《化学反应原理》知识点归纳.doc

宜兴市第二高级中学高二化学选修《化学反应原理》知识点归纳
专题一：化学反应与能量变化
一、反应热、焓变
1．反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，叫反应热。包括燃烧热和中和热。
电离 ： 注意：
水解 ： 吸热反应的发生不一定需要
常见的吸热反应： 铵盐与碱的反应：如NH4Cl与Ba(OH)2•8H2O 加热才能进行。
大多数的分解反应：CaCO3== CaO + CO2
生产水煤气：C + H2O == CO+H2
碳和二氧化碳的反应：C+CO2=2CO
燃烧反应
注意：
放热反应不一定常温下就自发进行，可能需要加热或点燃条件。
金属与酸（或水）的反应
常见的放热反应： 酸碱中和反应
自发的氧化还原反应
CaO(Na2O、Na2O2)与水的反应
浓酸与强碱溶于水
2、焓变：在恒温恒压的条件下，化学反应过程中吸收或放出的热量称为反应的焓变。
符号：用ΔH表示 单位：kJ/mol
放热反应：ΔH= —QkJ/mol；或ΔH<0 吸热反应：ΔH= +QkJ/mol；或ΔH>0
3、反应热产生的原因：
宏观：反应物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________
微观：化学反应过程中化学键断裂吸收的能量与新化学键生成所放出的能量不同，ΔH=____________

二、热化学方程式
1.热化学方程式的概念：能表示反应热的化学方程式，叫做热化学方程式。热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。
2.书写热化学方程式时的注意点
（1）需注明ΔH的“+”与“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比较ΔH的大小时，要考虑ΔH的正负。
（3）要注明反应物和生成物的状态：g、 l、s、aq
（3）各物质前的化学计量数表示物质的量，不表示分子个数，因此，可以是整数也可以是分数，但系数与ΔH的值一定要相对应。
（4）要注明反应温度和压强，但中学化学中所用ΔH的数据一般都是在101kPa和25℃时的数据，因此可不特别注明；
（5）对于可逆反应，其ΔH同样要与系数相对应，但若按系数投料反应，则由于可逆反应不能进行完全，其反应热的数值会比ΔH的数值要小。

三、燃烧热、热值与中和热：
1．燃烧热：在1atm下，1mol物质完全燃烧的反应热叫做该物质的标准燃烧热。（物质完全燃烧是指含有的氮元素转化为N2（g），氢元素转化为H2O(l)，碳元素转化为CO2(g)
2、热值：在1atm下，1g物质完全燃烧的反应热叫做该物质的热值。（糖类、脂肪、蛋白质中热值最高的是脂肪）
3、中和热：是指在稀溶液中的强酸和强碱反应生成1mol水时（无沉淀或气体生成）的反应热。
H+（aq） + OH-(aq) == H2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol
注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反应生成1molH2O时：
（2）浓硫酸的稀NaOH反应生成1molH2O时：
（3）有稀的弱酸或弱碱发生中和反应生成1molH2O时：

四、反应热的测定：
1、用量热计进行测定
2、盖斯定律及其应用：一个化学反应，不论是一步完成还是分几步完成，其总的热效应是完全相同的。
例题： 科学家盖斯曾提出：“不管化学过程是一步完成或分几步完成，这个总过程的热效应是相同的。”利用盖斯定律可测某些特别反应的热效应。
3、利用键能进行计算：
例题：.CH3-CH3→CH2=CH2+H2，有关化学键的键能如下：试计算该反应的反应热。
化学键
C-H
C=C
C-C
H-H
键能（kJ/mol）
414.4
615.3
347.4
435.3

五、能源：
1、化石能源：煤、石油、天然气；缺点：蕴藏量有限，不能再生，利用率低，污染环境。
2、新能源：太阳能、氢能、地热能、风能、生物质能等，特点：资源丰富、可再生，无污染或少污染。

