专题04 考试易错清单（期中复习清单）高二化学上学期人教版

专题04 考试易错清单 第一章 化学反应的热效应易错清单汇总 01 化学反应的热效应的易错点 1.规避两个易失分点 （1）旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。 （2）常见物质中的化学键数目 物质 CO2 (C===O) CH4 (C—H) P4 (P—P) SiO2 (Si—O) 石墨 金刚石 S8 (S—S) Si 键数 2 4 6 4 1.5 2 8 2 （3）根据化学键断裂和形成过程中的能量变化计算反应热时，需注意断键和成键的总数，必须是断键时吸收的总能量和成键时放出的总能量。 2.ΔH与反应的“可逆性” 可逆反应的ΔH表示反应完全时的热量变化，与反应是否可逆无关，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，表示在298 K时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ的热量。但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量小于92.4 kJ。 3.中和热测定注意事项 （1）碎泡沫塑料(或纸条)及硬纸板(或泡沫塑料板)的作用是保温、隔热，减少实验过程中热量的损失。 （2）为保证酸、碱完全中和，常采用碱稍稍过量。 （3）实验时用环形玻璃搅拌棒搅拌溶液的方法是上下搅动，不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是铜传热快，热量损失大。 （4）中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 （5）取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一。 4.中和热、燃烧热的注意点 （1）中和热、燃烧热的焓变均为负值。 （2）当用热化学方程式表示中和热时，生成H2O的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 5.化学反应的热效应的易混易错点 （1）化学反应的本质是旧化学键断裂和新化学键形成，任何化学反应都具有热效应。 （2）不能根据反应条件判断反应是放热还是吸热，需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应，不需要加热就能进行的反应也不一定是放热反应。 （3）有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反应，如水结成冰放热但不属于放热反应。浓H2SO4、NaOH固体溶于水放热、NH4NO3溶于水吸热，因为不是化学反应，其放出或吸收的热量不是反应热。 （4）物质三态变化时，能量的变化形式为固态液态气态。 02 反应热、焓变概念易错 1. 误区：有能量变化一定是化学反应——正解：化学反应一定伴随能量变化；但有能量变化不一定是化学变化（如水蒸气液化放热，属于物理变化）。 2. 误区：加热的反应就是吸热反应，常温自发就是放热反应——正解：反应吸放热与反应条件无必然关系。燃烧需要点燃（放热）；Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl常温进行（吸热）。吸放热看反应物、生成物总能量差。 3. 误区：ΔH单位kJ·mol-1，指每mol物质放出/吸收热量——正解：mol-1指每摩尔反应，不是1mol反应物。计量数加倍，ΔH同步加倍。 4. 误区：放热越多，ΔH越大——正解：ΔH带正负号比较。放热ΔH<0，放热越多，ΔH越小；吸热ΔH>0，吸热越多ΔH越大。例：-200kJ·mol-1< -100kJ·mol-1。 5. 误区：可逆反应的ΔH是反应进行到平衡时的热量变化——正解：可逆反应ΔH是完全进行到底的焓变；实际反应不能完全转化，实际吸放热小于理论值。 03 热化学方程式书写注意事项 1.注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。 2.注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。 3.注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。 4.注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应) 5.