高一化學上半學期最易錯知識點歸納
高一化學上半學期最易錯知識點歸納
高中化學知識點繁雜、體系龐大，需要學會歸納、總結，在理解的基礎上加深記憶。必修一第一章(化學實驗基本方法、化學計量在實驗中的應用)是高中化學的重點和難點，。來小編為大家整理了高一化學學習的內容，一起來看看吧!
高一化學上半學期最易錯知識點歸納
一、阿伏加德羅定律
1.內容
在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數。即“三同”定“一同”。
2.推論
(1)同溫同壓下，V1/V2=n1/n2
(2)同溫同體積時，p1/p2=n1/n2=N1/N2
(3)同溫同壓等質量時，V1/V2=M2/M1
(4)同溫同壓同體積時，M1/M2=ρ1/ρ2
注意：
①阿伏加德羅定律也適用于不反應的混合氣體。
②使用氣態方程PV=nRT有助于理解上述推論。
3.阿伏加德羅常數這類題的解法
①狀況條件：考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下，1.01×105Pa、25℃時等。
②物質狀態：考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。
③物質結構和晶體結構：考查一定物質的量的物質中含有多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常涉及希有氣體He、Ne等為單原子組成和膠體粒子，Cl2、N2、O2、H2為雙原子分子等。晶體結構：P4、金剛石、石墨、二氧化硅等結構。
二、離子共存
1.由于發生復分解反應，離子不能大量共存。
(1)有氣體產生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易揮發的弱酸的酸根與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-，Fe2+與S2-、Ca2+與PO43-、Ag+與I-不能大量共存。
(3)有弱電解質生成。
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，即離子間能發生“雙水解”反應。如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于發生氧化還原反應，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中由于發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.溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如Fe3+與SCN-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+。
③MnO4-,NO3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④S2O32-在酸性條件下發生氧化還原反應：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
三、離子方程式書寫的基本規律要求
(1)合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。
(2)式正確：化學式與離子符號使用正確合理。
(3)號實際：“=”“ ”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
(4)兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒(氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等)。
(5)明類型：分清類型，注意少量、過量等。
(6)檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。
四、氧化性、還原性強弱的判斷
(1)根據元素的化合價
物質中元素具有最高價，該元素只有氧化性;物質中元素具有最低價，該元素只有還原性;物質中元素具有中間價，該元素既有氧化性又有還原性。對于同一種元素，價態越高，其氧化性就越強;價態越低，其還原性就越強。
(2)根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑>氧化產物
還原性：還原劑>還原產物
氧化劑的氧化性越強，則其對應的還原產物的還原性就越弱;還原劑的還原性越強，則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
(3)根據反應的難易程度
注意：①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關，而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強，其氧化性就越強;失電子能力越強，其還原性就越強。
②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
常見氧化劑：
① 活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2等;
② 元素(如Mn等)處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等;
