高二化学知识点总结选修四

从化学视角看化学有几个非常好用的规律，一种物质代表一类，一个反应代表一类，一道试题代表一类，体验到了这些规律，所有陌生的试题，你都能很快从中找到熟悉。今天小编在这给大家整理了高二化学知识点总结，接下来随着小编一起来看看吧!

高二化学知识点总结

选修四目录

第一章、化学反应与能量

第一节、化学反应与能量的变化

第二节、燃烧热、能源

第三节、化学反应热的计算

第二章、化学反应速率和化学平衡

第一节、化学反应速率

第二节、影响化学反应速率的因素

第三节、化学平衡

第四节、化学反应进行的方向

第三章、水溶液中的离子平衡

第一节、弱电解质的电离

第二节、水的电离和溶液的酸碱性

第三节、盐类的水解

第四节、难溶电解质的溶解平衡

第四章、电化学基础

第一节、原电池

第二节、化学电源

第三节、电解池

第四节、金属的电化学腐蚀与防护

第一章化学反应与能量

考点1：吸热反应与放热反应

1、吸热反应与放热反应的区别

　　特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

　　2、常见的放热反应

　　①一切燃烧反应;

　　②活泼金属与酸或水的反应;

　　③酸碱中和反应;

　　④铝热反应;

　　⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

　　3、常见的吸热反应

　　①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;

　　②大多数分解反应是吸热反应

　　③等也是吸热反应;

　　④水解反应

　　考点2：反应热计算的依据

　　1.根据热化学方程式计算

　　反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

　　2.根据反应物和生成物的总能量计算

　　ΔH=E生成物-E反应物。

　　3.根据键能计算

　　ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

　　4.根据盖斯定律计算

　　化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

　　温馨提示：

　　①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

　　②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

　　5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

　　第二章化学反应速率与化学平衡

　　考点1：化学反应速率

　　1、化学反应速率的表示方法___________。

　　化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。表达式：___________。

　　其常用的单位是__________、 或__________。

　　2、影响化学反应速率的因素

　　1)内因(主要因素)

　　反应物本身的性质。

　　2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)

　　3、理论解释——有效碰撞理论

　　(1)活化分子、活化能、有效碰撞

　　①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

　　②活化能：如图

　　图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。(注：E2为逆反应的活化能)

　　③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

　　(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

   考点2：化学平衡

　　1、化学平衡状态：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的浓度保持不变的状态。

　　2、化学平衡状态的特征 

　　3、判断化学平衡状态的依据 

　　考点3：化学平衡的移动

  1、概念 

　　可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动。

　　2、化学平衡移动与化学反应速率的关系

　　(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。

　　(2)v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

　　(3)v正

　　3、影响化学平衡的因素

　　4、“惰性气体”对化学平衡的影响 

　　①恒温、恒容条件

　　原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。

　　②恒温、恒压条件

　　原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―→体系中各组分的浓度同倍数减小 

　　5、勒夏特列原理

　　定义：如果改变影响平衡的一个条件(如C、P或T等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

　　原理适用的范围：已达平衡的体系、所有的平衡状态(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)和只限于改变影响平衡的一个条件。

　　勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件的改变，而不是抵消这种改变，也就是说：外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

　　第三章水溶液中的离子平衡

　　一、弱电解质的电离

　　1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

　　非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

　　强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

　　弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

　　2、电解质与非电解质本质区别：

　　电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物

　　注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

　　③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

　　3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成 离子的速率 和离子结合成 时，电离过程就达到了 平衡状态 ，这叫电离平衡。

　　4、影响电离平衡的因素：

　　A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

　　B、浓度：浓度越大，电离程度 越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

　　5、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写(第一步为主)

　　6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。)

　　表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

　　7、影响因素：

　　a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

　　b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

　　C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

　　二、水的电离和溶液的酸碱性

　　1、水电离平衡： 

　　水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]

　　25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14

　　注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定

　　KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)

　　2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱

　　3、影响水电离平衡的外界因素：

　　①酸、碱：抑制水的电离KW〈1_10-14

　　②温度：促进水的电离(水的电离是 吸 热的)

　　③易水解的盐：促进水的电离KW〉1_10-14

　　4、溶液的酸碱性和pH：

　　(1)pH=-lgc[H+]

　　(2)pH的测定方法：

　　酸碱指示剂——甲基橙 、石蕊 、酚酞 。

　　变色范围：甲基橙3.1~4.4(橙色)石蕊5.0~8.0(紫色)酚酞8.2~10.0(浅红色)

　　pH试纸—操作 玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可 。

　　注意：①事先不能用水湿润PH试纸;②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

　　三、混合液的pH值计算方法公式

　　1、强酸与强酸的混合：(先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

　　2、强碱与强碱的混合：(先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接计算[H+]混)