区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。 6.注意热化学方程式的化学计量数：热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。 7.同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称。 04 中和热测定实验易错 1.用铁丝搅拌器代替玻璃搅拌器：铁丝导热，热量散失，误差大。 2.大小烧杯杯口不平齐、缺少泡沫塑料：热量损失，测得温度差偏小，|△H|偏小。 3.酸碱混合后立刻读数，或读取最高温度之后很久再记录测初始温度：酸、碱分别测温取平均值；混合后观察到最高温度为终止温度。 4.酸碱按等物质的量加入；碱稍过量，保证酸完全反应。 5.误差结论记反：保温差→△t偏小→计算放出热量偏小，|△H|偏小。 05 盖斯定律计算(大题核心易错) 1.方程式乘系数，△H忘记同步乘；方程式颠倒，△H符号不改。口诀：方程式变形，焓变跟着变；反转反应，正负翻转；同乘倍数，焓变同倍； 2.加减方程式时忽略物质状态，把g和1当成同种物质抵消； 3.计算代数运算符号出错，最后△H忘记写正负、单位kJ·mol-1； 4.解题步骤：定目标方程式→调整已知方程式(移项、缩放)→叠加方程式，同步叠加△H。 05 能量图像题易错 1.误区：认为反应物能量高于生成物，就是吸热反应——正解：反应物总能量>生成物总能量：放热，△H<0；反之吸热。 2.误区：活化能=焓变；催化剂改变△H——正解：催化剂只降低正、逆反应活化能，不改变反应物生成物总能量，焓变不变。 3.误区：认为活化能越大，反应焓变越大——正解：活化能是反应的能垒，和焓变没有必然大小关系。 第二章 化学反应速率与化学平衡易错清单汇总 01 化学反应速率易错点 1.误区：化学反应速率是某时刻瞬时速率——正解：化学反应速率是一段时间内的平均速率，不是瞬时速率。 2.误区：可用固体、纯液体表示反应速率——正解：固体、纯液体浓度视为常数，不用来表示化学反应速率；只有气体、溶液中溶质可以。 3.误区：速率之比 = 物质的量变化之比，一定等于化学计量数之比——正解：同一反应，同一时间段，速率之比=Δc之比=Δn之比=化学计量数之比；前提：体积不变。 4.误区：速率数值大，反应就一定快——正解：比较速率必须统一物质、统一单位再对比；不同物质速率数值不能直接比较快慢。 5.误区：反应速率随反应进行一直不变——正解：大多数反应，反应物浓度下降，速率逐渐减小（放热反应可能前期温度主导速率先升后降）。 02 外界因素对化学反应速率影响的误区分析 1.误认为随着化学反应的进行，化学反应速率一定逐渐减小。其实不一定，因为反应速率不仅受浓度影响，而且受温度影响，一般会先增大后减小。 2.误用某物质的物质的量代替物质的量浓度计算化学反应速率。速率大小比较时易忽视各物质的反应速率的单位是否一致，单位书写是否正确。 3.误认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率。实际上不能用纯固体和纯液体物质的变化表示化学反应速率，但若将固体的颗粒变小(增大固体的接触面积)则化学反应速率会加快。 4.误认为只要增大压强，化学反应速率一定增大。实际上反应在密闭固定容积的容器中进行，若充入氦气(或不参与反应的气体)，压强增大，但参与反应的各物质的浓度不变，反应速率不变；若反应在密闭容积可变的容器中进行，充入氦气(或不参与反应的气体)而保持压强不变，容器体积增大，各组分浓度减小，反应速率减小。 5.误认为温度、压强等条件的改变对正、逆反应速率影响不一致。如认为升温既然使化学平衡向吸热方向移动，则对于放热反应，升温时，逆反应速率增大，而正反应速率减小。其实不然，温度升高，正、逆反应速率都增大，只是吸热反应方向速率增大程度大；同理，降温会使吸热反应方向速率减小程度大，而导致化学平衡向放热方向移动。 03 化学平衡状态的易错点 1.误区：各物质浓度相等时达到平衡——正解：平衡是浓度保持不变，不是浓度相等；浓度比值等于计量数之比也不一定平衡。 2.误区：v正=v逆，只要速率数值相等即可——正解：速率之比要符合计量数之比，且一正一逆。 例：N2+3H22NH3；v正(N2)=v逆(N2)——正确；3v正(N2)==v逆(H2)——错误（同向）。 3.误区：压强不变，一定达到化学平衡——正解：反应前后气体分子数相等的可逆反应，全程压强不变，压强不变不能作为平衡标志；只有Δn (g)≠0 的反应，压强恒定才是平衡标志。 