《化學(xué)反應(yīng)原理》知識(shí)點(diǎn)歸納.doc

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專題一：化學(xué)反應(yīng)與能量變化 一、反應(yīng)熱、焓變 1．反應(yīng)熱：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中放出或吸收的熱量，叫反應(yīng)熱。包括燃燒熱和中和熱。 電離 ： 注意： 水解 ： 吸熱反應(yīng)的發(fā)生不一定需要 常見(jiàn)的吸熱反應(yīng)： 銨鹽與堿的反應(yīng)：如NH4Cl與Ba(OH)2?8H2O 加熱才能進(jìn)行。 大多數(shù)的分解反應(yīng)：CaCO3== CaO + CO2 生產(chǎn)水煤氣：C + H2O == CO+H2 碳和二氧化碳的反應(yīng)：C+CO2=2CO 燃燒反應(yīng) 注意： 放熱反應(yīng)不一定常溫下就自發(fā)進(jìn)行，可能需要加熱或點(diǎn)燃條件。 金屬與酸（或水）的反應(yīng) 常見(jiàn)的放熱反應(yīng)： 酸堿中和反應(yīng) 自發(fā)的氧化還原反應(yīng) CaO(Na2O、Na2O2)與水的反應(yīng) 濃酸與強(qiáng)堿溶于水 2、焓變：在恒溫恒壓的條件下，化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中吸收或放出的熱量稱為反應(yīng)的焓變。 符號(hào)：用ΔH表示 單位：kJ/mol 放熱反應(yīng)：ΔH= —QkJ/mol；或ΔH<0 吸熱反應(yīng)：ΔH= +QkJ/mol；或ΔH>0 3、反應(yīng)熱產(chǎn)生的原因： 宏觀：反應(yīng)物和生成物所具有的能量不同，ΔH=_____________________________ 微觀：化學(xué)反應(yīng)過(guò)程中化學(xué)鍵斷裂吸收的能量與新化學(xué)鍵生成所放出的能量不同，ΔH=____________ 二、熱化學(xué)方程式 1.熱化學(xué)方程式的概念：能表示反應(yīng)熱的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。熱化學(xué)方程式不僅表示了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了化學(xué)反應(yīng)中的能量變化。 2.書寫熱化學(xué)方程式時(shí)的注意點(diǎn) （1）需注明ΔH的“+”與“—”，“+”表示 ，“—”表示 ；比較ΔH的大小時(shí)，要考慮ΔH的正負(fù)。 （3）要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)：g、 l、s、aq （3）各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量，不表示分子個(gè)數(shù)，因此，可以是整數(shù)也可以是分?jǐn)?shù)，但系數(shù)與ΔH的值一定要相對(duì)應(yīng)。 （4）要注明反應(yīng)溫度和壓強(qiáng)，但中學(xué)化學(xué)中所用ΔH的數(shù)據(jù)一般都是在101kPa和25℃時(shí)的數(shù)據(jù)，因此可不特別注明； （5）對(duì)于可逆反應(yīng)，其ΔH同樣要與系數(shù)相對(duì)應(yīng)，但若按系數(shù)投料反應(yīng)，則由于可逆反應(yīng)不能進(jìn)行完全，其反應(yīng)熱的數(shù)值會(huì)比ΔH的數(shù)值要小。 三、燃燒熱、熱值與中和熱： 1．燃燒熱：在1atm下，1mol物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒熱。（物質(zhì)完全燃燒是指含有的氮元素轉(zhuǎn)化為N2（g），氫元素轉(zhuǎn)化為H2O(l)，碳元素轉(zhuǎn)化為CO2(g) 2、熱值：在1atm下，1g物質(zhì)完全燃燒的反應(yīng)熱叫做該物質(zhì)的熱值。（糖類、脂肪、蛋白質(zhì)中熱值最高的是脂肪） 3、中和熱：是指在稀溶液中的強(qiáng)酸和強(qiáng)堿反應(yīng)生成1mol水時(shí)（無(wú)沉淀或氣體生成）的反應(yīng)熱。 H+（aq） + OH-(aq) == H2O(l) ; △H= —57.3kJ/mol 注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： （2）濃硫酸的稀NaOH反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： （3）有稀的弱酸或弱堿發(fā)生中和反應(yīng)生成1molH2O時(shí)： 四、反應(yīng)熱的測(cè)定： 1、用量熱計(jì)進(jìn)行測(cè)定 2、蓋斯定律及其應(yīng)用：一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不論是一步完成還是分幾步完成，其總的熱效應(yīng)是完全相同的。 