例析高中化學十誤區

周興偉

誤區一：氯化氫、氯化鈉溶于水是物理變化的誤區

分析 化學反應的實質是舊的化學鍵斷裂新的化學鍵生成。如果按此原理解釋，那么氯化氫、氯化鈉溶于水發生電離形成對應的離子，只存在舊鍵斷裂而沒有新的化學鍵形成，應該都屬于物理變化。

那么在教學中，有些學生就會問：氯化氫溶于水生成水合氫離子不也是有新鍵形成嗎？

對此可做如下解釋：

其實溶解的過程包括兩個方面：一個是擴散過程，另一個是水合過程。二者溶于水時既有擴散又會形成水合離子，所以氯化鈉、氯化氫溶于水既是物理變化又是化學變化。但從矛盾的主要方面來看，氯化鈉是以擴散過程為主，溶于水是物理變化，而氯化氫溶于水則是以水合過程為主，是化學變化。

誤區二：具有丁達爾現象的分散系一定是膠體的誤區

分析 丁達爾現象是區分膠體和溶液的最簡單方法。那么是否能夠發生丁達爾現象的分散系一定是膠體呢？

在光的傳播過程中，當光線照射到粒子時，如果粒子大于入射光波長很多倍，則發生光的反射；如果粒子小于入射光波長，則發生光的散射，這時觀察到的是光波環繞微粒而向其四周放射的光，稱為散射光或乳光。丁達爾效應就是光的散射現象或稱乳光現象。由于溶液中粒子大小一般不超過1 nm，而膠體粒子介于溶液中溶質粒子和濁液粒子之間，其大小在1 nm～100nm，小于可見光波長（400 nm～750 nm），因此，當可見光透過膠體時會產生明顯的散射作用。而對于真溶液，雖然分子或離子更小，但因散射光的強度隨散射粒子體積的減小而明顯減弱，因此，真溶液對光的散射作用很微弱。此外，散射光的強度還隨分散體系中粒子濃度增大而增強。

所以說，膠體能有丁達爾現象，而溶液幾乎沒有，可以采用丁達爾現象來區分膠體和溶液。

實驗證明，當有光線通過懸濁液時有時也會出現光路， 但是由于懸濁液中的顆粒對光線的阻礙過大，使得產生的光路很短。濁液也有丁達爾現象，特別是分散質的微粒接近100nm的時候，隨著微粒的直徑加大，濁液的丁達爾效應減弱或消失。應該說丁達爾效應是區分膠體與溶液的方法，而不是用來判斷膠體的。

誤區三：氫氧化鋁與酸堿反應的誤區

1.氫氧化鋁只能與強酸不與弱酸反應的問題

分析 比如氫氟酸雖是個弱酸，但是它可以比同濃度下的鹽酸更迅速地溶解氫氧化鋁，原因在于生成的三氟化鋁進一步和氫氟酸配合形成極易溶于水且很穩定的六氟合鋁酸（H3AlF6），而鹽酸和氫氧化鋁反應通常只生成三氯化鋁，由于三氯化鋁易水解沒有前者穩定，所以氫氟酸這個弱酸反而比同濃度的鹽酸、硫酸等強酸溶解氫氧化鋁速度要快。注意：只能說不易和弱酸反應，并不一定是絕對不反應。新制備的氫氧化鋁是可以溶解于酸的，其中也包括中強酸和大部分弱酸，但是比醋酸弱的酸，就不易溶解氫氧化鋁了（如碳酸、硼酸、氫硫酸、氫氰酸等就不和氫氧化鋁反應）。然而久置的氫氧化鋁就變得不易溶于酸了（包括強酸）。另外，氫氧化鋁和酸的反應也取決于生成的鋁離子是否和酸根形成穩定的配合物。（中學階段的考試可以認為不反應）

2.氫氧化鋁溶于強堿而不易和弱堿反應的問題

分析 如氨水，如果是稀氨水，則幾乎不與氫氧化鋁反應；如果是濃氨水，由于OH-濃度相對較大，則會有部分氫氧化鋁溶解，但是生成的偏鋁酸銨部分水解為氫氧化鋁，一部分氫氧化鋁又被濃氨水溶解為偏鋁酸銨，則形成動態的化學反應平衡。

但是可以認為氫氧化鋁不和難溶性堿反應，原因是溶液中的OH-濃度極小。

誤區四：濃硫酸溶于水是物理變化的誤區

分析 當硫酸溶解于水時，一方面是硫酸分子擴散在水里，在這個物理過程里，要吸收一定的熱量；另一方面又發生化學過程，即硫酸分子跟水分子之間有強的化合能力，生成水合氫離子。

硫酸跟水生成相當穩定的水合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O、H2SO4·4H2O等（在低溫時這些水合物可從溶液里以晶體形式析出）。由于形成水合氫離子和各種水合物時放出大量的熱（1 mol硫酸在20°C時與過量的水混合，溶解熱為85.5 kJ），放出的熱量多于吸收的熱量，因此，稀釋濃硫酸時會放出大量的熱，其溶于水的過程是化學反應。

誤區五：原電池中較活潑的金屬為負極，較不活潑的金屬為正極的誤區

分析 這句話在大多數情況下是對的。但是如果是Mg、Al連接放入NaOH溶液中，哪一個是負極？如果是Cu、Al連接放入濃硝酸中，哪一個是正極？

原電池中的正負極是由電極電位所決定的，而電極電位與相關條件（如介質）有關。以上所說兩例中均是較不活潑的金屬為負極，而原來的描述對于初學者來說也并無不妥，關鍵是在理解時應該清楚它不是什么公理公式，只是在大多數情況下如此判斷。

