化学反应原理复习。化学反应原理复习。自然科学和社会科学中具有普遍意义的基本规律。是在大量观察、实践的基础上，经过归纳、概括而得出的。既能指导实践，又必须经受实践的检验。下面是小编辛苦为朋友们带来的2篇《化学反应原理复习》，希望能够对困扰您的问题有一定的启迪作用。
化学反应原理复习 篇一
第一章
一、焓变 反应热
1、反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2、焓变（ΔH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）。符号： △H(2)。单位：kJ/mol
3、产生原因：化学键断裂——吸热 化学键形成——放热
放出热量的化学反应。（放热>吸热） △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应 ② 酸碱中和反应
③ 大多数的化合反应 ④ 金属与酸的反应
⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应
③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应 ④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1.概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1、概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2、强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=-57.3kJ/mol
3、弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4、中和热的测定实验
五、盖斯定律
1、内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章
一、化学反应速率
1. 化学反应速率(v)
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/(L·s)
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.※注意：(1)、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
(一)1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）
变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
化学反应原理复习 篇二
【主题一】各类方程式的规范书写及有关反应规律。
目的是熟练掌握各类反应原理及反应规律，强化巩固化学用语。
1.热化学方程式的规范书写与盖斯定律。
热化学方程式的书写除了遵循书写普通化学方程式的原则外，还应注意：物质的聚集状态（同素异形体还要注明物质的名称）、ΔH的正负号与单位、化学计量数（可整数也可分数）与ΔH的对应关系、当反应逆向进行时的ΔH与正反应的ΔH数值相等符号相反。盖斯定律可用于计算热化学方程式中的焓变，一般用加减法处理。例略。
2.电极方程式的规范书写与电池反应规律。
电极方程式与电池总反应式的书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原
则外，还应注意：原电池的正、负极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；两电极反应（半反应）相加，消去电子后得总反应式；识别好电解质溶液或熔融电解质或固体电解质中的微粒是否参与电极反应。（以下例略）
①仅有一电极材料参与反应的。一般是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，正极反应规律一般为析氢、吸氧、析金属等。
②两电极材料均参与反应的。如铅蓄电池等各种二次电池。两电极材料通常由金属和金属化合物构成，一般规律是参与反应的金属电极作负极，另一电极为正极，其反应视题设信息确定。