六、化学能与电能的转化：
1、原电池与电解池的反应原理比较：
原电池：将自发进行的氧化还原反应分开在两极上进行，使电子的转移通过导线定向移动形成电流，从而实现化学能向电能的转变。
电解池：利用外电源使氧化还原反应（一般不能自发进行）分开在两极上进行，从而将电能转化为化学能。
2、原电池与电解池的构造比较：
装置
原电池
电解池
组成
条件
1、两个活泼性不同的电极
2、电解质溶液；
3、形成闭合的电路
1、两个电极（活泼性可同也可不同）；
2、电解质溶液（或熔化的电解质）
3、直流电源； 4、闭合回路
电极名
称及电
极反应
负极：电子流出，还原剂，发生氧化反应
正极：电子流入，氧化剂，发生还原反应

阴极：与电源负极相连，阳离子得电子发生还原反应
阳极：与电源正极，阴离子（或活性电极）失电子发生氧化反应
能量转化
化学能转化为电能
电能转化为化学能
电子和
阴阳离子
的流向
电子：
电流：
电解质溶液中的阴离子：
电解质溶液中的阳离子：

电子：
电流：
电解质溶液中的阴离子：
电解质溶液中的阳离子：

电解池中：活性电极： 惰性电极
3、常见的原电池

负极反应
正极反应
原电池总反应
介质酸碱性
锌锰干电池

Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2
碱性
铅蓄电池

Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+H2O
酸性
银锌电池

Zn+Ag2O=ZnO+2Ag
碱性
燃
料
电
池
氢氧燃料电池

2H2 + O2 == 2H2O
酸性

碱性

中性

熔融金属氧化物（O2-）
甲醇

碱性

酸性
甲烷

碱性

酸性
熔融盐燃料电池
2CO+2CO32—4e-==
4CO2

2CO+O2 == 2CO2
Li2CO3和Na2CO3熔融盐
铝、空气、海水电池

4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3
(实质为金属的吸氧腐蚀)
海水
注意：蓄电池要注意充电和放电的方向；蓄电池在充电时与电源连接方式：正接正、负接负。
提醒：有机物燃料电池：若电解质溶液为酸性溶液，则总是为“有机物+O2= CO2+ H2O”（再配平）
若电解质溶液为碱性溶液，则总是为“有机物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平）

4、电解规律：
（1）阴阳两极的放电顺序：阴极：
阳极：
（注意阳极的电极材料，若材料是活性电极，则电极材料优先放电，溶液中的阴离子不能放电）
（2）常见的电解类型（阴阳极均采用惰性电极）：
类型
实例
阴极反应
阳极反应
总反应
恢复原溶液
电解电解质型
HCl

CuCl2

电解水型
H2SO4

NaOH

Na2SO4

放氢生碱型
NaCl

放氧生酸型
CuSO4

AgNO3

5、原电池原理和电解原理的应用：
（1）原电池原理的应用：
加快反应速率：
金属的腐蚀：化学腐蚀：
电化学腐蚀：钢铁的吸氧腐蚀：
钢铁的析氢腐蚀：
金属的防护：(1)覆盖保护层、(2)改变内部结构、
(3)利用原电池原理（牺牲阳极的阴极保护法）、(4)利用电解原理（外加电源的阴极保护法）

（2）电解原理的应用：
I:氯碱工业：实验原理：化学反应_________________________离子反应_________________________
实验现象及产物的检验：阴极区： 阳极区：
饱和食盐水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除：
II：铜的电解精炼（或其它金属的电解精炼）： 粗铜中含Zn、Fe、Ag、Au等杂质
原理：阳极：粗铜，电极反应：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要)
阴极：纯铜 Cu2++2e-=Cu 电解质溶液：CuSO4溶液 阳极泥：
III：电镀：阴极：镀件 阳极：镀层金属 电镀液：含镀层金属阳离子的盐溶液作电镀液
特点：理论上电镀液的组成及酸碱性保持不变
IV：电解熔融盐制活泼金属：
钠：阴极： 阳极：
镁：阴极： 阳极：
铝：阴极： 阳极：