　　3、强酸与强碱的混合：(先据H++ OH-==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混;OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它)

　　四、稀释过程溶液pH值的变化规律：

　　1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+n (但始终不能大于或等于7)

　　2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n (但始终不能大于或等于7)

　　3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原-n (但始终不能小于或等于7)

　　5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液无限稀释后pH均接近7

　　6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。

　　五、强酸(pH1)强碱(pH2)混和计算规律w

　　.w.w.k.s.5.u.c.o.m

　　1、若等体积混合

　　pH1+pH2=14则溶液显中性pH=7

　　pH1+pH2≥15则溶液显碱性pH=pH2-0.3

　　pH1+pH2≤13则溶液显酸性pH=pH1+0.3

　　2、若混合后显中性

　　pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1

　　pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-(pH1+pH2)〕

　　六、酸碱中和滴定：

　　1、中和滴定的原理

　　实质：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

　　2、中和滴定的操作过程：

　　(1)仪②滴定管的刻度，O刻度在上 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 大于 它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸(或碱)，也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后 一位 。

　　(2)药品：标准液;待测液;指示剂。

　　(3)准备过程：

　　准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。(洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗(或待测液洗)→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)

　　(4)试验过程

　　3、酸碱中和滴定的误差分析

　　误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

　　式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数;c——酸或碱的物质的量浓度;

　　V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：

　　c碱=

　　上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高;V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了;对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。

　　同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。

　　七、盐类的水解(只有可溶于水的盐才水解)

　　1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。

　　2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。

　　3、盐类水解规律：

　　①有弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解;谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。

　　②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。(如:Na2CO3>NaHCO3)

　　4、盐类水解的特点：(1)可逆(与中和反应互逆)(2)程度小(3)吸热

　　5、影响盐类水解的外界因素：

　　①温度：温度越 高 水解程度越大(水解吸热，越热越水解)

　　②浓度：浓度越小，水解程度越 大(越稀越水解)

　　③酸碱：促进或抑制盐的水解(H+促进 阴离子 水解而 抑制 阳离子水解;OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

　　6、酸式盐溶液的酸碱性：

　　①只电离不水解：如HSO4-显 酸 性

　　②电离程度>水解程度，显 酸 性(如: HSO3-、H2PO4-)

　　③水解程度>电离程度，显 碱 性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

　　7、双水解反应：

　　(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

　　(2)常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-与NH4+;CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3++ 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

　　8、盐类水解的应用：

　　9、水解平衡常数(Kh)

　　对于强碱弱酸盐：Kh=Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)

　　对于强酸弱碱盐：Kh=Kw/Kb(Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数)

　　电离、水解方程式的书写原则

　　1)、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写

　　注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

　　2)、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写

　　八、溶液中微粒浓度的大小比较

　　☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：

　　①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和=各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和

　　②物料守恒:(即原子个数守恒或质量守恒)

　　某原子的总量(或总浓度)=其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和

　　③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。

　　九、难溶电解质的溶解平衡

　　1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识

　　(1)溶解度 小于0.01g的电解质称难溶电解质。

　　(2)反应后离子浓度降至1_10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。

　　(3)难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。

　　(4)掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4

　　(5)溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。

　　(6)溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。

　　2、溶解平衡方程式的书写

　　意在沉淀后用(s)标明状态，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)

　　3、沉淀生成的三种主要方式

　　(1)加沉淀剂法：Ksp越小(即沉淀越难溶)，沉淀越完全;沉淀剂过量能使沉淀更完全。

　　(2)调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

　　(3)氧化还原沉淀法：

　　(4)同离子效应法

　　4、沉淀的溶解：

　　沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱;②氧化还原;③沉淀转化。

　　5、沉淀的转化：

　　溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

　　如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黄色)→AgI (黄色)→ Ag2S(黑色)

　　6、溶度积(Ksp)

　　1)、定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。

　　2)、表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

　　Ksp= [c(An+)]m ?[c(Bm-)]n

　　3)、影响因素：

　　外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。

　　②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。

　　4)、溶度积规则

　　QC(离子积)>KSP有沉淀析出

　　QC=KSP平衡状态

　　QC

　　第四章电化学

　　1.原电池的工作原理及应用

　　1.概念和反应本质

　　原电池是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.原电池的构成条件

　　(1)一看反应：看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。

　　(2)二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。

　　(3)三看是否形成闭合回路，形成闭合回路需三个条件：①电解质溶液;②两电极直接或间接接触;③两电极插入电解质溶液中。

　　3.工作原理

　　以锌铜原电池为例

　　(1)反应原理

　　(2)盐桥的组成和作用

　　①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。

　　②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路;b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。

