易错01：化学反应的能量变化的易错知识点

(1)吸热反应或放热反应的前提必须是化学反应，有能量变化的物理变化不属于放热或吸热反应。

(2)热化学方程式中的ΔH＝－akJ·mol^－1中mol^－1的含义：每摩尔反应，其数值与反应的物质的量成正比。

(3)电子伏特EV为单个某分子完全反应时的热量变化(假设热量变化为(a ev))，其与ΔH的换算关系为：｜ΔH｜＝a N_Aev·mol^－1。

(4)反应的热效应与反应条件无必然关系。

①在高温下才能进行的化学反应不一定是吸热反应

②在常温下进行的化学反应不一定是放热反应

③使用催化剂的反应不一定是吸热反应

(5)反应的热效应与反应是化合还是分解无必然关系

①化合反应不一定是放热反应

②分解反应不一定是吸热反应

(6)表示燃烧热的热化学方程式：可燃物的化学计量数为1

(7)表示中和热的热化学方程式：H₂O的化学计量数为1

(8)燃烧过程中热量大小的比较

①物质在O₂中完全燃烧放出的热量比在空气中的少(光能多)

②物质完全燃烧生成固态产物(能量最低)时放出的热量最多

③气态物质(能量最高)完全燃烧放出的热量最多

(9)各类中和热的比较

①强酸与强碱的中和热的数值等于57.3kJ·mol^－1

②有浓酸或浓碱参加的中和热的数值大于57.3kJ·mol^－1(浓酸或浓碱溶解过程放热)

③有弱酸或弱碱参加的中和热的数值小于57.3kJ·mol^－1(弱酸或弱碱电离过程吸热)

④有沉淀生成的中和热的数值等于57.3kJ·mol^－1(生成沉淀过程为形成离子键的过程，放热)

(10)反应热的计算公式：ΔH＝生成物的能量和－反应物的能量和＝反应物的键能和－生成物的键能和

(11)ΔH、K与书写方式的关系

①正逆反应的ΔH、K的关系：ΔH_正＋ΔH_逆＝0，K_正·K_逆＝1

②化学计量数变成n倍，ΔH变为n倍，K变为n次方倍

③反应③＝反应①＋反应②，则：ΔH₃＝ΔH₁＋ΔH₂，K₃＝K₁·K₂

④反应③＝反应①－反应②，则：ΔH₃＝ΔH₁－ΔH₂，K₃＝

⑤反应③＝a×反应①－×反应②，则：ΔH₃＝aΔH₁－ΔH₂，K₃＝

易错02：电化学中的易错知识点

(1)原电池的本质：把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。

(2)原电池反应要求：能发生自发进行放热的氧化还原反应

(3)原电池中的三个方向

①电子方向：从负极流出沿导线流入正极，电子不能经过溶液。

②电流方向：从正极沿导线流向负极，再从负极沿溶液流回正极。

③离子的迁移方向：电解质溶液中，阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移。盐桥溶液中阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移。

(4)特殊情况下的正负极的判断

①强碱性溶液中，Mg－NaOH溶液－Al原电池中，Al是负极

②氧化性溶液中，Cu^－浓硝酸－Fe原电池中，Cu是负极

③铅蓄电池，负极质量增加，正极质量增加

(5)典型电池电极反应的产物

①含碳燃料的氧化产物

②含氮燃料的氧化产物：与环境无关，都是氮气

③氢气的氧化产物

④氧气的还原产物

(6)电解池中的三个“流向”

