2021高考化学考前必读必记：化学易错点最详细清单
一.有关阿伏加德罗常数易错点
1.要特别注意单位“L”的陷阱。如果见到题中出现单位“L”，一定要细查三个陷阱:“是否标况、是否气体、最后检查数值对否”。而其它单位如“g”，则不必考虑上述问题，常考热点是:在标况时，苯、戊烷、溴、SO3、H2O、CCl4、CHCl3、CH2Cl2、HF、NO2不是气，而HCHO、SO2、C4H10等为气态。
2.要特别注意题目中设置与计算无关的一些干扰条件，题目常常给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生的正确判断。要注意物质的质量、摩尔质量、微粒个数不受“温度、压强”外界条件的影响。
3.要注意溶液的陷阱。如果见到题中考查的对象是溶液，一定要细查三个陷阱:“是否给出溶液体积、是否考虑水的量、都需考虑哪些平衡”。所以判断电解质溶液中粒子数目时注意“三看”：①是否存在弱电解质的电离或盐类水解。②已知浓度，是否指明体积，是否能用公式“n＝cV”计算。③在判断溶液中微粒总数时，是否忽视溶剂水。
4.要注意化学反应过程中的陷阱。如果见到题中考查的对象是化学反应，一定要细查三个陷阱:“是否是可逆反应、是否有条件变化、是谁真正得失电子”。常考热点是:教材中常见的可逆反应、自身氧化还原反应，以及浓HSO4、HCl、HNO3在反应过程中浓度变稀等。电子转移得失数目的问题分析，要做到“三注意”：一要注意是否发生歧化反应，如Cl2与H2O或NaOH发生歧化反应时，消耗1 mol Cl2转移1 mol电子；二要注意变价元素，如1 mol Fe与足量盐酸反应转移2 mol电子，而与足量硝酸反应转移3 mol电子；三要注意氧化还原的竞争及用量问题，如向FeBr2溶液中通入Cl2，Cl2的量不同，转移的电子数不同；四要注意可逆反应，反应物不能完全转化。
5.要注意物质结构中的陷阱。如果遇到题考查的对象是关于物质的微观结构，一定细查三个陷阱:“是求什么粒子、是求什么键、是否最简式相同”。常考热点是:求质子数、中子数、电子数、最外层电子数、离子数比、共价健数等。当两种混合物最简式相同时，可以设定最简式为一种“基团”，然后计算“基团的物质的量，从而简化计算过程和难度。
①要记住特殊物质中所含微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）的数目，如Ne、D2O、18O2、-OH、OH－等，理清整体与部分的关系。
②要记住最简式相同的物质，构建解答混合物的模型，如NO2和N2O4、乙烯（C2H4）和丙烯（C3H6）等。
③要记住摩尔质量相同的物质，如N2、CO、C2H4等。
④要记住物质中所含化学键的数目，如一分子H2O2、CnH2n＋2中化学键的数目分别为3、3n＋1，SiO2中Si—O键的数目为4，苯环中不含双键等。
二.有关化学用语的易错点
1.电子式：离子带电荷，原子团不显电性。如OH－为
，-OH为
。
2.书写化合物的电子式时要切实注意：①明确是离子化合物还是共价化合物；②切勿漏掉未成键电子对；③理清原子的排列顺序，如。④书写电子式不要漏写非成键电子对，如NH3的电子式是
，而不是
。
3.结构简式需保留官能团，如CH2=CH2，不能写成CH2CH2。
4.各“式”切勿张冠李戴：是名称还是化学式，是分子式还是实验式（最简式），是结构式还是结构简式，是原子结构示意图还是离子结构示意图，是化学方程式还是离子方程式等。
5.化学方程式或离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，如果是氧化还原反应的还要遵循电子得失守恒，化学计量数要最简，注明反应条件并注意↑↓⇌ = → 等符号的使用。
6.因混淆电离方程式和水解方程式而导致错误。如HS－＋H2O ⇌ H3O＋＋S2－是HS－的电离方程式，HS－＋H2O ⇌ H2S＋OH－是HS－的水解方程式。
7.注意球棍模型、比例模型原子大小的比较，如甲烷和四氯化碳的球棍模型分别为
，而不能记反了，碳原子、氢原子、氯原子的大小顺序为氢原子<碳原子<氯原子。
8.球棍模型要表示出构型，结构式不用。
三.有关离子反应的易错点
1.写离子方程式关键是“拆”，要“拆”得合理。①熟记可“拆”的强酸、强碱和易溶盐。下面的有关盐的溶解性口诀可帮助你记忆：钾钠铵盐都可溶，硝酸盐遇水无踪影，硫酸盐不溶硫酸钡，氯化物不溶氯化银。②不能拆成离子的物质：难溶的物质，弱酸、弱碱和水(难电离的)、气体、单质、氧化物、多元弱酸的酸式酸根(HSO除外)。③对微溶物，如Ca(OH)2，如果是反应物且为澄清石灰水，应拆成Ca2＋和OH－的形式，如果是生成物或是石灰乳等，则不能拆写成离子，应保留化学式Ca(OH)2。
2.判断离子方程式正误要抓住两易、两等、两查。①两易：易溶、易电离的物质以实际参加反应的离子的符号表示，非电解质、弱电解质、难溶物、气体等物质用化学式表示。②两等：离子方程式两边的同种元素的原子个数、电荷总数均应相等。③两查：检查各项是否有公约数，若有必须约去，检查是否漏写有的反应及必要反应条件。
3.判断离子方程式正误还要注意离子反应应符合客观事实，而命题者往往设置不符合“反应原理”的陷阱，如Fe和非氧化性酸反应应生成Fe2＋，金属和氧化性酸反应不生成H2，忽略隐含反应，不符合配比关系，“=”“⇌”使用是否正确以及反应条件等。
4.在离子方程式正误判断中，做题时往往忽略相对量的影响，命题者往往设置“离子方程式正确，但不符合相对量”的陷阱。突破“陷阱”的方法一是审准“相对量”的多少，二是看离子反应是否符合该量。
