高考化學(xué)選修四復(fù)習(xí)思路

1、讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神高二上學(xué)期化學(xué)反應(yīng)原理的復(fù)習(xí)思路復(fù)習(xí)教學(xué)設(shè)計(jì)的思路：一是針對(duì)學(xué)生平時(shí)學(xué)習(xí)化學(xué)的易錯(cuò)點(diǎn)展開(kāi)復(fù)習(xí)。二是結(jié)合化學(xué)反應(yīng)原理的重難點(diǎn)知識(shí)強(qiáng)化復(fù)習(xí)。三是培養(yǎng)學(xué)生學(xué)會(huì)歸納總結(jié)整理教材前后知識(shí)的能力。四是培養(yǎng)學(xué)生掌握各種解題的基本技能與基本思維能力。復(fù)習(xí)教學(xué)目的與內(nèi)容：【主題一】各類(lèi)方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)及有關(guān)反應(yīng)規(guī)律。目的是熟練掌握各類(lèi)反應(yīng)原理及反應(yīng)規(guī)律，強(qiáng)化鞏固化學(xué)用語(yǔ)。1熱化學(xué)方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)與蓋斯定律。熱化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)除了遵循書(shū)寫(xiě)普通化學(xué)方程式的原則外，還應(yīng)注意：物質(zhì)的聚集狀態(tài)(同素異形體還要注明物質(zhì)的名稱(chēng))、H 的正負(fù)號(hào)與單位、 化學(xué)計(jì)量數(shù) (可整數(shù)也可分?jǐn)?shù))與H 的對(duì)應(yīng)關(guān)系、 當(dāng)反

2、應(yīng)逆向進(jìn)行時(shí)的H 與正反應(yīng)的H 數(shù)值相等符號(hào)相反。蓋斯定律可用于計(jì)算熱化學(xué)方程式中的焓變，一般用加減法處理。例略。2電極方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)與電池反應(yīng)規(guī)律。電極方程式與電池總反應(yīng)式的書(shū)寫(xiě)除了遵循書(shū)寫(xiě)氧化還原反應(yīng)方程式的原則外，還應(yīng)注意：原電池的正、負(fù)極分別發(fā)生還原、氧化反應(yīng)并注明電子得失；兩電極反應(yīng) (半反應(yīng) )相加，消去電子后得總反應(yīng)式；識(shí)別好電解質(zhì)溶液或熔融電解質(zhì)或固體電解質(zhì)中的微粒是否參與電極反應(yīng)。(以下例略 )僅有一電極材料參與反應(yīng)的。一般是參與反應(yīng)的金屬電極作負(fù)極，另一電極為正極，正極反應(yīng)規(guī)律一般為析氫、吸氧、析金屬等。兩電極材料均參與反應(yīng)的。如鉛蓄電池等各種二次電池。兩電極材料通常由金

3、屬和金屬化合物構(gòu)成，一般規(guī)律是參與反應(yīng)的金屬電極作負(fù)極，另一電極為正極，其反應(yīng)視題設(shè)信息確定。兩電極材料均不參與反應(yīng)的，電極僅作導(dǎo)電載體。如各種燃料電池?？扇嘉锸щ娮訛樨?fù)極， 氧化劑如氧氣等得電子為正極。 在書(shū)寫(xiě)電極反應(yīng)式時(shí)，應(yīng)考慮各種不同電解質(zhì)對(duì)電極反應(yīng)的影響。3電解方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)與電解反應(yīng)規(guī)律。電解方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)除了遵循書(shū)寫(xiě)氧化還原反應(yīng)方程式的原則外，還應(yīng)注意：電解池的陰、陽(yáng)極分別發(fā)生還原、氧化反應(yīng)并注明電子得失；陽(yáng)極是非惰性電極時(shí)，陽(yáng)極金屬參與反應(yīng)，不是溶液中的陰離子放電；H2O 在電解池的電極方程式中可拆成H+與 OH，但在總的電解方程式中必須寫(xiě)成H2O的形式，這與書(shū)寫(xiě)離子方程式的