4.误区：平均摩尔质量不变一定平衡——正解：M=m总/n总 ①全气体、Δn(g)=0：m总、n总都不变，M始终不变，不能判平衡。 ②有固体参与反应：m总变化，M不变可以判断平衡。 5.误区：密度不变一定平衡——正解：ρ=m总/V ①恒容体系，全气体反应：m、V 都不变，密度始终不变，不能判平衡； ②有固体 / 液体，m 变化，密度不变可判平衡。 6.误区：有色体系颜色不变，不一定平衡——正解：颜色由有色气体浓度决定，颜色不变→有色物质浓度不变，一定达到平衡。 04 化学平衡移动的易错点 1. 误区：平衡正向移动，反应物转化率一定增大——正解：增加一种反应物浓度，平衡正向移动，自身转化率下降，另一反应物转化率升高。例：N2+3H22NH3，充入N2，N2转化率降低，H2转化率升高。 2. 误区：平衡正向移动，生成物浓度一定变大——正解：恒压扩大体积，平衡虽然正向移动，但所有气体浓度均减小。 3. 误区：加压平衡一定向气体分子数减小方向移动——正解：恒容充惰性气体，总压增大，浓度不变，平衡不移动；只有改变体积引起的压强变化，才会移动。 4. 误区：勒夏特列原理适用于所有变化——正解：勒夏特列只适用于已经达到平衡的可逆体系，不适用于未平衡的体系。 5. 误区：温度改变，平衡常数K不变——正解：K只与温度有关：升温，吸热方向K增大，放热方向K减小；温度不变，K一定不变。 05 平衡常数 K、转化率计算易错点 1.误区：K越大，反应速率越快——正解：K只代表反应进行的限度；K大，说明转化程度大，和反应速率快慢无关。 2.误区：写K表达式，固体、纯液体也要写入——正解：K表达式不写固体、纯液体；只写气体、溶液溶质浓度。必须是各物质的平衡浓度。 3.误区：方程式系数加倍，K加倍；方程式颠倒，K变相反数——正解：方程式系数×n→K取n次方；方程式颠倒→K变成倒数；方程式相减→K相除。例：反应①K1；反应②=2×①，则K2=K12。 4.误区：转化率α=平衡浓度/起始浓度——正解：α=(转化浓度/起始浓度)×100%。 5.误区：同一反应，K与反应方向无关——正解：正逆反应K互为倒数。 6.误区：平衡常数受温度、浓度影响——正解：平衡常数只受温度影响，平衡移动K值不一定改变；平衡常数改变，温度一定变化，平衡一定移动。 7.误区：对于一个放热的可逆反应，温度升高,转化率下降——正解：对于一个放热的可逆反应，在未达到平衡之前，一般转化率随着温度的升高而升高；达到平衡以后，平衡转化率随着温度的升高而下降。 8.误区：使用催化剂提高平衡转化率——正解：催化剂不能提高平衡转化率。 06 化学反应的方向易错点 1.误区：ΔH<0 的反应一定自发——正解：自发性由焓变、熵变、温度共同决定。放热不一定自发。 2.误区：自发反应反应速率一定很快——正解：自发性只判断反应能不能发生，不判断快慢。如铁生锈自发，但速率很慢。 3.误区：ΔS>0 就是分子数目增多——正解：熵代表混乱度：固体→液体→气体，熵增大；气体分子数增多，熵增大。 07 等效平衡易错点 1. 误区：只要投料成比例，就是等效平衡——正解： ①恒温恒容，Δn (g)≠0：投料完全相同才等效（一边倒后物质的量一模一样）； ②恒温恒容，Δn (g)=0：投料比例相等等效； ③恒温恒压：不管Δn (g) 是否为0，投料比例相等就等效。 2. 误区：等效平衡，各物质物质的量一定相等——正解：恒温恒压等效平衡，浓度、转化率相同；物质的量不一定相等，成比例。 08 速率-平衡图像题（v-t图、转化率-温度/压强图）易错点 1.误区：v-t 图像，速率突变一定是温度/压强改变；渐变是浓度改变——正解：规律： ①速率同时突变：温度、压强、催化剂 ②速率一个突变、一个渐变：单一物质浓度改变 ③催化剂：v正、v逆同等幅度上跳，平衡不移动。 2.误区：先拐先平，数值大，只适用于温度图——正解：“先拐先平，数值大”：T、P 图像通用。拐点越早，温度越高/压强越大。 3.误区：升温，平衡逆向移动，则正反应吸热——正解：升温平衡向吸热方向移动；逆向移动，逆反应吸热，正反应放热。 4.误区：图像中最高点就是平衡点——正解：很多图像最高点是反应速率最快点，不一定是平衡点（如合成氨温度选择兼顾速率与平衡）。 第三章 水溶液中离子反应与平衡易错清单汇总 01 电离平衡中的易错点 1.误区：导电能力弱的物质一定是弱电解质——正解：导电性取决于溶液中离子浓度和离子所带电荷，和电解质强弱无直接关系。难溶强电解质（如BaSO4）溶液离子浓度极低，导电差，但属于强电解质。 2.