①电子流向：阳极阴极

②电流流向：阴极阳极阴极

③离子流向：阳离子→阴极；阴离子→阳极

(7)电势高低：正极＞负极；阳极＞阴极

(8)分析电解池时，首先看阳极是否是活性电极，活性电极首先放电，溶液中的阴离子不放电。

(9)碱金属电极：不选择水溶液及醇类，一般选择有机电解质或固体电解质

(10)在“电解水型”中，若电解某物质的饱和溶液，则电解过程中会析出晶体，其浓度和pH均不变。

(11)电解后溶液的复原原则：少什么加什么，少多少加多少。注意过度电解

①NaCl：2NaCl＋2H₂O2NaOH＋Cl₂↑＋H₂↑，2H₂O2H₂↑＋O₂↑，加盐酸恢复原状

②CuSO₄：2CuSO₄＋2H₂O2Cu＋O₂↑＋2H₂SO₄，2H₂O2H₂↑＋O₂↑，加Cu(OH)₂或Cu₂(OH)₂CO₃恢复原状

(12)电解精炼铜：粗铜作阳极；精铜作阴极；硫酸酸化的CuSO₄溶液作电解液

①溶液中的阴离子SO₄^2－浓度不变

②电解过程中原电解质溶液浓度减小

③阳极减重量和阴极增重量的关系不确定

(13)电镀：镀层金属作阳极；被镀物品作阴极；含镀层金属离子溶液作电解液

①阳极减重和阴极增重相等

②电解过程中原电解质溶液浓度不变

(14)铝的冶炼：电解熔融的Al₂O₃

①不用氯化铝的原因：AlCl₃是共价化合物，熔融状态下不导电

②冰晶石的作用：作熔剂，降低氧化铝的熔点，节能

③阳极石墨被氧气腐蚀，需定期更换

(15)氯碱工业中使用阳离子交换膜，其作用是：防止Cl₂和H₂混合而引起爆炸；避免Cl₂与NaOH反应生成NaClO，影响NaOH的产量；避免Cl^－进入阴极区导致制得的NaOH不纯。

(16)金属的化学腐蚀和电化腐蚀的本质区别是能否通过原电池形成的腐蚀。

(17)氢前的活泼金属：在酸性条件下，发生析氢腐蚀，在密闭容器中气体压强增大。在弱酸性或中性甚至碱性条件下，发生吸氧腐蚀，在密闭容器中气体压强减小。

(18)在酸性条件下，氢后的不活泼金属发生吸氧腐蚀

(19)牺牲阳极的阴极保护法，运用原电池原理，将被保护的金属设备上接更活泼的金属。

(20)外加电流的阴极保护法，运用电解池原理，将被保护的金属设备上接电源的负极。

易错03：化学反应速率的易错知识点

(1)化学反应速率计算

①常规公式：V＝＝(不适用于固体和纯液体，用物质的量浓度计算)

②特殊公式：V＝＝＝(适用于任何状态的物质，需根据题目要求确定)

(2)化学反应速率是某一段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。

(3)速率大小比较时易忽视各物质的速率的单位是否一致，单位书写是否正确。

(4)错误地认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率。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。

(5)错误地认为只要增大压强，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，则容器体积增大，反应物的浓度减小，反应速率减小。

(6)不能正确区分外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响趋势。如对ΔH＜0的反应，升高温度，平衡逆向移动，正、逆反应速率都增大，并不是只增大逆反应速率，只是逆反应速率增大的程度大于正反应速率；工业合成氨中，移出部分氨气(平衡右移)，在移出氨气时刻，正反应速率不变，逆反应速率减小。

(7)一般浓度越大，反应速率越快。但若给定速率方程，需结构速率方程分析。如合成氨反应的速率方程为：v＝K•c(N₂)•c^1·5(H₂)•c^－1(NH₃)，增大氨气浓度，反应速率反而降低。

(8)随着反应的进行，反应物的浓度等量逐渐减小，反应速率越来越慢

(9)对于催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢

(10)对于有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢

(11)反应速率常数K与温度、催化剂、固体表面性质有关；而平衡常数K只与温度有关。

易错04：化学平衡标志的易错知识点

(1)化学平衡的速率标志：不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比

(2)化学平衡的宏观标志：某些量开始变化，后来不变。依据公式分析“变量不变”

①混合气体的密度：ρ＝＝

②混合气体的平均摩尔质量：＝＝

③气体状态方程：PV＝nRT

(3)化学平衡的特殊标志

①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态

②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态

(4)量比不变型

①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态

②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态

(5)量相等型

①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态

②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态

③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数

(6)等体反应型：3A(g)2B(g)＋C(g)

①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态

②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态

(7)固液参与型：2A(g)2B(g)＋C(s)

①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态(恒T、V)

②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态

(8)固液分解型：2A(s)2B(g)＋C(g)

①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态(恒T、V)

②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态

③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态

(9)注意平衡标志和平衡特征的区别

①平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实

②平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡

易错05：化学平衡移动的易错知识点

(1)增大反应物浓度，平衡正向移动，反应物的转化率不一定增大，生成物的百分含量不一定增大。

(2)催化剂不能使平衡移动，不能改变平衡转化率。但是若反应未达到平衡，加入催化剂，可以加快反应速率，增大反应物的转化率。

(3)体积变化对平衡移动的影响：视体积变化为压强变化，比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向

