高中化學選修4知識點分類總結報告
篇一：高中化學選修4知識點分類總結
一、焓變 反應熱
1．反應熱：化學反應過程中所放出或吸收的熱量，任何化學反應都有反應熱，因為任何化學反應都會存在熱量變化，即要么吸熱要么放熱。反應熱可以分為（燃燒熱、中和熱、溶解熱）
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應.符號： △H.單位：kJ/mol ，即：恒壓下：焓變=反應熱，都可用ΔH表示，單位都是kJ/mol。
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
也可以利用計算△H來判斷是吸熱還是放熱。△H=生成物所具有的總能量-反應物所具
有的總能量=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 所有的酸堿中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與水或酸的反應⑤ 生石灰（氧化鈣）和水反應⑥鋁熱反應等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 條件一般是加熱或高溫的反應
☆區分是現象（物理變化）還是反應（生成新物質是化學變化），一般銨鹽溶解是吸熱現象，別的物質溶于水是放熱。
4.能量與鍵能的關系：物質具有的能量越低，物質越穩定，能量和鍵能成反比。
5.同種物質不同狀態時所具有的能量：氣態>液態>固態
6.常溫是指25，101.標況是指0,101.
7.比較△H時必須連同符號一起比較。
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化，即反應熱△H，△H對應的正負號都不能省。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（s,l, g分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式不標條件，除非題中特別指出反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數表示物質的量，不表示個數和體積，可以是整數，也可以是分數
⑤各物質系數加倍，△H加倍，即：△H和計量數成比例；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變。
6.表示意義：物質的量—物質—狀態—吸收或放出*熱量。
三、燃燒熱
1．概念： 101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物（二氧化碳、二氧化硫、液態水H2O）時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
2.燃燒熱和中和熱的表示方法都是有ΔH時才有負號。
3.石墨和金剛石的燃燒熱不同。不同的物質燃燒熱不同。
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗：看課本裝置圖
（1）一般用強酸和強堿做實驗，且堿要過量（如果酸和堿的物質的量相同，中和熱會偏小），一般中和熱為57.3kJ/mol。
（2）若用弱酸或弱堿做實驗，放出的熱量會偏小，中和熱會偏小。
（3）若用濃溶液做實驗，放出的熱量會偏大，中和熱會偏大。
(4)在試驗中，增大酸和堿的用量，放出的熱量會增多但中和熱保持不變。
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
六、能源
注：水煤氣是二次能源。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s） ⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：濃度（固體和純液體除外），壓強（方程式中必須要有氣體） ，溫度（提高了反應物分子的能量），催化劑（降低了活化能），濃度和壓強主要是通過使單位體積內分子總數增大來增大反應速率，溫度和壓強主要是使活化分子百分數增大來增大反應速率。
2.濃度和壓強是單位體積內活化分子百分數不變，溫度和催化劑是分子總數不變。
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入本體系氣體，反應速率增大；充入惰性氣體→反應速率不變
②恒溫恒壓時：充入惰性氣體→反應速率減小
二、化學平衡
（一）1.定義： 化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，各組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
篇二：高中化學選修4知識點分類總結
化學選修4化學反應與原理
章節知識點梳理
第一章 化學反應與能量
一、焓變 反應熱
1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H（2）.單位：kJ/mol
3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放
熱
放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為“-”或△H<0
吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為“+”或△H >0
☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸堿中和反應③ 大多數的化合反應④ 金屬與酸的反應⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等
☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl② 大多數的分解反應③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應④ 銨鹽溶解等
二、熱化學方程式
書寫化學方程式注意要點:
①熱化學方程式必須標出能量變化。
②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示）
③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。
④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變
三、燃燒熱
1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。
※注意以下幾點：
①研究條件：101 kPa
②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。
③燃燒物的物質的量：1 mol
④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）
四、中和熱
1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，
這時的反應熱叫中和熱。
2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗
五、蓋斯定律
1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率
1. 化學反應速率（v）
⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化
⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示
⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）
⑷ 影響因素：
① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）
② 條件因素（外因）：反應所處的`條件
2.