③两电极材料均不参与反应的，电极仅作导电载体。如各种燃料电池。可燃物失电子为负极，氧化剂如氧气等得电子为正极。在书写电极反应式时，应考虑各种不同电解质对电极反应的影响。
3.电解方程式的规范书写与电解反应规律。
电解方程式的规范书写除了遵循书写氧化还原反应方程式的原则外，还应注意：电解池的阴、阳极分别发生还原、氧化反应并注明电子得失；阳极是非惰性电极时，阳极金属参与反应，不是溶液中的阴离子放电；H2O在电解池的电极方程式中可拆成H+与OH-，但在总的电解方程式中必须写成H2O的形式，这与书写离子方程式的要求一样；电解方程式要注明“通电”的反应条件。
用惰性电极的电解反应规律：（例解略）
①电解水：如电解含氧酸、强碱、活泼金属的含氧酸盐等溶液。
②电解电解质：如电解无氧酸 （氢氟酸除外）、不活泼金属无氧酸盐等溶液。
③放氧生酸型：如电解不活泼金属含氧酸盐等溶液。
④放氢生碱型：如电解活泼金属无氧酸盐溶液等溶液。
4.水解方程式的规范书写与水解反应规律。
水解方程式的规范书写除了遵循书写化学方程式、离子方程式的原则外，还应注意：单水解微弱，其水解方程式中一般不写“==”、不标“↓、↑”，通常用“ ”表示；多元弱酸盐的水解是分步进行的，以第一步水解为主；多元弱碱盐也是分步水解，但可以一步完成；阴、阳离子都发生水解时，相互促进，水解趋于完全，书写沉淀与气体的生成物时可用“↓、↑”，中间可用“==”相连。
水解反应规律：
①谁弱谁水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性。越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。（例略）
②相互促进水解（双水解）：如Al3+、Fe3+等与CO32-、HCO3-、SiO32-、[Al(OH)4]-等；Al3+与S2-、HS-;NH4+与SiO32-、[Al(OH)4]-等。但不能绝对化，如：Cu2+与S2-、HS-等发生沉淀(CuS)反应；Fe3+与 S2-、HS-等发生氧化还原反应；NH4+与CO32-、HCO3-、CH3COO-等相互促进程度较小，可以大量共存。
5.离子方程式的规范书写与离子反应规律。
规范书写离子方程式的基本原则：只有易溶于水和易电离的物质才写成离子形式。难溶物、难电离物、氧化物、气体、单质等仍用化学式表示。要符合电荷守恒。其余要求与规范书写化学方程式的要求相同。
离子反应规律：（例解略）
①复分解反应，如生成难溶物或微溶物、生成气体、生成弱电解质等反应。
②氧化还原反应，如溶液中的置换反应、强氧化性的微粒与强还原性的微粒间反应、某些歧化反应或归中反应等。
③双水解反应（见上述第4点）。
④络合反应，如Fe3+与SCN-反应等。
⑤沉淀转化反应，如FeS与Cu2+反应等。
【主题二】各种概念性的判据汇集。
目的是熟练掌握各种概念性的判据，强化相关概念的正确判断。
1.吸热反应与放热反应的判据。
①微观判据：断键吸收总能量>成键放出总能量，则吸热，反之放热。
②宏观判据：反应物总能量>生成物总能量，则放热，反之吸热。
③能量图判据：图中能量表现出“上坡”的为吸热；图中能量表现出“下坡”的为放热。
④经验判据：常见放热反应：酸碱中和反应、燃烧反应、物质的缓慢氧化、活泼金属跟水或酸的反应、铝热反应；一般的化合反应是放热反应：如合成氨、SO2与O2等（C与CO2反应等除外）。常见吸热反应：盐的水解、铵盐与碱的反应、一般的分解反应、C、CO、H2为还原剂的反应等。弱电解质的电离也是吸热。
2.原电池与电解池的判据。
有外加直流电源的装置是电解池，无外加电源的装置是原电池。多池组合且无外加电源时，一般是含有最活泼金属的池为原电池，其余的都是电解池。若多池组合中，最活泼的电极相同时，两极间活泼性差别较大的是原电池，其余的是电解池。电解池中，阳极金属、镀层金属、电解液的金属离子为同一元素时为电镀池；阳极为粗铜、阴极为精铜，电解液含铜离子的为精炼池。
3.正负极与阴阳极的判据。