误区：强电解质完全电离，不存在电离平衡；强电解质溶液中只有离子，没有分子——正解：强电解质：水溶液中完全电离，无电离平衡；但有水分子。弱电解质部分电离，既有离子又有弱电解质分子。 3.误区：弱电解质电离方程式写等号；多元弱酸一步完全电离——正解：弱电解质电离用可逆号；多元弱酸分步电离，以第一步为主（如H2CO3不能一步写成H2CO32H++CO32-）；多元弱碱可一步写。 4.误区：加水稀释，弱电解质电离平衡逆向移动——正解：稀释定律：越稀越电离。加水稀释，平衡正向移动，弱电解质电离程度增大；但离子浓度不一定增大（一般减小）。 5.误区：升高温度，弱电解质电离程度减小——正解：电离过程吸热，升温，电离平衡正向移动，电离程度增大。 6.误区：冰醋酸加水，H+浓度持续减小——正解：冰醋酸（纯CH3COOH）：初始无离子；少量加水，电离为主，H+上升；继续大量加水，稀释效应占优，H+下降。图像先升后降。 02 外界条件对电离平衡影响的不一定 1.加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀酸加水稀释时，溶液中的c(H＋)减小，因为温度不变，Kw＝c(H＋)·c(OH－)是定值，故c(OH－)增大。 2.电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH3COOHCH3COO－＋H＋，平衡后，加入冰酸，c(CH3COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH3COOH)比原平衡时大。 3.电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH3COOH溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH3COOH)、c(H＋)都比原平衡时要小。 4.电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。 03 水的电离和溶液的pH的易错点 1.误区：pH=7溶液一定呈中性——正解：中性本质：c(H+)=c(OH-)。只有25℃时中性溶液pH=7；温度高于 25℃，中性pH<7。 2.误区：酸溶液中没有OH-，碱溶液中没有H+——正解：水溶液中水一定同时电离出H+和OH-；酸抑制水的电离，OH-来自水；碱抑制水的电离，H+来自水。 3.误区：Kw随酸、碱浓度改变——正解：Kw=c(H+)·c(OH-)，只与温度有关。升温，Kw增大；加酸加碱，Kw不变。 4.误区：pH扩大n倍，c(H+)扩大n倍——正解：pH=-lg c(H+)，对数关系。pH相差1，氢离子浓度相差10倍。 5.误区：强酸等体积混合，pH直接取平均值——正解：强酸混合：先算总n(H+)，求c(H+)，再算pH；强碱混合：先算总(n(OH-)，求c(OH-)，借助Kw求c(H+)，再算pH。不能直接pH平均。 6.误区：pH=3 的盐酸和醋酸，中和碱能力相同——正解：pH相同 →c(H+)相同；醋酸是弱酸，醋酸浓度远大于盐酸，等体积时醋酸中和碱更多。 7.误区：稀释10倍，弱酸pH增大1——正解：强酸稀释10倍，pH+1；弱酸越稀越电离，稀释10倍，pH变化小于1。强碱稀释10倍 pH-1；弱碱稀释10倍pH变化小于1。 04 pH试纸的规范使用与酸、碱稀释时的误区 1．pH试纸的规范使用 （1）pH试纸不能伸入试液中。 （2）pH试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。 （3）广泛pH试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。 （4）pH试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。 2．酸、碱稀释时的两个误区 （1）不能正确理解酸、碱的无限稀释规律 常温下任何酸或碱溶液无限稀释时，溶液的pH都不可能大于7或小于7，只能接近7。 （2）不能正确理解弱酸、弱碱的稀释规律 溶液 稀释前 溶液pH 加水稀释到体积为原来的10n倍 稀释后 溶液pH 酸 强酸 pH＝a pH＝a＋n 弱酸 a＜pH＜a＋n 碱 强碱 pH＝b pH＝b－n 弱碱 b－n＜pH＜b 注：表中a＋n＜7，b－n＞7。 05 酸碱中和滴定易错提醒 1.误区：滴定终点=恰好中和点——正解：恰好中和：反应物完全反应；滴定终点：指示剂变色点，二者不一定重合，只能尽量接近。 2.