化学选择题解题技巧集锦

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1、本资料对高考化学选择题的一些最常见的题型的基本技巧作了个简单总结，而化学键和晶体结构，化学实验操作，物质的检验、鉴别、分离、提纯，以及其它杂题一般更偏向于对概念的记忆，这里就不再总结了。还是要特别强调：理综考试中拿下选择题也就拿下了一半的胜利，六分一道的选择题是绝对不能随意对待的！1.离子共存（1）Fe2+、S2-、I-、SO32-与H+和NO3-不共存（2）HCO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等弱酸的酸式盐离子在酸碱性情况下都不大量存在。HCO3-不能存在、水电离出的c(H+)或c(OH-)小于10-7mol/L、与铝片反应放出气体都表示溶液可能未酸性

2、也可能为碱性。（3）强酸性条件下弱酸的酸根如CH3COO-、HCOO-、C2O42-、F-、ClO-、CN-、CO32-、SO32-、PO43-、S2-、S2O32-等均不能大量存在。（4）Ag+只能与NO3-、F-共存，CO32-、SiO32-、PO43-、SO32-、S2-只能与K+、Na+、NH4+共存2.离子方程式书写判断的注意事项：（1）生成物之间是否还能继续发生反应，如HClO能氧化CaSO3。（2）反应物的用量问题，如NaHCO3+Ca(OH)2、Ca(HCO3)2+NaOH、NaHSO4+Ba(OH)2、KAl(SO4)2+Ba(OH)2的反应物用

3、量不同时的不同方程式（NaHCO3+Ca(OH)2的反应可以简记为“小苏打多则水多”，即NaHCO3过量时生成的H2O更多），以及溶液滴加、气体通入时的过量问题（如过量CO2通入溶液会溶解碳酸盐沉淀）。（3）氧化还原反应的先后顺序，如Cl2与FeI2、FeBr2的反应。（4）反应的本质是否有误，如电荷不平、该拆者不拆、不拆者拆开、反应本身无法发生（如常温下Fe、Al不与浓硝酸反应）。3.元素周期律（1）解题时可以用实际情况去代替题中的字母，如An+可以直接用Na+代替，AB2可以用CO2、NO2、MgCl2等代替，然后根据实际情况快速判断。（2）多借助实际的例子，

4、如HF很稳定（氢化物稳定性），HClO4是最强的酸（最高价氧化物对应的水化物的酸性），F的原子半径最小（原子半径），卤素单质常温下的状态由气体（F2、Cl2）到液体（Br2）再到固体（I2）及N、O、F易形成氢键（沸点）。（3）明确原子半径和离子半径的变化规律和它们与元素性质的关系，一般阴离子的半径比阳离子大，同种元素的离子的电荷越多半径越小（半径Fe2+>Fe3+），金属晶体与原子晶体中原子半径越大的熔点越低。4.氧化还原反应与电化学（1）熟记一些常用的氧化剂在氧化还原反应中的转化情况和它们被还原时失电子的数目，如MnO4-~Mn2+~5e、Cr2O72-~Cr

5、3+~6e、NO3-（浓）~NO2~e、NO3-（稀）~NO~3e。（2）多步氧化还原反应判断转移电子数时应找准初末状态各元素的变价，列关系式计算，不必结合方程式。‘（3）氧化还原+电化学的十字口诀：负阳氧失升，正阴还得降。（4）原电池中负极被腐蚀，溶液中不反应的阳离子向正极移动，不反应的阴离子向负极移动；强酸性时，析氢腐蚀正极放出H2；弱酸性、中性、碱性时，吸氧腐蚀正极吸收O2生成OH-，Ag的腐蚀只是一般化学腐蚀。（5）电解池阴极只能生成H2或析出金属Cu、Hg、Ag，阳极先出Cl2后出O2；阴极放出H2时电极附近的pH增大，阳极是金属电极时一般金属先放电溶解

6、。电解精炼铜时阳极先溶解的是比铜活泼的金属。5.阿伏伽德罗常数（1）见22.4L及其倍数时一定要注意条件是否是“标准状况”和该状态下物质的聚集状态。（2）SiO2中Si原子与Si—O键之比为1：4，而金刚石中C原子与C—C键之比为1：2。P4分子中有6条P—P键，CH3+、—OH、—NH2中只有9个电子，重水D2O的相对分子质量为20，一定质量的最简式为CnH2n的混合物中所含的碳原子和氢原子的数目是定值。（3）1molNa2O2与H2O、CO2反应只转移1mol电子，1molCl2与OH-反应也只转移1mol电子。（4）一定物质的量两种含有相同的数量的某种原子的

7、混合气体（如O2与CO2混合气体）中该原子数为定值；一定质量的某种单质的同素异形体的混合物（如O2和O3）中该单质的原子数也为定值。6.化学反应与能量变化（1）键能的计算按断开化学键吸热，△H>0；形成化学键，△H<0直接进行代数运算。若结果为负值，则整个反应放热；结果为正值，则整个反应吸热。（2）一般热化学方程式不限制系数，但要注意△H的符号；燃烧热的化学方程式注意燃烧物必须为1mol，生成的H2O为液态；中和热的方程式注意应生成1molH2O，且只有稀的强酸与强碱溶液反应时中和热才为57.3kJ/mol。浓硫酸的稀释，弱电解质的电离都要放热。（3）物质的能量越

8、低，物质便