①原电池正负极的判据（认真判断一极，另一极相反）：电极材料相对较活泼金属是负极；电极反应中元素化合价上升、失电子、发生氧化反应的为负极；电子流出或电流流入的一极是负极；阴离子流向的一极为负极；反之，为正极。溶解的一极为负极，质量增加或放出气体的一极为正极。例外：Mg、Al与NaOH溶液构成原电池，Al为负极。Cu、Al（或Fe）与浓硝酸构成原电池，Cu为负极。
②电解池阴阳极的判据（认真判断一极，另一极相反）-t7t8美文号§www. ：与电源正极（电流流入的）相连的是阳极；发生氧化反应（电子流出的）的'是阳极；阴离子流向的一极为阳极；阴离子放电、金属失重、有水参加的电解液pH减小的一极为阳极；反之，为阴极。
4.化学平衡的判据。
①速率判据：对同一物质而言，v（正)=v(逆），反应达平衡；对不同物质而言，某两种物质的速率比（其速率必须是异向的，能体现一正一逆）与平衡方程式的化学计量数比相等，反应达平衡。
②浓度判据：反应体系中各组分的浓度保持不变，反应一定达到平衡。可以是各组分的质量、质量分数、物质的量、物质的量分数、分子数、气体体积、气体的体积分数、转化率、产率保持不变，则反应达平衡。
③各种物理量的总量判据：混合气体的总物质的量n（总)、总分子数N（总）、总体积V（总）、总压强P(总）等保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，则反应一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，则反应不一定达平衡。
④混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量的判据：混合气体的平均摩尔质量或平均相对分子质量(M=m/n)保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，且a+b≠c+d，M一定，则反应一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，且a+b=c+d，M一定，则反应不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。
⑤混合气体密度的判据：混合气体的密度（ρ=m/V）保持一定或不变，反应不一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，在体积固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。若反应为aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在压强固定的密闭容器中，混合气体的密度保持不变，则反应不一定达平衡。若反应物与生成物有固体参与反应的，要视具体平衡反应分析。
⑥颜色判据：有颜色物质参与反应的平衡，若颜色不变，反应一定达平衡。
⑦绝热体系的温度判据：绝热条件下，体系内部的温度不随时间的改变而改变时，则反应已达平衡。
⑧浓度商与平衡常数判据：在一定温度下，任意可逆反应在某一时刻的浓度商Q与该反应的化学平衡常数K进行比较，若Q=K，则反应达平衡；若Q≠K，则反应未达平衡。若QK，则反应逆向进行。
5.强弱电解质的判据。
①微观判据：部分电离、溶质分子与离子间存在电离平衡的是弱电解质；否则，是强电解质。
②宏观判据：强酸、强碱、绝大多数盐属于强电解质；弱酸、弱碱、水属于弱电解质。
③符号判据：电离式为HA==H++A-是强电解质；电离式为HA H++A-是弱电解质。
④现象判据：测得0.1mol·L-1某酸HA溶液的pH>1，则HA为弱电解质；测得0.1mol·L-1某盐NaA溶液的pH>7，则HA为弱电解质；若将pH=3的某酸HA溶液稀释100倍，pH<5，则HA为弱电解质；在某酸HA溶液中加入NaA固体，测得某酸HA溶液pH增大，则HA为弱电解质。
⑤比较判据：同浓度的盐酸与某酸HA进行导电性比较，导电能力弱的是弱电解质。同体积同浓度的盐酸与某酸HA分别与颗粒大小相同的Zn、Na2CO3等反应，某酸HA放出气体的速率小于盐酸，则HA为弱电解质。同体积同pH的盐酸与某酸HA分别与足量的Zn、Na2CO3、NaOH等反应，消耗Zn、Na2CO3、NaOH的量，某酸HA多于盐酸，则HA为弱电解质。
【主题三】各种排序性知识的比较汇集。
目的是熟练掌握各种排序性知识的比较方法，提高定性比较的思维能力。
