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标题: 高中化学易错点 [打印本页]

作者: 670330219 时间: 2008-8-31 17:37
标题: 高中化学易错点
1.盐类的水解
氟化钠溶于水，其水溶液呈碱性，几乎所有学过高中化学的人都会说这是F-水解所致。诚然，上述观点无疑是正确的（电离理论体系下）
有人会写出离子方程式：F⁻ + H₂O =（可逆号） HF + OH⁻
说：1molF⁻水解产生1molOH⁻。
笔者认为这个观点存在错误，说明如下：
假若将一定量NaF溶于水，如a mol，
则其中的一部分F-发生水解反应，假设为b mol
则b molF⁻将结合bmolH⁺(来自水)
水的电离被促进，但是再电离所产生的H+的量是不足b mol的（根据勒夏特列原理“减弱改变”，却不能完全抵消改变，若因消耗bmolH+而再产生bmolH+则就是完全抵消，不符合原理）

因此，产生的OH-亦不足bmol [因为H₂O =(可逆号) H⁺ + OH-]
结论：1molF⁻水解产生的OH⁻不足1mol(接近1mol)
我们易发生错误的原因是因为太过“依靠”方程式，化学方程式是化学的语言符号，要依靠，但是不注意适用条件就不正确。上述错误的根本原因在于：对于F ⁻+ H₂O=（可逆号） HF + OH⁻，实际上是由
F ⁻ + H⁺=(可逆号) HF 和 H2O =(可逆号) H⁺+ OH⁻两个不完全反应（可逆反应）加合得到的“总式”（大家可以回忆课本上对盐类水解解释就是这样的）在此以“总式”讨论不恰当。
这样的情形，又如NH3+H2O=NH3·H2O=NH4⁺ + OH⁻(均为可逆反应)，笔者认为大家应该不会去想有amol氨气溶于水就一定产生amolOH-吧！

故，对于各个完全进行到底的小反应（K值很大的反应）所加合起来的“总式”有确定的相当量关系，若其中一步为可逆的（K值不大不小的反应），总式便没有定量的关系，不要被表面形式蒙蔽。

2.碱金属碳酸盐和碳酸氢盐的溶解度问题
按——之前笔者曾有过不少论述，有需要者自行查阅

有的教师会给学生作过这样一个实验：往一定温度的饱和碳酸钠溶液中通入CO2气体，会析出白色晶体，于是教师说：NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小。
上述“推理”看似有实验支持和理论依据，实际上用该实验证明的过程是存在逻辑错误的（注：我没有说结论本身也错误，结论是对的。）

Na2CO3 + CO2 + H2O =2NaHCO3这个反应发生了，由此得到的结论应该是：1、反应消耗了溶剂水 2、碳酸钠转化成碳酸氢钠，溶质的质量增加了。
即使“碳酸氢钠溶解度比碳酸钠的大”也可以出现上述情况，说明不了NaHCO3的溶解度一定是小的。
恰恰相反，NaHCO3的溶解度比Na2CO3的小正是Na2CO3 + CO2 + H2O =2NaHCO3生成沉淀的原因之一。

故，请大家不要因果颠倒，反思自己的学习。

3.溶解时体积变化问题
某化学课本上曾经有一个这样的例子：在一个玻璃容器中，加入约20mL水，向水中放入一个小糖块（冰糖块或砂糖块）。在容器外壁用铅笔沿液面画一条水平线。当糖块溶解后，观察并比较液面与水平线的高低，这个例子说明蔗糖在溶于水后会发生分子的扩散，而且也说明分子之间有间隔，
还有个习题“20摄氏度，50cm3无水乙醇与50cm3水相溶的总体积小于100cm3”（文献报道97ml也有报道说96.5ml），体积减小了3%，也说明分子之间有间隔。老师给出解释之后，学生们觉得似乎掌握了真理，并记忆很深刻——只要液体混合后，体积不可相加，而且混合后体积比混合前液体体积之和要小，因为分子之间有间隙。而且学生还会“顺势推理”出这样的结论：要是物质的分子间隙更大，则混合后若不发生化学变化那么物质的体积比混合前体积之和要更为小。
这个推理和结论看似正确，实际上存在缺陷。
假若认为溶质微粒与溶剂微粒是“互相填隙”的话，似乎所有的不同液体相互混合都会造成体积的缩小。可是有的却未必，如苯和甲苯互溶后，体积可以加合，50ml苯和50ml醋酸混合得101ml，这都不能用“分子存在空隙”解释。说明另有原因——