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。
（2）、惰性氣體對于速率的影響
①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變
②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃
度減小→反應速率減慢
二、化學平衡
（一）1.定義：
化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。
2、化學平衡的特征 逆（研究前提是可逆反應）
等（同一物質的正逆反應速率相等）
動（動態平衡）
定（各物質的濃度與質量分數恒定）
變（條件改變，平衡發生變化）
3、判斷平衡的依據
判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
篇三：高中化學選修4知識點歸納總結
高中化學選修4知識點歸納總結
第一章 化學反應與能量 一、焓變 反應熱 1．反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量
2．焓變(ΔH)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： △H （2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂——吸熱化學鍵形成——放熱放出熱量的化學反應。(放熱>吸熱) △H 為―—‖或△H<0吸收熱量的化學反應。（吸熱>放熱）△H 為―+‖或△H >0☆ 常見的放熱反應：① 所有的燃燒反應② 酸堿中和反應 ③ 大多數的化合反應 ④ 金屬與酸的反應 ⑤ 生石灰和水反應⑥ 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等☆ 常見的吸熱反應：① 晶體Ba(OH) 28H2O與NH4Cl ② 大多數的分解反應 ③ 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 ④ 銨鹽溶解等二、熱化學方程式 書寫化學方程式注意要點:①熱化學方程式必須標出能量變化。 ②熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態（g,l,s分別表示固態，液態，氣態，水溶液中溶質用aq表示） ③熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。④熱化學方程式中的化學計量數可以是整數，也可以是分數 ⑤各物質系數加倍，△H加倍；反應逆向進行，△H改變符號，數值不變三、燃燒熱1．概念：25 ℃，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。※注意以下幾點：①研究條件：101 kPa②反應程度：完全燃燒，產物是穩定的氧化物。③燃燒物的物質的量：1 mol④研究內容：放出的熱量。（ΔH<0，單位kJ/mol）四、中和熱1．概念：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1mol H2O，這時的反應熱叫中和熱。2．強酸與強堿的中和反應其實質是H+和OH-反應，其熱化學方程式為：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ，ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱堿電離要吸收熱量，所以它們參加中和反應時的中和熱小于57.3kJ/mol。
4．中和熱的測定實驗五、蓋斯定律1．內容：化學反應的反應熱只與反應的始態（各反應物）和終態（各生成物）有關，而與具體反應進行的途徑無關，如果一個反應可以分幾步進行，則各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成的反應熱是相同的。
第二章 化學反應速率和化學平衡
一、化學反應速率1. 化學反應速率（v）⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（Ls）⑷ 影響因素：① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）② 條件因素（外因）：反應所處的條件
外因對化學反應速率影響的變化規律
條件變化
反應物
的濃度 大
減
小
氣體反
應物的壓強 大
減單位體積里的總數目減少，百分數不變 減小 增單位體積里的總數目增多，百分數不變 增大 單位體積里的總數目減少，百分數不變 減小 增活化分子的量的變化 單位體積里的總數目增多，百分數不變 反應速率的變化 增大
小 反應物
的溫度 高
降
低
反應物
的催化劑 用
撤
去
其他 劑等
※注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 ①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義：化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種―平衡‖，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。2、化學平衡的特征逆（研究前提是可逆反應）等（同一物質的正逆反應速率相等） 動（動態平衡） 定（各物質的濃度與質量分數恒定） 變（條件改變，平衡發生變化） 3、判斷平衡的依據判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據
例舉反應 mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g) ①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定
混合物體系
中
各成分的含
量
④總體積、總壓力、總物質的量一定
①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即
V(正)=V(逆)
②在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則正、逆反應
速率的關系
③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)
④在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指
V(逆)
①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定）
壓強
②m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 不一定平衡 平衡 不一定平衡 不一定平衡 V(正)=V(逆) 不一定平衡 ②各物質的質量或各物質質量分數一定 ③各氣體的體積或體積分數一定 平衡 平衡 平衡 光，電磁波，超聲波，固體反應物顆粒的大小，溶有影響 百分數劇減，單位體積里的總數目劇減 劇減 使百分數劇增，單位體積里的總數目劇增 劇增 百分數減少，單位體積里的總數目減少 減小 升百分數增大，單位體積里的總數目增多 增大 平衡 平衡
混合氣體平
均相對分子質量Mr ①Mr一定時，只有當m+n≠p+q時
②Mr一定時，但m+n=p+q時 平衡 不一定平衡
平衡
不一定平衡
平衡 溫度 體系的密度 其他 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（其他不變） 密度一定 如體系顏色不再變化等
（二）影響化學平衡移動的因素1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動
