1、專題一：化學反應與能量變化 一、反應熱、焓變 1反應熱：化學反應過程中放出或吸收的熱量，叫反應熱。包括燃燒熱和中和熱。 電離 ： 注意： 水解 ： 吸熱反應的發生不一定需要 常見的吸熱反應： 銨鹽與堿的反應：如NH4Cl與Ba(OH)28H2O 加熱才能進行。 大多數的分解反應：CaCO3= CaO + CO2 生產水煤氣：C + H2O = CO+H2 碳和二氧化碳的反應：C+CO2=2CO 燃燒反應 注意：放熱反應不一定常溫下就自發進行，可能需要加熱或點燃條件。 金屬與酸（或水）的反應 常見的放熱反應： 酸堿中和反應 自發的氧化還原反應 CaO(Na2O、Na2O2)與水的反應 濃酸與強堿

2、溶于水2、焓變：在恒溫恒壓的條件下，化學反應過程中吸收或放出的熱量稱為反應的焓變。符號：用H表示 單位：kJ/mol 放熱反應：H= QkJ/mol；或H<0 吸熱反應：H= +QkJ/mol；或H>03、反應熱產生的原因： 宏觀：反應物和生成物所具有的能量不同，H=_ 微觀：化學反應過程中化學鍵斷裂吸收的能量與新化學鍵生成所放出的能量不同，H=_二、熱化學方程式1.熱化學方程式的概念：能表示反應熱的化學方程式，叫做熱化學方程式。熱化學方程式不僅表示了化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。2.書寫熱化學方程式時的注意點（1）需注明H的“+”與“”，“+”表示 ，“”表

3、示 ；比較H的大小時，要考慮H的正負。（3）要注明反應物和生成物的狀態：g、 l、s、aq（3）各物質前的化學計量數表示物質的量，不表示分子個數，因此，可以是整數也可以是分數，但系數與H的值一定要相對應。（4）要注明反應溫度和壓強，但中學化學中所用H的數據一般都是在101kPa和25時的數據，因此可不特別注明；（5）對于可逆反應，其H同樣要與系數相對應，但若按系數投料反應，則由于可逆反應不能進行完全，其反應熱的數值會比H的數值要小。三、燃燒熱、熱值與中和熱：1燃燒熱：在1atm下，1mol物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的標準燃燒熱。（物質完全燃燒是指含有的氮元素轉化為N2（g），氫元素轉化為H

4、2O(l)，碳元素轉化為CO2(g) 2、熱值：在1atm下，1g物質完全燃燒的反應熱叫做該物質的熱值。（糖類、脂肪、蛋白質中熱值最高的是脂肪）3、中和熱：是指在稀溶液中的強酸和強堿反應生成1mol水時（無沉淀或氣體生成）的反應熱。H+（aq） + OH-(aq) = H2O(l) ; H= 57.3kJ/mol注意：（1）稀硫酸和稀Ba(OH)2反應生成1molH2O時： （2）濃硫酸的稀NaOH反應生成1molH2O時： （3）有稀的弱酸或弱堿發生中和反應生成1molH2O時： 四、反應熱的測定：1、用量熱計進行測定2、蓋斯定律及其應用：一個化學反應，不論是一步完成還是分幾步完成，其總的熱

5、效應是完全相同的。例題： 科學家蓋斯曾提出：“不管化學過程是一步完成或分幾步完成，這個總過程的熱效應是相同的。”利用蓋斯定律可測某些特別反應的熱效應。3、利用鍵能進行計算：例題：.CH3-CH3CH2=CH2+H2，有關化學鍵的鍵能如下：試計算該反應的反應熱。化學鍵C-HC=CC-CH-H鍵能（kJ/mol）414.4615.3347.4435.3五、能源：1、化石能源：煤、石油、天然氣；缺點：蘊藏量有限，不能再生，利用率低，污染環境。2、新能源：太陽能、氫能、地熱能、風能、生物質能等，特點：資源豐富、可再生，無污染或少污染。六、化學能與電能的轉化：1、原電池與電解池的反應原理比較：原電池：將