例題： 科學(xué)家蓋斯曾提出：“不管化學(xué)過(guò)程是一步完成或分幾步完成，這個(gè)總過(guò)程的熱效應(yīng)是相同的?！崩蒙w斯定律可測(cè)某些特別反應(yīng)的熱效應(yīng)。 3、利用鍵能進(jìn)行計(jì)算： 例題：.CH3-CH3→CH2=CH2+H2，有關(guān)化學(xué)鍵的鍵能如下：試計(jì)算該反應(yīng)的反應(yīng)熱。 化學(xué)鍵 C-H C=C C-C H-H 鍵能（kJ/mol） 414.4 615.3 347.4 435.3 五、能源： 1、化石能源：煤、石油、天然氣；缺點(diǎn)：蘊(yùn)藏量有限，不能再生，利用率低，污染環(huán)境。 2、新能源：太陽(yáng)能、氫能、地?zé)崮堋L(fēng)能、生物質(zhì)能等，特點(diǎn)：資源豐富、可再生，無(wú)污染或少污染。 六、化學(xué)能與電能的轉(zhuǎn)化： 1、原電池與電解池的反應(yīng)原理比較： 原電池：將自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)分開(kāi)在兩極上進(jìn)行，使電子的轉(zhuǎn)移通過(guò)導(dǎo)線定向移動(dòng)形成電流，從而實(shí)現(xiàn)化學(xué)能向電能的轉(zhuǎn)變。 電解池：利用外電源使氧化還原反應(yīng)（一般不能自發(fā)進(jìn)行）分開(kāi)在兩極上進(jìn)行，從而將電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能。 2、原電池與電解池的構(gòu)造比較： 裝置 原電池 電解池 組成 條件 1、兩個(gè)活潑性不同的電極 2、電解質(zhì)溶液； 3、形成閉合的電路 1、兩個(gè)電極（活潑性可同也可不同）； 2、電解質(zhì)溶液（或熔化的電解質(zhì)） 3、直流電源； 4、閉合回路 電極名 稱及電 極反應(yīng) 負(fù)極：電子流出，還原劑，發(fā)生氧化反應(yīng) 正極：電子流入，氧化劑，發(fā)生還原反應(yīng) 陰極：與電源負(fù)極相連，陽(yáng)離子得電子發(fā)生還原反應(yīng) 陽(yáng)極：與電源正極，陰離子（或活性電極）失電子發(fā)生氧化反應(yīng) 能量轉(zhuǎn)化 化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能 電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能 電子和 陰陽(yáng)離子 的流向 電子： 電流： 電解質(zhì)溶液中的陰離子： 電解質(zhì)溶液中的陽(yáng)離子： 電子： 電流： 電解質(zhì)溶液中的陰離子： 電解質(zhì)溶液中的陽(yáng)離子： 電解池中：活性電極： 惰性電極 3、常見(jiàn)的原電池 負(fù)極反應(yīng) 正極反應(yīng) 原電池總反應(yīng) 介質(zhì)酸堿性 鋅錳干電池 Zn+2MnO2+2H2O=2MnO(OH)+Zn(OH)2 堿性 鉛蓄電池 Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+H2O 酸性 銀鋅電池 Zn+Ag2O=ZnO+2Ag 堿性 燃 料 電 池 氫氧燃料電池 2H2 + O2 == 2H2O 酸性 堿性 中性 熔融金屬氧化物（O2-） 甲醇 堿性 酸性 甲烷 堿性 酸性 熔融鹽燃料電池 2CO+2CO32—4e-== 4CO2 2CO+O2 == 2CO2 Li2CO3和Na2CO3熔融鹽 鋁、空氣、海水電池 4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3 (實(shí)質(zhì)為金屬的吸氧腐蝕) 海水 注意：蓄電池要注意充電和放電的方向；蓄電池在充電時(shí)與電源連接方式：正接正、負(fù)接負(fù)。 