人教版化学选修4《化学反应原理》复习提纲
第一章化学反应与能量
一、基本化学反应模型理论
1、有效碰撞模型：
分子间的磁撞并不一定就能发生化学反应，只有具有一定能量的微粒间的碰撞才可能是有效碰撞。
2、活化分子与活化能：
活化分子就是_能发生有效碰撞的分子
活化能就是成为活化分子必须的最少能量
3、催化剂的作用：
1、降低活化能
2、增多活化分子
3、有效碰撞机率增大；
二、反应热（焓变）
1定义：在化学反应过程中放出或吸收的热量,通常叫做反应热,也称“焓变” 。
2符号：用△H表示。 单位：一般采用kJ/mol。
3 △H大于零为吸热反应，△H小于零为放热反应。
4反应热与物质内能，键能的关系
△H=反应物的鍵能总和-生成物的鍵能总和
5反应热测量，测量仪器叫量热计
三 燃 烧 热
概念: 25℃、101kPa时,1mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量,叫做该物质的燃烧热.
注意: ① 可燃物的化学计量数为1, △H<0,以此为标准配平,其它计量数可整数也可分数;
② 完全燃烧,下列元素要生成对应稳定的氧化物:
C → CO2 (g) H → H2O (l) S → SO2 (g)21世纪教育网版权所有
四、中和热
概念：在稀溶液中强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量
注意：（1）强酸强碱反应中和热57.3kJ/mol
五、热化学方程式书写的注意事项？
1、△H写在方程式的右边，用空格隔开，△H值“-” 表示放热反应， △H值“+”表示吸热反应。单位“kJ/mol”。
2. △H与测定条件有关，没有标明是指25℃，101KPa
3. 系数只表示物质的量，可以是分数。
4. 要注明反应物和生成物的聚集状态，通常用s、l、g表示固体、液体和气体，不用标“↓、↑”。
5. △H的值要与化学计量数相对应。
6. 正反应若为放热反应，则其逆反应必为吸热反应，二者△H的符号相反而数值相等
六、化学反应热的计算
盖斯定律
定义: 化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关
注意① 热化学方程式同乘以某一个数时,反应热
数值也应该乘上该数;
② 热化学方程式相加减时,同种物质之间可
以相加减,反应热也随之相加减;
③ 将一个热化学方程式颠倒时,△H的“+” “-”号必须随之改变.
第二章化学反应速率与化学平衡
化学反应速率
概念 单位时间内物质的量的浓度的改变量
（2）表示方法: ；
（3）单位: 表达式:
（4）化学反应的速率比等于化学计量数之比等于浓度改变量之比等于物质的量的改变量之比
注意纯液体式固体的的浓度是不变的常数,因此不用于表示反应速率.
（5）影响化学反应速率的因素
化学反应速率的内因是:物质本身的性质,它是决定反应速率的决定性因素
外因有 浓度 , 温度 , 压强 和 催化剂 等.
2．可逆反应：在相同的条件下，能正向反应也可以逆向反应的化学反应。
3．化学平衡状态是指：外界条件不变时各物质的含量或浓度保持不变的状态。
4化学平衡的特征是：逆 等 动 定 变
5判断化学平衡状态的标准 速率、量（在建立平衡前变化的量）
5．化学平衡移动指可逆反应中，旧化学平衡的被破坏新化学平衡建立的过程
6．影响化学平衡移动的因素：
化学平衡的建立可以是从 正反应方向 开始，也可以是从 逆反应方向 开始，还可以是由 正逆反应方向 开始。总之，化学平衡的建立与 途径 无关。21cnjy.com
平衡移动原理——勒夏特列原理
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
7.平衡常数: www-2-1-cnjy-com
表示方法: K= ;影响因素: 2-1-c-n-j-y
(1)K的意义:K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正反应进行的程度大,反应物的转化率也越大。因此，平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。21*cnjy*com
五、Qc与K
Qc为浓度商：是指刚开始反应（但未反应）时平衡体系各物质浓度幂次方之积之比（对于溶液是指混合后但不反应时的浓度）【来源：21cnj*y.co*m】
K为平衡常数：是指可逆反应达到平衡时体系各物质浓度幂次方之积之比。在化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡四大平衡中分别有不同的名称：化学平衡常数(K)、电离常数(Ka)、水解常数(Kh)、溶度积(Ksp)。
Qc与K的相对大小可反映出体系是否为平衡状态：
Qc>K，过平衡状态，反应将逆向进行；
Qc=K，平衡状态；
Qc
8. 化学反应进行的方向P38科学视野
等效平衡规律：
1、定温、定容条件下的等同平衡
（1）对于反应前后气体分子数发生变化的可逆反应
特点：两次平衡时各组分百分量、n、c均相同
判断方法：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原平衡相同，则二平衡等效【来源：21·世纪·教育·网】
（2）对于反应前后气体分子数不变的可逆反应
特点：两次平衡时各组分百分量相同，n、c同比例变化
判断方法：只要反应物（或生成物）的物质的量的比与原平衡相同，则二平衡等效。
2、定温、定压条件下的等效平衡
特点：两次平衡时各组分百分量、 c 相同，n同比例变化
判断方法：若改变起始加入情况，只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比相同。【出处：21教育名师】
第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质、非电解质 ；强电解质 、弱电解质
2、电解质与非电解质本质区别：
在一定条件下（溶于水或熔化）能否电离（以能否导电来证明是否电离）