6、自發進行的氧化還原反應分開在兩極上進行，使電子的轉移通過導線定向移動形成電流，從而實現化學能向電能的轉變。電解池：利用外電源使氧化還原反應（一般不能自發進行）分開在兩極上進行，從而將電能轉化為化學能。2、原電池與電解池的構造比較：裝置原電池電解池組成條件1、兩個活潑性不同的電極2、電解質溶液；3、形成閉合的電路1、兩個電極（活潑性可同也可不同）；2、電解質溶液（或熔化的電解質）3、直流電源； 4、閉合回路電極名稱及電極反應負極：電子流出，還原劑，發生氧化反應正極：電子流入，氧化劑，發生還原反應陰極：與電源負極相連，陽離子得電子發生還原反應陽極：與電源正極，陰離子（或活性電極）失電子發生氧化反應

7、 能量轉化化學能轉化為電能電能轉化為化學能電子和陰陽離子的流向電子：電流：電解質溶液中的陰離子：電解質溶液中的陽離子：電子：電流：電解質溶液中的陰離子：電解質溶液中的陽離子：電解池中：活性電極： 惰性電極 3、常見的原電池負極反應正極反應原電池總反應介質酸堿性鋅錳干電池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+2CO324e-= 4CO22

8、CO+O2 = 2CO2Li2CO3和Na2CO3熔融鹽鋁、空氣、海水電池4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3(實質為金屬的吸氧腐蝕)海水注意：蓄電池要注意充電和放電的方向；蓄電池在充電時與電源連接方式：正接正、負接負。提醒：有機物燃料電池：若電解質溶液為酸性溶液，則總是為“有機物+O2= CO2+ H2O”（再配平） 若電解質溶液為堿性溶液，則總是為“有機物+O2+ OH- = CO32-+ H2O” （再配平）4、電解規律：（1）陰陽兩極的放電順序：陰極： 陽極： （注意陽極的電極材料，若材料是活性電極，則電極材料優先放電，溶液中的陰離子不能放電）（2）常見的電解類型（陰陽極均采用惰

9、性電極）：類型實例陰極反應陽極反應總反應恢復原溶液電解電解質型HClCuCl2電解水型H2SO4NaOHNa2SO4放氫生堿型NaCl放氧生酸型CuSO4AgNO35、原電池原理和電解原理的應用：（1）原電池原理的應用： 加快反應速率：金屬的腐蝕：化學腐蝕： 電化學腐蝕：鋼鐵的吸氧腐蝕： 鋼鐵的析氫腐蝕： 金屬的防護：(1)覆蓋保護層、(2)改變內部結構、(3)利用原電池原理（犧牲陽極的陰極保護法）、(4)利用電解原理（外加電源的陰極保護法） （2）電解原理的應用：I:氯堿工業：實驗原理：化學反應_離子反應_ 實驗現象及產物的檢驗：陰極區： 陽極區： 飽和食鹽水的精制：泥沙、SO42-、Ca2

10、+、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等雜質原理：陽極：粗銅，電極反應：Cu-2e- = Cu2+(主要)，Zn-2e-=Zn2+ Fe-2e-=Fe2+( 次要) 陰極：純銅 Cu2+2e-=Cu 電解質溶液：CuSO4溶液 陽極泥： III：電鍍：陰極：鍍件 陽極：鍍層金屬 電鍍液：含鍍層金屬陽離子的鹽溶液作電鍍液 特點：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： 陽極： 鎂：陰極： 陽極： 鋁：陰極： 陽極： 專題二：化學反應速率與化學平衡一、化學反應速率1表示方法：化學反應速率通常用單位時間內反應物

11、濃度的減小或生成物濃度的增加來表示公式：vc/t 單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)注意： 由于反應過程中，隨著反應的進行，物質的濃度不斷地發生變化（有時溫度等也可能變化），因此在不同時間內的反應速率是不同的。通常我們所指的反應速率是指平均速率。 同一化學反應的速率可以用不同物質濃度的變化來表示，其數值不一定相同，但都表示該反應的反應速率。其數值之比等于化學計量數之比：對于反應：mAnB pCqD則有：VAVBVCVDmnpq 固體或純液體（或溶劑）的濃度為常數，一般不用來表示反應速率 同一個反應的速率在一段時間內：一般靠前時間段內的反應速率比靠后時間段內的反