提醒：有機(jī)物燃料電池：若電解質(zhì)溶液為酸性溶液，則總是為“有機(jī)物+O2= CO2+ H2O”（再配平） 若電解質(zhì)溶液為堿性溶液，則總是為“有機(jī)物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平） 4、電解規(guī)律： （1）陰陽(yáng)兩極的放電順序：陰極： 陽(yáng)極： （注意陽(yáng)極的電極材料，若材料是活性電極，則電極材料優(yōu)先放電，溶液中的陰離子不能放電） （2）常見(jiàn)的電解類型（陰陽(yáng)極均采用惰性電極）： 類型 實(shí)例 陰極反應(yīng) 陽(yáng)極反應(yīng) 總反應(yīng) 恢復(fù)原溶液 電解電解質(zhì)型 HCl CuCl2 電解水型 H2SO4 NaOH Na2SO4 放氫生堿型 NaCl 放氧生酸型 CuSO4 AgNO3 5、原電池原理和電解原理的應(yīng)用： （1）原電池原理的應(yīng)用： 加快反應(yīng)速率： 金屬的腐蝕：化學(xué)腐蝕： 電化學(xué)腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕： 鋼鐵的析氫腐蝕： 金屬的防護(hù)：(1)覆蓋保護(hù)層、(2)改變內(nèi)部結(jié)構(gòu)、 (3)利用原電池原理（犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法）、(4)利用電解原理（外加電源的陰極保護(hù)法） （2）電解原理的應(yīng)用： I:氯堿工業(yè)：實(shí)驗(yàn)原理：化學(xué)反應(yīng)_________________________離子反應(yīng)_________________________ 實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象及產(chǎn)物的檢驗(yàn)：陰極區(qū)： 陽(yáng)極區(qū)： 飽和食鹽水的精制：泥沙、SO42-、Ca2+、Mg2+的去除： II：銅的電解精煉（或其它金屬的電解精煉）： 粗銅中含Zn、Fe、Ag、Au等雜質(zhì) 原理：陽(yáng)極：粗銅，電極反應(yīng)：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要) 陰極：純銅 Cu2++2e-=Cu 電解質(zhì)溶液：CuSO4溶液 陽(yáng)極泥： III：電鍍：陰極：鍍件 陽(yáng)極：鍍層金屬 電鍍液：含鍍層金屬陽(yáng)離子的鹽溶液作電鍍液 特點(diǎn)：理論上電鍍液的組成及酸堿性保持不變 IV：電解熔融鹽制活潑金屬： 鈉：陰極： 陽(yáng)極： 鎂：陰極： 陽(yáng)極： 鋁：陰極： 陽(yáng)極： 專題二：化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡 一、化學(xué)反應(yīng)速率 1．表示方法：化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來(lái)表示 公式：v＝△c/△t 單位：mol/(Ls)或mol/(Lmin) 注意：① 由于反應(yīng)過(guò)程中，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，物質(zhì)的濃度不斷地發(fā)生變化（有時(shí)溫度等也可能變化），因此在不同時(shí)間內(nèi)的反應(yīng)速率是不同的。通常我們所指的反應(yīng)速率是指平均速率。 ② 同一化學(xué)反應(yīng)的速率可以用不同物質(zhì)濃度的變化來(lái)表示，其數(shù)值不一定相同，但都表示該反應(yīng)的反應(yīng)速率。其數(shù)值之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比：對(duì)于反應(yīng)：mA＋nB pC＋qD 則有：VA∶VB∶VC∶VD＝m∶n∶p∶q ③固體或純液體（或溶劑）的濃度為常數(shù)，一般不用來(lái)表示反應(yīng)速率 ④同一個(gè)反應(yīng)的速率在一段時(shí)間內(nèi)：一般靠前時(shí)間段內(nèi)的反應(yīng)速率比靠后時(shí)間段內(nèi)的反應(yīng)速率快，因?yàn)闈舛入S反應(yīng)進(jìn)行而減小。（但有些放熱反應(yīng)一開(kāi)始由于溫度升高，反應(yīng)速率可能先加快后再減慢。） 2．有效碰撞 （1）有效碰撞是指能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞，發(fā)生有效碰撞的分子具有足夠的能量，且具有合適的取向。 （2）活化分子是指有可能發(fā)生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反應(yīng)物分子的平均能量高。 （3）活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差稱為活化能 3．影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 影響速率的因素有內(nèi)部與外部因素，內(nèi)因由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定，是主要因素。 外部因素：當(dāng)反應(yīng)一定時(shí)，外部因素對(duì)反應(yīng)的影響。 （1）濃度：其它條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物（或生成物）濃度，可以增大反應(yīng)速率。（從微觀上看是單位體積內(nèi)活化分子個(gè)數(shù)增多） 注意：①對(duì)固體，反應(yīng)速率與其表面積大小有關(guān)，一般認(rèn)為其濃度為一常數(shù)，它的量的多少對(duì)速率無(wú)影響，但固體顆粒大小對(duì)反應(yīng)速率有影響。純液體濃度也可看成是一常數(shù)。 ②對(duì)可逆反應(yīng)而言，在增大反應(yīng)物濃度的瞬間，v正突然增大后減小，v逆不變后增大 （2）溫度：其它條件不變時(shí)，升高溫度可以加快反應(yīng)速率；降低溫度可以減小反應(yīng)速率。（從微觀上看是增大了活化分子百分?jǐn)?shù)） 注意：① 一般溫度每升高10℃，反應(yīng)速率增大為原來(lái)的2～4倍。 ② 對(duì)可逆反應(yīng)而言，升高溫度可使正逆反應(yīng)速率同時(shí)增大，但吸熱方向速率增大的倍數(shù)更大。 （3）壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，其它條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)可以增大反應(yīng)速率；減小壓強(qiáng)，可以減小化學(xué)反應(yīng)速率。（從微觀上看是增大了單位體積內(nèi)的活化分子個(gè)數(shù)） 注意：①對(duì)可逆反應(yīng)而言，增大壓強(qiáng)可同時(shí)增大正逆反應(yīng)速率，但氣體體積縮小方向的速率增大的倍數(shù)更大。 （4）催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應(yīng)速率。（不會(huì)導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動(dòng)。）（從微觀上看是增大了活化分子百分?jǐn)?shù)） 注意：①催化劑增大化學(xué)反應(yīng)速率的原因是催化劑通過(guò)參與化學(xué)反應(yīng)，改變了化學(xué)反應(yīng)途徑，（降低了反應(yīng)的活化能）使化學(xué)反應(yīng)速率加快。催化劑本身在反應(yīng)前后質(zhì)量保持不變。 ②酶的催化作用： （5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應(yīng)，粗鋅比純鋅快（形成原電池）；激光、射線、超聲波、紫外線等。 二：化學(xué)反應(yīng)的方向： 1、 反應(yīng)方向的判據(jù)：能量判據(jù)：能量從高到低，焓變?chǔ)<0 熵變判據(jù)：混亂度：從有序到無(wú)序，熵變?chǔ)>0 （熵變從小到大的過(guò)程：S→l→g；固體溶解；氣體分子數(shù)增多） 2、反應(yīng)方向的判斷：ΔH<0、ΔS>0：反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行 ΔH>0、ΔS<0：反應(yīng)不自發(fā) ΔH>0、ΔS>0：高溫為自發(fā) ΔH<0、ΔS<0：低溫下自發(fā) 注意：①自發(fā)反應(yīng)不一定在任何條件下都能發(fā)生，有些自發(fā)反應(yīng)需要在一定條件下才能發(fā)生。 非自發(fā)反應(yīng)并不是一定不能反應(yīng)，在一定條件下，非自發(fā)反應(yīng)也可能發(fā)生（如電解） ②反應(yīng)的自發(fā)性只能用于判斷反應(yīng)的方向，不能確定反應(yīng)是否一定發(fā)生或發(fā)生的速率的大小。 三、化學(xué)平衡：一定條件下可逆反應(yīng)達(dá)到最大反應(yīng)限度時(shí)即達(dá)到了化學(xué)平衡。 1．化學(xué)平衡狀態(tài) （1）概念：化學(xué)平衡狀態(tài)是指一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。 （2）特征：逆、等、動(dòng)、定、變 2．平衡狀態(tài)的判斷 ①同種物質(zhì)的V正=V逆 ②各組分的濃度（或百分含量或體積分?jǐn)?shù)）保持不變（注意非相等或與系數(shù)成比例 ③壓強(qiáng)：等體反應(yīng)_________ 非等體反應(yīng)_________ 恒容時(shí)氣體密度：全部為氣體物質(zhì)_________ 部分為氣體物質(zhì)_________ 氣體的平均分子量： 體系的顏色： (體系的顏色變化是否一定有平衡的移動(dòng)？) 3．化學(xué)平衡常數(shù)：生成物系數(shù)次方的乘積比上反應(yīng)物系數(shù)次方的乘積 注意：①一個(gè)反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度、壓強(qiáng)等無(wú)關(guān)。