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
3、强电解质与弱电质的本质区别：
在水溶液中是否完全电离（或是否存在电离平衡）
注意：①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）www.21-cn-jy.com
4、强弱电解质通过实验进行判定的方法(以HAc为例)：
（1）溶液导电性对比实验；
（2）测0.01mol/LHAc溶液的pH > 2；
（3）测NaAc溶液的pH值；
（4）测pH= a的HAc稀释100倍后所得溶液pH（5）将物质的量浓度相同的HAc溶液和NaOH溶液等体积混合后溶液呈碱性
（6）中和10mLpH=1的HAc溶液消耗pH=13的NaOH溶液的体积大于10mL;
（7）将pH=1的HAc溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合后溶液呈酸性
（8）比较物质的量浓度相同的HAc溶液与盐酸分别与同样的锌粒反应产生气体的速率
5.导电性的强弱判断
溶液中，首先与电解质的强弱无关a,离子浓度越大导电性越强b,离子带电荷数越多导电性越强 如 硫酸钡溶液 强电解质溶液导电性很弱 浓醋酸导电性很强 【版权所有：21教育】
金属 温度越低导电性越好
同一电解质溶液温度越高导电性越强
6、强酸（HA）与弱酸（HB）的区别：
(1)溶液的物质的量浓度相同时，pH(HA)＜pH(HB)
(2)pH值相同时，溶液的浓度CHA＜CHB
(3)pH相同时，加水稀释同等倍数后，pHHA＞pHHB
7，电离平衡常数K的表达式以及QC的应用
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水离平衡：H2OH+ + OH- 水的离子积：KW = [H+]·[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 10-142·1·c·n·j·y
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离（pH之和为14的酸和碱的水溶液中水的电离被同等的抑制）
②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）
③易水解的盐：促进水的电离（pH之和为14两种水解盐溶液中水的电离被同等的促进）
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH= -lg[H+]
注意：①酸性溶液不一定是酸溶液（可能是 盐溶液 溶液） ；
②pH＜7 溶液不一定是酸性溶液（只有温度为常温才对）；
③碱性溶液不一定是碱溶液（可能是 盐溶液 溶液）。
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞
pH试纸 ——最简单的方法。 操作：将一小块pH试纸放在洁净的玻璃片上，用玻璃棒沾取未知液点试纸中部，然后与标准比色卡比较读数即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子数相加除以总体积，再求其它）
[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH 离子数相加除以总体积，再求其它）
[OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算[H+]混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
注意：在加法运算中，相差100倍以上（含100倍）的，小的可以忽略不计！
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀＜pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀＞pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均为7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解规律：
①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
③弱酸酸性强弱比较：
A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增（利用特殊值进行记忆。如酸性：HFH3PO4）
B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强（如HCOOH>CH3COOH）
C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO2、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H2SO3为中强酸；HClO4为最强含氧酸等。21·世纪*教育网
2、盐类水解的特点：（1）可逆 （2）程度小 （3）吸热
3、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热）
②浓度：浓度越小，水解程度越大（越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH-促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
4、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4-
②电离程度＞水解程度，显酸性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显碱性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