　　2.电解的原理

　　1.电解和电解池

　　(1)电解：在电流作用下，电解质在两个电极上分别发生氧化反应和还原反应的过程。

　　(2)电解池：电能转化为化学能的装置。

　　(3)电解池的构成

　　①有与电源相连的两个电极。

　　②电解质溶液(或熔融电解质)。

　　③形成闭合回路。

　　2.电解池的工作原理

　　(1)电极名称及电极反应式(电解CuCl2溶液为例)

　　总反应式：

　　(2)电子和离子的移动方向

　　①电子：从电源负极流出后，流向电解池阴极;从电解池的阳极流出后流向电源的正极。

　　②离子：阳离子移向电解池的阴极，阴离子移向电解池的阳极。

　　1.日常生活中的三种电池

　　(1)碱性锌锰干电池——一次电池

　　正极反应：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

　　负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　总反应：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

　　(2)锌银电池——一次电池

　　负极反应：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　正极反应：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

　　总反应：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

　　(3)二次电池(可充电电池)

　　铅蓄电池是最常见的二次电池，负极材料是Pb，正极材料是PbO2。

　　①放电时的反应

　　a.负极反应：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

　　b.正极反应：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

　　c.总反应：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

　　②充电时的反应

　　a.阴极反应：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

　　b.阳极反应：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

　　c.总反应：2PbSO4+2H2O电解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

　　注　可充电电池的充、放电不能理解为可逆反应。

　　2.“高效、环境友好”的燃料电池

　　氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分酸性和碱性两种。

　　4.电解原理的应用

　　1.氯碱工业

　　(1)电极反应

　　阳极反应式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反应)

　　阴极反应式：2H++2e-===H2↑(还原反应)

　　(2)总反应方程式

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

　　(3)氯碱工业生产流程图

　　2.电镀

　　下图为金属表面镀银的工作示意图，据此回答下列问题：

　　(1)镀件作阴极，镀层金属银作阳极。

　　(2)电解质溶液是AgNO3溶液等含镀层金属阳离子的盐溶液。

　　(3)电极反应：

　　阳极：Ag-e-===Ag+;

　　阴极：Ag++e-===Ag。

　　(4)特点：阳极溶解，阴极沉积，电镀液的浓度不变。

　　3.电解精炼铜

　　(1)电极材料：阳极为粗铜;阴极为纯铜。

　　(2)电解质溶液：含Cu2+的盐溶液。

　　(3)电极反应：

　　阳极：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

　　阴极：Cu2++2e-===Cu。

　　4.电冶金

　　利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。

　　(1)冶炼钠

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　电极反应：

　　阳极：2Cl--2e-===Cl2↑;阴极：2Na++2e-===2Na。

　　(2)冶炼铝

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　电极反应：

　　阳极：6O2--12e-===3O2↑;

　　阴极：4Al3++12e-===4Al。

　　5.金属的腐蚀与防护

　　1.金属腐蚀的本质

　　金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生氧化反应。

　　2.金属腐蚀的类型

　　(1)化学腐蚀与电化学腐蚀

　　(2)析氢腐蚀与吸氧腐蚀

　　以钢铁的腐蚀为例进行分析：

　　3.金属的防护

　　(1)电化学防护

　　①牺牲阳极的阴极保护法—原电池原理

　　a.负极：比被保护金属活泼的金属;

　　b.正极：被保护的金属设备。

　　②外加电流的阴极保护法—电解原理

　　a.阴极：被保护的金属设备;

　　b.阳极：惰性金属或石墨。

　　(2)改变金属的内部结构，如制成合金、不锈钢等。

　　(3)加防护层，如在金属表面喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化等方法。

　　常考化学常识

　　油脂

　　1.油脂不是高分子，是由高级脂肪酸与甘油形成的酯类;

　　2.油：不饱和脂肪酸甘油酯，常温液态，如豆油、花生油;能使溴水退色;不能从溴水中萃取溴单质;

　　3.脂肪：饱和脂肪酸甘油酯，常温固态，如猪油、牛油油;

　　4.皂化反应：油脂与碱反应生成甘油与高级脂肪酸钠;

　　5.油脂硬化：不饱和高级脂肪酸甘油酯与氢气反应生成饱和高级脂肪酸甘油酯

　　6.油脂和矿物油不是同一物质，矿物油是烃类;