1.焓变大小的比较及热量大小的比较。
比较反应热（ΔH）大小的原则，应将ΔH的正负号与数值看做一个整体比较，即带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，ΔH反而越小。吸热反应的ΔH肯定比放热反应的大。而比较热量大小时不必带符号比较。（以下例解略）
① 利用物质聚集状态比较反应热的大小：当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。
②利用热化学方程式比较：当化学计量系数加倍或减半时，反应热也要随之加倍或减半。互为可逆的热化学反应，其反应热数值相等，符号相反。
③利用反应物和生成物的性质比较：若反应物性质越稳定，则放出热量越少；若生成物性质越稳定，则放出热量越多。如：对互为同素异形体的单质来说，由不稳定状态单质转化为稳定状态的单质要放热，因为能量越低越稳定。对于同一主族的不同元素的单质来说，与同一物质反应时，生成物越稳定或反应越易进行，放出的热量越多。而有些物质在溶于水或电离时吸收热量（如弱酸或弱碱电离吸热）或放出热量（如浓硫酸溶于水放热），在比较总反应热时，不要忽视这部分热量。
④利用反应进行的程度比较：对于分步进行的反应来说，反应进行的越彻底，其热效应越大。如果是放热反应，放出的热量越多；如果是吸热反应，吸收的热量越多。如：等量的碳燃烧生成一氧化碳放出的热量少于生成二氧化碳时放出的热量。对于可逆反应来说，反应进行的程度越大，反应物的转化率越高，吸收或放出的热量也越多。
⑤利用盖斯定律比较。
2.金属腐蚀快慢的比较。
①金属活性差别越大，氧化还原反应速率越快，金属腐蚀就越快。
②对同一金属在不同介质中：强电解质>弱电解质>非电解质
③对同一金属来说：电解池的阳极>原电池的负极化学腐蚀>原电池的正极>电解池的负极。（以上例略）
3.金属还原性强弱与金属离子氧化性强弱的比较。
①利用金属活动顺序比较：排在前面的金属元素原子的还原性强，排在后面的金属元素阳离子的氧化性强。
②利用元素周期表比较：同主族从上往下的金属还原性增强，相应金属离子氧化性减弱；同周期从左往右的金属还原性减弱，相应金属离子氧化性增强。
③利用氧化还原反应规律比较：在自发的氧化还原反应中，氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物，氧化性：氧化剂>氧化产物，还原性：还原剂>还原产物。
④利用原电池反应原理比较：两种不同金属构成原电池的两极时，还原性强弱一般是负极金属>正极金属。
⑤利用电解原理比较：电解池中，氧化性越强的金属阳离子优先在阴极放电。
⑥利用金属反应的剧烈程度比较：金属反应越剧烈的还原性越强。如Na、Mg、Al与水反应；Mg、Zn、Fe与同浓度的稀硫酸反应等。
⑦利用金属反应放出的热量大小比较：金属反应放出热量越多的还原性越强。
⑧利用相应碱的碱性强弱比较：最高价氧化物对应水化物的碱性越强，相应金属的金属性越强，其还原性也就越强。
4.反应速率大小的比较。
利用化学反应速率比较反应进行的快慢，不能只看反应速率的数值大小，要注意：
①用同一物质的反应速率比较反应快慢时，必须要换算为在速率单位一致的前提下再进行比较。
②若用不同物质的反应速率比较反应进行的快慢时，除要保证单位一致外，还要根据反应速率之比等于化学计量数之比换算为同一物质的速率后再比较。
③一般来说，随着反应时间的延长，反应物浓度减小，反应速率也随着减小。
5.酸或碱强弱的比较及盐水解程度大小的比较。
①根据电离常数大小比较：Ka越大，酸性越强；相应酸根离子的水解程度越小。Kb越大，碱性越强；相应金属离子的水解程度越小。
②根据元素的非金属性、金属性强弱比较：成酸元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性越强。成碱元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强。
如酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3;碱性LiOH
③根据“强制弱”的反应原理比较：酸+盐→新盐+新酸，则酸性：酸>新酸；碱+盐→新盐+新碱，则碱性：碱>新碱。