4、要求一樣； 電解方程式要注明 “通電” 的反應(yīng)條件。用惰性電極的電解反應(yīng)規(guī)律： (例解略 ) 電解水：如電解含氧酸、強(qiáng)堿、活潑金屬的含氧酸鹽等溶液。電解電解質(zhì)：如電解無(wú)氧酸 (氫氟酸除外 )、不活潑金屬無(wú)氧酸鹽等溶液。放氧生酸型：如電解不活潑金屬含氧酸鹽等溶液。放氫生堿型：如電解活潑金屬無(wú)氧酸鹽溶液等溶液。4水解方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)與水解反應(yīng)規(guī)律。讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神水解方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)除了遵循書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式、離子方程式的原則外，還應(yīng)注意：?jiǎn)嗡馕⑷酰渌夥匠淌街幸话悴粚?xiě)“ =”、不標(biāo)“、” ，通常用“ ”表示；多元弱酸鹽的水解是分步進(jìn)行的，以第一步水解為主；多元弱堿鹽也是分步水解，但可以一步完

5、成；陰、陽(yáng)離子都發(fā)生水解時(shí)，相互促進(jìn)，水解趨于完全，書(shū)寫(xiě)沉淀與氣體的生成物時(shí)可用“、”，中間可用“ =”相連。水解反應(yīng)規(guī)律：誰(shuí)弱誰(shuí)水解，都弱雙水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，同強(qiáng)顯中性。越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。 (例略 )相互促進(jìn)水解(雙水解 )：如AL3+、 FE3+等與CO32、 HCO3、 SIO32、 AL(OH)4等； AL3+與 S2、 HS； NH4+與 SIO32、 AL(OH)4等。但不能絕對(duì)化，如： CU2+與 S2、 HS等發(fā)生沉淀 (CUS)反應(yīng)； FE3+與 S2、HS等發(fā)生氧化還原反應(yīng)； NH4+與 CO32、 HCO3、 CH3COO等相互促進(jìn)程度較小，可以大量共存

6、。5離子方程式的規(guī)范書(shū)寫(xiě)與離子反應(yīng)規(guī)律。規(guī)范書(shū)寫(xiě)離子方程式的基本原則：只有易溶于水和易電離的物質(zhì)才寫(xiě)成離子形式。難溶物、難電離物、氧化物、氣體、單質(zhì)等仍用化學(xué)式表示。要符合電荷守恒。其余要求與規(guī)范書(shū)寫(xiě)化學(xué)方程式的要求相同。離子反應(yīng)規(guī)律：(例解略 )復(fù)分解反應(yīng)，如生成難溶物或微溶物、生成氣體、生成弱電解質(zhì)等反應(yīng)。氧化還原反應(yīng)，如溶液中的置換反應(yīng)、強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性的微粒間反應(yīng)、某些歧化反應(yīng)或歸中反應(yīng)等。雙水解反應(yīng) (見(jiàn)上述第 4 點(diǎn) )。絡(luò)合反應(yīng)，如FE3+與 SCN反應(yīng)等。沉淀轉(zhuǎn)化反應(yīng)，如FES 與 CU2+反應(yīng)等?！局黝}二】各種概念性的判據(jù)匯集。目的是熟練掌握各種概念性的判據(jù)，強(qiáng)化相關(guān)

7、概念的正確判斷。1吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的判據(jù)。微觀判據(jù)：斷鍵吸收總能量 >成鍵放出總能量，則吸熱，反之放熱。宏觀判據(jù)：反應(yīng)物總能量 >生成物總能量，則放熱，反之吸熱。能量圖判據(jù)：圖中能量表現(xiàn)出 “上坡” 的為吸熱；圖中能量表現(xiàn)出“下坡”的為放熱。經(jīng)驗(yàn)判據(jù)：常見(jiàn)放熱反應(yīng)：酸堿中和反應(yīng)、燃燒反應(yīng)、物質(zhì)的緩慢氧化、活潑金屬跟水或酸的反應(yīng)、鋁熱反應(yīng)；一般的化合反應(yīng)是放熱反應(yīng)：如合成氨、 SO2與 O2 等 (C 與 CO2 反應(yīng)等除外 )。常見(jiàn)吸熱反應(yīng)：鹽的水解、銨鹽與堿的反應(yīng)、一般的分解反應(yīng)、 C、 CO、 H2 為還原劑的反應(yīng)等。弱電解質(zhì)的電離也是吸熱。2原電池與電解池的判據(jù)。有外加直流