我们知道：溶解前的微粒间作用力往往和溶解后的微粒间作用力不同（环境改变了）多数情况下，溶质微粒和溶剂微粒间作用较强（相对于溶质-溶质的、溶剂-溶剂的微粒作用力），这样在一定程度上缩小了溶质、溶剂微粒间的距离，所以会有V液<V剂+V质。
对于50ml苯和50ml醋酸混合得101ml，我们应当认为苯-醋酸间作用力小于苯-苯、醋酸-醋酸（读者们不难想起醋酸中由于存在氢键而使醋酸被“压缩”），当醋酸遇到苯溶解时，氢键被削弱，从而体积膨胀了。

故，讨论溶解时的体积效应时，应从作用力角度看待，不能以为“沉浸”在“分子间隙”的模式中。

注1：溶解时微粒的作用形式很多，如：色散力、诱导力、取向力、溶剂合离子、氢键等。
注2：体积增减（多数下是减少）的幅度可以反映质-剂微粒间作用与原来质质间、剂剂间作用的差别大小。
注3：苯和甲苯互溶后，体积可以加和，说明苯和甲苯的作用力大小与苯分子间作用力大小相当，亦与甲苯分子间作用力大小相当。
注4：当两种稀溶液混合时（溶剂相同），可近似认为V混合液=V液1+V液2

4.从两个简单实验说起
把烧红的铁丝放入盛O2瓶中，很快(设2秒)就“烧完”了。一般强调此现象和瓶中纯O2的浓度是空气中的O2浓度的5倍有关。
如若此反应的速度仅取决于O2的浓度，则取一根同样粗细、长短的铁丝放在空气中烧红10秒 (已5倍于2秒，足以弥补浓度为纯氧的1/5的“缺陷”)，似乎也“应该”烧完了。事实不然，即使烧红一分钟也不会“化”。表明此反应除O2浓度外，必有其他因素。在纯 O2中燃烧快，则单位时间内发热量大，温度升高，致使铁被熔化，而在和空气中作用时达不到如此高温(延长加热时间也烧不化)。就是说因 O2浓度不同导致相应情况也发生了改变，不能忽视。
硫在纯O2中燃烧，产物中含2—3％SO3(按SO2计)，而硫在空气中燃烧，产物中有5—6％的SO2转化为SO3。这是因为O2浓度大，单位时间内发热量大，致使反应体系的温度较高，温度高不利于SO2转化为SO3；硫在空气中燃烧，单位时间内发热量小，(相对而言)较有利SO3的形成。
如果仅的从反应物O2的浓度考虑，其结论似应是硫在的O2中燃烧时产物中SO3更多。
以上两例均起因于O2浓度不同，但结果主要是因为单位时间内发热量不同，而浓度不同导致反应体系温度不同。从这两个反应来看，温度是主要的因素 (虽然温度不同是由于O2浓度差异引起的)。

故，单因素看问题是不全面的，可能会造成失误。在实际工作中为了达到某个目的，常重点改变某一因素，同时必须兼顾改变该因素时所带来的影响，不然可能造成事与愿违的结果。如若带来的影响不大，则可忽略。此时，只有在此时，似乎该因素起了决定性的作用。即便如此，仍不能认为这是一个单因素的问题。看来，有若干个因素影响着某一性质，首先要找出这些因素，再在一定前提下确定何者是主要因素是很有必要的。

5.NaHCO3溶液中离子浓度大小关系
以往，人们的共识是[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[CO32-]
给与的解释是"NaHCO3溶液呈碱性，溶液中HCO3-水解(HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-)程度大于HCO3-的电离程度(HCO3- +H2O =H3O+ + CO32-)，又因为水的自偶电离(2H2O = H3O+ + OH-)，所以[OH-]>[H2CO3]>[CO32-],[H+]>[CO32-]"

上述大小关系在学界错了很多年，一直未有纠正，至今多见于各种参考书和练习题。

实际上，NaHCO3溶液存在复杂的平衡关系，应根据物料和电荷守恒来计算。
计算过程如下：
已知H2CO3的Ka1=4.2*10-7 Ka2=5.6*10-11
例如，25摄氏度，0.10mol/L的NaHCO3溶液:
[HCO3-]~(约等于，下同)0.10mol/L [H+]~根号(Ka1*Ka2)=根号(4.2*10-7*5.6*10-11)=5*10-9mol/L
即pH~8.3，[OH-]~2*10-6
[CO32-]=Ka2·[HCO3-]/[H+]=5.6*10-11*0.1/(5*10-9)=1.15*10-3

所以[CO32-]>[OH-]>[H+]

故，上述错误在于没有考虑HCO3-水解、HCO3-的电离、水的自偶电离三者之间的相互影响，只是机械地判断，没有注意彼此的联系。

作者: 670330219 时间: 2008-8-31 17:38
笔者建议：本着科学性的原则，回避此类酸式盐溶液微粒浓度大小比较的问题为好。

6.化学电池电动势的影响因素
有人说：“化学电源的电动势，决定于电池内部所发生的氧化还原反应，只要反应确定，就对应一定的电动势数值”。
笔者认为该说法在多数情况下是成立的，但不严密。
E = -ΔrGm/zF（z为电子转移数或电子计量数）

