浓度的单位是mol·L-1，溶液密度的单位是g·cm-3，在进展换算时，易无视体积单位的不全都。
常错点 9 由于 SO2、CO2、NH3、Cl2 等溶于水时，所得溶液能够导电，因此错误地认为 SO2、CO2、NH3、Cl2 等属于电解质。
辨析 (1)电解质和非电解质争论的范畴是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)电解质必需是化合物本身电离出阴、阳离子，否则不能用其水溶液的导电性作为推断其是否是电解质的依据。如 SO2、CO2、NH3 等溶于水时之所以能够导电，是由于它们与水发生了反响生成了电解 质的原因。
常错点 10 错误地认为其溶液导电力量强的电解质为强电解质。辨析 电解质的强弱与溶液的导电性强弱没有必定的联系，导电
性的强弱与溶液中的离子浓度大小及离子所带的电荷数有关 ;而电解质的强弱与其电离程度的大小有关。
常错点 11 错误地认为氧化剂得到的电子数越多，氧化剂的氧化力量越强;复原剂失去的电子数越多，复原剂的复原力量越强。
辨析 氧化性的强弱是指得电子的难易程度，越简洁得电子即氧化性越强，与得电子的数目无关。同样复原剂的复原性强弱与失电子的难易程度有关，与失电子的数目无关。
常错点 12 错误认为同种元素的相邻价态肯定不发生反响。
辨析 同种元素的相邻价态之间不发生氧化复原反响，但能发生 复分解反响，如 Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O，此反响中 H2SO4 表现强酸性。
常错点 13 错误地认为全部的原子都是由质子、电子和中子构成
的。
辨析 全部的”原子中都含有质子和电子，但是不肯定含有中子， 如 1(1)H 原子中就不含有中子。
常错点 14 错误地认为元素的种类数与原子的种类数相等。
辨析 (1)同一种元素可能由于质量数的不同会有不同的核素 (原子)，因此原子的种类数要大于元素的种类数。
(2)但是也有的元素只有一种核素，如 Na、F 等。
常错点 15 错误地认为最外层电子数少于 2 的原子肯定是金属原子。
辨析 最外层电子数少于 2 的主族元素有H，属于非金属元素。
常错点 16 错误地认为离子键的实质是阴阳离子的静电吸引作用。辨析 离子键的实质是阴阳离子的静电作用，包括静电吸引和静
电排斥两种作用，离子键是这两种作用综合的(平衡)结果。
常错点 17 错误地认为含有共价键的化合物肯定是共价化合物。辨析 (1)只含有共价键的化合物才能称为共价化合物;
(2)离子化合物中也可以含有共价键，如 Na2O2 中含有非极性共价键，NaOH 中含有极性共价键。
高中化学根底学问点
一、酸碱中和滴定 1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能供给的 H+和碱能供给的 OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
(1)①滴定管的刻度，O 刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，由于下端有一局部没有刻度。滴定时，所 用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。
②滴定管可以读到小数点后一位。(2)药品：标准液;待测液;指示剂。(3)预备过程：
预备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。 (洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据 V(始)
(4)试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n 酸c 酸V 酸=n 碱c 碱V 碱进展分析式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数; c——酸或碱的物质的量浓度;
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则： c 碱=
上述公式在求算浓度时很便利，而在分析误差时起主要作用的是 分子上的 V 酸的变化，由于在滴定过程中 c 酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，假设稀释了虽实际值变小，但表达的却是 V 酸的增大， 导致c 酸偏高;
V 碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标 准酸用量的削减，即 V 酸减小，则 c 碱降低了;对于观看中消灭的误差亦同样如此。
综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c 碱的误差与V 酸的变化成正比，即当V 酸的实测值大于理论值时，c 碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。二、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+ 或 OH-结合生成弱电解质的反响。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的 H+ 或 OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解 ;谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度一样时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性
更强。(如:Na2CO3 >NaHCO3) 4、盐类水解的特点：
(1)可逆(与中和反响互逆) (2)程度小
(3)吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大(水解吸热，越热越水解)
②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)
③酸碱：促进或抑制盐的水解 (H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如 HSO4-显酸性
②电离程度>水解程度，显酸性(如: HSO3- 、H2PO4-)
③水解程度>电离程度，显碱性(如：HCO3- 、HS- 、HPO42-) 7、双水解反响：
(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反响。双水解反响相互促进， 水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
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