化学自习室移动版

【易错点01】弱电解质的判断有关的易错点

(1)在相同浓度、相同温度下，弱电解质溶液的导电性比强电解质溶液弱。

(2)浓度与pH的关系。如0.1 mol·L^－1CH₃COOH 溶液的pH＞1，则可证明CH₃COOH 是弱电解质。

(3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH₃COONa 溶液呈碱性，则可证明CH₃COOH 是弱酸。

(4)稀释前后溶液的pH与稀释倍数的关系。例如，将pH＝2的酸溶液稀释至原体积的1000 倍，若pH小于5，则证明该酸为弱酸；若pH 为5，则证明该酸为强酸。

【易错点02】外界条件对电离平衡影响的易错点

(1)加水稀释时，溶液中不一定所有的离子浓度都减小。如稀醋酸加水稀释时，溶液中的c(H^＋)减小，因为温度不变，K_w ＝c(H^＋)·c(OH^－)是定值，故c(OH^－)增大。

(2)电离平衡右移，电解质分子的浓度不一定减小，如对于CH₃COOHCH₃COO^－＋H^＋，平衡后，加入冰醋酸，c(CH₃COOH)增大，平衡右移，根据勒夏特列原理，只能“减弱”而不能“消除”，再次平衡时，c(CH₃COOH)比原平衡时大。

(3)电离平衡右移，离子的浓度不一定增大，如在CH₃COOH 溶液中加水稀释或加少量NaOH固体，都会引起平衡右移，但c(CH₃COOH)、c(H^＋)都比原平衡时要小。

(4)电离平衡右移，电离程度也不一定增大，加水稀释或增大弱电解质的浓度，都使电离平衡向电离方向移动，但加水稀释时弱电解质的电离程度增大，而增大弱电解质的浓度时弱电解质的电离程度减小。

【易错点03】与水的电离有关的易错点

(1)水的离子积常数K_w ＝c(H^＋)·c(OH^－)，不仅适用于纯水，也适用于一切酸、碱、盐的稀溶液。

(2)水的离子积常数说明在任何水溶液中均存在水的电离平衡，都有H^＋和OH^－存在，只是相对含量不同而已。

(3)在不同溶液中，c(H^＋)、c(OH^－)可能不同，但任何溶液中由水电离产生的c(H^＋)、c(OH^－)总是相等的。在K_w的表达式中，，c(H^＋)、c(OH^－)均表示整个溶液中H^＋、OH^－总的物质的量浓度而不是单指由水电离出的c(H^＋)、c(OH^－)。

(4)水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H^＋)和c(OH^－)都增大，故K_w增大，但溶液仍呈中性；对于K_w，若未注明温度，一般认为在常温下，即25 ℃。

【易错点04】与pH试纸使用有关的易错点

(1)pH 试纸不能伸入试液中。

(2)pH 试纸使用前不能用蒸馏水润湿，否则待测液因被稀释可能会产生误差。

(3)广泛pH 试纸只能测出整数值(不精确)，该数不会出现小数。

(4)pH 试纸不能测定氯水的pH，因为氯水呈酸性的同时呈现强氧化性(漂白性)。

【易错点05】溶液的酸碱性的易错点

(1)酸、碱、盐虽然影响水的电离平衡(不水解的盐除外)，造成水电离出的H^＋或OH^－的浓度发生变化，但在25 ℃ 时K_w仍然不变，因为K_w 只与温度有关。

(2)水的离子积常数K_w ＝c(H^＋))·c(OH^－)中H^＋和OH^－不一定是水电离出来的。c(H^＋)和c(OH^－)均指溶液中的H^＋或OH^－的总浓度。这一关系适用于任何稀的水溶液。

(3)在pH＝2的盐酸中(或pH＝12的NaOH 溶液中)由水电离出来的c(H^＋)与C(OH^－)之间的关系是相等的。虽然外界条件改变，水的电离平衡发生移动，但任何时候水电离出来的 c(H^＋)和c(OH^－)总是相等的。