我們知道，原電池反應實質是自發的氧化還原反應，所以對這種問題我們不妨換個角度看：把正極和負極兩種金屬組成的合金投入溶液，哪種物質反應或哪種物質更容易自發的與電解質溶液反應，它就是負極。

誤區六：氧化還原反應中，氧化劑的氧化性大于氧化產物，還原劑的還原性大于還原產物的誤區

分析 這句話本身并沒有問題，但應該注意的是：

1.該規律成立的前提是自發的氧化還原反應。

2.通過某些反應比較判斷出的強弱順序不一定能引申到其他反應中。

如果把該規律引申到非自發的氧化還原反應中，那就是錯誤的。如若從電解水反應中得出H2O的氧化性大于O2，那就違背事實了。

物質的氧化性和還原性強弱（實際是電極電位高低）與物質的本性、外界條件（如溫度、濃度、酸堿性等）有關。物質本身的性質才是主要影響因素，但當本身氧化性（或還原性）強弱比較接近時，外界條件的改變可以顛倒其順序。如：

而電鍍鋅時陰極上卻是Zn2+放電而非H+。因此在比較氧化性（或還原性）強弱時應該是有前提的（即反應發生時的條件），不能隨意引申，否則就會得出相反的結論。

誤區七：完全由非極性鍵構成的分子是非極性分子的誤區

分析 人教版選修三《物質結構與性質》（只含非極性鍵的分子一定是非極性分子）。大多數情況的確如此，但O3是完全由非極性鍵組成的，如果說它是非極性分子，卻是錯誤的。

實際上判斷一種物質是極性分子還是非極性分子，應該看分子的正電中心和負電中心是否重合，而正負電荷中心是否重合，可通過觀察其空間結構是否關于中心對稱來判斷。O3分子結構是V形，分析其成鍵情況知：中心氧原子與兩邊的氧原子電子云并不相同（有點類似SO2），所以鍵還是有點極性的，因而分子也是有極性的，這點也可以從O3性質得到證明（沸點160.6K比O2沸點90K高不少、在水中溶解性比O2大10倍）。

誤區八：復分解反應條件之一是生成難溶物質的誤區

分析 新、舊人教版教材在闡述復分解反應的條件時都說“復分解反應條件之一是生成難溶物質”。其實這樣說會給學生的學習產生誤區，不少學生會認為只有生成難溶物質才會有沉淀。實際上在一定條件下，溶質的量只要超過溶解度所允許值，不論難溶物質還是易溶物質都能沉淀，（如向飽和碳酸鈉溶液中通CO2就會析出沉淀），反應也就因此而發生了（誤區是學生往往把生成沉淀和析出晶體分開來理解，而從溶解平衡角度來說這實際是一回事）。建議教材把“復分解反應條件之一是生成難溶物質”改成“復分解反應條件之一是生成沉淀”，這樣會更嚴謹。

中學化學中由微溶物轉化成難溶物、難溶物轉化成難溶物、易溶物轉化成易溶物（沉淀）的例子并不少，可以讓學生從溶解平衡角度來理解復分解反應，這樣在知識上和能力上都會得到提高。反之，有些學生總是很難理解為什么侯氏制堿法中NaHCO3會生成且析出。

誤區九：弱堿陽離子與弱酸根不能大量共存的誤區

分析 弱堿陽離子與弱酸根不能大量共存，這不能一概而論。

在中學階段不少資料上的離子能否共存習題中都認為：弱堿陽離子與弱酸根因發生雙水解而不能大量共存，這是錯誤的。如醋酸銨、碳酸氫銨等就是弱堿陽離子與弱酸根可以大量共存的例子（如NH+4和HCO-3、CO2-3、S2-、HS-等雙水解不能進行到底而能大量共存）。而有些弱堿陽離子與弱酸根互促水解程度大，甚至生成沉淀或氣體脫離反應體系而不能大量共存（如Al3+和HCO-3、CO2-3、S2-等），所以在命題和教學中應該注意加以區分，不能犯科學性錯誤。

誤區十：Ca2+與HCO-3能大量共存的誤區

有些離子不能大量共存，但在中學化學階段卻誤認為能大量共存，如從澄清石灰水中通入CO2先有沉淀后溶解，就認為Ca2+與HCO-3能大量共存就是不對的。

將0.05 mol/L CaCl2與0.50 mol/L NaHCO3兩溶液相混合卻發現可以生成CaCO3沉淀。理論上分析，當NaHCO3溶液的物質的量濃度低于0.50 mol/L、CaCl2溶液的濃度低于1×10-5 mol/L時，或二者的濃度都很小時，相互滴加就難以觀察到渾濁。而中學化學中這一實驗一般是定性實驗，所以配制的溶液濃度都不會太低，因此，認為Ca2+與HCO-3能大量共存，似乎不太妥當。

不僅如此，若用0.08 mol/L的BaCl2溶液代替CaCl2溶液，也能產生明顯渾濁現象。而由澄清石灰水制的Ca（HCO3）2濃度是很稀的，故能溶解。

理論和實驗都證明：NaHCO3溶液和CaCl2溶液濃度越低越難產生渾濁。所以筆者認為：Ca2+與HCO-3能大量共存是缺乏理論依據的。

總之，化學基本觀念的形成既不可能是空中樓閣，也不可能通過大量記憶化學知識自發形成，它需要學生在積極主動的探究活動中，深刻理解有關化學知識和核心概念，并通過在新情景中的應用，不斷提高頭腦中知識的系統性和概括性水平，逐步形成對化學的總括性認識。通過實驗探究完善對知識的整合，提高學生的知識水平和思維能力，在解決實際問題時就不會陷入知識誤區。

（收稿日期：2015-05-18）