专题二：化学反应速率与化学平衡
一、化学反应速率
1．表示方法：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示
公式：v＝△c/△t 单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
注意：① 由于反应过程中，随着反应的进行，物质的浓度不断地发生变化（有时温度等也可能变化），因此在不同时间内的反应速率是不同的。通常我们所指的反应速率是指平均速率。
② 同一化学反应的速率可以用不同物质浓度的变化来表示，其数值不一定相同，但都表示该反应的反应速率。其数值之比等于化学计量数之比：对于反应：mA＋nB pC＋qD
则有：VA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q
③固体或纯液体（或溶剂）的浓度为常数，一般不用来表示反应速率
④同一个反应的速率在一段时间内：一般靠前时间段内的反应速率比靠后时间段内的反应速率快，因为浓度随反应进行而减小。（但有些放热反应一开始由于温度升高，反应速率可能先加快后再减慢。）
2．有效碰撞
（1）有效碰撞是指能发生化学反应的碰撞，发生有效碰撞的分子具有足够的能量，且具有合适的取向。
（2）活化分子是指有可能发生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反应物分子的平均能量高。
（3）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能
3．影响化学反应速率的因素
影响速率的因素有内部与外部因素，内因由参加反应的物质的性质决定，是主要因素。
外部因素：当反应一定时，外部因素对反应的影响。
（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物（或生成物）浓度，可以增大反应速率。（从微观上看是单位体积内活化分子个数增多）
注意：①对固体，反应速率与其表面积大小有关，一般认为其浓度为一常数，它的量的多少对速率无影响，但固体颗粒大小对反应速率有影响。纯液体浓度也可看成是一常数。
②对可逆反应而言，在增大反应物浓度的瞬间，v正突然增大后减小，v逆不变后增大
（2）温度：其它条件不变时，升高温度可以加快反应速率；降低温度可以减小反应速率。（从微观上看是增大了活化分子百分数）
注意：① 一般温度每升高10℃，反应速率增大为原来的2～4倍。
② 对可逆反应而言，升高温度可使正逆反应速率同时增大，但吸热方向速率增大的倍数更大。
（3）压强：对于有气体参加的反应，其它条件不变时，增大压强可以增大反应速率；减小压强，可以减小化学反应速率。（从微观上看是增大了单位体积内的活化分子个数）
注意：①对可逆反应而言，增大压强可同时增大正逆反应速率，但气体体积缩小方向的速率增大的倍数更大。
（4）催化剂：使用合适催化剂能同等程度地影响正逆反应速率。（不会导致化学平衡的移动。）（从微观上看是增大了活化分子百分数）
注意：①催化剂增大化学反应速率的原因是催化剂通过参与化学反应，改变了化学反应途径，（降低了反应的活化能）使化学反应速率加快。催化剂本身在反应前后质量保持不变。
②酶的催化作用：
（5）其他：如：颗粒纯度：与稀酸反应，粗锌比纯锌快（形成原电池）；激光、射线、超声波、紫外线等。
二：化学反应的方向：
1、 反应方向的判据：能量判据：能量从高到低，焓变ΔH<0
熵变判据：混乱度：从有序到无序，熵变ΔS>0
（熵变从小到大的过程：S→l→g；固体溶解；气体分子数增多）
2、反应方向的判断：ΔH<0、ΔS>0：反应自发进行
ΔH>0、ΔS<0：反应不自发
ΔH>0、ΔS>0：高温为自发
ΔH<0、ΔS<0：低温下自发
注意：①自发反应不一定在任何条件下都能发生，有些自发反应需要在一定条件下才能发生。
非自发反应并不是一定不能反应，在一定条件下，非自发反应也可能发生（如电解）
②反应的自发性只能用于判断反应的方向，不能确定反应是否一定发生或发生的速率的大小。
三、化学平衡：一定条件下可逆反应达到最大反应限度时即达到了化学平衡。
1．化学平衡状态
（1）概念：化学平衡状态是指一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
（2）特征：逆、等、动、定、变
2．平衡状态的判断
①同种物质的V正=V逆
②各组分的浓度（或百分含量或体积分数）保持不变（注意非相等或与系数成比例
③压强：等体反应_________ 非等体反应_________
恒容时气体密度：全部为气体物质_________ 部分为气体物质_________
气体的平均分子量：
体系的颜色： (体系的颜色变化是否一定有平衡的移动？)
3．化学平衡常数：生成物系数次方的乘积比上反应物系数次方的乘积
注意：①一个反应的化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强等无关。（温度升高，K值如何变化？）
②平衡常数反映了反应进行的程度，不表示速率的快慢，（不能说K越大，反应速率越快），一定温度下，K越大，说明反应进行的越完全。
③对固体或纯液体，浓度视为常数。
④平衡常数的表达式与化学方程式的书写有关：如：N2+3H2 2NH3 K1=__________
2NH3 N2+3H2 K2=__________；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=___________
K1与K2的关系为______________；K1与K3的关系为_______________。
四、化学平衡的移动：化学平衡的建立是有条件的，暂时的，当条件改变时，平衡就有可能发生移动。
1．平衡移动方向的确定：根据条件改变时，v正’和v逆’的相对大小
（1）条件改变时， 若v正’>v逆’，平衡向正反应方向移动
若v正’<v逆’，平衡向逆反应方向移动
若v正’=v逆’，平衡不移动
（2）勒沙特列原理：改变影响化学平衡的一个条件，平衡总是向减弱这种改变的方向移动。
2．影响化学平衡的因素
（1）浓度： ① 固体量的多少对平衡没有影响
② 离子反应只有改变参与反应的离子浓度才会影响平衡
③ 增加一个反应物的浓度能增大其他反应物的转化率，而其本身的转化率则减小。
（2）压强： ① 压强仅对气体反应的平衡有影响。而且对气体体积相同的反应的平衡无影响。
② 若在平衡体系中充入稀有气体
在等温等容条件下，对平衡无影响
在等温等压条件下，使平衡向气体体积扩大方向移动
（3）温度：
（4）催化剂： ① 催化剂通过参与反应改变化学反应途径加快化学反应速率
② 催化剂在化学反应前后质量保持不变
③ 催化剂中毒
注意：（1）不要把化学平衡的移动和反应速率变化混为一谈
（2）不要把化学平衡的移动和常衡常数K值变化混为一谈
3．化学平衡移动的限度问题：新的平衡值总是介于原平衡值和突变值之间
4、等效平衡问题：
（1）：外界条件相同时，可逆反应只要起始浓度相当，无论经过何种途径，都可以达到相同的平衡状态。
外界条件相同：通常可以是①同T同V，②同T同P
相同的平衡状态：通常是指平衡混合物各组分的百分含量相同，但各组分的物质的量、浓度可能不同
（2）方法：极限转化后与原平衡比较。
同T同V时：非等体反应：极限转化后的物质投料与原平衡的投料完全相同。
等体反应：极限转化后的物质投料比与原平衡的投料比相同即可。