(4)“单一气体型”反应：A(s)xB(s)＋yC(g)，改变压强、浓度，平衡移动，由于K＝c^y(C)，所以新平衡时P、c不变。

(5)不能用勒夏特列原理解释的两种情况

①若外界条件改变后，必须有平衡移动。如对于H₂(g)＋Br₂(g)2HBr(g)，由于反应前后气体的分子总数不变，外界压强增大或减小时，平衡不发生移动，不能用勒夏特列原理解释。

②必须有正常的平衡移动。如N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g)ΔH＜0，采用450℃主要是考虑催化剂的活性，从平衡移动角度，应该选择低温。不能用勒夏特列原理解释。

(6)计算平衡常数注意问题

①注意浓度平衡常数中的数据为平衡时的浓度

②恒温恒压条件下，注意容器的体积会发生变化，先计算容器的体积，再计算浓度，最后计算浓度平衡常数

③恒温恒容条件下，注意容器内压强会发生变化，计算平衡时的压强，再计算分压度，最后计算压强平衡常数

④恒温恒容条件下，可以根据物质的量之比等于压强比，直接计算分压

易错06：电解质溶液的易错知识点

(1)［Ag(NH₃)₂］OH溶液是一种强碱溶液，在写离子方程式时，要拆成［Ag(NH₃)₂]^＋和OH^－的形式。

(2)甲酸根离子的化学式为HCOO^－，而不是COOH^－。

(3)有水参与的反应不一定是水解反应，还可能是电离反应

①电离平衡：HS^－＋H₂OS^2－＋H₃O^＋

②水解平衡：HS^－＋H₂OH₂S＋OH^－

(4)注意电离方程式和沉淀溶解平衡方程式的区别

①完全电离：AgCl(s)Ag^＋(aq)＋Cl^－(aq)

②沉淀溶解平衡：AgCl(s)Ag^＋(aq)＋Cl^－(aq)

(5)电离型水解和水解型电离

①电离平衡：Al(OH)₃＋H₂O［Al(OH)₄］－＋H^＋

②电离平衡：NH₃＋H₂ONH₄^＋＋OH^－

③水解平衡：[Al(OH)₄]^－Al(OH)₃＋OH^－

(6)酸、碱抑制水的电离，但是能够和水形成配位键的酸或碱，则能够促进水的电离。

①B(OH)₃＋H₂O［B(OH)₄］－＋H^＋

②NH₃＋H₂ONH₄^＋＋OH^－

(7)分步电离常数和一步电离常数的关系

①一级电离：H₂AH^＋＋HA^－，K_a1＝

②二级电离：HA^－H^＋＋A^2－，K_a2＝

③一步电离：H₂A2H^＋＋A^2－，K_a＝＝K_a1×K_a2

(8)分步水解常数和一步水解常数的关系

①一级水解：A^2－＋H₂OHA^－＋OH^－：K_h1＝

②二级水解：HA^－＋H₂OH₂A＋OH^－：K_h2＝

③一步水解：A^2－＋2H₂OH₂A＋2OH^－，K_h＝＝K_h1×K_h2

(9)A_mB_n(s)的溶度积常数和溶解度的关系X＝mol/L

①阴阳离子个数比相同：K_sp小，溶解度小

②阴阳离子个数比不同：K_sp小，溶解度不一定小

③大小比较：将K_sp开离子个数次方，比较数量级即可

(10)沉淀转化的平衡常数

①方程式：MX(s)＋Y^－(aq)MY(s)＋X^－(aq)

②表达式：K＝＝

(11)电离常数K电离和水解常数K水解的关系

①二元弱酸(碱)：K_a1·K_h2＝K_w，K_a2·K_h1＝K_w；K_b1·K_h2＝K_w，K_b2·K_h1＝K_w

②三元弱酸(碱)：K_a1·K_h3＝K_w，K_a2·K_h2＝K_w，K_a3·K_h1＝K_w；K_b1·K_h3＝K_w，K_b2·K_h2＝K_w，K_b3·K_h1＝K_w

(12)分步沉淀原理

①实验前提：被沉淀的离子浓度必须相同

②反应规律：混合液中滴加沉淀剂，优先生成溶解度小的沉淀；

(13)沉淀的转化：一般来说，溶解度大→溶解度小；特殊情况下，溶解度小的也可能转化为溶解度大的沉淀

①内在条件：K_sp相差不大，一般相差1~2个数量级

②外在条件：控制离子浓度(加浓溶液、可溶性固体)，使Q＞Ksp