四、有关氧化还原反应的易错点
1.在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定是另一种元素被还原，也可能是同一种元素即被氧化又被还原。
2.含有最高价元素的化合物不一定具有最强的氧化性，如氯的含氧酸，价态越高氧化性越弱。
3.某些元素的原子在氧化还原反应中得到或失去电子的数目越多，其氧化性或还原性不一定越强。物质氧化性或还原性得强弱取决于得失电子的难易程度，而不是得失电子数目的多少。
4.在氧化还原反应中一定有氧化剂和还原剂，但氧化剂和还原剂不一定是不同种物质，也可以是同一种物质。
5.有单质参加或生成的反应不一定都是氧化还原反应，如氧气和臭氧之间的转化；有单质参加的化合反应及有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。
6.某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。因为元素处于化合态时其化合价可能为正价也可能为负价。如水的电解，氢元素由正价变为0价，被还原，氧元素由负价变为0价，被氧化。
7.在氧化还原反应中，非金属元素的单质不一定是氧化剂。大部分非金属单质往往既有氧化性又有还原性，只是以氧化性为主。
8.具有氧化性的物质和具有还原性的物质不一定都能发生反应。如SO2具有还原性，浓H2SO4具有氧化性，但二者不发生氧化还原反应。
9.对于氧化剂来说，同主族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同，电子层数越多，原子半径越大，就越不容易得到电子。因此，它们单质的氧化性就越弱。
10.对于还原剂来说，金属单质的还原性强弱一般与金属活动性顺序相一致，即越位于后面的金属，越不容易失去电子，其还原性就越弱。
11.元素处于高化合价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。
12.元素处于低化合价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。
13.稀硫酸与活泼金属单质反应时是氧化剂，起氧化作用的是正一价H，反应后生成H2。浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是正六价S，反应后一般生成SO2。
14.无论是稀硝酸还是浓硝酸都是强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属
15.具有多种可变化合价的金属元素，一般是处于最高化合价时的氧化性较强，随着化合价的降低，其氧化性减弱，还原性增强。
16.单质的还原性弱，则其阳离子的氧化性不一定强，比如Cu的还原性弱于铁的，而Cu2＋的氧化性同样弱于Fe3＋。
四.离子共存的常见陷阱
1.警惕“颜色陷阱”：①若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、CrO、MnO等有色离子不能大量存在。②“透明溶液”并不代表无色，也可以有色。
2.警惕溶液的酸碱性陷阱：(1)常见表示呈酸性的溶液①常温下，pH＜7的溶液；②使pH试纸变红的溶液；③使甲基橙呈红色的溶液；④与镁粉反应放出氢气的溶液；⑤常温下，c(OH－)＜1×10－7 mol·L－1的溶液。
(2)常见表示呈碱性的溶液①常温下，pH＞7的溶液；②使pH试纸变蓝的溶液；③使酚酞溶液变红的溶液；④常温下，c(H＋)＜1×10－7 mol·L－1的溶液。
(3)常见表示可能呈酸性也可能呈碱性的溶液①与铝粉反应放出氢气的溶液；②常温下水电离出的c(OH－)＝1×10－12 mol·L－1的溶液；③与NH4HCO3反应能产生气体的溶液。
3.警惕特定情况下的隐含因素陷阱：充分考虑指定微粒或物质对溶液酸碱性、氧化性和还原性的影响，如：①含有大量Fe3＋的溶液，隐含溶液呈酸性，并具有较强氧化性。②含有大量NO的酸性溶液，隐含溶液具有强氧化性。③含有大量S2－、SO、AlO的溶液，隐含溶液呈碱性。
4.警惕关键词“一定”还是“可能”陷阱：①抓住关键词语：解答离子共存类试题要审清题目要求的关键词语，如“一定大量共存”“可能大量共存”或“不能大量共存”等。②理解两大条件：若溶液可能呈强酸性也可能呈强碱性时，“可能大量共存”的含义是在两种条件下只要有一种能大量共存即符合题目要求。“一定大量共存”的含义是两种条件下离子均能大量共存才符合题目要求。
五.关于物质结构、元素周期律的误区
1.原子不一定都有中子，如H。
2.质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
3.核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋与Na＋、F－等，NH与OH－等。
4.不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如C与O；也可能具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。
5.同位素的物理性质不同，但化学性质几乎相同。
6.不同核素之间的转化属于核反应，不属于化学反应。
7.在天然存在的各种元素中，无论是游离态还是化合态，各种核素所占的原子百分比一般是不变的。
8.凡是单原子形成的离子，不一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布，如过渡元素的离子或H+。
