高考化學選擇題解題技巧集錦

1、化學選擇題解題技巧集錦本資料對高考化學選擇題的一些最常見的題型的基本技巧作了 個簡單總結，而化學鍵和晶體結構，化學實驗操作，物質的檢驗、鑒 別、分離、提純，以及其它雜題一般更偏向于對概念的記憶，這里就 不再總結了。還是要特別強調：理綜考試中拿下選擇題也就拿下了一半的勝利，六分一道的選擇題是絕對不能隨意對待的！.離子共存Fe2+、S2-、I-、SO32與 H+和 NO3-不共存HCO3-、HS-、HPO42-、H2PO4-等弱酸的酸式鹽離子在酸堿性情況下都不大量存在。HCO3-不能存在、水電離出的c(H+)或c(OH-) 小于10-7 mol/L、與鋁片反應放出氣體都表示溶液可能未酸性也可能 為

2、堿性。(3)強酸性條件下弱酸的酸根如 CH3COO-、HCOO-、C2O42-、F-、 ClO-、CN-、CO32-、SO32-、PO43-、S2-、S2O32-等均不能大量存 在。Ag+只能與 NO3-、F-共存，CO32-、SiO32-、PO43-、SO32-、S2-只能與K+、Na+、NH4+共存.離子方程式書寫判斷的注意事項：(1)生成物之間是否還能繼續(xù)發(fā)生反應，如 HClO 能氧化CaSO3。(2)反應物的用量問題，如 NaHCO3+Ca(OH)2、Ca(HCO3)2+NaOH、NaHSO4+Ba(OH)2、KAl(SO4)2+Ba(OH)2 的反應物用量不同時的不同方程式(NaHC

3、O3+Ca(OH)2的反應可以簡記為“小蘇打多則水多”，即NaHCO3過量時生成的H2O更多)，以及溶液滴加、氣體通入時的過 量問題(如過量CO2通入溶液會溶解碳酸鹽沉淀)。(3)氧化還原反應的先后順序，如 C12與FeI2、FeBr2的反應。(4)反應的本質是否有誤，如電荷不平、該拆者不拆、不拆者拆開、反應本身無法發(fā)生(如常溫下 Fe、Al不與濃硝酸反應)。.元素周期律(1)解題時可以用實際情況去代替題中的字母，如An+可以直接用Na+代替，AB2可以用CO2、NO2、MgCl2等代替，然后根據實際情 況快速判斷。(2)多借助實際的例子，如HF很穩(wěn)定(氫化物穩(wěn)定性)，HClO4是 最強的酸(

4、最高價氧化物對應的水化物的酸性)，F(xiàn)的原子半徑最小(原子半徑)，鹵素單質常溫下的狀態(tài)由氣體(F2、Cl2)到液體(Br2) 再到固體(I2)及N、O、F易形成氫鍵(沸點)。(3)明確原子半徑和離子半徑的變化規(guī)律和它們與元素性質的關系， 一般陰離子的半徑比陽離子大，同種元素的離子的電荷越多半徑越小(半徑Fe2+Fe3+),金屬晶體與原子晶體中原子半徑越大的熔點越 低。.氧化還原反應與電化學(1)熟記一些常用的氧化劑在氧化還原反應中的轉化情況和它們被還原時失電子的數目，如MnO4-Mn2+5e、Cr2O72-Cr3+6e、NO3- (濃)NO2e、NO3-(稀)NO3e。(2)多步氧化還原反應判斷

5、轉移電子數時應找準初末狀態(tài)各元素的 變價，列關系式計算，不必結合方程式。(3)氧化還原+電化學的十字口訣：負陽氧失升，正陰還得降。(4)原電池中負極被腐蝕，溶液中不反應的陽離子向正極移動，不 反應的陰離子向負極移動；強酸性時，析氫腐蝕正極放出H2;弱酸性、中性、堿性時，吸氧腐蝕正極吸收 O2生成OH-, Ag的腐蝕只 是一般化學腐蝕。(5)電解池陰極只能生成 H2或析出金屬Cu、Hg、Ag ,陽極先出 Cl2后出O2;陰極放出H2時電極附近的pH增大，陽極是金屬電極 時一般金屬先放電溶解。電解精煉銅時陽極先溶解的是比銅活潑的金 屬。5,阿伏伽德羅常數(1)見22.4L及其倍數時一定要注意條件是

