必修1易錯點釋疑解惑

李強

同學們經過幾個月的高中學習，想必已經對高中化學有了初步的認識，是不是感覺高中化學內容也沒有想象中的那么難，但有時候在解答問題和考試時又總會不知所措呢？鑒于此情況，我們來分析一下必修1中同學們容易出錯的地方，希望對大家的學習能有所幫助。

1.從實驗學化學易錯點分析

問題1.1 萃取時選取的萃取劑要符合什么條件？

答：①不能與被萃取物發生化學反應。②與原溶液中的溶劑不能互溶。③被萃取的物質在萃取劑中的溶解度比在原溶劑中的溶解度要大得多。④不易揮發。

問題1.2 蒸餾實驗中應注意哪些問題？

答：①蒸餾燒瓶中所盛液體體積不能超過其球部容積的2/3，加熱時不得將液體全部蒸干。②溫度計的水銀球應位于蒸餾燒瓶的支管口處。③冷卻水的方向是低進高出。④在蒸餾燒瓶中加幾塊碎瓷片，防止加熱時液體暴沸。

問題1.3 如何除去食鹽水中含有的CaCl₂、MgCl₂和Na₂SO₄？

答：原理是用Na₂CO₃溶液除去Ca²⁺，用NaOH溶液除去Mg²⁺，用BaCl₂溶液除去SO^2-₄。實際操作中，為了把雜質除盡，所加試劑都是過量的，但又不能引入新的雜質離子，所以加入試劑的順序是：過量BaCl₂溶液，過量NaOH溶液，過量Na₂CO₃溶液，過濾后再加入適量鹽酸。

問題1.4 怎樣從概念適用范圍的角度來理解物質的量的概念？

答：物質的量的概念只適用于微觀粒子，如分子、原子、離子、電子、質子及它們的特定組合。使用時要指明微粒的化學式或名稱，如1 mol O₂、1 mol OH^-的說法均正確，2 mol氫的說法是錯誤的。

問題1.5 怎樣簡便地判斷配制一定物質的量濃度溶液的過程中出現的誤差是偏大還是偏小？

答：配制一定物質的量濃度溶液的過程中，凡使得溶質的物質的量增多或溶液體積減小的操作，將使所配溶液濃度偏大；凡使得溶質的物質的量減少或溶液體積增大的操作，將使所配溶液濃度偏小。

2.化學物質及其變化易錯點分析

問題2.1 化學方程式和離子方程式的區別是什么？

答：化學方程式只能描述一個化學反應；離子方程式可以描述一類化學反應，離子方程式比化學方程式更能揭示化學反應的本質。

問題2.2 怎樣準確理解電解質和非電解質的概念？

答：在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的化合物為電解質，在水溶液中和熔融狀態下都不導電的化合物為非電解質。要注意：①電解質和非電解質均是化合物，混合物和單質既不是電解質也不是非電解質。②在水溶液中或熔融狀態下能夠導電的物質必須是物質本身，而不能是在水溶液中或熔融狀態下發生了化學變化生成的其他物質導電。如SO₂是非電解質，但溶于水后生成的H₂SO₃屬于電解質。

問題2.3 如何運用酸或堿的概念，判斷一種化合物是屬于酸或堿，還是屬于鹽？

答：電離時生成的陽離子全部是H⁺的化合物為酸，電離時生成的陰離子全部是OH^-的化合物為堿，鹽是指一類金屬陽離子（或NH⁺₄）和酸根陰離子（或非金屬離子）結合的化合物。

問題2.4 如何進行離子能否共存問題的判斷？

答：（1）先弄明白離子反應的種類及條件。離子反應分為兩類，一類是復分解型，發生的條件是生成沉淀、氣體或難電離的物質；另一類是氧化還原反應型，這類離子發生反應時有電子轉移。無論哪類離子反應，其實質都是使溶液中某種或幾種離子的濃度發生變化（增多或減少）。

（2）再看離子能否共存的判斷思路。①看清要求。是“能大量共存”還是“不能大量共存”，是“一定能大量共存”還是“可能大量共存”。②看清題干是否有前提條件。若有“在強酸性溶液中”，則每組離子中再增加H⁺；若有“在強堿性溶液中”，則每組離子中再增加OH^-；若有“無色透明溶液”，則不可能存在MnO^-₄、Fe³⁺、Fe²⁺、Cu²⁺等有色離子。③看能否生成難溶物或微溶物，如Mg²⁺與OH^-，Ba²⁺與SO^2-₄等。④看能否生成難電離的物質。如在酸性溶液中CH₃COO^-、OH^-等不能大量共存，在堿性溶液中Al³⁺、H⁺等不能大量共存。⑤看能否生成揮發性物質。如H⁺與SO^2-₃、HCO^-₃、S^2-等均不能大量共存。⑥看能否發生氧化還原反應。如Fe³⁺與S^2-、I^-均不能大量共存，Fe²⁺與NO^-₃在酸性溶液中不能大量共存。

問題2.5 書寫離子方程式時有哪些規律？

答：（1）量不同離子反應不同。①生成物可與過量的反應物繼續反應的離子反應。這類離子反應，只需注意題目所給條件，判斷生成物是否與過量的反應物繼續反應，準確判定產物形式即可。如向Ca（OH）₂溶液中通人少量或過量CO₂，離子方程式不同。②酸式鹽與量有關的離子反應。一般書寫時，量不足的物質中參加反應的離子的物質的量之比一定要與它的化學式相符合，而足量的物質中參加反應的離子的物質的量之比不一定與化學式相符。如果沒有明確用量，將任一反應物作為足量寫出的離子方程式均正確。如NaHSO₄溶液與Ba（HCO₃）₂溶液（少量或過量）的反應，Ca（HCO₃）₂溶液與NaOH溶液（少量或過量）的反應等，均應明確量的影響。③較特殊且與量有關的離子反應。這類反應要求量與其他因素統籌兼顧。如Mg（HCO₃）₂溶液與過量NaOH溶液反應，不可忽視Mg（OH）₂比MgCO₃更難溶、更穩定；NH₄HSO₄溶液與足量Ba（OH）₂溶液反應，不可忽視NH₃·H₂O也是弱電解質等。

（2）滴加順序不同離子反應不同。如Na₂CO₃溶液與鹽酸的反應，相互滴加的順序不同，離子反應也不同。這類情況歸根到底還是與量的多少有關。

問題2.6 物質氧化性、還原性強弱的判斷依據常見的有哪些？

答：（1）利用元素的化合價判斷。元素的最高價只有氧化性，元素的最低價只有還原性，元素的中間價態既有氧化性又有還原性。

（2）根據氧化還原反應方程式判斷。先在反應物中找出氧化劑（或還原劑），在生成物中找出氧化產物（或還原產物），再比較強弱。氧化劑的氧化性強于氧化產物的氧化性，還原劑的還原性強于還原產物的還原性。

（3）根據金屬、非金屬的活動性順序判斷。①根據金屬活動性順序判斷。按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的順序，金屬的失電子能力依次減弱，則還原性依次減弱。按K⁺、Ca²⁺、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Fe²⁺、Sn²⁺、pb²⁺（H⁺）、Cu²⁺、Hg²⁺、Ag⁺的順序，陽離子的得電子能力依次增強，則氧化性依次增強。②根據非金屬活動性順序判斷（常見元素）。按F₂、Cl₂、Br₂、I₂、S的順序，非金屬單質的得電子能力依次減弱，則氧化性依次減弱。按F^-、Cl^-、Br^-、I^-、S^2-的順序，陰離子的失電子能力依次增強，則還原性依次增強。