8、電源的裝置是電解池，無(wú)外加電源的裝置是原電池。多池組合且無(wú)外加電源時(shí)，一般是含有最活潑金屬的池為原電池，其余的都是電解池。若多池組合中，最活潑的電極相同時(shí)，兩極間活潑性差別較大的是原電池，其余的是電解池。電解池中，陽(yáng)極金屬、鍍層金屬、電解液的金屬離子讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神為同一元素時(shí)為電鍍池；陽(yáng)極為粗銅、陰極為精銅，電解液含銅離子的為精煉池。3正負(fù)極與陰陽(yáng)極的判據(jù)。原電池正負(fù)極的判據(jù) (認(rèn)真判斷一極，另一極相反 )：電極材料相對(duì)較活潑金屬是負(fù)極；電極反應(yīng)中元素化合價(jià)上升、失電子、發(fā)生氧化反應(yīng)的為負(fù)極；電子流出或電流流入的一極是負(fù)極；陰離子流向的一極為負(fù)極；反之，為正極。溶解的一極為負(fù)極， 質(zhì)量增

9、加或放出氣體的一極為正極。 例外：M G、 AL 與 NAOH 溶液構(gòu)成原電池， AL為負(fù)極。 CU、AL(或 FE)與濃硝酸構(gòu)成原電池， CU 為負(fù)極。電解池陰陽(yáng)極的判據(jù) (認(rèn)真判斷一極，另一極相反 )：與電源正極 (電流流入的 )相連的是陽(yáng)極；發(fā)生氧化反應(yīng) (電子流出的 )的是陽(yáng)極；陰離子流向的一極為陽(yáng)極；陰離子放電、金屬失重、有水參加的電解液 PH 減小的一極為陽(yáng)極；反之，為陰極。4化學(xué)平衡的判據(jù)。速率判據(jù)：對(duì)同一物質(zhì)而言，V(正 ) V(逆 )，反應(yīng)達(dá)平衡；對(duì)不同物質(zhì)而言，某兩種物質(zhì)的速率比 (其速率必須是異向的，能體現(xiàn)一正一逆 )與平衡方程式的化學(xué)計(jì)量數(shù)比相等，反應(yīng)達(dá)平衡。濃度判據(jù)：

10、反應(yīng)體系中各組分的濃度保持不變，反應(yīng)一定達(dá)到平衡?？梢允歉鹘M分的質(zhì)量、質(zhì)量分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、分子數(shù)、氣體體積、氣體的體積分?jǐn)?shù)、轉(zhuǎn)化率、產(chǎn)率保持不變，則反應(yīng)達(dá)平衡。各種物理量的總量判據(jù)： 混合氣體的總物質(zhì)的量 N(總 )、總分子數(shù) N(總 )、總體積 V(總 )、總壓強(qiáng)P(總 )等保持一定或不變，反應(yīng)不一定達(dá)平衡。若反應(yīng)為 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D，則反應(yīng)一定達(dá)平衡。若反應(yīng)為AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，且 A+B=C+D，則反應(yīng)不一定達(dá)平衡。混合氣體的平均摩爾質(zhì)量或平均相對(duì)分子質(zhì)量的判據(jù)：混合氣體的平均摩爾質(zhì)量或平均相對(duì)分子

11、質(zhì)量 (M=M / N)保持一定或不變，反應(yīng)不一定達(dá)平衡。若反應(yīng)為 AA(G)+BB(G) CC(G)+DD(G)，且 A+B C+D， M 一定，則反應(yīng)一定達(dá)平衡。若反應(yīng)為 A( )+ B( )C( )+ D( )，且 + = + ，M 一定，則反應(yīng)AGBGCGDGABCD不一定達(dá)平衡。若反應(yīng)物與生成物有固體參與反應(yīng)的，要視具體平衡反應(yīng)分析。(= /V) 保持一定或不變，反應(yīng)混合氣體密度的判據(jù)：混合氣體的密度 M不一定達(dá)平衡。若反應(yīng)為AA(G)+BB(G)CC(G)+DD(G)，在體積固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應(yīng)不一定達(dá)平衡。 若反應(yīng)為 A( )+ B( )AGBGCC(