同T同P时：不管是等体反应还是非等体反应，极限转化后的物质投料比与原平衡的投料比相同即可。
例题1、在一固定容积的密闭容器中充入2molA和1molB，发生反应：2A(气)+B(气) xC(气),达到平衡后，C的体积分数为W%。若维持容器体积和温度不变，按0.6molA、0.3molB和1.4molC为起始物质，达到平衡后，C的体积分数仍为W%，则x值为 （ ）
A、1 B、2 C、3 D、4
例题2、某温度下，向某密闭容器中加入1molN2和3molH2,使之反应合成NH3，平衡后测得NH3的体积分数为m。若T不变，只改变起始加入量，使之反应平衡后NH3的体积分数仍为m，若N2、H2、NH3的加入量用X、Y、Z表示应满足：
（1）恒定T、V： （2）恒定T、P：
[1]若X=0，Y=0，则Z=___________。 [1]若X=0、Y=0，则Z____________。
[2]若X=0.75，Y=_______，Z=___________。 [2]若X=0.75,则Y________，Z_________。
[3]X、Y、Z应满足的一般条件是_________。 [3]X、Y、Z应满足的一般条件是_______。
例题3、在一个固定体积的密闭容器中，保持一定温度，进行以下反应，H2(气)+Br2(气) 2HBr(气)，已知加入1mol H2和2molBr2时，达到平衡后生成amolHBr(见下表已知项)，在相同条件下，且保持平衡时各组分的百分含量不变，对下列编号（1）－（3）的状态，填写表中空白：
编号
起始状态（mol）
平衡时HBr的物质的量（mol）
H2
Br2
HBr
已知
1
2
0
a
（1）
2
4
0