9.不存在两种质子数和电子数完全相同的阳离子和阴离子。
10.规避金属性和非金属性判断中的易错点：①关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。②关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。
11.元素的气态氢化物默认指最简单的氢化物。
12.最外层为1个或2个电子的原子对应元素不一定在ⅠA族或ⅡA族，如过渡元素。
13.元素的最高化合价不一定等于最外层电子数，如氧元素最高价为+2，最外层却是6个电子。
14.最外层有5个电子的原子对应的元素不一定是非金属元素，如Sb、Bi最外层有5个电子却是金属元素。
15.元素非金属性强，对应单质的氧化性不一定强，
16.ⅠA族所有元素不一定碱金属元素，如H。
17.同一元素可能既表现金属性，又表现非金属性，如Al、Be等。
18.短周期元素形成离子后，最外层不一定都达到8电子稳定结构，如H、Li、Be等。
19.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素全部都是金属元素。
20.形成离子键的阴、阳离子间既存在静电吸引力，还存在原子核与原子核、电子层与电子层之间的排斥力。
21.离子化合物中可能含有共价键，但共价化合物中一定不含离子键。
22.由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。
23.由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3、BeCl2等。
24.含有离子键的化合物一定是离子化合物，含有共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物。
25.不是所有分子都含共价键，如稀有气体分子。
26.HF化学键﹥HF氢键≫分子间作用力。
27.元素非金属性的强弱与无氧酸的酸性无关，与最高价含氧酸的酸性有关。
28.质量数是指某个具体核素的质子数与中子数之和,而元素的近似相对原子质量是一个平均值。要注意两者的区别。
29.相同条件下,得电子放出能量大的元素非金属性强;失去电子吸收能量小的元素金属性强。两者易形成离子化合物。
30.做物质结构,周期表之类题目时,要看清题干条件,比如短周期,前20号元素,主族元素,单质、化合物、气体等等。
31.要注意在表述上相隔一个周期和相邻两周期的区别;注意次外层电子和内层电子的区别。
32.一种分子组成的物质一定是纯净物;一种原子组成的物质则不一定是纯净物。
33.氢键是一种特殊的分子间作用力,影响物质沸点、溶解性,与分子稳定性无关。分子间氢键使物质沸点升高,但分子内氢键一般会使物质的沸点降低。
六.有关热化学中的易错点
1.放热反应不一定在常温下就能反应，吸热反应在常温下也可能发生反应，如NH4Cl(s)与Ba(OH)2·8H2O的反应就是吸热反应，在常温下就能反应。
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。
4.旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任一个过程都不是化学变化。
5.物质发生化学变化都伴有能量的变化，不存在没有能量变化的反应，任何化学反应都具有热效应。
6.活化能越大，表明反应断裂旧化学键需要克服的能量越高。
7.吸热反应中，反应物化学键断裂吸收的总能量高于生成物形成化学键放出的总能量。
8.在化学反应中，反应物各原子之间的化学键不一定完全断裂。
9.同温同压下，反应H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)在光照和点燃条件下的ΔH相同，焓变与反应条件无关。
10.可逆反应的ΔH表示的是完全反应时的热量变化，与反应是否可逆无关、反应进行是否彻底无关。
11.催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焓变的大小。
12.热化学方程式中，吸、放热的“+”“-”均不能省略，，且不用标反应条件，热化学方程式的方程系数与热量成比例。
13.有关燃烧热的判断，一看是否以1 mol可燃物为标准，二看是否生成稳定氧化物。
14.有关中和热的判断，一看是否以生成1 mol H2O为标准，二看酸碱的强弱和浓度，应充分考虑弱酸、弱碱，电离吸热，浓的酸碱稀释放热等因素。
15.强酸和弱碱或弱酸和强碱的稀溶液发生反应，中和热一般小于57.3 kJ·mol－1，因为弱电解质的电离是吸热的。
16.中和反应的实质是H＋和OH－化合生成H2O。若反应过程中有其他物质生成(如生成不溶性物质、难电离物质等)，这部分反应热不在中和热之内。
17.对于中和热，燃烧热，它们反应放热是确定的，用文字表述燃烧热和中和热时，不用带“－”，而用ΔH表示时，必须带“－”。如甲烷的燃烧热为890.3 kJ·mol－1或甲烷燃烧时ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。
18.比较反应热大小时不要只比较ΔH数值的大小，还要考虑其符号，放热反应的ΔH数值越大就越小，吸热反应的ΔH数值越大就越大。
19.当反应物与生成物的状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH越小，吸热反应的ΔH越大。
