高考化学计算题(化学计算题怎么做)

做化学计算题首先我们得理解题型

高中化学计算主要分成两类：一类是有关物质的量、物质溶解度、溶液浓度、pH、燃烧热等基本概念的计算；另一类是常见元素的单质及其重要化合物、有机化学基础、化学实验等知识内容中，具有计算因素的各类问题的综合应用。往年高考试题也出现过这类试题，所以同学们一定要重视。

1、各种基本概念计算之间的联系

高中化学计算是很多同学的弱点，也是容易丢分的地方，所以这部分知识一定要理解透彻，下面是化学计算常用方法，跟我一起学习一下吧~希望能够帮到大家！

2、化学计算常用方法

守恒法：利用反应体系中变化前后，某些物理量在始、终态时不发生变化的规律列式计算

差量法：根据物质发生化学反应的方程式，找出反应物与生成物中某化学量从始态到终态的差量（标准差）和实际发生化学反应差值（实际差）进行

计算平均值法：这是处理混合物中常用的一种方法。当两种或两种以上的物质混合时，不论以何种比例混合，总存在某些方面的一个平均值，其平均值必定介于相关的最大值和最小值之间。只要抓住这个特征，就可使计算过程

简洁化关系式法：对于多步反应体系，可找出起始物质和最终求解物质之间的定量关系，直接列出比例式进行计算，可避开繁琐的中间计算过程。

化学沉淀溶解平衡计算题浅析:大一沉淀溶解实验报告

关于化学方程式计算的解题要领可以归纳为：

化学方程式要配平，需将纯量代方程；

量的单位可直接用，上下单位应相同；

遇到有两个已知量，应找不足来进行；

遇到多步的反应时，关系式法有捷径。

有关溶液的计算

溶液是一种或几种物质分散到另一种物质里形成均一、稳定的混合物，在有关溶液的计算中，要准确分析溶质、溶剂、溶液的质量，它们的最基本的质量关系是：

溶质质量+溶剂质量=溶液质量

应注意此关系中，溶质质量不包括在溶液中未溶解的溶质的质量。

1.溶解度的计算

固体物质溶解度的概念是：在一定温度下，某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度。

根据溶解度的概念和溶液中溶质、溶剂和溶液的量的关系，可进行如下的有关计算。

(1)根据在一定温度下，某物质饱和溶液里的溶质和溶剂的量，求这种物质的溶解度。

(2)根据某物质在某温度下的溶解度，求该温度下一定量的饱和溶液里含溶质和溶剂的质量。

(3)根据某物质在某温度下的溶解度，求如果溶剂质量减少(蒸发溶剂)时，能从饱和溶液里析出晶体的质量。

(4)根据某物质在某温度下的溶解度，求如果温度变化(降温或升温)时，能从饱和溶液里析出或需加入晶体的质量。

2.溶液中溶质质量分数的计算

溶质的质量分数是溶质质量与溶液质量之比。初中化学中常用百分数来表示。溶液中溶质质量分数的计算式如下：

溶质的质量分数=×100%

溶质质量分数的计算题可以有：

(1)已知溶质和溶剂的质量，求溶液的质量分数。

(2)已知溶液的质量和它的质量分数，求溶液里所含溶质和溶剂的质量。

(3)将一已知浓度的溶液加入一定量的水进行稀释，或加入固体溶质，求稀释后或加入固体后的溶液的质量分数。

3.溶液度与溶液质量分数之间的换算

在一定温度下，饱和溶液里溶质质量、溶剂质量、溶液质量之比，是一个固定的值，也就是说饱和溶液里溶质质量分数是恒定的。在计算中首先要明确溶液度与溶液质量分数两个概念的本质区别。其次是要注意条件，必须是在一定温度下的饱和溶液，才能进行换算。

溶解度与溶液中溶质质量分数的比较如下：

溶解度 质量分数

量的关系 表示溶质质量与溶剂质量之间的关系 表示溶质质量与溶液质量之间的关系

条件 ①与温度有关(气体还跟压强有关)②一定是饱和溶液 ①与温度、压强无关②不一定是饱和溶液，但溶解溶质的质量不能超过溶解度

表示方法 用克表示，即单位是克 用%表示，即是个比值，没有单位

运算公式 溶解度=×100 %=×100%

换算公式 饱和溶液中溶质质量分数=×100%

化学计算在近几年的高考试题中所占的比重越来越大。因此，我们在平时的教学中，一定要注重和加强学生化学计算能力提高的培养。在各种化学计算类型中，沉淀溶解平衡计算学生普遍认为比较抽象，难度较大，其实只要对沉淀溶解平衡基本概念理解透彻，对常见的题型有了全面了解，沉淀溶解平衡计算题也就化难为易了。