12、應速率快，因為濃度隨反應進行而減小。（但有些放熱反應一開始由于溫度升高，反應速率可能先加快后再減慢。）2有效碰撞（1）有效碰撞是指能發生化學反應的碰撞，發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生有效碰撞的分子。活化分子的能量比反應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影響化學反應速率的因素影響速率的因素有內部與外部因素，內因由參加反應的物質的性質決定，是主要因素。外部因素：當反應一定時，外部因素對反應的影響。（1）濃度：其它條件不變時，增大反應物（或生成物）濃度，可以增大反應速率。（從微觀上看是單位體積內活

13、化分子個數增多）注意：對固體，反應速率與其表面積大小有關，一般認為其濃度為一常數，它的量的多少對速率無影響，但固體顆粒大小對反應速率有影響。純液體濃度也可看成是一常數。對可逆反應而言，在增大反應物濃度的瞬間，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，升高溫度可以加快反應速率；降低溫度可以減小反應速率。（從微觀上看是增大了活化分子百分數）注意： 一般溫度每升高10，反應速率增大為原來的24倍。 對可逆反應而言，升高溫度可使正逆反應速率同時增大，但吸熱方向速率增大的倍數更大。（3）壓強：對于有氣體參加的反應，其它條件不變時，增大壓強可以增大反應速率；減小壓強，可以減小化學反應速

14、率。（從微觀上看是增大了單位體積內的活化分子個數）注意：對可逆反應而言，增大壓強可同時增大正逆反應速率，但氣體體積縮小方向的速率增大的倍數更大。（4）催化劑：使用合適催化劑能同等程度地影響正逆反應速率。（不會導致化學平衡的移動。）（從微觀上看是增大了活化分子百分數）注意：催化劑增大化學反應速率的原因是催化劑通過參與化學反應，改變了化學反應途徑，（降低了反應的活化能）使化學反應速率加快。催化劑本身在反應前后質量保持不變。 酶的催化作用：（5）其他：如：顆粒純度：與稀酸反應，粗鋅比純鋅快（形成原電池）；激光、射線、超聲波、紫外線等。二：化學反應的方向：1、 反應方向的判據：能量判據：能量從高到低，

15、焓變H<0 熵變判據：混亂度：從有序到無序，熵變S>0（熵變從小到大的過程：Slg；固體溶解；氣體分子數增多）2、反應方向的判斷：H<0、S>0：反應自發進行 H>0、S<0：反應不自發 H>0、S>0：高溫為自發 H<0、S<0：低溫下自發注意：自發反應不一定在任何條件下都能發生，有些自發反應需要在一定條件下才能發生。 非自發反應并不是一定不能反應，在一定條件下，非自發反應也可能發生（如電解） 反應的自發性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應是否一定發生或發生的速率的大小。三、化學平衡：一定條件下可逆反應達到最大反應限度時即達到了化

16、學平衡。1化學平衡狀態（1）概念：化學平衡狀態是指一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。（2）特征：逆、等、動、定、變2平衡狀態的判斷同種物質的V正=V逆 各組分的濃度（或百分含量或體積分數）保持不變（注意非相等或與系數成比例 壓強：等體反應_ 非等體反應_ 恒容時氣體密度：全部為氣體物質_ 部分為氣體物質_ 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？)3化學平衡常數：生成物系數次方的乘積比上反應物系數次方的乘積注意：一個反應的化學平衡常數只與溫度有關，與濃度、壓強等無關。（溫度升高，K值如何變化？） 平衡常數反

17、映了反應進行的程度，不表示速率的快慢，（不能說K越大，反應速率越快），一定溫度下，K越大，說明反應進行的越完全。 對固體或純液體，濃度視為常數。 平衡常數的表達式與化學方程式的書寫有關：如：N2+3H2 2NH3 K1=_ 2NH3 N2+3H2 K2=_；1/2N2 + 3/2H2 NH3 K3=_ K1與K2的關系為_；K1與K3的關系為_。四、化學平衡的移動：化學平衡的建立是有條件的，暫時的，當條件改變時，平衡就有可能發生移動。1平衡移動方向的確定：根據條件改變時，v正和v逆的相對大小（1）條件改變時， 若v正>v逆，平衡向正反應方向移動若v正<v逆，平衡向逆反應方向移動若v