20.对于可逆反应，参加反应的物质的量和状态相同时，反应的程度越大，热量变化越大。
七、有关化学反应速率和化学平衡的易错点
1.无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，其化学反应速率都取正值，且是某一段时间内的平均速率。
2.化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。
3.在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数。由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。
4.在同一反应中，用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。
5.一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。
6.由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变其用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。
7.压强对化学反应速率的影响是通过改变反应物浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，要从反应物浓度是否发生改变的角度来分析。若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变，如恒容时通入稀有气体来增大压强，反应速率不变（因为浓度未改变）。
8.改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。
9.其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。
10.在不同条件下进行的反应物和生成物相反的反应不是可逆反应。
11.各物质的物质的量之比等于方程式的化学计量数之比时，不一定是平衡状态，因为此条件并不能说明各组分的物质的量不再变化了。
12.化学平衡的建立与途径无关,既可以从正反应方向(投入反应物),也可以从逆反应方向(投入生成物)建立。
13.某一可逆反应，在一定条件下达到了平衡，化学反应速率再改变时，平衡不一定发生移动，如反应前后气体体积不变的反应，增大压强或使用催化剂，速率发生变化，但平衡不移动。如果平衡发生了移动，则化学反应速率一定发生了改变。
14.化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率不一定增大，若有多种反应物的反应，当增大某一反应物的浓度，化学平衡向正反应方向移动，只会使别的反应物的转化率增大，但该物质的转化率反而减小。
15.增加固体或纯液体的量，化学平衡不移动，因为当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定 的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学反应速率以及化学平衡均无影响，但要注意固体的表面积对化学反应速率的影响。
16.化学平衡发生移动时，化学平衡常数不一定改变，只有温度改变，平衡常数才会改变。
17.要记清楚最基本的速率时间图,如改变反应物或生成物的浓度导致速率变化时,正反应和逆反应速率中有一支与原平衡点相连。若同时改变反应物和生成物浓度(或改变压强、温度、使用催化剂)则与原平衡点相脱离。记住先到达平衡表示温度高,压强大。根据平衡图像分析可逆反应特点时,往往从最高点以后进行分析,也就是说研究的对象必须是已建立平衡的反应。
18.改变浓度和压强不能改变活化分子百分数,但能改变单位体积活化分子数,故能改变反应速率。改变温度和使用催化剂均能改变活化分子百分数,使单位体积活化分子数改变,从而改变反应速率。
19.勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。
例如，N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。
20.正、逆反应的平衡常数互为倒数；若化学方程式中各物质的化学计量数都扩大或缩小至原来的n倍，则化学平衡常数变为原来的n次幂或次幂；两方程式相加得到新的化学方程式，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积。
21.代入平衡常数表达式的是平衡浓度，而不是任意时刻的浓度，更不能将物质的量代入，反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“l”而不代入公式。
22.化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
23.起始浓度、平衡浓度不一定符合化学计量数之比，但物质之间是按化学计量数之比反应和生成的，故各物质的浓度变化之比一定等于化学计量数之比，这是计算的关键。
24.反应能否自发进行需综合考虑焓变和熵变对反应的影响，复合判据ΔH－TΔS<0的反应不一定能够实际发生，只是指出了在该条件下化学反应自发进行的趋势，还要考虑化学反应的快慢问题。
25.判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。