5、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应（即弱酸弱碱盐）。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其右移。21教育名师原创作品
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑21*cnjy*com
6、盐类水解的应用：
①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）
②泡沫灭火剂（用硫酸铝和小苏打为原料，双水解）
③FeCl3溶液止血剂（血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚）
④明矾净水（Al3+水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉）
⑤NH4Cl焊接金属（氯化铵呈酸性，能溶解铁锈）
⑥判断溶液酸碱性（强者显性）
⑦比较盐溶液离子浓度的大小
⑧判断离子共存（双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存）
⑨配制盐溶液（加对应的酸防止水解）
七、电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
1、基本原则：
a,首先判断所给的溶液中存在什么平衡 题意是促进还是抑制平衡
抓住溶液中微粒浓度必须满足的两种守恒关系：
b一般情况下电离、水解成都都很小。
c电荷守恒（电荷数前移）:任何溶液均显电中性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和21·cn·jy·com
d物料守恒(原子个数前移):
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
e质子守恒(得失H+个数前移):：
∑得质子后形成的微粒浓度·得质子数 == ∑失质子后形成的微粒浓度·失质子数
2、同浓度的弱酸和其弱酸盐 、同浓度的弱碱和其弱碱盐的电离和水解强弱规律：
①中常化学常见的有三对
等浓度的HAc与NaAc的混合溶液：弱酸的电离＞其对应弱酸盐的水解，溶液呈酸性
等浓度的NH3·H2O与NH4Cl的混合液：弱碱的电离＞其对应弱碱盐的水解，溶液呈碱性
等浓度的HCN与NaCN的混合溶液：弱酸的电离<其对应弱酸盐的水解，溶液呈碱性
九、酸碱中和滴定
十、溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度小于0.01g的电解质称难溶电解质。生成难溶电解质的反应为完全反应，用“=”。
（2）反应后离子浓度降至1×10-5mol/L以下的反应为完全反应，用“=”。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5
mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“ ”。如：Ag2S(s) 2Ag+ + S2-
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①加水；②加热；③减少生成物（离子）的浓度。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。
第四章电化学基础
一、原电池
1、定义：把化学能转化为电能的装置
2、原电池的两极确定
失去电子的一极叫负极，用 - 表示。
得到电子的一极叫正极，用 + 表示。
电极反应
负极：（Zn ) Zn - 2e- = Zn2+ （氧化反应）
正极：（Cu ) 2H++ 2e- = H2↑ (还原反应
总反应式：综合正极和负极电极反应式而得：
Zn+ 2H+ = Zn2+ + H2↑
4、原电池的形成条件
构成前提：两个电极中至少有一个可以和电解质溶液自发地发生氧化还原反应
1、活动性不同的金属（其中一种可以为 非金属，即作导体用）作电极。
2、两电极插入电解质溶液中。
3、形成闭合回路。（两电极外线用导线连接，可以接用电器。）
4常见电池
二电解池
电解池（电解槽）：把电能转化为化学能的装置。
三、电解原理的应用
1、电解饱和食盐水以制造烧碱、氯气和氢气。
2、电镀
阳极：镀层金属
电镀液：含有镀层金属的电解质
阴极：待镀金属制品
3电镀应用于铜的电解精练
电极反应式
阴极（纯铜）: Cu2+ + 2e- = Cu (还原反应)
阳极（粗铜）: Cu - 2e- = Cu2+ (氧化反应)
4、电冶金
制取金属钠 ：电解熔融状态的氯化钠。
2NaCl(熔融) = 2Na + Cl2 ↑
二、金属的腐蚀和防护
金属腐蚀：金属（或合金）跟周围接触到的气体（或液体）反应而腐蚀损耗的过程。
金属腐蚀的本质：金属原子 金属阳离子
金属腐蚀类型：化学腐蚀和电化学腐蚀
?
化学腐蚀
电化腐蚀
条件
金属跟非金属单质直接接触?
?不纯金属或合金跟电解质溶液接触
现象
?无电流产生
?有微弱电流产生
本质
?金属被氧化
?较活泼金属被氧化
联系
?两者往往同时发生，电化腐蚀更普遍
4.钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀比较
?
?析氢腐蚀
吸氧腐蚀
?
?条件
?水膜呈酸性。
?水膜呈中性或酸性很弱。
?电极反应
负极Fe(- )
正极C(+)
总反应:
Fe-2e=Fe2+
2H++2e-=H2
Fe + 2H+= Fe2+ H2↑
2Fe-4e=2Fe2+
O2+2H2O+4e=4OH-
2Fe+2H2O+O2= 2 Fe(OH)2
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3
Fe2O3 · nH2O
?