④根据不同价态比较：在同种元素的含氧酸中，元素的化合价越高，酸性越强。如酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。
⑤根据原子半径大小比较：同主族元素组成的无氧酸中，成酸元素的原子半径越大，无氧酸酸性越强。如HI>HBr>HCl >HF。
⑥根据记忆比较：非同一主族元素的无氧酸酸性：HCl>HF>H2S。
6.水的电离程度大小的比较。
分组法：酸或碱<中性溶液<水解盐。凡是酸、碱组的，均是抑制水的电离，故水的电离程度均变小；凡是水解盐组的，均是促进水的电离，故水的电离程度均变大。酸或碱溶液的酸性或碱性越大，水的电离程度就越小。水解盐的水解程度越大，水的电离程度就越大。
7.溶液pH大小的比较。
分组法：pH（酸性溶液）
如酸性组：①同浓度强酸，元数越大，[H+]越大，pH越小。②同浓度强酸与弱酸，强酸溶液中[H+]大，pH小。③同浓度同元弱酸，酸越弱，[H+]越小，pH越大。④同浓度强酸弱碱盐，水解程度越大，酸性越强，pH越小。⑤同浓度强酸与强酸弱碱盐，强酸pH小。⑥同浓度弱酸与强酸弱碱盐，视题设信息具体分析。如CH3COOH4Cl。碱性组类似。
8.粒子浓度大小的比较。
比较思路：一看有无反应；二看有无电离与水解；三看是否定量计算还是定性比较；四看属于何种守恒。注意所有溶液中均有水的电离，不可忽视。
①单一溶质的溶液，只电离的：由电离式分析。如强电解质H2SO4，[H+]>[SO42-]>[OH-]。如弱电解质H3PO4，注意多步电离，[H+]>[H2PO4-]>[HPO42-]> [PO43-]>[OH-]。
②单一溶质的溶液，只水解的：由水解式分析。如NH4Cl，[Cl-]>[NH4+]>[H+] > [OH-]。又如Na2SO3，注意多步水解，[Na+]>[SO32-]>[OH-]>[HSO3-] >[H+]。
③单一溶质的溶液，既有电离又有水解的：由电离式与水解式共同分析。注意NaHSO3、NaH2PO4等溶液，电离程度大于水解程度。NaHCO3、NaHS等溶液，水解程度大于电离程度。如NaHCO3，[Na+]>[HCO3-]>[OH-]>[H+]>[CO32-]。又如NaHSO3，[Na+]>[HSO3-]>[H+]>[OH-]>[SO32-]。
④混合溶液，不反应的：由电离式与水解式共同分析。注意电离程度与水解程度的相对强弱。如等物质的量的CH3COOH与CH3COONa混合溶液或等物质的量的NH3·H2O与NH4Cl混合溶液，均为弱酸或弱碱的电离程度大于相应盐的水解程度，故有[CH3COO-]>[Na+]>[CH3COOH]>[H+]>[OH-]或[NH4+]>[Cl-]> [NH3·H2O]>[OH-]>[H+]。又如等物质的量的HCN与NaCN混合溶液或HClO与NaClO的混合溶液，均为盐的水解程度大于相应酸的电离程度，故有[HCN]>[Na+]>[CN-]>[OH-]>[H+]或[HClO] >[Na+]> [ClO-]>[OH-]>[H+]。
⑤混合溶液，会反应的：先按照给定量确定反应后余下的溶质。若恰好完全反应，生成的是酸或碱则考虑电离；生成的是盐则考虑水解。若反应物过量，则根据过量程度考虑电离或水解。其他分析比较同上。（例略）
⑥溶液中有离子互相影响的：由电离式与水解式共同分析。如物质的量浓度相等的A. （NH4)2CO3、B.NH4Cl、C. (NH4)2SO4、D. (NH4)2Fe(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六种溶液中c(NH4+）的大小。[NH4+]由大到小的顺序为：D> C>A> E> B >F。又如NH4HSO4溶液中各离子浓度大小顺序为：[H+]>[SO42-]> [NH4+] > [OH-] 。
【主题四】各类化学计算的有效模式。
目的是熟练掌握各种化学计算方法与模式，提高定量计算的思维能力。
1.焓变计算。
模式之一：根据物质的总能量计算。ΔH=生成物总能量-反应物总能量
模式之二：根据物质的总键能计算。ΔH=反应物总键能-生成物总键能