18、正=v逆，平衡不移動（2）勒沙特列原理：改變影響化學平衡的一個條件，平衡總是向減弱這種改變的方向移動。2影響化學平衡的因素（1）濃度： 固體量的多少對平衡沒有影響 離子反應只有改變參與反應的離子濃度才會影響平衡 增加一個反應物的濃度能增大其他反應物的轉化率，而其本身的轉化率則減小。（2）壓強： 壓強僅對氣體反應的平衡有影響。而且對氣體體積相同的反應的平衡無影響。 若在平衡體系中充入稀有氣體 在等溫等容條件下，對平衡無影響 在等溫等壓條件下，使平衡向氣體體積擴大方向移動（3）溫度： （4）催化劑： 催化劑通過參與反應改變化學反應途徑加快化學反應速率 催化劑在化學反應前后質量保持不變 催化劑中毒注

19、意：（1）不要把化學平衡的移動和反應速率變化混為一談 （2）不要把化學平衡的移動和常衡常數K值變化混為一談3化學平衡移動的限度問題：新的平衡值總是介于原平衡值和突變值之間4、等效平衡問題：（1）：外界條件相同時，可逆反應只要起始濃度相當，無論經過何種途徑，都可以達到相同的平衡狀態。外界條件相同：通常可以是同T同V，同T同P相同的平衡狀態：通常是指平衡混合物各組分的百分含量相同，但各組分的物質的量、濃度可能不同（2）方法：極限轉化后與原平衡比較。同T同V時：非等體反應：極限轉化后的物質投料與原平衡的投料完全相同。 等體反應：極限轉化后的物質投料比與原平衡的投料比相同即可。同T同P時：不管是等體反

20、應還是非等體反應，極限轉化后的物質投料比與原平衡的投料比相同即可。例題1、在一固定容積的密閉容器中充入2molA和1molB，發生反應：2A(氣)+B(氣) xC(氣),達到平衡后，C的體積分數為W%。若維持容器體積和溫度不變，按0.6molA、0.3molB和1.4molC為起始物質，達到平衡后，C的體積分數仍為W%，則x值為 （ ） A、1 B、2 C、3 D、4例題2、某溫度下，向某密閉容器中加入1molN2和3molH2,使之反應合成NH3，平衡后測得NH3的體積分數為m。若T不變，只改變起始加入量，使之反應平衡后NH3的體積分數仍為m，若N2、H2、NH3的加入量用X、Y、Z表示應滿

21、足：（1）恒定T、V： （2）恒定T、P： 1若X=0，Y=0，則Z=_。 1若X=0、Y=0，則Z_。 2若X=0.75，Y=_，Z=_。 2若X=0.75,則Y_，Z_。 3X、Y、Z應滿足的一般條件是_。 3X、Y、Z應滿足的一般條件是_。例題3、在一個固定體積的密閉容器中，保持一定溫度，進行以下反應，H2(氣)+Br2(氣) 2HBr(氣)，已知加入1mol H2和2molBr2時，達到平衡后生成amolHBr(見下表已知項)，在相同條件下，且保持平衡時各組分的百分含量不變，對下列編號（1）（3）的狀態，填寫表中空白：編號起始狀態（mol）平衡時HBr的物質的量（mol）H2Br2HB

22、r已知120a（1）240（2）10.5a（3）mn(n2m)5、等效假設法的運用：對于同一個可逆反應，當涉及到物質的量改變時，一般考慮用等效假設法。例題：1、一定溫度下，將2molPCl3和1molCl2充入容積不變的密閉容器內，在一定條件下反應：PCl3+Cl2 PCl5。各物質均為氣態，達到平衡時，PCl3轉化率為a1若此時移走1molPCl3和0.5molCl2，相同條件下達到平衡，PCl3轉化率為a2，則A、a1>a2 B、a1<a2 C、a1=a2 D、無法確定若此時充入2molPCl3和1molCl2, 相同條件下達到平衡，PCl3轉化率為a2，則A、a1>a2