?通常两种腐蚀同时存在，但以后者更普遍。
二、金属的电化学保护
1、牺牲负极的正极保护法
2、外加电流阴极保护法 牺牲阳极的阴极保护
其它金属防腐蚀的方法：将金属制成合金,采用喷油漆,涂油脂,电镀,喷镀或表面钝化
[例1] 实验室用铅蓄电池作电源电解饱和食盐水制取氯气，已知铅蓄电池放电时发生如下反应：负极Pb+SO42－=PbSO4+2e－正极PbO2+4H++SO42－+2e－=PbSO4+2H2O，今若制Cl20.050 mol，这时电池内消耗H2SO4的物质的量至少是（ ）
A. 0.025 mol B. 0.050 mol C. 0.10 mol D. 0.20 mol21教育网
答案：C
高考化学反应原理综合题解题方法
1、热化学方程式的书写或运用盖斯定律计算反应热
2、电解池或原电池方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写
3、化学反应速率的影响因素的实验探究
4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素
5、化学平衡常数及平衡转化率的计算
6、酸碱中和滴定的扩展应用（仪器使用、平行实验、空白试验、误差讨论）
7、Ksp的计算和应用
8、综合计算（混合物计算、化学式的确定、关系式法、守恒法在计算中的应用）
三、不同知识点的解题技巧
1、热化学方程式的书写或反应热计算
【方法指导】首先根据要求书写目标热化学方程式的反应物、产物并配平，其次在反应物和产物的后面括号内注明其状态，再次将目标热化学方程式与已有的热化学方程式比对（主要是反应物和产物的位置、系数），最后根据盖斯定律进行适当运算得出目标热化学方程式的反应热△H，空一格写在热化学方程式右边即可。21教育网
注意：并非所给的热化学方程式一定都用到。
2、电解池或原电池反应方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写
【方法指导】首先根据题意写出化学方程式的反应物、产物，其次根据氧化还原反应原理——电子守恒配平氧化剂和还原剂的系数，再次配平还原产物和氧化产物的系数，最后根据质量守恒添加并配平其他未变价物质的系数。21cnjy.com
注意：一般未变价物质是酸、碱或水。
【方法指导】读懂题意尤其是相关示意图，分析电解池的阴极室和阳极室存在的阳离子、阴离子及其放电顺序，必要时根据题目要求还要考虑分子是否会放电。首先写出阴（阳）极室发生还原（氧化）反应的反应物和产物离子（分子），分析其化合价变化，标出其得失电子的情况，然后根据电荷守恒在左边或右边配上其他离子，左后根据质量守恒配上其它物质。
注意：①并非放电的一定是离子，应根据题目要求及时调整。
②用来配平电极反应式的离子（物质）应是电解池中含有的，而且前后不能矛盾。
3、化学反应速率的影响因素的实验探究
【方法指导】影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。
4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素
【方法指导】①判断一个可逆反应是否达到平衡状态的两个直接标准是正逆反应的速率相等、反应物与生成物浓度保持不变，另外间接标准是“变量不变”即观察一个可逆反应的相关物理量，采用极端假设的方法（若全部为反应物如何、全部转化为产物该物理量又如何，如果该物理量是可变的而题目说一定条件下保持不变即可认为该条件下达到化学平衡）。另外也可以用Q与K比较（Q=K则处于平衡状态；Q＜K未达平衡状态、v正＞v逆；Q＞K、未达平衡状态、v正＜v逆）。21·cn·jy·com
②平衡移动的方向、反应物的转化率和产物的产率变化均可通过条件（浓度、压强、温度）的改变，平衡移动的方向加以判断，也可以通过平衡常数的计算得到。但要关注特殊反应的特殊性。www.21-cn-jy.com
5、化学平衡常数及平衡转化率的计算
【方法指导】平衡常数的计算可用三段法即找出浓度可变的反应物、产物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后带入平衡常数表达式（平衡时生成物浓度系数次幂的乘积与反应物系数次幂乘积的比值）进行计算即可。2·1·c·n·j·y
注意：带入式子的物质一定浓度可变、一定是平衡浓度。水为气态时，要带入平衡表达式；在液态或溶液中时，水不要带入平衡表达式。【来源：21·世纪·教育·网】
6、酸碱中和滴定的扩展应用（仪器使用、平行实验、空白实验、误差讨论）
【方法指导】①酸碱中和滴定（氧化还原滴定、沉淀滴定）的仪器使用包括溶液配制和滴定两个阶段，所用玻璃仪器分别是：烧杯、玻璃棒、一定容量的容量瓶、胶头滴管；酸（碱）式滴定管、锥形瓶、烧杯。其中只有酸（碱）式滴定管需要润洗。②定量实验为减小实验误差均要进行平行实验（重复滴定1-2次），必要时为防止环境对滴定造成误差，还需进行空白实验（不加待测物质进行滴定）。③误差讨论应围绕待测物质含量的计算公式进行，分成操作造成的误差和样品本身的原因两方面。21·世纪*教育网
7、Ksp的计算和应用
【方法指导】有关Ksp的计算往往与pH的计算结合起来，要注意pH与c(OH-)浓度关系的转换，难溶电解质的悬浊液即为其沉淀溶解平衡状态，满足相应的Ksp。
注意：只有同类型的难溶电解质如均为AB型或AB2型，才能直接利用Ksp的大小比较其溶解度的大小，类型不同时必须计算。21世纪教育网版权所有
8、综合计算（混合物计算、化学式的确定、关系式法、守恒法在计算中的应用）
【方法指导】进行混合物计算时，一般可设混合物各成分的物质的量，然后根据质量守恒、电子守恒或电荷守恒列方程组求解，再转换成所求的物理量即可。
【方法指导】化学式的确定一般分成三步：确定微粒种类、计算各微粒的物质的量、求比值确定化学式。
注意：求出各微粒的最简整数比或1mol待确定物质的各微粒的物质的量即可。
注意：高三复习还得紧紧抓住电子守恒、质量守恒、电荷守恒、极端分析等化学常用分析方法。
