必修1易错点释疑解惑

李强

同学们经过几个月的高中学习，想必已经对高中化学有了初步的认识，是不是感觉高中化学内容也没有想象中的那么难，但有时候在解答问题和考试时又总会不知所措呢？鉴于此情况，我们来分析一下必修1中同学们容易出错的地方，希望对大家的学习能有所帮助。

1.从实验学化学易错点分析

问题1.1 萃取时选取的萃取剂要符合什么条件？

答：①不能与被萃取物发生化学反应。②与原溶液中的溶剂不能互溶。③被萃取的物质在萃取剂中的溶解度比在原溶剂中的溶解度要大得多。④不易挥发。

问题1.2 蒸馏实验中应注意哪些问题？

答：①蒸馏烧瓶中所盛液体体积不能超过其球部容积的2/3，加热时不得将液体全部蒸干。②温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支管口处。③冷却水的方向是低进高出。④在蒸馏烧瓶中加几块碎瓷片，防止加热时液体暴沸。

问题1.3 如何除去食盐水中含有的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。实际操作中，为了把杂质除尽，所加试剂都是过量的，但又不能引入新的杂质离子，所以加入试剂的顺序是：过量BaCl₂溶液，过量NaOH溶液，过量Na₂CO₃溶液，过滤后再加入适量盐酸。

问题1.4 怎样从概念适用范围的角度来理解物质的量的概念？

答：物质的量的概念只适用于微观粒子，如分子、原子、离子、电子、质子及它们的特定组合。使用时要指明微粒的化学式或名称，如1 mol O₂、1 mol OH^-的说法均正确，2 mol氢的说法是错误的。

问题1.5 怎样简便地判断配制一定物质的量浓度溶液的过程中出现的误差是偏大还是偏小？

答：配制一定物质的量浓度溶液的过程中，凡使得溶质的物质的量增多或溶液体积减小的操作，将使所配溶液浓度偏大；凡使得溶质的物质的量减少或溶液体积增大的操作，将使所配溶液浓度偏小。

2.化学物质及其变化易错点分析

问题2.1 化学方程式和离子方程式的区别是什么？

答：化学方程式只能描述一个化学反应；离子方程式可以描述一类化学反应，离子方程式比化学方程式更能揭示化学反应的本质。

问题2.2 怎样准确理解电解质和非电解质的概念？

答：在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物为电解质，在水溶液中和熔融状态下都不导电的化合物为非电解质。要注意：①电解质和非电解质均是化合物，混合物和单质既不是电解质也不是非电解质。②在水溶液中或熔融状态下能够导电的物质必须是物质本身，而不能是在水溶液中或熔融状态下发生了化学变化生成的其他物质导电。如SO₂是非电解质，但溶于水后生成的H₂SO₃属于电解質。

问题2.3 如何运用酸或碱的概念，判断一种化合物是属于酸或碱，还是属于盐？

答：电离时生成的阳离子全部是H⁺的化合物为酸，电离时生成的阴离子全部是OH^-的化合物为碱，盐是指一类金属阳离子（或NH⁺₄）和酸根阴离子（或非金属离子）结合的化合物。

问题2.4 如何进行离子能否共存问题的判断？

答：（1）先弄明白离子反应的种类及条件。离子反应分为两类，一类是复分解型，发生的条件是生成沉淀、气体或难电离的物质；另一类是氧化还原反应型，这类离子发生反应时有电子转移。无论哪类离子反应，其实质都是使溶液中某种或几种离子的浓度发生变化（增多或减少）。

（2）再看离子能否共存的判断思路。①看清要求。是“能大量共存”还是“不能大量共存”，是“一定能大量共存”还是“可能大量共存”。②看清题干是否有前提条件。若有“在强酸性溶液中”，则每组离子中再增加H⁺；若有“在强碱性溶液中”，则每组离子中再增加OH^-；若有“无色透明溶液”，则不可能存在MnO^-₄、Fe³⁺、Fe²⁺、Cu²⁺等有色离子。③看能否生成难溶物或微溶物，如Mg²⁺与OH^-，Ba²⁺与SO^2-₄等。④看能否生成难电离的物质。如在酸性溶液中CH₃COO^-、OH^-等不能大量共存，在碱性溶液中Al³⁺、H⁺等不能大量共存。⑤看能否生成挥发性物质。如H⁺与SO^2-₃、HCO^-₃、S^2-等均不能大量共存。⑥看能否发生氧化还原反应。如Fe³⁺与S^2-、I^-均不能大量共存，Fe²⁺与NO^-₃在酸性溶液中不能大量共存。

问题2.5 书写离子方程式时有哪些规律？

答：（1）量不同离子反应不同。①生成物可与过量的反应物继续反应的离子反应。这类离子反应，只需注意题目所给条件，判断生成物是否与过量的反应物继续反应，准确判定产物形式即可。如向Ca（OH）₂溶液中通人少量或过量CO₂，离子方程式不同。②酸式盐与量有关的离子反应。一般书写时，量不足的物质中参加反应的离子的物质的量之比一定要与它的化学式相符合，而足量的物质中参加反应的离子的物质的量之比不一定与化学式相符。如果没有明确用量，将任一反应物作为足量写出的离子方程式均正确。如NaHSO₄溶液与Ba（HCO₃）₂溶液（少量或过量）的反应，Ca（HCO₃）₂溶液与NaOH溶液（少量或过量）的反应等，均应明确量的影响。③较特殊且与量有关的离子反应。这类反应要求量与其他因素统筹兼顾。如Mg（HCO₃）₂溶液与过量NaOH溶液反应，不可忽视Mg（OH）₂比MgCO₃更难溶、更稳定；NH₄HSO₄溶液与足量Ba（OH）₂溶液反应，不可忽视NH₃·H₂O也是弱电解质等。

（2）滴加顺序不同离子反应不同。如Na₂CO₃溶液与盐酸的反应，相互滴加的顺序不同，离子反应也不同。这类情况归根到底还是与量的多少有关。

问题2.6 物质氧化性、还原性强弱的判断依据常见的有哪些？

答：（1）利用元素的化合价判断。元素的最高价只有氧化性，元素的最低价只有还原性，元素的中间价态既有氧化性又有还原性。

（2）根据氧化还原反应方程式判断。先在反应物中找出氧化剂（或还原剂），在生成物中找出氧化产物（或还原产物），再比较强弱。氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，还原剂的还原性强于还原产物的还原性。

（3）根据金属、非金属的活动性顺序判断。①根据金属活动性顺序判断。按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属的失电子能力依次减弱，则还原性依次减弱。按K⁺、Ca²⁺、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、Zn²⁺、Fe²⁺、Sn²⁺、pb²⁺（H⁺）、Cu²⁺、Hg²⁺、Ag⁺的顺序，阳离子的得电子能力依次增强，则氧化性依次增强。②根据非金属活动性顺序判断（常见元素）。按F₂、Cl₂、Br₂、I₂、S的顺序，非金属单质的得电子能力依次减弱，则氧化性依次减弱。按F^-、Cl^-、Br^-、I^-、S^2-的顺序，阴离子的失电子能力依次增强，则还原性依次增强。