　一、明确基本概念是前提

　在含有固体的难溶电解质的饱和溶液中，存在着固体难溶电解质与溶液中相应各离子间的多相平衡，在进行沉淀溶解平衡计算题时必须明确以下几个比较重要的概念：

　1.沉淀溶解平衡

　一定温度下，当沉淀溶解的速率和沉淀生成的速率相等时，形成电解质的饱和溶液，达到平衡状态，这种平衡称为沉淀溶解平衡。

　2.溶度积常数（Ksp）

　在一定温度下，难溶电解质在溶液中达到沉淀溶解平衡时，离子浓度保持不变，其离子浓度的化学计量数次方的乘积为一个常数，称之为溶度积常数，简称溶度积，用Ksp表示。Ksp值的大小只与难溶电解质本身的性质和温度有关，与浓度无关，Ksp可以反映难溶电解质在水中的溶解能力，不同类型的难溶物的Ksp之间没有可比性，因为各自的Ksp表达式不同，因此只有同类型的难溶电解质，在同温度下，Ksp越大，溶解度越大；不同类型的难溶电解质，只有通过计算才能进行比较。

　3.沉淀的溶解与生成

　利用Q与K判断沉淀的生成与溶解，当Q=Ksp时，难溶电解质达到沉淀溶解平衡状态，溶液是饱和溶液，当Q＞Ksp时，溶液中将析出沉淀，直到溶液中的Q=Ksp为止，当Q＜Ksp时，溶液为不饱和溶液，加入难溶电解质固体，固体将溶解，直到溶液中Q=Ksp时，溶液达到饱和，以上规则称为溶度积规则。

　二、抓住溶液中离子浓度数值与变化是核心

　沉淀的生成和溶解这两个相反的过程相互转化的条件是离子浓度的大小，调整离子浓度的大小，可以使反应向所需要的方向转化。同样在进行计算时，只要抓住题目所涉及的溶液中各离子浓度的数值和变化，利用溶度积规则，就可以定量计算出沉淀在生成还是在溶解。通常当溶液中某离子的浓度足够小时，我们就认为该离子已沉淀完全，对于定性分析，当溶液中某离子浓度小于1×10-5mol/L，可以认为沉淀完全，在定量分析中，当溶液中某离子浓度小于1×10-6mol/L，可认为沉淀完全。

　三、掌握常见题型，化难为易

　1.沉淀生成先后顺序的判断

　我们经常遇到判断混合溶液中哪个沉淀先生成，事实上，沉淀的生成不仅与Ksp有关，还与溶液中离子浓度大小有关。对于同一类型的难溶电解质，在离子浓度相同或相近情况下，溶解度较小的难溶电解质首先达到溶度积而析出沉淀。例如，在含有0.010 mol/L的I－离子和0.010 mol/L的Cl－离子的混合溶液中，逐滴加入AgNO3溶液，先有**沉淀，后有白色沉淀。但是若试管中盛有海水，逐滴加入AgNO3溶液，会发现先有白色沉淀，为什么呢？若溶液中同时出现AgCl和AgI沉淀时，溶液中的[Ag+]、[Cl－]和[I－]必须满足两个平衡：

　[Ag+]＝■＝■

　■=■＝■＝2.2×106

　即当溶液中的[Cl－]大于2.2×106·[I－]时，首先沉淀出AgCl，显然在海水中[Cl－]/[I－]已超过该值。这就是说，只要适当改变被沉淀离子的浓度，可以使分步沉淀的顺序发生变化。因此将AgNO3溶液滴加到含有I－离子和Cl－离子溶液中，不一定先析出溶度积小的AgI沉淀。

　2.通过调整pH的除杂问题

　[例题]在1.0 mol/LCo2+溶液中，含有少量Fe3+杂质，应如何控制pH，才能达到除去Fe3+杂质的目的?Ksp｛Co(OH)2｝=1.09×10-15，Ksp｛Fe(OH)3｝=2.64×10-39

　解：①使Fe3+沉淀完全时的pH：

　Fe(OH)3(s)?葑Fe3++3OH- KSP{Fe(OH)3}=c(Fe3+)·c3(OH-)

　c(OH-)≥■=■＝1.38×10-11

　pH＝14-(-log1.38×10-11)＝3.14

　②使Co2+不生成Co(OH)2沉淀的pH：

　Co(OH)2(s)?葑Co2++2OH- Ksp{Co(OH)2}=c(Co2+)·c2(OH-)

　不生成Co(OH)2沉淀的条件是：c(Co2+)c2(OH-)＜Ksp{Co(OH)2}

　c(OH-)≤■=■=3.30×10-8

　pH=14-(-log3.30×10-8)＝6.50

　所以应将PH值控制在3.14～6.50之间才能保证除去Fe3+，而Co2+留在溶液中。

　3.多种平衡共存时的计算问题

　[例题]向0.10mol/L的FeCl2溶液中通H2S至饱和时(饱和H2S的浓度为0.10mol/L)，溶液刚好有FeS沉淀生成，求此时溶液的pH。

　已知：Ksp(FeS)=6.3×l0-18，H2S的K1=1.07×10-7,K2=1.26×10-13

　解：先求出刚好生成FeS沉淀时的[S2-]，

　FeS?葑Fe2++S2- Ksp?专=[Fe2+][S2-]

　∴[S2-]=■=■=6.3×10-17

　再求[H+]，即当H2S饱和时，且[S2-]=6.3×10-17mol/L时的[H+]，

　K1?专K2?专=■

　[H+]＝■=■

　[H+]=4.63×10-3mol/L ∴pH=2.33

　遇到多种平衡共存时的计算时，关键是要明确各离子的浓度，保证各离子的浓度同时满足各个平衡的需要。