（溫度升高，K值如何變化？） ②平衡常數(shù)反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度，不表示速率的快慢，（不能說(shuō)K越大，反應(yīng)速率越快），一定溫度下，K越大，說(shuō)明反應(yīng)進(jìn)行的越完全。 ③對(duì)固體或純液體，濃度視為常數(shù)。 ④平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫有關(guān)：如：N2+3H2 2NH3 K1=__________ 2NH3 N2+3H2 K2=__________；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=___________ K1與K2的關(guān)系為_(kāi)_____________；K1與K3的關(guān)系為_(kāi)______________。 四、化學(xué)平衡的移動(dòng)：化學(xué)平衡的建立是有條件的，暫時(shí)的，當(dāng)條件改變時(shí)，平衡就有可能發(fā)生移動(dòng)。 1．平衡移動(dòng)方向的確定：根據(jù)條件改變時(shí)，v正’和v逆’的相對(duì)大小 （1）條件改變時(shí)， 若v正’>v逆’，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng) 若v正’a2 B、a1a2 B、a1P2 B、2P1=P2 C、2P1C（OH-），溶液呈酸性 看溶液中的C（H+）和C（OH-）的相對(duì)大?。? 若C（H+）=C（OH-），溶液呈中性 若C（H+）7堿性。 任何情況下的純水一定呈中性：如：25℃時(shí)純水PH=7或100℃時(shí)純水PH=6 5、酸、堿溶液的PH值計(jì)算： （1）PH值的大小與溶液酸堿性及C（H+）大小的關(guān)系： （2）PH值使用范圍一般在0~14之間，當(dāng)C（H+）或C（OH-）>1mol/L時(shí)，則直接用濃度表示更方便。 （3）有關(guān)溶液PH值的計(jì)算： I：?jiǎn)我蝗芤旱腜H的計(jì)算 例1：求室溫下純水的PH=_______；100℃時(shí)純水的PH=________。 例2：求0.01mol/L的HCl溶液的PH=________；0.01mol/LH2SO4的PH=________ 例3：常溫下PH=2的HCl和PH=2的H2SO4溶液中H+離子濃度大小關(guān)系為_(kāi)______ 例4：常溫下0.510-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH________ 歸納規(guī)律：若該溶液是酸性溶液，必先確定c(H+)，再進(jìn)行PH的計(jì)算。若該溶液是堿性溶液，必先確定c(OH-)，可根據(jù)c(H+)c(OH-)=Kw換算成c(H+)，再求PH，或引用PH定義，由c(OH-)直接求POH，再根據(jù)PH+POH=PKw，換算出PH。 II、溶液稀釋后的PH的計(jì)算 1、強(qiáng)酸或強(qiáng)堿的稀釋： 例1：將PH=2的稀鹽酸加水稀釋至100（即102）倍，則溶液PH=__，PH的變化值為_(kāi) 例2：將PH=12的NaOH稀釋至100（即102）倍，則溶液PH=__，PH的變化值為_(kāi)__ 例3：將PH=5的鹽酸稀釋100倍，其PH為_(kāi)_______ 將PH=8的NaOH溶液稀釋100倍，其PH為_(kāi)_______ 注意點(diǎn)：酸液或堿液無(wú)限稀釋時(shí)________________________________________________ 2、弱酸或弱堿的稀釋 例4：將PH=3的醋酸溶液，稀釋100倍，PH為_(kāi)________________； 將PH=10的氨水，稀釋100倍，PH為_(kāi)___________________； 歸納規(guī)律：在稀釋弱酸或弱堿過(guò)程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動(dòng)，不能求得具體數(shù)值，只能確定其PH范圍。 PH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3＜PH≤5；PH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀釋后8≤PH＜10。 例5、PH=11的氨水溶液和氫氧化鈉溶液，用蒸餾水稀釋100倍，二者的PH的關(guān)系是 A．氨水的PH大于氫氧化鈉的PH B．氨水的PH小于氫氧化鈉的PH C．都比原來(lái)小 D．