12、G)+DD(G) ，在壓強(qiáng)固定的密閉容器中，混合氣體的密度保持不變，則反應(yīng)不一定達(dá)平衡。若反應(yīng)物與生成物有固體參與反應(yīng)的，要視具體平衡反應(yīng)分析。顏色判據(jù)：有顏色物質(zhì)參與反應(yīng)的平衡，若顏色不變，反應(yīng)一定達(dá)平衡。絕熱體系的溫度判據(jù)：絕熱條件下，體系內(nèi)部的溫度不隨時(shí)間的改變而改變時(shí)，則反應(yīng)已達(dá)平衡。濃度商與平衡常數(shù)判據(jù)：在一定溫度下，任意可逆反應(yīng)在某一時(shí)刻的濃度商 Q 與該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù) K 進(jìn)行比較，若 Q=K，則反應(yīng)達(dá)平衡；若 Q K，則反應(yīng)未達(dá)平衡。若 QK，則反應(yīng)逆向進(jìn)行。5強(qiáng)弱電解質(zhì)的判據(jù)。讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神微觀判據(jù)： 部分電離、 溶質(zhì)分子與離子間存在電離平衡的是弱電解質(zhì)；否則，是強(qiáng)

13、電解質(zhì)。宏觀判據(jù)：強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、絕大多數(shù)鹽屬于強(qiáng)電解質(zhì)；弱酸、弱堿、水屬于弱電解質(zhì)。符號(hào)判據(jù)：電離式為 HA=H+A是強(qiáng)電解質(zhì)；電離式為 HAH+A是弱電解質(zhì)?，F(xiàn)象判據(jù)： 測(cè)得 0.1 MOL·L-1 某酸 HA 溶液的 PH>1，則 HA 為弱電解質(zhì)；測(cè)得 0.1MOL·L-1 某鹽 NAA 溶液的 PH>7，則 HA 為弱電解質(zhì)；若將 PH=3 的某酸 HA 溶液稀釋 100 倍， PH<5，則 HA 為弱電解質(zhì)；在某酸 HA 溶液中加入 NAA 固體，測(cè)得某酸 HA 溶液 PH 增大，則 HA 為弱電解質(zhì)。比較判據(jù)：同濃度的鹽酸與某酸HA 進(jìn)行導(dǎo)電性比

14、較，導(dǎo)電能力弱的是弱電解質(zhì)。同體積同濃度的鹽酸與某酸HA 分別與顆粒大小相同的ZN、NA2CO3等反應(yīng)，某酸HA 放出氣體的速率小于鹽酸，則HA 為弱電解質(zhì)。同體積同PH 的鹽酸與某酸HA 分別與足量的ZN、 NA2CO3、 NAOH 等反應(yīng)，消耗ZN、NA2CO3、 NAOH 的量，某酸HA 多于鹽酸，則HA 為弱電解質(zhì)?！局黝}三】各種排序性知識(shí)的比較匯集。目的是熟練掌握各種排序性知識(shí)的比較方法，提高定性比較的思維能力。1焓變大小的比較及熱量大小的比較。比較反應(yīng)熱 (H)大小的原則，應(yīng)將H 的正負(fù)號(hào)與數(shù)值看做一個(gè)整體比較，即帶符號(hào)比較。對(duì)于放熱反應(yīng)，放出的熱量越多，H 反而越小。吸熱反應(yīng)的H

15、 肯定比放熱反應(yīng)的大。而比較熱量大小時(shí)不必帶符號(hào)比較。(以下例解略 ) 利用物質(zhì)聚集狀態(tài)比較反應(yīng)熱的大?。寒?dāng)反應(yīng)物狀態(tài)相同，生成物狀態(tài)不同時(shí)，生成固體放熱最多，生成氣體放熱最少。當(dāng)反應(yīng)物狀態(tài)不同，生成物狀態(tài)相同時(shí)，固體反應(yīng)放熱最少，氣體反應(yīng)放熱最多。利用熱化學(xué)方程式比較：當(dāng)化學(xué)計(jì)量系數(shù)加倍或減半時(shí)，反應(yīng)熱也要隨之加倍或減半?；榭赡娴臒峄瘜W(xué)反應(yīng)，其反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。利用反應(yīng)物和生成物的性質(zhì)比較：若反應(yīng)物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越少；若生成物性質(zhì)越穩(wěn)定，則放出熱量越多。如：對(duì)互為同素異形體的單質(zhì)來(lái)說(shuō)，由不穩(wěn)定狀態(tài)單質(zhì)轉(zhuǎn)化為穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)要放熱，因?yàn)槟芰吭降驮椒€(wěn)定。對(duì)于同一主族的不同元素的單