模式之三：盖斯定律计算。此类计算纯属数学运算，其运算模式就可定位为“加减乘除”。“加减”的目的是解决目标方程式中各物质不同边的问题。可将目标方程式与已知方程式相比较，若物质同边的则把相应的已知方程式相加，若物质异边的则相减。因为减后该物质掉个方向进入异边，与目标方程式中的物质相一致。“乘除”的目的是解决目标方程式中各物质系数不同的问题。若已知方程式中物质的系数比目标方程式中物质的系数小，则乘上相应的倍数，若已知方程式中物质的系数比目标方程式中物质的系数大，则除以相应的倍数。依此模式，快速列式，带好符号，认真运算。
模式之四：根据热化学方程式计算。将ΔH看作是热化学方程式中的一项，按普通化学方程式列比例进行计算，得出有关数据。（以上例解略）
2.电化学计算。
模式之一：根据电子守恒法计算。如串联电池各电极常见产物的关系：
4e-~4H+~4OH-~4Cl-~4Ag+~2Cu2+~2H2~ O2~2Cl2~4Ag ~2Cu ~2H2O
模式之二：根据电荷守恒法计算。电解质溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
模式之三：根据方程式计算：电极反应式、电池反应总化学方程式、电解反应的总化学方程式中有许多定量关系可列比例式计算。（以上例解略）
3.反应速率计算。
模式之一：根据定义式计算。注意用物质的转化量（浓度）计算。
模式之二：根据化学方程式式计算。同一个化学反应mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)，当用不同物质表示同一化学反应的反应速率时，反应速率之比等于化学计量数之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)：v(D)=m∶n：p：q。（以上例解略）
4、有关平衡常数（含K、Kw、Ka、Kb、Ksp）及转化率等计算。
模式：“三段式”。对于计算反应物的转化率、各组分的转化浓度、转化的物质的量、平衡浓度、平衡时的物质的量以及平衡时的各组分体积分数等，“三段式”有助于沟通已知与未知的关系，形式直观明确，各量清楚直白，可以快速列式解题。各种平衡方程式决定了各种平衡常数的表达式。Kw、Ka、Kb、Ksp等只要模仿K平衡常数计算即可。（例解略）
5.有关[H+]、[OH-]、pH以及各种微粒浓度的计算。
①强酸或强碱的单一溶液：计算原则“遇酸则酸，遇碱则碱”，注意物质的组成即酸或碱的元数。如同浓度的HCl与H2SO4的[H+]不同。又如NaOH溶液先求出溶液的[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。
②弱酸或弱碱的单一溶液：计算依据是电离式与电离平衡常数，注意难溶电解质要依据溶度积计算。
③强酸或强碱的稀释：强酸中的[H+]每稀释10n倍，pH增大n个单位。强碱中的[OH-]每稀释10n倍，pH减小n个单位。注意：常温下无限稀释强酸或强碱，溶液的pH只能接近于7，不能跨越7，即稀释后强酸液的pH不能大于7，稀释后强碱液的pH不能小于7。
④弱酸或弱碱的稀释：弱酸或弱碱稀释促进电离，只做定性分析，不作计算。但稀释10倍以后pH靠近不到一个单位。如将pH=3的醋酸溶液稀释10倍后，溶液的pH为：4>pH>3。
⑤两强酸混合：两强酸溶液等体积混合后pH等于混合前溶液pH小的加0.3。如pH=3和pH=5的两种盐酸等体积混合后，pH=3.3。若非等体积混合，则先求两酸中H+的物质的量，再由混合后溶液的总体积求[H+]，最后求pH。
⑥两强碱混合：两强碱溶液等体积混合后pH等于混合前溶液pH大的减0.3。如pH=10和pH=12的两种烧碱溶液等体积混合后，pH=11.7。若非等体积混合，则先求两碱中OH-的物质的量，再由混合后溶液的总体积求[OH-]，再由Kw求出溶液的[H+]，最后求pH。
⑦强酸与强碱中和（含中和滴定计算）：计算依据是H++OH-==H2O。注意先判断过量与混合溶液的体积变化。若恰好完全中和，pH=7;若酸过量，求过量酸的[H+]。若碱过量，求过量碱的[OH-]。注意中和滴定的平行实验所需溶液的体积应取平均值计算。
⑧其他电解质溶液中各种微粒浓度的计算：注意依据化学式或化学方程式或各种守恒式中的定量关系求解。（以上例解略）
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