(4)室温下，由水电离出的c(H^＋)＝1×10^－13mol·L^－1 的溶液可能呈强酸性或强碱性，故在该溶液中HCO₃^－、HSO₃^－不能大量共存。

(5)溶液呈现酸、碱性的实质是c(H^＋)与c(OH^－)的相对大小，不能只看pH，一定温度下pH＝6的溶液也可能显中性，也可能显酸性，应注意温度。

(6)25 ℃时，pH＝12的溶液不一定为碱溶液，pH＝2的溶液也不一定为酸溶液，也可能为能水解的盐溶液。

【易错点06】与滴定管使用有关的易错点

(1)滴定管“0”刻度线在上方，尖嘴部分无刻度。

(2)精确度：0.01 mL。

(3)洗涤：先用蒸馏水洗，再用待测液润洗。

(4)盛装溶液时，其液面不一定要在“0”刻度。

(5)赶气泡：酸碱式滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。

(6)由于滴定管的“0”刻度在滴定管的上方，滴定管下端是没有刻度的，故容量为25mL 的滴定管，若滴定过程中用去10.00 mL 的液体，则滴定管中剩余液体体积大于15 mL。

【易错点07】与酸碱中和滴定指示剂选择有关的易错点

(1)不能用石蕊作指示剂。

(2)滴定终点为碱性时，用酚酞作指示剂，例如用NaOH 溶液滴定醋酸。

(3)滴定终点为酸性时，用甲基橙作指示剂，例如用盐酸滴定氨水。

(4)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。

(5)并不是所有的滴定都须使用指示剂，如用标准的KMnO₄溶液滴定Na₂C₂O₄溶液时，溶液呈淡粉红色时即为滴定终点。

【易错点08】与滴定终点的判断有关的易错点

当滴入最后一滴××标准溶液后，溶液变成××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。解答此类题目注意三个关键点：

(1)最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。

(2)颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液的颜色变化。

(3)半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不恢复原来的颜色”。

【易错点09】盐类水解的实质及规律的易错点

(1)“谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性。”如酸性：HCN＜CH₃COOH，则相同条件下碱性：NaCN＞CH₃COONa。

(2)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液显酸性。如NaHSO₄在水溶液中：NaHSO₄===Na^＋＋H^＋＋SO₄^2－。

(3)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。

①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。

如 NaHCO₃溶液中：HCO₃^－H^＋＋CO₃^2－(次要)，HCO₃^－＋H₂OH₂CO₃＋OH^－(主要)。

②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。

如 NaHSO₃溶液中：HSO₃^－H^＋＋SO₃^2－(主要)，HSO₃^－＋H₂OH₂SO₃＋OH^－(次要)。

(4)相同条件下的水解程度：正盐＞相应酸式盐，如CO₃^2－－＞HCO₃^－)。

(5)相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞水解相互抑制的盐。如NH₄^＋)的水解程度：(NH₄)₂CO₃＞(NH₄)₂SO₄＞(NH₄)₂Fe(SO₄)₂，则溶液中NH₄^＋浓度：(NH₄)₂Fe(SO₄)₂＞ (NH₄)₂SO₄＞ (NH₄)₂CO₃。

【易错点10】盐类水解认识的几个易错点

(1)误认为水解平衡向正向移动，离子的水解程度一定增大。

如向FeCl₃溶液中，加入少量FeCl₃固体，平衡向水解方向移动，但Fe^3＋的水解程度减小。

(2)误认为弱酸强碱盐都因水解而显碱性。如NaHSO₃溶液显酸性。

(3)误认为可水解的盐溶液在蒸干后都得不到原溶质。对于水解程度不大且水解产物不离开平衡体系的情况[如Al₂(SO₄)₃]来说，溶液蒸干仍得原溶质。

(4)K_h只受温度影响。它随温度的升高而增大。

(5)K_h越大，表示水解程度越大。

(6)盐类的水解平衡的移动与其他平衡移动一样遵循勒夏特列原理。

(7)盐类水解易受温度、浓度、溶液的酸碱性等因素的影响，以FeCl₃水解为例，当改变条件如升温、通入HCl气体、加H₂O、加铁粉、加NaHCO₃等时，应从平衡移动方向、pH的变化、水解程度、现象等方面归纳总结，加以分析掌握。