（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。3、壓強對化學平衡移動的影響影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。
三、化學平衡常數（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是―1‖而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數K的應用:1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。 2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K:反應向正反應方向進行;Q=K:反應處于平衡狀態 ;Q〉K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應＊四、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應：必須要保證化學計量數之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應化學計量數之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態函數，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉變為無序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據。.（3）同一物質，在氣態時熵值最大，液態時次之，固態時最小。即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反應方向判斷依據 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據為： ΔH-TΔS〈0 反應能自發進行ΔH-TΔS=0 反應達到平衡狀態ΔH-TΔS〉0 反應不能自發進行注意：（1）ΔH為負，ΔS為正時，任何溫度反應都能自發進行 （2）ΔH為正，ΔS為負時，任何溫度反應都不能自發進行
第三章 水溶液中的離子平衡
一、弱電解質的電離 1、定義：電解質：在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。非電解質：在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物。
強電解質：在水溶液里全部電離成離子的電解質。
弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質。
2、電解質與非電解質本質區別：
電解質——離子化合物或共價化合物非電解質——共價化合物
注意：①電解質、非電解質都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質
③強電解質不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4 為強電解質）——電解質的強弱與導電性、溶解性無關。
3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成離子的速率和離子結合成 時，電離過程就達到了平衡狀態，這叫電離平衡。
4、影響電離平衡的因素：
A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。 B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物質時，有利于電離。
9、電離方程式的書寫：用可逆符號弱酸的電離要分布寫（第一步為主）
10、電離常數：在一定條件下，弱電解質在達到電離平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個常數。叫做電離平衡常數，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。 ）
表示方法：AB11、影響因素：
a、電離常數的大小主要由物質的本性決定。
b、電離常數受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。
C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數越大，其電離程度越大，酸性越強。如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO A++B-Ki=[ A+][ B-]/[AB]
二、水的電離和溶液的酸堿性
1、水電離平衡：:
水的離子積：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃時, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1*10-14
注意：KW只與溫度有關，溫度一定，則KW值一定
KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）
2、水電離特點：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱
3、影響水電離平衡的外界因素：
①酸、堿 ：抑制水的電離 KW〈1*10-14
②溫度：促進水的電離（水的電離是 吸熱的）
③易水解的鹽：促進水的電離 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸堿性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的測定方法：
酸堿指示劑—— 甲基橙、 石蕊、 酚酞。
變色范圍：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（淺紅色）
pH試紙 —操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可。
注意：①事先不能用水濕潤PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數值或范圍
三 、混合液的pH值計算方法公式 1、強酸與強酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它）[H+]混 =（[H+]1V1+[H+]2V2）/（V1+V2）
2、強堿與強堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它） [OH-]混＝（[OH-]1V1+[OH-]2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算[H+]混)
3、強酸與強堿的混合：（先據H+ + OH- ==H2O計算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）
四、稀釋過程溶液pH值的變化規律：
1、強酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原+ n （但始終不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀釋10n倍時，pH稀〈pH原+n （但始終不能大于或等于7）
3、強堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）
4、弱堿溶液：稀釋10n倍時，pH稀〉pH原－n （但始終不能小于或等于7）
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