23、 B、a1<a2 C、a1=a2 D、無法確定若此時充入2molPCl3和1molCl2,再次達到平衡，壓強為P2，與第一次平衡的壓強P1相比，則A、2P1>P2 B、2P1=P2 C、2P1<P2 D、無法確定6、有關化學平衡圖像問題：常見圖像問題：（1）濃度-時間圖像： （2）速率-時間圖像： （3）平衡圖像：轉化率（或百分含量或濃度等）-時間-溫度（或壓強）分析方法：抓起點、拐點、終點； 先拐先平； 定一議二。7、有關化學平衡的計算：設法列出“三個量”：起始量、變化量、平衡量。 其中“變化量”最關鍵，變化量之比等于系數比8、速率理論和平衡原理的應用：合成氨工業：反應的特

24、點和條件的選擇： 硫酸工業中SO2的催化氧化：反應的特點和條件的選擇： 專題三：溶液中的離子反應一、弱電解質的電離平衡：1、電解質與非電解質：電解質： 非電解質：2、強電解質與弱電解質：強電解質： 弱電解質：注意：電解質溶液導電能力的強弱：與溶液中離子濃度和離子所帶電荷多少有關，而與溶質的溶解度大小和電解質的強弱無關。3、電解質的電離方程式書寫：H2SO4： Ba(OH)2： H2SO3： NH3H2O： KClO3： NaHCO3： NaHSO4： （NH4）2Fe(SO4)2：4、弱電解質的電離平衡的建立與特征：5、弱電解質的電離平衡的影響因素：內因：電解質本身的強弱 外因：溫度： 濃度：

25、 同離了效應：例題：1、相同物質的量濃度、相同體積的一元強酸和一元弱酸比較：C(H+)PH中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率HClCH3COOH例題：2、相同PH、相同體積的一元強酸和一元弱酸比較：C(H+)C(酸)中和堿的能力與足量活潑金屬反應產生H2的量開始與金屬反應的速率加水稀釋后PH值大小HClCH3COOH例題：3、0.1mol/L的氨水，改變下列條件，下列各項如何變化？加H+加水加NaOH固體升高溫度加NH4NO3固體加濃氨水平衡移動C（NH4+）C（OH-）6、電離平衡常數和電離度：7、證明弱電解質的方法：如：證明醋酸為弱酸：（1）導電性實驗：測同濃度

26、的HCl和CH3COOH的導電性：（2）測溶液的PH：a、測0.01mol/L的CH3COOH的PH值： b、測CH3COONa溶液的PH值： c、將PH=1的CH3COOH稀釋到100倍，測其PH值： d、在PH=1的HCl中加入少量CH3COONa固體，測其PH值：（3）與活潑金屬反應的劇烈程度：等體積等濃度的HCl和CH3COOH中加鋅：（4）與堿反應：等體積等PH的HCl和CH3COOH分別與同濃度NaOH反應消耗NaOH的量：二、水的電離平衡和溶液的酸堿性：1、水的電離平衡：電離方程式：H2O H+ + OH- 或2H2O H3O+ + OH-2、水的電離平衡常數與水的離子積： K=

27、C（H+）C（OH-）/C（H2O），由于水的濃度是一常數：C（H2O）=55.5mol/L 水的離子積Kw = KC（H2O）= C（H+）C（OH-）注：只要是在水溶液中，不管是酸性溶液還是堿性溶液，都存在水的電離平衡，則水的的離子積一定成立。3、水的電離平衡的影響因素：溫度： T， 水的電離平衡“”， Kw： 如：25時Kw=1.0×10-14，當溫度升高到100時Kw1.0×10-12(課本上是5.5×10-13,為了計 算方便，我這里用了1.0×10-12)加酸或加堿：加鹽：分情況討論：加酸式鹽：分情況討論：4、溶液的酸堿性判斷： 若C（H+）