③ 元素(如S、N等)處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等;
④ 元素(如Mn、Cl、Fe等)處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7;
⑤ 過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
高一化學月考復習重點總結
重點一：混合物分離與提純常用物理方法
(1)化學實驗安全及實驗室常見事故的預防處理
①實驗室安全操作“六防”：防、防暴沸、防失火、防中毒、防倒吸、防污染
②實驗室意外事故：著火、割傷、燙傷、灼傷、腐蝕(濃酸、濃堿等)、中毒等處理方法
(2)物質分離、提純常用的物理方法
①過濾的適用范圍、所用儀器、操作要點(一低、二貼、三靠);
②沉淀的洗滌(為何洗滌?如何洗滌?如何證明沉淀已洗凈?);
③蒸發的適用范圍、所用儀器、操作要點;
④結晶(蒸發結晶、冷卻結晶、重結晶)的方法;
⑤蒸餾的原理、適用范圍、所用儀器、儀器裝置、常見示例(制取蒸餾水，由工業酒精制無水酒精，從碘的CCl4溶液中分離單質碘，分離乙二醇和丙三醇，將石油分離成石油氣、汽油、煤油等);
⑥萃取及分液的含義、要求、所用儀器、常見示例;
⑦粗鹽的提純(粗鹽的簡單提純包括溶解、過濾、蒸發等操作;粗鹽的精制需要注意試劑的加入順序);
(3)幾種常見離子的檢驗
①常見陽離子如H+、NH4+等離子的檢驗;
②常見陰離子如OH-、Cl-、SO42-、CO32-等離子的檢驗。
重點二：以物質的量(n)為核心的計算
(1)核心公式：n=N/NA=m/M=V氣/Vm=c·V液(V氣表示氣體的體積，V液表示溶液的體積)
解題思路：
①“見量化摩”：以n為核心，將已知物理量(N、m、V氣、c)通過定義式轉為n后再轉化為所求的物理量;
②明確物質的組成(分子、原子、質子、中子、離子、電子等)。
如：NH2-中質子數為5.418×1023個，電子的物質的量為1mol。
(2)計算物質的量濃度(c)、質量分數(ω)、溶解度(S)
①cB=nB/V液=mB/(MBV液)(單位是L);
②c濃·V濃=c稀·V稀(溶液稀釋時，溶質的n不變);
③c=1000ρω/M(ω本身有百分號，溶液ρ的單位是g/cm3);
④c=1000ρV/(MV+22.4m)(標況，VL氣體溶于mg水，所得溶液密度為ρg/cm3);
⑤c=(c1V1+c2V2)/(V1+V2)(稀溶液混合時，體積可近似相加);
⑥c=1000ρ混(c1V1+c2V2)/(ρ1V1+ρ2V2)(濃溶液混合時，體積不能相加);
⑦ω=m質/m液=m質/(ρ液V液)=S/(100+S)(飽和溶液時可以用S)
⑧質量分數為ω1和ω2的相同溶質溶液混合
相同溶質的溶液等質量混合時：ω混=(ω1+ω2)/2
ρ>1g/cm3的溶液(如硫酸、硝酸)等體積混合時：ω混>(ω1+ω2)/2
ρ<1g/cm3的溶液(如氨水、酒精)等體積混合時：ω混<(ω1+ω2)/2
(3)阿伏加德羅定律及推論
①由理想氣體狀態方程pV=nRT推導
同T、p、V，n1=n2，N1=N2
同T、p，V1/V2=n1/n2=N1/N2
同n、p，V1/V2=T1/T2
同n、T，p1/p2=V2/V1
②理想氣體狀態方程變形式pM=ρRT推導
同T、p，ρ1/ρ2=M1/M2
③由理想氣體狀態方程變形式pV=mRT/M推導
同T、p、V，m1/m2=M1/M2
同T、p、m，V1/V2=M2/M1
同T、V、m，p1/p2=M2/M1
(4)有關氣體密度、相對密度和平均摩爾質量的計算
①ρ=22.4/M(求標況下氣體密度)
②d=ρ(A)/ρ(B)=M(A)/M(B)
③=m混/n混(m混和n混分別為混合氣體的總質量和總物質的量)
=22.4ρ混(已知標況下混合氣體密度)
=M1·n1%+M2·n2%+…+Mi·ni%=M1·V1%+M2·V2%+…+Mi·Vi%
(已知混合氣體中各成分的物質的量分數或體積分數)
(5)計算中常用的快速解題方法
掌握差量法、十字交叉法等快速解題方法。
重點三：一定物質的量濃度溶液配制的實驗步驟和誤差分析
(1)一定物質的量濃度溶液配制的實驗步驟
①步驟：計算、稱量(或量取)、溶解(或稀釋)、轉移、洗滌、定容、搖勻、裝瓶(并貼標簽);
②注意易錯點歸類：如計算結果保留到小數點后一位;配制480mL溶液應選擇500mL容
量瓶，計算溶質或溶液體積時也按照500mL;量筒屬于“流出量式”量具，內壁殘留
液不需要沖洗等。
(2)配制一定物質的量濃度的溶液的實驗誤差分析
理論依據：cB=nB/V=mB/MV,用mB和V的誤差來判斷。
①c偏大的情況有：砝碼生銹或粘有其他物質;用量筒量取液體溶質，仰視讀數;未冷卻室溫就注入容量瓶定容;定容時，俯視刻度線;用生石膏配制硫酸鈣溶液時，所用生石膏已經部分失水;配制氫氧化鈉溶液時，氫氧化鈉固體中含有氧化鈉雜質等。
②c偏小的情況有：用到游碼時，藥品、砝碼左右位置顛倒;易潮解的物質用濾紙稱量或長時間稱量;調整天平零點時，游碼放在刻度線右側;用量筒量取液體溶質，俯視讀數;攪拌時有部分液體濺出;向容量瓶轉移時有部分液體濺出;移液后未洗滌燒杯和玻璃棒;定容時，水多加了，用滴管吸出;搖勻后，液面下降再加水;定容時，仰視刻度線;用500mL容量瓶配制450mL0.1moL/L的氫氧化鈉溶液，用托盤天平稱取氫氧化鈉固體1.8g等。
③對c無影響的情況有：不用游碼時，藥品、砝碼左右位置顛倒;溶解前燒杯內壁有水;配制前容量瓶中有水滴或未干燥等。