高三化学第一轮复习总结资料.docx
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高三化学第一轮复习总结资料
高三化学第一轮复习总结资料
必须掌握的化学思想与化学方法
1、整体性原则：
--学会从整体出发，全面考虑问题。
2、守恒意识：
--三大守恒内容：
①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒。
3、平衡意识：
--勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等）。
4、合理性原则
--要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。
杜绝不合逻辑的常识性错误。
5、绿色化学思想
--①原子经济性；②杜绝污染源。
6、组成分析
--组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化。
7、特征反应（关注典型反应）
--解决问题的突破口；题眼、关键字。
8、具体化
--可使问题意外地简单。
第一部分基本概念与基本理论
（一）物质的组成
1、分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质，分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着；分子间有分子间作用（范德华力）。
⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。
一些非金属单质（如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO2除外）；酸类和大多数有机物等。
2、原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。
化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化，原子有一定的种类、大小和质量；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。
3、离子和由离子构成的物质
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。
带正电荷的阳离子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、[Ag（NH3）2]+等；带负电荷的阴离子如Cl-、S2-、OH-、SO42-等。
⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。
绝大多数盐类（AlCl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
（二）物质的分类
1、元素
⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑵元素存在状态
游离态--在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质--同素异形体，如O2、O3；白磷（P4）和红磷；金刚石和石墨；正交硫和单斜硫。
化合态的元素--在化合物中的元素
（三）物质的性质和变化
物理变化和化学变化的比较
比较
物理变化
化学变化
概念
没有生成其他物质的变化
生成了其他物质的变化
实质
只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状态），分子组成、性质不变--分子种类不变
分子种类变化，原子重新组合，但原子种类、数目不变
伴随现象
物质形状、状态改变
放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等
范围
蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等
分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等
区别
无新物质生成
有新物质生成
相互关系
化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化
与性质的关系
物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质
（四）氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征：
元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。
2、氧化还原反应各概念间的关系：
可用以下两条线掌握概念
升
失
还
还
氧
氧
元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物
价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物
降
得
氧
氧
还
还
元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物
价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物
3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断
⑴物质有无氧化性或还原性的判断
元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中+6价硫元素；元素为最低价态只具有还原性，如Fe、S2-等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。
⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性：
Ag+>Cu2+>Al3+>K+。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性：
I->Br->Cl->F-。
由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。
如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强。
③由氧化还原反应方向比较
还原剂A+氧化剂B→氧化产物a+还原产物b，则：
氧化性：
B>a还原性：
A>b
如：
由2Fe2++Br2=2Fe3++2Br-可知氧化性：
Br2>Fe3+；还原性：
Fe2+>Br-
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。
同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。
如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。
如Na的还原性强于Al，而Al失电子数比Na多。
同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。
如氧化性F2>O2，而O2得电子数比F2多。
4、氧化还原方程式配平
原理：
氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。
步骤Ⅰ：
写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）
步骤Ⅱ：
分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。
（简称定得失）
步骤Ⅲ：
求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。
配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：
用观察法配平其他物质的系数。
（五）离子反应
1、离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：
⑴离子间发生复分解反应
有沉淀生成。
不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：
CaF2、CaC2O4（草酸钙）等。
有气体生成。
如CO32-+2H+=CO2↑+H2O
有弱电解质生成。
如弱碱NH3·H2O；弱酸HF、HClO、H2S、H3PO4等；还有水、（CH3COO）2Pb、[Ag（NH3）2]+等难电离的物质生成。
⑵离子间发生氧化还原反应：
如：
Fe3+与I-在溶液中不能共存，2Fe3++2I-=2Fe2++I2，S2-、SO32-、H+三种离子在溶液中不能共存，2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O等。
2、书写离子方程式应注意的问题
没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
如：
Cu+H2SO4（浓）；NH4Cl（固）+Ca（OH）2；C+H2SO4（浓）反应；NaCl（固）+H2SO4（浓），均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。
②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。