反应确定了，便有了确定的ΔrGm值。然而总反应是由正、负极上分别进行的还原、氧化反应构成的，在完成一定总反应的前提下，电极上的反应或可不同，电子转移数z不同，因此E或可不同。
举例：2Fe3+ + Fe = Fe2+设计成原电池，可有两种方案：
甲、负极：3Fe = 3Fe2+ + 6e-
正极：2Fe3+ + 6e- =2Fe
乙、负极：Fe = Fe2+ + 2e-
正极：2Fe3+ + 2e- = 2Fe2+
甲、乙总式相同，但甲中z=6，乙中z=2

故电动势和标准电动势皆不相同。提请大家注意掌握公式的全部涵义，不遗漏每个变量。

7.平衡常数与平衡移动
“平衡移动了平衡常数未必改变，但是平衡常数变了则平衡一定移动了”
这种观点是否正确呢？
请让我慢慢给你交待一下平衡常数和平衡点的影响因素：
标准平衡常数Kθ取决于温度T、参与反应的物质的标准化学势μθ和计量数ν ，而标准化学势μθ又取决于T和标准状态（并非理想气体的标准状态）的选择。
平衡移动的影响因素通常（忽略其他力场条件下）只是温度、压强和组成，这些与标准态的选定以及反应式中的计量数都无关。

因此，只有在确定了标准态和计量数的前提下，才可说平衡常数的改变必会引起平衡移动。
而只当改变温度，使标准化学势μθ也发生改变时，平衡常数才会改变。

故上述观点，不甚严密，半对半错，请注意区分。

8.浓硝酸和稀硝酸 ,哪个氧化性更强 ?
有两种完全不同的认识。
甲:浓硝酸和稀硝酸都能把铜氧化为Cu2+,但浓硝酸的产物是NO2,只得到一个电子就把铜氧化了,而稀硝酸的产物是NO ,得到3个电子,可见浓硫酸氧化性更强。
乙:从反应条件看,浓硝酸氧化铜不需要加热,反应就十分剧烈,而稀硝酸氧化铜需要加热才有明显反应,可见浓硝酸比稀硝酸氧化性强。

大家通常都会听到老师讲甲是错误的，氧化剂还原得到电子数的多少
不能说明氧化性的强弱，那么正确的解释是什么呢？乙是正确的吗？
请大家注意：
氧化剂的氧化性强弱所概括的,是反应的方向性,是热力学问题,不是动力学问题。例如,铁可以置换铜: Fe +Cu2+ = Fe2+ + Cu,这说明,Fe的还原性比Cu的还原性强;Cu2+的氧化性比Fe2+的氧化性强。为建立定量标度,大学化学给出了极电势。
像上述以反应速度快慢来说明氧化剂还原剂强弱,正是一种错误逻辑。氧化剂还原剂的强弱(电极电势的大小)是一个热力学问题,而反应快慢却是动力学问题,电动势大的反应,速率不一定快,甚至相反。例如氯水滴加到KBr-I2混合溶液中，先氧化I2为IO3-，而后氧化Br-为Br2。
我们查标准电极电势数据:
IO3-/I2为1.195 V , Br2/Br-为1.066 V
我们发现：IO3-的氧化性比Br2的氧化性强，按说应该先氧化Br-。
可是为什么Br-在I2之后被氧化呢？
这只能说是Br-的被氧化过程是慢的，受到动力学的限制。电动势大的反应,速率未必快，也可能较慢。

我所给出的解释是：浓硝酸还原成二氧化氮的速度太快,来不及发生进一步的反应,二氧化氮就逸出了体系。但也可作其他解释，例如,如果产生NO,可被浓硝酸进一步氧化为NO2。

当然不管怎样解释,都需要通过设计实验来验证。对“解释”,不可不信,也不可全信。只有做了实验,才能作出判断,该不该信,该信多少。对于有些人提出的看似很能自圆其说的“科学解释”, 甚至说有“科学根据”,但并不给出实验根据,他们的“解释”究竟是否经得起实验的考验,不得而知。我们需要怀疑的精神。提出种种说法的人太多太多,而通过实验来证明的人太少太少。老死死抱住那些似是而非的解释不放,既不去做实验验证,也不在实验后提出新的理论,科学永远不会有新的发展。我们更需要实干的精神。实验的严密性、可靠性都要在实验前设计好，实验后的数据处理和理论解释亦要严谨符合逻辑，否则会“出力不讨好”。我们还得有反思的思维习惯。

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