6、否是“標準狀況”和該 狀態(tài)下物質的聚集狀態(tài)。SiO2中Si原子與SiO鍵之比為1: 4,而金剛石中C原子與 CC鍵之比為1: 2。P4分子中有6條PP鍵，CH3+、一 OH、一 NH2中只有9個電子，重水D2O的相對分子質量為20, 一定質量的 最簡式為CnH2n的混合物中所含的碳原子和氫原子的數目是定值。1mol Na2O2與 H2O、CO2 反應只轉移 1mol 電子，1mol Cl2 與 OH-反應也只轉移1mol電子。一定物質的量兩種含有相同的數量的某種原子的混合氣體(如 O2與CO2混合氣體)中該原子數為定值；一定質量的某種單質的同 素異形體的混合物(如 O2和O3)中該單質的原子數

7、也為定值。.化學反應與能量變化(1)鍵能的計算按斷開化學鍵吸熱，H0;形成化學鍵， H0直接進行代數運算。若結果為負值，則整個反應放熱；結果為正值， 則整個反應吸熱。一般熱化學方程式不限制系數，但要注意 H的符號；燃燒熱 的化學方程式注意燃燒物必須為1mol,生成的H2O為液態(tài)；中和熱 的方程式注意應生成1molH2O,且只有稀的強酸與強堿溶液反應時 中和熱才為57.3kJ/mol。濃硫酸的稀釋，弱電解質的電離都要放熱。(3)物質的能量越低，物質便越穩(wěn)定(石墨比金剛石能量低，白磷 比紅磷能量低)。.化學平衡(1)直接記住合成氨工業(yè)中的兩個規(guī)律：反應 H0,升壓右移。借助這兩個規(guī)律，經過簡單變化

8、，便 可直接判斷平衡移動方向。(2)記住一些常見的平衡圖像，如合成氨反應的4 H10-a mol/L , pH=b的弱堿溶液中 c(OH-)10a-14 mol/L。若酸 A 溶液 pH=a，堿 B 溶液 pH=b，且 a+b=14, 二者混合后pH=7,當A、B均為強酸或強堿時VA=VB ; A為弱酸時， VAVB。(3)稀釋弱酸時c(OH-)增加，溶液中其它的離子濃度均減小，離子 的濃度之和減小，而溶液中的離子總數增多。等倍數稀釋兩種酸時若 初始pH相同，酸越弱稀釋后pH越小。(4)酸越弱，對應的鹽的水解能力便越強。若某弱酸 HA得電離能 力大于其陰離子A-的水解能力，則c(A-)c(HA

9、);若某弱酸HA得電 離能力小于其陰離子A-的水解能力，則c(A-)a/b 時，A 過量；當 n(A)/n(B) Fe3+ Cu2+H+。電解水溶液時，活性大于 H的金屬都不可能析出。一般的離子反應無明顯順序差別，只要符合離子反應發(fā)生的條件， 多個反應發(fā)生的時間間隔很短，可看成同時進行。但氣體（一般為 CO2、SO2等）通入沉淀與溶液的固液共存體系中時，最易發(fā)生的反 應最先發(fā)生，因而反應順序為：溶液中的沉淀反應一中和反應一固體 的溶解反應（沉淀是最容易脫離反應體系的，因而先發(fā)生）。CO2與H2O的混合物與Na2O2反應，先反應的是 CO2。（6）溶液的計算關鍵是 m、M、c、V、p、a%、S這些物理量的換 算，要注意密度和濃度的單位。稀釋溶液時溶質不變，將體積為V的2a%的硫酸（密度大于水）稀釋到 a%,所加水體積大于 V;將體 積為V的2a%的氨水或乙醇（密度小與水）稀釋到 a%,所加水體積 小于V。（7）飽和溶液析出晶體的計算關鍵是找準飽和溶液的某一部分的溶 質和溶劑的質量，從而將其