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高三化學易錯知識點總結

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勤奮靠的是毅力,是永恒。文學家說,勤奮是打開文學殿堂之門的一把鑰匙;科學家說,勤奮能使人聰明;而政治家說,勤奮是實現(xiàn)理想的基石;而平凡的人則說,勤奮是一種傳統(tǒng)的美德。以下是小編給大家整理的高三化學易錯知識點總結,希望能幫助到你!

高三化學易錯知識點總結1

常見物質(zhì)分離提純的10種方法

1.結晶和重結晶:利用化學試劑、物質(zhì)在溶液中溶解度隨溫度變化較大,如nacl,kno3。

2.蒸餾冷卻法:在沸點上差值大。乙醇中(水):加入新制的cao吸收大部分水再蒸餾。

3.過濾法:溶與不溶。

4.升華法:sio2(i2)。

5.萃取法:如用ccl4來萃取i2水中的i2。高中化學實驗題6.溶解法:fe粉(a1粉):溶解在過量的naoh溶液里過濾分離。

7.增加法:把雜質(zhì)轉化成所需要的物質(zhì):co2(co):通過

熱的cuo;co2(so2):通過nahco3溶液。

8.吸收法:用做除去混合氣體中的氣體雜質(zhì),氣體雜質(zhì)必須被藥品吸收:n2(o2):將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收o2。

9.轉化法:兩種物質(zhì)難以直接分離,加藥品變得容易分離,然后再還原回去:al(oh)3,fe(oh)3:先加naoh溶液把al(oh)3溶解,過濾,除去fe(oh)3,再加酸讓naalo2轉化成a1(oh)3。

10.紙上層析(不作要求)

高三化學易錯知識點總結2

1、守恒規(guī)律

守恒是氧化還原反應最重要的規(guī)律。在氧化還原反應中,元素的化合價有升必有降,電子有得必有失。從整個氧化還原反應看,化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等,失電子總數(shù)與得電子總數(shù)相等。此外,反應前后的原子個數(shù)、物質(zhì)質(zhì)量也都守恒。守恒規(guī)律應用非常廣泛,通常用于氧化還原反應中的計算問題以及方程式的配平問題。

2、價態(tài)規(guī)律

元素處于價,只有氧化性,如濃硫酸中的硫是+6價,只有氧化性,沒有還原性;元素處于,只有還原性,如硫化鈉的硫是-2價,只有還原性,沒有氧化性;元素處于中間價態(tài),既有氧化性又有還原性,但主要呈現(xiàn)一種性質(zhì),如二氧化硫的硫是+4價,介于-2與+6之間,氧化性和還原性同時存在,但還原性占主要地位。物質(zhì)大多含有多種元素,其性質(zhì)體現(xiàn)出各種元素的綜合,如H2S,既有氧化性(由+1價氫元素表現(xiàn)出的性質(zhì)),又有還原性(由-2價硫元素表現(xiàn)出的性質(zhì))。

3、難易規(guī)律

還原性強的物質(zhì)越易失去電子,但失去電子后就越難得到電子;氧化性強的物質(zhì)越易得到電子,但得到電子后就越難失去電子。這一規(guī)律可以判斷離子的氧化性與還原性。例如Na還原性很強,容易失去電子成為Na+,Na+氧化性則很弱,很難得到電子。

4、強弱規(guī)律

較強氧化性的氧化劑跟較強還原性的還原劑反應,生成弱還原性的還原產(chǎn)物和弱氧化性的氧化產(chǎn)物。用這一性質(zhì)可以判斷物質(zhì)氧化性或還原性的強弱。如2HI+Br2=2HBr+I2,氧化物Br2的氧化性大于氧化產(chǎn)物I2的.氧化性。還原劑HI的還原性大于還原產(chǎn)物HBr的還原性。

5、歧化規(guī)律

同一種物質(zhì)分子內(nèi)同一種元素同一價態(tài)的原子(或離子)發(fā)生電子轉移的氧化還原反應叫歧化反應,歧化反應的特點:某元素的中間價態(tài)在適宜條件下同時向較高和較低的價態(tài)轉化。歧化反應是自身氧化還原反應的一種。如Cl2+H2O=HCl+HClO,氯氣中氯元素化合價為0,歧化為-1價和+1價的氯。

6、歸中規(guī)律

(1)同種元素間不同價態(tài)的氧化還原反應發(fā)生的時候,其產(chǎn)物的價態(tài)既不相互交換,也不交錯。

(2)同種元素相鄰價態(tài)間不發(fā)生氧化還原反應;當存在中間價態(tài)時,同種元素的高價態(tài)物質(zhì)和低價態(tài)物質(zhì)才有可能發(fā)生反應,若無中間價態(tài)則不能反應。如濃硫酸和SO2不能反應。

(3)同種元素的高價態(tài)氧化低價態(tài)的時候,遵循的規(guī)律可簡單概括為:高到高,低到低,可以歸中,不能跨越。

高三化學易錯知識點總結3

1.由于發(fā)生復分解反應,離子不能大量共存。

(1)有氣體產(chǎn)生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。

(2)有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能與SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能與OH-大量共存;Pb2+與Cl-,F(xiàn)e2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。

(3)有弱電解質(zhì)生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-、等與H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能與OH-大量共存;NH4+與OH-不能大量共存。

(4)一些容易發(fā)生水解的離子,在溶液中的存在是有條件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必須在堿性條件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中,即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。

2.由于發(fā)生氧化還原反應,離子不能大量共存。

(1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。

(2)在酸性或堿性的介質(zhì)中由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-與S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在堿性條件下可以共存,但在酸性條件下則由于發(fā)生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反應不能共在。H+與S2O32-不能大量共存。

3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。

例:Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。

4.溶液中能發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存。

如Fe2+、Fe3+與SCN-不能大量共存;Fe3+與不能大量共存。

5、審題時應注意題中給出的附加條件。

①酸性溶液(H+)、堿性溶液(OH-)、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液等。

②有色離子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。

④S2O32-在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應:S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O

⑤注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

6、審題時還應特別注意以下幾點:

(1)注意溶液的酸性對離子間發(fā)生氧化還原反應的影響。如:Fe2+與NO3-能共存,但在強酸性條件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;MnO4-與Cl-在強酸性條件下也不能共存;S2-與SO32-在鈉、鉀鹽時可共存,但在酸性條件下則不能共存。

(2)酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強堿(OH-)、強酸(H+)共存。

如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇堿時進一步電離);HCO3-+H+=CO2↑+H2O


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