選修4《化學(xué)反應(yīng)原理》常見的不一定

龍阜 趙莽焱

1.原電池的兩個電極不一定是兩個金屬活動性不同的電極。

例如燃料電池的兩個電極可以相同。

2.原電池中活動性強的金屬不一定是負極。

例如Mg、Al、NaOH（ aq）構(gòu)成的原電池中Al作負極;Al、Cu、濃硝酸構(gòu)成的原電池中Cu作負極。所以原電池中活動性不同的金屬哪種作負極還與電解質(zhì)的性質(zhì)有關(guān)。

3.原電池放電過程中負極質(zhì)量不一定減少。

例如鉛蓄電池放電時負極的Pb轉(zhuǎn)化變成PbSO4，負極質(zhì)量增大了。

4.原電池中，正極本身一定不參與反應(yīng)，負極本身不一定參與反應(yīng)。

例如燃料電池的負極本身一定不參與反應(yīng)，燃料（還原劑）在負極發(fā)生氧化反應(yīng)。

5.化學(xué)反應(yīng)速率越大，現(xiàn)象不一定越明顯。

例如NaOH溶液與鹽酸的中和反應(yīng)速率快，但無明顯現(xiàn)象。

6.化學(xué)反應(yīng)不一定都必須用單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度改變量來表示反應(yīng)速率。

例如部分反應(yīng)可用單位時間內(nèi)某物質(zhì)的質(zhì)量、物質(zhì)的量、體積、壓強的變化量來表示化學(xué)反應(yīng)速率。

7.化學(xué)反應(yīng)速率改變，但化學(xué)平衡不一定發(fā)生移動。

例如H2（g）+I2（g）==2HI（g）平衡時縮小體積增大壓強或擴大體積減小壓強時，速率發(fā)生同等程度變化，平衡不發(fā)生移動。只有化學(xué)反應(yīng)速率發(fā)生改變且不相等時，平衡一定發(fā)生移動。

8.化學(xué)平衡正向移動，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率不一定增大。

例如A（g）+B（g）==C（g）反應(yīng)達到平衡時，增大A的濃度，平衡正向移動，但A的轉(zhuǎn)化率降低，B的轉(zhuǎn)化率增大。

9.化學(xué)平衡發(fā)生移動，平衡常數(shù)不一定改變。

因平衡常數(shù)只受外界因素中溫度影響，當(dāng)濃度或壓強引起平衡移動時，平衡常數(shù)并不發(fā)生改變。

10.化學(xué)平衡正向移動，正反應(yīng)速率不一定增大。

例如2NH3（g）-N2（g）+3H2（g）平衡時，擴大體積減小壓強，平衡正向移動，但正逆反應(yīng)速率都減小。

11.可逆反應(yīng)K越大不一定反應(yīng)速越快。

K值越大，表示反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大，正反應(yīng)進行的程度越大，但并不能表示反應(yīng)速率越大。

12.△G

△C<0只能判斷反應(yīng)的正反應(yīng)方向可以自發(fā)進行，但不能確定反應(yīng)是否一定會發(fā)生，也不能確定反應(yīng)的快慢。

13.弱電解質(zhì)的電離不一定都吸熱。

大多數(shù)弱電解質(zhì)的電離過程是吸熱的，但也有例外，如HF的電離過程是放熱的。

14.電離平衡右移，離子濃度不一定增大。

例如弱電解質(zhì)電離達平衡時，向體系加水，電離平衡右移，但離子濃度均減小。

15.電離平衡右移，弱電解質(zhì)的電離程度不一定增大。

例如弱電解質(zhì)電離達平衡時，增加弱電解質(zhì)濃度，電離平衡右移，弱電解質(zhì)的電離程度減小的。

16.強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電能力強。

電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與電解質(zhì)的強弱無必然聯(lián)系，只與電解質(zhì)溶液中離子濃度和離子所帶的電荷有關(guān)。例如極稀的鹽酸溶液與濃度較大醋酸相比，醋酸導(dǎo)電能力強。又如難溶強電解質(zhì)BaSO4的飽和溶液其導(dǎo)電能力很弱，因溶液中離子濃度很小。

17.弱電解質(zhì)的電離平衡右移，電離常數(shù)不一定增大。

電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與平衡的移動方向無關(guān)。如果溫度不變，其它條件變化導(dǎo)致電離平衡向右移動，電離平衡常數(shù)保持不變。