(8)当向NH₄NO₃溶液中通入NH₃时，要考虑NH₃·H₂O 浓度的增大对NH₄^＋水解产生抑制，同时NH₄^＋的存在对NH₃·H₂O的电离也产生抑制。不要错误地认为NH₃·H₂O电离产生OH^－，与NH₄^＋水解产生的H^＋反应从而相互促进，因为NH₄^＋、NH₃·H₂O是主要溶质，它们的存在对平衡产生影响，至于它们水解、电离产生的离子浓度很小，不予考虑，这就要求分析时抓住主要矛盾。

(9)稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，但由于溶液体积的增大是主要的，故水解产生的H^＋或OH^－的浓度是减小的，则溶液酸性(或碱性)越弱。

【易错点11】盐溶液蒸干灼烧时所得产物的判断的易错点

(1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质如CuSO₄(aq)蒸干得CuSO₄(s)；Na₂CO₃(aq)蒸干得Na₂CO₃(s)。

(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl₃溶液蒸干得Al(OH)₃，灼烧得Al₂O₃，FeCl₃(aq)蒸干得Fe(OH)₃，灼烧得Fe₂O₃。

(3)考虑盐受热时是否分解。Ca(HCO₃)₂、NaHCO₃、KMnO₄、NH₄Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO₃)₂―→CaCO₃(CaO)；NaHCO₃―→Na₂CO₃；KMnO₄―→K₂MnO₄和MnO₂；NH₄Cl―→NH₃↑＋HCl↑。

(4)还原性盐在蒸干时会被O₂氧化。

如Na₂SO₃(aq)蒸干得Na₂SO₄(s)，FeCl₂FeFeFe₂O₃。

(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如NH₄HCO₃、(NH₄)₂CO₃。

(6)NaClO 溶液蒸干时，既考虑水解，又考虑HClO分解最后剩下NaCl。

【易错点12】难溶电解质溶解度有关的易错点

(1)对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶电解质，K_sp小的溶解度不一定小。

如K_sp(AgCl)＞K_sp(Ag₂CrO₄)，但c(Ag^＋)是Ag₂CrO₄＞AgCl。

(2)不可能使要除去的离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1.0×10^－5mol·L^－1时，沉淀已经完全。

(3)溶解度较小的沉淀，并不一定必须转化为溶解度更小的沉淀。在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀。例如，在BaSO₄的饱和溶液中加入高浓度的Na₂CO₃溶液，只要Q_c(BaCO₃)＞K_sp(BaCO₃)就可以转化成溶解度较大的BaCO₃沉淀。

(4)一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，但溶解度小的沉淀转化成溶解度稍大的沉淀在一定条件下也能实现。

【易错点13】沉淀溶解平衡有关的易错点

(1)沉淀溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，K_sp增大，但Ca(OH)₂相反。

(2)对于沉淀溶解平衡A_mB_n(s)mA^n＋(aq)＋nB^m－(aq)，K_sp ＝c^m(A^n＋)·cⁿ(B^m－)，对于相同类型的物质，K_sp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。

【易错点14】K_sp的概念及影响因素的易错点

(1)当难溶电解质化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，K_sp越小，则难溶电解质在水中的溶解能力就越弱；如果组成中阴、阳离子个数比不同，K_sp不能用于直接判断溶解能力的强弱。

(2)溶解平衡一般是吸热的，温度升高平衡右移，K_sp增大，但Ca(OH)₂相反。

(3)在一定条件下，溶解度小的沉淀也可以转化成溶解度较大的沉淀。