（2）

1
0.5a
（3）
m
n(n≥2m)

5、等效假设法的运用：对于同一个可逆反应，当涉及到物质的量改变时，一般考虑用等效假设法。
例题：1、一定温度下，将2molPCl3和1molCl2充入容积不变的密闭容器内，在一定条件下反应：
PCl3+Cl2 PCl5。各物质均为气态，达到平衡时，PCl3转化率为a1
①若此时移走1molPCl3和0.5molCl2，相同条件下达到平衡，PCl3转化率为a2，则
A、a1>a2 B、a1<a2 C、a1=a2 D、无法确定
②若此时充入2molPCl3和1molCl2, 相同条件下达到平衡，PCl3转化率为a2，则
A、a1>a2 B、a1<a2 C、a1=a2 D、无法确定
③若此时充入2molPCl3和1molCl2,再次达到平衡，压强为P2，与第一次平衡的压强P1`相比，则
A、2P1>P2 B、2P1=P2 C、2P1<P2 D、无法确定
6、有关化学平衡图像问题：
常见图像问题：（1）浓度----时间图像：
（2）速率----时间图像：
（3）平衡图像：转化率（或百分含量或浓度等）-----时间------温度（或压强）
分析方法：抓起点、拐点、终点； 先拐先平； 定一议二。

7、有关化学平衡的计算：设法列出“三个量”：起始量、变化量、平衡量。
其中“变化量”最关键，变化量之比等于系数比
8、速率理论和平衡原理的应用：合成氨工业：反应的特点和条件的选择：
硫酸工业中SO2的催化氧化：反应的特点和条件的选择：
专题三：溶液中的离子反应
一、弱电解质的电离平衡：
1、电解质与非电解质：电解质：
非电解质：
2、强电解质与弱电解质：强电解质：
弱电解质：
注意：电解质溶液导电能力的强弱：与溶液中离子浓度和离子所带电荷多少有关，而与溶质的溶解度大小和电解质的强弱无关。
3、电解质的电离方程式书写：H2SO4： Ba(OH)2：
H2SO3： NH3•H2O：
KClO3： NaHCO3：
NaHSO4： （NH4）2Fe(SO4)2：
4、弱电解质的电离平衡的建立与特征：
5、弱电解质的电离平衡的影响因素：内因：电解质本身的强弱
外因：温度：
浓度：
同离了效应：
例题：1、相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸和一元弱酸比较：

C(H+)
PH
中和碱
的能力
与足量活泼金属反
应产生H2的量
开始与金属反应的速率
HCl

CH3COOH

例题：2、相同PH、相同体积的一元强酸和一元弱酸比较：

C(H+)
C(酸)
中和碱
的能力
与足量活泼金属
反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
加水稀释后PH值大小
HCl