氨水比原來(lái)的大，氫氧化鈉比原來(lái)的小 III、溶液混合后的PH的計(jì)算 兩種溶液混合后，首先應(yīng)考慮是否發(fā)生化學(xué)變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來(lái)說(shuō)溶液的體積沒(méi)有加和性，但稀溶液混合時(shí)，常不考慮混合后溶液的體積的變化，而取其體積之和（除非有特殊說(shuō)明）。 1、兩強(qiáng)酸混合后的PH的計(jì)算 例1、PH=4的鹽酸和PH=2的鹽酸等體積混合后，溶液的PH最接近于 A．2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.7 2、兩強(qiáng)堿混合后的PH的計(jì)算 例2：PH=10的NaOH溶液和PH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合，其PH=_________ 歸納規(guī)律： 知識(shí)拓展——0.3規(guī)則（近似規(guī)則） 若兩種強(qiáng)酸溶液或兩種強(qiáng)堿溶液等體積混合，且其PH相差2或2 以上時(shí)，混合液的PH有如下近似規(guī)律： 兩強(qiáng)酸等體積混合時(shí)，混合液的PH=PH小+0.3； 兩強(qiáng)堿等體積混合時(shí)，混合液的PH=PH大－0.3。 如上述例1若用0.3規(guī)則，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2. 3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿溶液混合后的PH的計(jì)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 根據(jù)n(H+)與n(OH-)的相對(duì)大小先判斷酸、堿的過(guò)量情況。 ⑴強(qiáng)酸與強(qiáng)堿恰好完全反應(yīng)，溶液呈中性，PH=7。 ⑵若酸過(guò)量，溶液呈酸性，n(H+)＞n(OH-)，c(H+)混=[ n(H+)－n(OH-)]/V總。 ⑶若堿過(guò)量，溶液呈堿性，n(OH-)＞n(H+)，c(OH-)混=[ n(OH-)－n(H+)]/V總， 再求出c(H+)混。 ⑷若未標(biāo)明酸堿的強(qiáng)弱，混合后溶液PH不定，應(yīng)分析討論。 例2：若強(qiáng)酸（PH1）和強(qiáng)堿（PH2）等體積混合，當(dāng)PH1+ PH2=___，溶液呈中性； PH1+ PH2______，則溶液呈堿性；PH1+ PH2_________，則溶液呈酸性。 例3：若弱酸（PH1）和強(qiáng)堿（PH2）等體積混合，且PH1+ PH2=14，則混合后溶液PH___ 例4、在室溫下等體積的酸和堿的溶液，混合后PH一定小于7的是 A．PH=3的硝酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 B．PH=3的鹽酸和PH=11的氨水 C．PH=3的硫酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 D．PH=3的醋酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 IV：酸、堿液中水的電離分析： 例1：PH=2的HCl溶液中，由水電離出來(lái)的H+濃度為_(kāi)________mol/L PH=12的NaOH溶液中，由水電離出來(lái)的H+濃度為_(kāi)________mol/L 常溫下某溶液中，由水電離出的C(H+)=110-10mol/L，該溶液的PH為_(kāi)__________ 練習(xí)：1、某溫度下純水中C（H+）=2.010-7mol/L，則C（OH-）=_______mol/L 若溫度不變向水中通入HCl得到0.02mol/L的HCl，則PH=____；溶液中C(OH-)=_____ 2、有PH=12的KOH溶液10ml，要使它的PH降為11；（1）如果加水，應(yīng)該加水___ml （2）若加入PH=10的NaOH溶液應(yīng)加____ml； （3）若加入0.001mol/L的H2SO4，應(yīng)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，則Va/Vb=_______；（2）若a+b=13，則Va/Vb=_______； （3）若a+b=15，則Va/Vb=_______；（4）若a+b>14，則Va/Vb=_______（填表達(dá)式）； 4、PH=12的NaOH和PH=2的某酸溶液等體積混合，混合液的PH A、=7 B、≥7 C、≤7 D、無(wú)法判斷 5、常溫下，若體積為Va、PH=a的某一元強(qiáng)酸與體積為Vb、PH=b的某一元強(qiáng)堿混合，恰好中和，且知Va

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