　　7.天然的油脂都是混合物;

　　8.硬水中有较多的Mg2+、Ca2+，会生成不溶于水的(C17H35COO)2Mg和(C17H35COO)2Ca，使肥皂的消耗量增加，故不宜在硬水中使用肥皂;

　　9.不饱和脂肪酸甘油酯中的双键会被空气氧化而变质;

　　10.地沟油和人造奶油都是油脂;

　　化学中的不一定

　　1.原子核不一定都是由质子和中子构成的。如氢的同位素(11H)中只有一个质子。

　　2.酸性氧化物不一定都是非金属氧化物。如Mn2O7是HMnO4的酸酐，是金属氧化物。

　　3.非金属氧化物不一定都是酸性氧化物。如CO、NO都不能与碱反应，是不成盐氧化物。

　　4.金属氧化物不一定都是碱性氧化物。如Mn2O7是酸性氧化物，Al2O3是两性氧化物。

　　5.电离出的阳离子都是氢离子的不一定是酸。如苯酚电离出的阳离子都是氢离子，属酚类，不属于酸。

　　6.由同种元素组成的物质不一定是单质。如金刚石与石墨均由碳元素组成，二者混合所得的物质是混合物;由同种元素组成的纯净物是单质。

　　7.晶体中含有阳离子不一定含有阴离子。如金属晶体中含有金属阳离子和自由电子，而无阴离子。

　　8.有单质参加或生成的化学反应不一定是氧化还原反应。如金刚石→石墨，同素异形体间的转化因反应前后均为单质，元素的化合价没有变化，是非氧化还原反应。

　　9.离子化合物中不一定含有金属离子。如NH4Cl属于离子化合物，其中不含金属离子。

　　10.与水反应生成酸的氧化物不一定是酸酐，与水反应生成碱的氧化物不一定是碱性氧化物。如NO2能与水反应生成酸—硝酸，但不是硝酸的酸酐，硝酸的酸酐是N2O5，Na2O2能与水反应生成碱—NaOH，但它不属于碱性氧化物，是过氧化物。

　　11. pH=7的溶液不一定是中性溶液。只有在常温时水的离子积是1×10-14，此时pH=7的溶液才是中性。

　　12.用pH试纸测溶液的pH时，试纸用蒸馏水湿润，测得溶液的pH不一定有误差。

　　13.分子晶体中不一定含有共价键。如稀有气体在固态时均为分子晶体，不含共价键。

　　14.能使品红溶液褪色的气体不一定是SO2，如Cl2、O3均能使品红溶液褪色。

　　15.金属阳离子被还原不一定得到金属单质。如Fe3+可被还原为Fe2+。

　　16.某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原。如2H2O=2H2↑+O2↑，氢元素被还原而氧元素被氧化。

　　17.强氧化物与强还原剂不一定能发生氧化还原反应。如浓硫酸是常见的强氧化剂，氢气是常见的还原剂，但可用浓硫酸干燥氢气，因二者不发生反应。

　　18.放热反应在常温下不一定很容易发生，吸热反应在常温下不一定不能发生。如碳与氧气的反应为放热反应，但须点燃;Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应为吸热反应，但在常温下很容易发生。

　　19.含金属元素的离子不一定都是阳离子。如AlO2-、MnO4-。

　　20.最外层电子数大于4的元素不一定是非金属元素。如周期表中ⅣA、ⅤA、ⅥA中的金属元素最外层电子数均多于4个。

　　21.不能在强酸性溶液中大量存在的离子，不一定能在强碱性溶液中大量存在。如HCO3-、HS-等离子既不能在强酸性溶液中大量存在，也不能在强碱性溶液中大量存在。

　　22.组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点不一定越高。一般情况下该结论是正确的，但因H2O、HF、NH3等分子间能形成氢键，熔沸点均比同主族元素的氢化物高。

　　23.只由非金属元素组成的晶体不一定属于分子晶体。如NH4Cl属于离子晶体。

　　24.只含有极性键的分子不一定是极性分子。如CCl4、CO2等都是含有极性键的非极性分子。

　　25.铁与强氧化性酸反应不一定生成三价铁的化合物。铁与浓硫酸、硝酸等反应，若铁过量则生成亚铁离子。

　　26.强电解质不一定导电;一般强电解质的晶体不导电;

　　27.强电解质的导电性不一定强于弱电解质;与溶度有关;

　　28.失去电子难的原子获得电子的能力不一定强。如稀有气体原子既不易失去电子也不易得到电子。

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