误区：指示剂可以任意选；石蕊适合做滴定指示剂——正解：石蕊变色范围宽、颜色变化不明显，不用于中和滴定。强酸强碱：酚酞/甲基橙；强酸滴定弱碱选甲基橙；强碱滴定弱酸选酚酞。 3.误区：滴定管读数从上往下读；仰视俯视误差统一记——正解：滴定管 0 刻度在上；标准液滴定待测液：仰视读数→读取标准液体积偏大，待测浓度偏高；俯视偏低。 4.误区：锥形瓶用待测液润洗——正解：锥形瓶不能待测液润洗（增加溶质，结果偏高）；锥形瓶残留蒸馏水无影响。滴定管必须用待装液润洗。 5.误区：滴定管尖嘴有气泡，滴定后气泡消失，无影响——正解：气泡占据体积，读出来消耗标准液体积偏大，待测液浓度偏高。 06 盐类水解的误区 1.误区：盐溶液一定呈中性；酸性盐就是酸式盐——正解：谁强显谁性，同强显中性。Na2CO3强碱弱酸盐显碱性；NH4Cl强酸弱碱盐显酸性。NaHSO4是酸式盐，完全电离出H+，不是水解显酸性。 2.误区：水解程度很大，写方程式用等号、标↑↓——正解：盐类水解程度微弱，可逆号，一般不标沉淀气体符号。只有彻底双水解才写等号、沉淀气体（如Al3+与HCO3-）。 3.误区：升温，水解平衡逆向移动——正解：水解吸热；升温，水解程度增大。 4.误区：加水稀释，盐的水解程度减小——正解：越稀越水解；加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大；但水解产生离子浓度一般降低。 5.误区：酸式盐溶液一定显酸性——正解：NaHSO3、NaH2PO4：电离>水解，溶液酸性；NaHCO3、NaHS：水解>电离，溶液碱性。 6.误区：FeCl3溶液蒸干得到无水FeCl3固体——正解：FeCl3水解生成HCl，加热HCl挥发，促进水解，蒸干得到Fe(OH)3，灼烧得到Fe2O3。要得到无水氯化铁，需在HCl气流中加热蒸干。 7.误区：双水解就一定完全进行——正解：普通双水解只是相互促进，仍可逆；只有离子水解产物能脱离体系（沉淀/气体）才是彻底双水解。例：NH4+与CH3COO-双水解，但仍然共存。 07 沉淀溶解平衡易错点 1.误区：Ksp越小，物质溶解度一定越小——正解：只有相同类型沉淀（同是AB型，如AgCl、AgBr），Ksp越小溶解度越小；AB型和AB2型不能直接用Ksp比较溶解度。 2.误区：沉淀溶解平衡中，固体溶解，固体浓度写入Ksp表达式——正解：Ksp不写固体；只写溶解电离出的离子浓度幂之积。 3.误区：只要离子积Qc>Ksp，一定立刻析出沉淀——正解：Qc>Ksp，有生成沉淀趋势；部分情况会形成过饱和溶液，暂时不析出。 4.误区：沉淀转化，只能由Ksp大转化为Ksp小——正解：一般是溶度积大沉淀转化为更小；离子浓度足够大时，小Ksp也可以转化为较大Ksp（如饱和碳酸钠可以把BaSO4转为BaCO3）。 5.误区：洗涤沉淀，洗涤液越多越好——正解：洗涤目的除去表面可溶性杂质；洗涤次数过多，会造成沉淀少量溶解损失。 6.误区：除去溶液杂质离子，要把被除离子浓度降到0——正解：沉淀法除杂：离子浓度<10-5mo·L-1，视为沉淀完全，不可能降到0。 08 溶液中粒子浓度大小比较易错点 1.三大守恒（最容易写错） （1）电荷守恒表达式中易漏写离子；浓度前面系数写错（离子带几个电荷，系数就是几）——正解：溶液阳离子总正电荷=阴离子总负电荷。例：Na2CO3溶液：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)，CO32-前面系数是 2！ （2）物料守恒表达式中易配比错误——正解：某元素起始总量不变。例：Na2CO3中Na是C的2倍：c(Na+)=2[c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)] （3）质子守恒表达式直接书写容易出错——正解：水电离c(H+)水=c(OH-)水。推荐：电荷守恒−物料守恒=质子守恒。 2.浓度比较常见误区 （1）误区：CH3COOH和CH3COONa等浓度混合，一定c(CH3COO-)>c(Na+)——正解：要看电离、水解相对强弱：等浓度醋酸+醋酸钠，醋酸电离>醋酸根水解，显酸性；但如果条件改变不一定。 2.误区：恰好中和=溶液呈中性——正解：恰好中和：酸碱恰好完全反应生成盐；中性：c(H+)=c(OH-)。如醋酸与NaOH 恰好中和，生成CH3COONa，溶液显碱性。 3.误区：pH=7的溶液，c(CH3COO-)=c(Na+)，其余离子浓度为0——正解：pH=7只是氢离子、氢氧根浓度相等，溶液仍存在其他离子，浓度不为0。 公5 / 5 学科网（北京）股份有限公司 $