16、質(zhì)來(lái)說(shuō)，與同一物質(zhì)反應(yīng)時(shí)，生成物越穩(wěn)定或反應(yīng)越易進(jìn)行，放出的熱量越多。而有些物質(zhì)在溶于水或電離時(shí)吸收熱量 (如弱酸或弱堿電離吸熱 )或放出熱量 (如濃硫酸溶于水放熱 )，在比較總反應(yīng)熱時(shí)，不要忽視這部分熱量。利用反應(yīng)進(jìn)行的程度比較：對(duì)于分步進(jìn)行的反應(yīng)來(lái)說(shuō)，反應(yīng)進(jìn)行的越徹底，其熱效應(yīng)越大。 如果是放熱反應(yīng)， 放出的熱量越多； 如果是吸熱反應(yīng)，吸收的熱量越多。如：等量的碳燃燒生成一氧化碳放出的熱量少于生成二氧化碳時(shí)放出的熱量。對(duì)于可逆反應(yīng)來(lái)說(shuō)，反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高，吸收或放出的熱量也越多。利用蓋斯定律比較。2金屬腐蝕快慢的比較。金屬活性差別越大，氧化還原反應(yīng)速率越快，金屬腐蝕就越

17、快。對(duì)同一金屬在不同介質(zhì)中：強(qiáng)電解質(zhì) >弱電解質(zhì) >非電解質(zhì)對(duì)同一金屬來(lái)說(shuō)：電解池的陽(yáng)極 >原電池的負(fù)極化學(xué)腐蝕 >原電池的正讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神極 >電解池的負(fù)極。(以上例略 )3金屬還原性強(qiáng)弱與金屬離子氧化性強(qiáng)弱的比較。利用金屬活動(dòng)順序比較：排在前面的金屬元素原子的還原性強(qiáng)，排在后面的金屬元素陽(yáng)離子的氧化性強(qiáng)。利用元素周期表比較：同主族從上往下的金屬還原性增強(qiáng)，相應(yīng)金屬離子氧化性減弱；同周期從左往右的金屬還原性減弱，相應(yīng)金屬離子氧化性增強(qiáng)。利用氧化還原反應(yīng)規(guī)律比較：在自發(fā)的氧化還原反應(yīng)中，氧化劑 +還原劑還原產(chǎn)物 +氧化產(chǎn)物，氧化性：氧化劑 >氧化產(chǎn)物，

18、還原性：還原劑 >還原產(chǎn)物。利用原電池反應(yīng)原理比較：兩種不同金屬構(gòu)成原電池的兩極時(shí)，還原性強(qiáng)弱一般是負(fù)極金屬 >正極金屬。利用電解原理比較：電解池中，氧化性越強(qiáng)的金屬陽(yáng)離子優(yōu)先在陰極放電。利用金屬反應(yīng)的劇烈程度比較： 金屬反應(yīng)越劇烈的還原性越強(qiáng)。 如 NA、 M G、 AL 與水反應(yīng)； M G、 ZN、FE 與同濃度的稀硫酸反應(yīng)等。利用金屬反應(yīng)放出的熱量大小比較：金屬反應(yīng)放出熱量越多的還原性越強(qiáng)。利用相應(yīng)堿的堿性強(qiáng)弱比較：最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，相應(yīng)金屬的金屬性越強(qiáng)，其還原性也就越強(qiáng)。4反應(yīng)速率大小的比較。利用化學(xué)反應(yīng)速率比較反應(yīng)進(jìn)行的快慢，不能只看反應(yīng)速率的數(shù)值大小，要

19、注意：用同一物質(zhì)的反應(yīng)速率比較反應(yīng)快慢時(shí)，必須要換算為在速率單位一致的前提下再進(jìn)行比較。若用不同物質(zhì)的反應(yīng)速率比較反應(yīng)進(jìn)行的快慢時(shí)，除要保證單位一致外，還要根據(jù)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比換算為同一物質(zhì)的速率后再比較。一般來(lái)說(shuō)，隨著反應(yīng)時(shí)間的延長(zhǎng)，反應(yīng)物濃度減小，反應(yīng)速率也隨著減小。5酸或堿強(qiáng)弱的比較及鹽水解程度大小的比較。根據(jù)電離常數(shù)大小比較： KA 越大，酸性越強(qiáng)；相應(yīng)酸根離子的水解程度越小。 KB 越大，堿性越強(qiáng)；相應(yīng)金屬離子的水解程度越小。根據(jù)元素的非金屬性、金屬性強(qiáng)弱比較：成酸元素的非金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物 (最高價(jià)含氧酸 )的酸性越強(qiáng)。成堿元素的金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧

20、化物對(duì)應(yīng)的水化物(氫氧化物 )的堿性越強(qiáng)。如酸性： HCLO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3>H2SIO3；堿性 LIOH根據(jù)“強(qiáng)制弱”的反應(yīng)原理比較：酸+鹽新鹽+新酸，則酸性：酸>新酸；堿 +鹽新鹽 +新堿，則堿性：堿 >新堿。根據(jù)不同價(jià)態(tài)比較：在同種元素的含氧酸中，元素的化合價(jià)越高，酸性越強(qiáng)。如酸性： HCLO4>HCLO3>HCLO2>HCLO，H2SO4>H2SO3，HNO3>HNO2，H3PO4>H3PO3>H3PO2。HCL>HF>H2S。讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神根據(jù)原子半徑大小比較：同主族

21、元素組成的無(wú)氧酸中，成酸元素的原子半徑越大，無(wú)氧酸酸性越強(qiáng)。如 HI>HBR>HCL >HF。根據(jù)記憶比較：非同一主族元素的無(wú)氧酸酸性：6水的電離程度大小的比較。分組法：酸或堿 <中性溶液 <水解鹽。凡是酸、堿組的，均是抑制水的電離，故水的電離程度均變小；凡是水解鹽組的，均是促進(jìn)水的電離，故水的電離程度均變大。酸或堿溶液的酸性或堿性越大，水的電離程度就越小。水解鹽的水解程度越大，水的電離程度就越大。7溶液 PH 大小的比較。分組法： H(酸性溶液 )PH+越大， H 越小。同濃度強(qiáng)如酸性組：同濃度強(qiáng)酸，元數(shù)越大，P酸與弱酸，強(qiáng)酸溶液中 H+大， PH 小。同濃度同

22、元弱酸，酸越弱，H+越小， H 越大。同濃度強(qiáng)酸弱堿鹽，水解程度越大，酸性越強(qiáng)，H 越小。PP同濃度強(qiáng)酸與強(qiáng)酸弱堿鹽，強(qiáng)酸PH 小。同濃度弱酸與強(qiáng)酸弱堿鹽，視題設(shè)信息具體分析。如CH3COOH4CL。堿性組類(lèi)似。8粒子濃度大小的比較。比較思路：一看有無(wú)反應(yīng)；二看有無(wú)電離與水解；三看是否定量計(jì)算還是定性比較； 四看屬于何種守恒。 注意所有溶液中均有水的電離，不可忽視。單一溶質(zhì)的溶液，只電離的：由電離式分析。如強(qiáng)電解質(zhì) H2SO4，H+>SO42 >OH 。如弱電解質(zhì) H3PO4，注意多步電離， H+>H2PO4 >HPO42 > PO43 >OH 。 單一溶質(zhì)

23、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+。單一溶質(zhì)的溶液，既有電離又有水解的：由電離式與水解式共同分析。注意 NAHSO3、 NAH2PO4 等溶液，電離程度大于水解程度。 NAHCO3、 NAHS 等 溶 液 ， 水 解 程 度 大 于 電 離程 度 。 如 NAHCO3， NA+>HCO3 >OH >H+>CO32 。又如 NAHSO3， NA+>HSO3>H+>OH >SO32

24、 。混合溶液，不反應(yīng)的：由電離式與水解式共同分析。注意電離程度與水解程度的相對(duì)強(qiáng)弱。如等物質(zhì)的量的CH3COOH與 CH3COONA 混合溶液或等物質(zhì)的量的NH3· H2O 與 NH4CL 混合溶液，均為弱酸或弱堿的電離程度大于相應(yīng)鹽的水解程度，故有CH3COO >NA+>CH3COOH>H+>OH 或NH4+>CL > NH3· H2O>OH>H+。又如等物質(zhì)的量的HCN 與 NACN混合溶液或HCLO 與 NACLO 的混合溶液，均為鹽的水解程度大于相應(yīng)酸的電離程度，故有 HCN>NA+>CN >OH &