③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
如：
SO2和NaOH溶液反应：
SO2+2OH-=SO32-+H2O或SO2+OH-=HSO3-。
④弱酸的酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。
如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：
HCO3-+H+=H2O+CO2↑。
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。
例如Ca（OH）2中通入少量CO2，离子方程式为：
Ca2++2OH-+CO2=CaCO3↓+H2O；Ca（OH）2中通入过量CO2，离子方程式为：
OH-+CO2=HCO3-。
⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：
NH4++OH-=NH3·H2O；当为浓溶液，或加热时为：
NH4++OH-
NH3↑+H2O。
⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca（OH）2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：
H++OH-=H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：
Ca（OH）2+CO32-=CaCO3+2OH-；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：
2Ag++SO42-=Ag2SO4↓。
⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化--还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、离子在溶液中不能大量共存几种情况
⑴H+与所有弱酸阴离子和OH-不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
⑵OH-与所有弱碱阳离子、H+、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。
⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3+、与S2-，Fe2+与NO3-（H+），S2-与SO32-（H+）等。
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-与Fe3+、Al3+等不共存。
⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如Fe3+与SCN-、Ag+与NH3·H2O。
⑺Al3+与AlO2-、NH4+与AlO2-、NH4+与SiO32-不能大量共存。
⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：
Cu2+（蓝色）、Fe3+（棕黄色）、MnO4-（紫色）、Fe（SCN）2+（红色）等。
（六）化学反应中的能量变化
1、热化学方程式
⑴概念：
表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。
⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“-”，吸收热量△H为“+”。
②要注明反应物和生成物的状态。
固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。
2、反应热的有关计算
⑴反应热=物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热
⑵反应热=反应物的总键能-生成物的总键能
⑶根据盖斯定律：
如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。
⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。
⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。
（七）物质的量
1、物质的量及其单位--摩尔（mol）
⑴物质的量是七个基本的物理量之一。
它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。
物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。
⑵使用物质的量及其单位时的注意事项
①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，不能理解为物质的数量或质量。
②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol苹果等。
③使用摩尔时，应注明粒子的化学式。
例如：
使用1mol氧就会含义不清，究竟是指1molO还是1molO2？
2、阿伏加德罗定律及其重要推论
⑴决定物质体积大小的因素（1mol）
1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。
气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。
⑵阿伏加德罗定律：
在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数。
定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。
3、阿伏加德罗定律推论：
同温、同压：
＝
；
＝
。
同温、同体积：
＝
。
（八）溶液和胶体
⑴胶体定义：
分散质微粒的直径大小在10-9～10-7m之间的分散系叫胶体。
⑵胶体的类型：
气溶胶：
烟、云、雾。
液溶胶：
AgI水溶胶、Fe（OH）3等。
固溶胶：
烟水晶、有色玻璃等。
⑶渗析：
因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。
⑷胶体的制备方法
①物理分散法：
把难溶于水的物质颗粒分散成1nm～100nm的胶粒溶于水，如研磨分散法。
②化学凝聚法：
通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。
如：
AgNO3+KI=AgI（胶体）+KNO3，FeCl3+3H2O
Fe（OH）3（胶体）+3HCl等。
⑸胶体的性质
①丁达尔效应：
让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。
溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。
②布朗运动：
在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。
③电泳：
在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。
电泳证明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。
④聚沉：
在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：
a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。
⑹胶体微粒所带的电荷
胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。
一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。
同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。
⑺几点说明：
①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。
②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。
③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。
④制备Fe（OH）3胶体溶液是向沸水中滴加FeCl3饱和溶液。
其离子方程式为：
Fe3++3H2O
Fe（OH）3（胶体）+3H+。
电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：
离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。
如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al3+>Fe3+。
使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe（CN）6]4->[Fe（CN）6]3-，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。
（九）原子组成与结构
1、常见等电子体
⑴核外电子总数为2个的粒子：
He、H-、Li+、Be2+。
⑵核外电子总数为10个的粒子：
Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子类）；Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+（阳离子类）；N3-、O2-、F-、OH-、NH2-（阴离子类）。
⑶核外电子总数为18个电子的粒子：
Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子类），K+、Ca2+、（阳离子类）；P3-、S2-、Cl-（阴离子类）。
2、元素、核素、同位素的比较
元素
核素
同位素
概念
具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称
具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子
质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素
范围
宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态
微观概念，对某种元素的一种原子而言
微观概念，对某种元素的原子而言。
因同位素的存在而使原子种类多于元素种类
特性
主要通过形成的单质或化合的来体现
不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同
同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性质不同，但化学性质相同
实例
H、O
H、D、T；
C、
Mg不同核素
H、T、D为H的三种同位素
（十）元素周期表中的主要变化规律
项目
同周期
（左→右）
同主族
（上→下）
原
子
结
构
核外荷数
逐渐增加
增加
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐增小
逐渐增大
最外层电子数
逐渐增多
相等
性
质
化合价
最高正价由+1→+7；负价数＝族序数-8
最高正价、负价数相同，最高正价＝族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱、氧化性增强
氧化性减弱、还原性增强
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性减弱、酸性增强
酸性减弱、碱性增强
气态氢化物稳定性
渐增
渐减
（十一）化学键与分子结构
1、非极性分子和极性分子
⑴非极性分子：
分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。
这样的分子为非极性分子。
当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。
当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。
这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。
总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
⑵极性分子：
分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。
这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。
总之，极性分子中必定会有极性键。
但含有极性键的分子不一定是极性分子。
⑶常见分子的构型及分子极性
判断ABn型分子极性的经验规律：
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。
如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。
2、化学键与物质类别关系规律
⑴只含非极性共价键的物质：
同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。
⑵只含有极性共价键的物质：
一般是不同非金属元素构成的共价化合物。
如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
⑶既有极性键又有非极性键的物质：
如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等
⑷只含有离子键的物质：
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等
⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等
⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等
⑺无化学键的物质：
稀有气体（单原子分子）。
（十二）化学平衡
1、影响化学反应速率的因素
⑴内因（决定因素）：
化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。
⑵外因（影响因素）
①浓度：
当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
注意：
增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。
②压强：
对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
注意：
由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
③温度：
当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：
催化剂有正负之分。
使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。
不特别指明时，指的是正催化剂。
2、外界条件同时对V正、V逆的影响
⑴增大反应物浓度，V正急剧增大，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小，V逆逐渐减小。
⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。
⑶升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。
⑷加催化剂可同倍地改变V正、V逆。
3、可逆反应达到平衡状态的标志
⑴V正=V逆，如对反应mA（g）+nB（g）
pC（g），生成A的速率与消耗A的速率相等。
生成A的速率与消耗B的速率之比为m：
n。
生成B的速率与生成C的速率之比为n：
p。
⑵各组成成分的量保持不变。
这些量包括：
各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。
⑶混合体系的某些总量保持不变。
对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。
（十三）电离平衡
1、水的电离和溶液的pH计算
⑴水的电离
水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：
2H2O
H3O++OH-，通常简写成H2O
H++OH-，25℃时，c（H+）=c（OH-）=1×107mol·L-１。
⑵水的离子积常数Kw
Kw=c（H+）·c（OH-），25℃时，Kw=1×10-14。
⑶Kw的意义。
Kw是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H+浓度和OH-浓度之间的关系。
⑷改变条件对水的电离平衡的影响
平衡移动方向
c（H+）的变化
c（OH-）的变化
c（H+）与c（OH-）的关系
Kw
溶液的性质
升高温度
向右
增大
增大
c（H+）=c（OH-）
增大
中性
加入少量H2SO4
向左
增大
减小
c（H+）>c（OH-）
不变
酸性
加入少量NaOH
向左
减小
增大
c（H+）不变
碱性
⑸有关pH计算的主要题型及计算方法
根据pH=-lgc（H+），因此计算溶液的pH的关键是计算溶液中H+的浓度。
常见的题型有：
①有关酸碱溶液稀释后pH的计算
a、酸稀释后，先求稀释后c（H+），再求pH；碱稀释后，先求稀释后c（OH-），根据Kw=
c（H+）·c（OH-），求出c（H+），最后再求pH。
b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10a倍体积，溶液中c（H+）或c（OH-）也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/10a，则溶液的pH将增大或减小a个单位。
c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释10a倍体积，由于电离程度增大，使得c（H+）或
c（OH-）减小的不到1/10a，因此pH增大或减小不到a个单位。
d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH的主要因素，因此pH接近于7。
即稀酸无限稀释后，pH不可能大于7，弱碱无限稀释后pH不可能小于7。
②有关酸碱混合pH的计算
a、两种强酸混合，先计算混合后c（H+），c（H＋）混＝
，再计算混合后pH。
b、两种强碱混合，先计
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