CH3COOH

例题：3、0.1mol/L的氨水，改变下列条件，下列各项如何变化？

加H+
加水
加NaOH固体
升高温度
加NH4NO3固体
加浓氨水
平衡移动

C（NH4+）

C（OH-）

6、电离平衡常数和电离度：
7、证明弱电解质的方法：如：证明醋酸为弱酸：
（1）导电性实验：测同浓度的HCl和CH3COOH的导电性：
（2）测溶液的PH：a、测0.01mol/L的CH3COOH的PH值：
b、测CH3COONa溶液的PH值：
c、将PH=1的CH3COOH稀释到100倍，测其PH值：
d、在PH=1的HCl中加入少量CH3COONa固体，测其PH值：
（3）与活泼金属反应的剧烈程度：等体积等浓度的HCl和CH3COOH中加锌：
（4）与碱反应：等体积等PH的HCl和CH3COOH分别与同浓度NaOH反应消耗NaOH的量：
二、水的电离平衡和溶液的酸碱性：
1、水的电离平衡：电离方程式：H2O H+ + OH- 或2H2O H3O+ + OH-
2、水的电离平衡常数与水的离子积：
K=C（H+）•C（OH-）/C（H2O），由于水的浓度是一常数：C（H2O）=55.5mol/L
∴水的离子积Kw = K•C（H2O）= C（H+）•C（OH-）
注：只要是在水溶液中，不管是酸性溶液还是碱性溶液，都存在水的电离平衡，则水的的离子积一定成立。
3、水的电离平衡的影响因素：
温度： T↑， 水的电离平衡“→”， Kw：↑
如：25℃时Kw=1.0×10-14，当温度升高到100℃时Kw≈1.0×10-12(课本上是5.5×10-13,为了计
算方便，我这里用了1.0×10-12)
加酸或加碱：
加盐：分情况讨论：
加酸式盐：分情况讨论：
4、溶液的酸碱性判断： 若C（H+）>C（OH-），溶液呈酸性
看溶液中的C（H+）和C（OH-）的相对大小： 若C（H+）=C（OH-），溶液呈中性
若C（H+）<C（OH-），溶液呈碱性
若在常温下也可以看溶液的PH值：PH=7中性；PH<7酸性；PH>7碱性。
任何情况下的纯水一定呈中性：如：25℃时纯水PH=7或100℃时纯水PH=6
5、酸、碱溶液的PH值计算：
（1）PH值的大小与溶液酸碱性及C（H+）大小的关系：
（2）PH值使用范围一般在0~14之间，当C（H+）或C（OH-）>1mol/L时，则直接用浓度表示更方便。
（3）有关溶液PH值的计算：
I：单一溶液的PH的计算
例1：求室温下纯水的PH=_______；100℃时纯水的PH=________。
例2：求0.01mol/L的HCl溶液的PH=________；0.01mol/LH2SO4的PH=________
例3：常温下PH=2的HCl和PH=2的H2SO4溶液中H+离子浓度大小关系为_______
例4：常温下0.5×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH________
归纳规律： 若该溶液是酸性溶液，必先确定c(H+)，再进行PH的计算。若该溶液是碱性溶液，必先确定c(OH-)，可根据c(H+)·c(OH-)=Kw换算成c(H+)，再求PH，或引用PH定义，由c(OH-)直接求POH，再根据PH+POH=PKw，换算出PH。
II、溶液稀释后的PH的计算
1、强酸或强碱的稀释：
例1：将PH=2的稀盐酸加水稀释至100（即102）倍，则溶液PH=__，PH的变化值为_
例2：将PH=12的NaOH稀释至100（即102）倍，则溶液PH=__，PH的变化值为___
例3：将PH=5的盐酸稀释100倍，其PH为________
将PH=8的NaOH溶液稀释100倍，其PH为________
注意点：酸液或碱液无限稀释时________________________________________________
2、弱酸或弱碱的稀释
例4：将PH=3的醋酸溶液，稀释100倍，PH为_________________；
将PH=10的氨水，稀释100倍，PH为____________________；
归纳规律：在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其PH范围。
PH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3＜PH≤5；PH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤PH＜10。
例5、PH=11的氨水溶液和氢氧化钠溶液，用蒸馏水稀释100倍，二者的PH的关系是
A．氨水的PH大于氢氧化钠的PH B．氨水的PH小于氢氧化钠的PH
C．都比原来小 D．氨水比原来的大，氢氧化钠比原来的小
III、溶液混合后的PH的计算
 两种溶液混合后，首先应考虑是否发生化学变化，其次考虑溶液总体积变化，一般来说溶液的体积没有加和性，但稀溶液混合时，常不考虑混合后溶液的体积的变化，而取其体积之和（除非有特殊说明）。
1、两强酸混合后的PH的计算
例1、PH=4的盐酸和PH=2的盐酸等体积混合后，溶液的PH最接近于
A．2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7
2、两强碱混合后的PH的计算
例2：PH=10的NaOH溶液和PH=12的Ba(OH)2溶液等体积混合，其PH=_________
归纳规律：
知识拓展——0.3规则（近似规则）
若两种强酸溶液或两种强碱溶液等体积混合，且其PH相差2或2 以上时，混合液的PH有如下近似规律：
两强酸等体积混合时，混合液的PH=PH小+0.3；
两强碱等体积混合时，混合液的PH=PH大－0.3。
如上述例1若用0.3规则，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.
3、强酸与强碱溶液混合后的PH的计算
例1、60ml0.5mol/LNaOH溶液和40ml0.4mol/L硫酸混合后，溶液的PH最接近于
A. 0.5 B. 1.7 C. 2 D. 13.2
根据n(H+)与n(OH-)的相对大小先判断酸、碱的过量情况。
⑴强酸与强碱恰好完全反应，溶液呈中性，PH=7。
⑵若酸过量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V总。
⑶若碱过量，溶液呈碱性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V总，
再求出c(H+)混。
⑷若未标明酸碱的强弱，混合后溶液PH不定，应分析讨论。
例2：若强酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，当PH1+ PH2=___，溶液呈中性；
PH1+ PH2______，则溶液呈碱性；PH1+ PH2_________，则溶液呈酸性。
例3：若弱酸（PH1）和强碱（PH2）等体积混合，且PH1+ PH2=14，则混合后溶液PH___
例4、在室温下等体积的酸和碱的溶液，混合后PH一定小于7的是
A．PH=3的硝酸和PH=11的氢氧化钠溶液 B．PH=3的盐酸和PH=11的氨水
C．PH=3的硫酸和PH=11的氢氧化钠溶液 D．PH=3的醋酸和PH=11的氢氧化钠溶液
IV：酸、碱液中水的电离分析：
例1：PH=2的HCl溶液中，由水电离出来的H+浓度为_________mol/L
PH=12的NaOH溶液中，由水电离出来的H+浓度为_________mol/L
常温下某溶液中，由水电离出的C(H+)=1×10-10mol/L，该溶液的PH为___________
练习：1、某温度下纯水中C（H+）=2.0×10-7mol/L，则C（OH-）=_______mol/L
若温度不变向水中通入HCl得到0.02mol/L的HCl，则PH=____；溶液中C(OH-)=_____
2、有PH=12的KOH溶液10ml，要使它的PH降为11；（1）如果加水，应该加水___ml
（2）若加入PH=10的NaOH溶液应加____ml；
（3）若加入0.001mol/L的H2SO4，应加_____ml。
3、在常下，有PH=a的HCl和PH=b的NaOH溶液，取VaLHCl和VbLNaOH溶液混合恰好完全中和，（1）若a+b=14，则Va/Vb=_______；（2）若a+b=13，则Va/Vb=_______；
（3）若a+b=15，则Va/Vb=_______；（4）若a+b>14，则Va/Vb=_______（填表达式）；
4、PH=12的NaOH和PH=2的某酸溶液等体积混合，混合液的PH
A、=7 B、≥7 C、≤7 D、无法判断
5、常温下，若体积为Va、PH=a的某一元强酸与体