18.不同的弱酸溶液，Ka越大的c（H+）不一定越大。

弱酸溶液中c（H+）的大小，與電離常數(shù)Ka有關(guān)也和弱酸濃度有關(guān)。

19.同一弱電解質(zhì)，電離度越大電離常數(shù)不一定越大。

例如同一弱電解質(zhì)，溫度不變，濃度越稀電離度增大，但電離常數(shù)不變。

20.Ka或Kb越大不一定溶液離子濃度越大或?qū)щ娔芰υ綇姟?/p>

Ka或Kb表示的是弱酸或弱堿電離程度的大小，與平衡時弱酸或弱堿電離的陰、陽離子、弱電解質(zhì)分子濃度有關(guān)，不能表明Ka或Kb越大，離子濃度越大或?qū)щ娔芰υ綇姟?/p>

21.pH =7的溶液不一定顯中性。

溶液的酸堿性取決于c（H+）與c（OH -）的相對大小，即c（H+）>c（OH -），溶液顯酸性;c（H+）

22.中和滴定，達到滴定終點時，所得溶液不一定顯中性。

因為滴定終點溶液的酸堿性主要看反應(yīng)產(chǎn)物的成分和指示劑的變色范圍，所以終點時溶液不一定顯中性。

23.恰好完全中和時，溶液不一定顯中性。

恰好完全中和時，溶液的酸堿性取決于生成物的性質(zhì)，例如生成物為強酸強堿鹽則溶液顯中性、強酸弱堿鹽則溶液顯酸性、弱酸強堿鹽則溶液顯堿性，所以恰好完全中和時，溶液不一定顯中性。

24.溶液呈中性的鹽，不一定是強酸、強堿生成的鹽。

強酸、強堿生成的鹽顯中性，但弱酸、弱堿生成的鹽也可能顯巾性，例如CH3COONH4溶液也顯中性。

25.酸式鹽溶液不一定顯酸性。

強酸的酸式鹽一定顯酸性，弱酸酸式鹽不一定顯酸性，例如NaHSO3溶液電離程度大于水解程度，其溶液顯酸性;NaHCO3溶液電離程度小于水解程度，其溶液顯堿性。

26.同物質(zhì)的量濃度弱酸、弱酸鹽混合溶液不一定顯酸性。

同物質(zhì)的量濃度弱酸、弱酸鹽混合溶液的酸堿性取決于弱酸、弱堿鹽的電離程度和水解程度的相對大小，例如同物質(zhì)的量濃度的CH3COOH、CH，COONa混合溶液，由于CH3COOH的電離程度大于CH3COO -的水解程度，溶液顯酸性;類似的同物質(zhì)的量濃度HCN、NaCN混合溶液顯堿性。

27.用蒸餾水潤濕的pH試紙測溶液的pH，不一定會使結(jié)果偏低。

例如用蒸餾水潤濕的pH試紙測中性溶液的pH，潤濕對測定結(jié)果無影響;潤濕后測酸性溶液導(dǎo)致測定偏大：潤濕后測堿性溶液導(dǎo)致測定偏小。

28.某鹽溶液呈酸性，該鹽不一定發(fā)生了水解反應(yīng)。

例如NaHSO。溶液顯酸性，是由于發(fā)生了電離，導(dǎo)致溶液顯酸性。

29.水解相互促進的離子在同一溶液不一定不能共存。

水解相互促進的離子若發(fā)生完全水解則一定不能共存，例如A13+、Fe3+與HCO3、C02-、AlO2-因相互促進水解不共存。但例如NH4+與CH、COO -、HCO3、CO2-等水解時相互促進，其水解程度比單一水解程度大，但水解程度仍然比較弱，能夠共存。

30.Ksp小的難溶電解質(zhì)的溶解度不一定小。

難溶電解質(zhì)組成巾陰、陽離子個數(shù)比相同時，Ksp越小的水中溶解性越小，一般溶解度也越小。難溶電解質(zhì)組成中陰、陽離子個數(shù)比不相同時，Ksp小的難溶電解質(zhì)的溶解度不一定小，Ksp相差不大時不能比較。例如AgCI飽和溶液、Ag2CrO4飽和溶液（Ksp分別為1.8×10 -10。、1.9×10 -12）經(jīng)計算c（Cl-）≈1.3×10 -5mol/L、c（CrO4 -）≈8×10 -5mol/L.

31.溶度積小的難溶電解質(zhì)不一定不能轉(zhuǎn)化成溶度積較大的難溶電解質(zhì)。