25、gt;H+ 或HCLO >NA+> CLO >OH >H+?；旌先芤海瑫?huì)反應(yīng)的：先按照給定量確定反應(yīng)后余下的溶質(zhì)。若恰好完全反應(yīng)，生成的是酸或堿則考慮電離；生成的是鹽則考慮水解。若反應(yīng)物過(guò)量，則根據(jù)過(guò)量程度考慮電離或水解。其他分析比較同上。(例略 )溶液中有離子互相影響的：由電離式與水解式共同分析。如物質(zhì)的量濃度相等的 A. (NH4)2CO3、 B.NH4CL、 C. (NH4)2SO4、 D. (NH4)2FE(SO4)2、E.NH4HSO4、F.CH3COONH4六種溶液中 C(NH4+)的大小。 NH4+由大到小的順序?yàn)椋?D> C>A> E&

26、gt; B >F。又如NH4HSO4 溶液中各離子濃度大小順序?yàn)椋篕W、KA、讀書(shū)破萬(wàn)卷下筆如有神H+>SO42 > NH4+ > OH ?！局黝}四】各類(lèi)化學(xué)計(jì)算的有效模式。目的是熟練掌握各種化學(xué)計(jì)算方法與模式，提高定量計(jì)算的思維能力。1焓變計(jì)算。模式之一：根據(jù)物質(zhì)的總能量計(jì)算。 H=生成物總能量反應(yīng)物總能量模式之二：根據(jù)物質(zhì)的總鍵能計(jì)算。 H反應(yīng)物總鍵能生成物總鍵能模式之三：蓋斯定律計(jì)算。此類(lèi)計(jì)算純屬數(shù)學(xué)運(yùn)算，其運(yùn)算模式就可定位為“加減乘除” 。“加減” 的目的是解決目標(biāo)方程式中各物質(zhì)不同邊的問(wèn)題?？蓪⒛繕?biāo)方程式與已知方程式相比較，若物質(zhì)同邊的則把相應(yīng)的已知方程式相加

27、，若物質(zhì)異邊的則相減。因?yàn)闇p后該物質(zhì)掉個(gè)方向進(jìn)入異邊，與目標(biāo)方程式中的物質(zhì)相一致。 “乘除” 的目的是解決目標(biāo)方程式中各物質(zhì)系數(shù)不同的問(wèn)題。若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標(biāo)方程式中物質(zhì)的系數(shù)小，則乘上相應(yīng)的倍數(shù)，若已知方程式中物質(zhì)的系數(shù)比目標(biāo)方程式中物質(zhì)的系數(shù)大，則除以相應(yīng)的倍數(shù)。依此模式，快速列式，帶好符號(hào)，認(rèn)真運(yùn)算。模式之四：根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算。將H 看作是熱化學(xué)方程式中的一項(xiàng)，按普通化學(xué)方程式列比例進(jìn)行計(jì)算，得出有關(guān)數(shù)據(jù)。(以上例解略 )2電化學(xué)計(jì)算。模式之一：根據(jù)電子守恒法計(jì)算。如串聯(lián)電池各電極常見(jiàn)產(chǎn)物的關(guān)系：4E 4H+4OH 4CL 4AG+2CU2+2H2 O22CL24AG 2

28、CU 2H2O 模式之二：根據(jù)電荷守恒法計(jì)算。電解質(zhì)溶液中陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)相等。模式之三：根據(jù)方程式計(jì)算：電極反應(yīng)式、電池反應(yīng)總化學(xué)方程式、電解反應(yīng)的總化學(xué)方程式中有許多定量關(guān)系可列比例式計(jì)算。(以上例解略 )3反應(yīng)速率計(jì)算。模式之一：根據(jù)定義式計(jì)算。注意用物質(zhì)的轉(zhuǎn)化量(濃度 )計(jì)算。模式之二：根據(jù)化學(xué)方程式式計(jì)算。同一個(gè)化學(xué)反應(yīng)MA()+B()G N GC( )+ D( )，當(dāng)用不同物質(zhì)表示同一化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率時(shí)，反應(yīng)速率之比PGQG等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，即V(A) V(B) V(C)： V(D)=M N：P：Q。 (以上例解略 )4有關(guān)平衡常數(shù) (含 K、 K、K 、K 、 K )及轉(zhuǎn)化率等計(jì)算。WABSP模式：“三段式” 。對(duì)于計(jì)算反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率、各組分的轉(zhuǎn)化濃度、轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量、 平衡濃度、 平衡時(shí)的物質(zhì)的量以及平衡時(shí)的各組分體積分?jǐn)?shù)等，“三段