28、>C（OH-），溶液呈酸性看溶液中的C（H+）和C（OH-）的相對大小： 若C（H+）=C（OH-），溶液呈中性若C（H+）<C（OH-），溶液呈堿性若在常溫下也可以看溶液的PH值：PH=7中性；PH<7酸性；PH>7堿性。任何情況下的純水一定呈中性：如：25時純水PH=7或100時純水PH=65、酸、堿溶液的PH值計算：（1）PH值的大小與溶液酸堿性及C（H+）大小的關系：（2）PH值使用范圍一般在014之間，當C（H+）或C（OH-）>1mol/L時，則直接用濃度表示更方便。（3）有關溶液PH值的計算：I：單一溶液的PH的計算例1：求室溫下純水的PH=_；10

29、0時純水的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+離子濃度大小關系為_例4：常溫下0.5×10-3mol/L的Ba(OH)2溶液的PH_歸納規律： 若該溶液是酸性溶液，必先確定c(H+)，再進行PH的計算。若該溶液是堿性溶液，必先確定c(OH-)，可根據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PH+POH=PKw，換算出PH。II、溶液稀釋后的PH的計算1、強酸或強堿的稀釋：例1：

30、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_例2：將PH=12的NaOH稀釋至100（即102）倍，則溶液PH=_，PH的變化值為_例3：將PH=5的鹽酸稀釋100倍，其PH為_ 將PH=8的NaOH溶液稀釋100倍，其PH為_注意點：酸液或堿液無限稀釋時_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_；將PH=10的氨水，稀釋100倍，PH為_；歸納規律：在稀釋弱酸或弱堿過程中有濃度的變化，又有電離平衡的移動，不能求得具體數值，只能確定其PH范圍。PH=3的酸溶液，稀釋100倍，稀釋后3PH5；PH=10的堿溶液，稀釋100倍，稀

31、釋后8PH10。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PHC都比原來小 D氨水比原來的大，氫氧化鈉比原來的小III、溶液混合后的PH的計算 兩種溶液混合后，首先應考慮是否發生化學變化，其次考慮溶液總體積變化，一般來說溶液的體積沒有加和性，但稀溶液混合時，常不考慮混合后溶液的體積的變化，而取其體積之和（除非有特殊說明）。 1、兩強酸混合后的PH的計算例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 A2.0 B. 2.3 C. 3.5 D. 3.72、兩強堿混合后的

32、PH的計算例2：PH=10的NaOH溶液和PH=12的Ba(OH)2溶液等體積混合，其PH=_歸納規律：知識拓展0.3規則（近似規則）若兩種強酸溶液或兩種強堿溶液等體積混合，且其PH相差2或2 以上時，混合液的PH有如下近似規律： 兩強酸等體積混合時，混合液的PH=PH小+0.3； 兩強堿等體積混合時，混合液的PH=PH大0.3。 如上述例1若用0.3規則，就很方便，混合液的PH= PH小+0.3=2+0.3= 2.3、強酸與強堿溶液混合后的PH的計算例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.

33、13.2 根據n(H+)與n(OH-)的相對大小先判斷酸、堿的過量情況。 強酸與強堿恰好完全反應，溶液呈中性，PH=7。 若酸過量，溶液呈酸性，n(H+)n(OH-)，c(H+)混= n(H+)n(OH-)/V總。 若堿過量，溶液呈堿性，n(OH-)n(H+)，c(OH-)混= n(OH-)n(H+)/V總， 再求出c(H+)混。 若未標明酸堿的強弱，混合后溶液PH不定，應分析討論。例2：若強酸（PH1）和強堿（PH2）等體積混合，當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）和強堿（PH2）等體積混合，且PH1+

34、 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APH=3的硝酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 BPH=3的鹽酸和PH=11的氨水CPH=3的硫酸和PH=11的氫氧化鈉溶液 DPH=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，由水電離出來的H+濃度為_mol/LPH=12的NaOH溶液中，由水電離出來的H+濃度為_mol/L常溫下某溶液中，由水電離出的C(H+)=1×10-10mol/L，該溶液的PH為_練習：1、某溫度下純水中C（H+）=2.0×10-7mol/L，則C（OH-）=

35、_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，應該加水_ml（2）若加入PH=10的NaOH溶液應加_ml；（3）若加入0.001mol/L的H2SO4，應加_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=_（填表達式）；4、PH=12的NaOH和PH=2的某酸溶液等體積混合，混合液的PHA、=7 B、7 C、7 D、無法判斷5、常溫下，若體積為