高一化学知识点总结.docx
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高一化学知识点总结
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第一章从实验学化学-1-化学实验基本方法
过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。
（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯）
蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发
蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶）
萃取萃取剂原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。
利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器分液漏斗
分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的
过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次
配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管
主要步骤⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀
容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。
②容量瓶上只有刻线而无刻度。
①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右
第一章从实验学化学-2-化学计量在实验中的应用1物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体2摩尔物质的量的单位
3标准状况STP0℃和1标准大气压下
4阿伏加德罗常数NA1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个5摩尔质量M1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等6气体摩尔体积Vm1mol任何气体的标准状况下的体积都约为24l
7阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出）同温同压下同体积的任何气体有同分子数n1N1V1n2N2V2
8物质的量浓度CB1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度CB=nB/VnB=CB×VV=nB/CB
9物质的质量mm=M×nn=m/MM=m/n10标准状况气体体积VV=n×Vmn=V/VmVm=V/n11物质的粒子数NN=NA×nn=N/NANA=N/n
12物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω1000×ρ×ωM13溶液稀释规律C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）以物质的量为中心
第二章化学物质及变化-1-物质的分类1元素分类金属和非金属元素2化合物分类有机物（含C）和无机物
氧化物酸性氧化物（与碱反应生成盐和水）SiO2、SO2、CO2、SO3、N2O5、（多数为非金属氧化物）
碱性氧化物（与酸反应生成盐和水）Fe2O3、CuO、MgO（多数为金属氧化物）、
两性氧化物（与酸、碱反应生成盐和水）Al2O3、ZnO
不成盐氧化物NO2、NO、CO、（盐中的N的化合价无+2、+3、C无+2）分散系溶液（很稳定）分散质粒子小于1nm，透明、稳定、均一胶体（介稳定状态）分散质粒子1nm-100nm，较透明、稳定、均一浊液（分悬、乳浊液）分散质粒子大于100nm，不透明、不稳定、不均一化学反应的分类四大基本反应类型化合2SO2+O22SO3分解2NaHCO3Na2CO3+CO2↑+H2O置换Cl2+2KI===2KCl+I2
复分解2NH4Cl＋Ca（OH）2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
是否有离子参加反应（电解质在水溶液中）离子反应Cl2＋H2O=HCl＋HClO非离子反应2Fe＋3Cl22FeCl3
是否有元素电子得失或偏移（有升降价）氧化还原反应2Na+2H2O=2NaOH+H2↑非氧化还原反应Al（OH）3+NaOH=NaAlO2+2H2O热量的放出或吸收放热反应3Fe＋2O2Fe3O4吸热反应C+CO22CO第二章化学物质及变化-2-离子反应
电解质（酸、碱、盐、水）在水溶液里或熔融状态下本身能够导电的化合物非电解质（包括CO2、SO2）在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物碳酸的电离方程式H2CO3H＋＋HCO3－（弱电解质用“”NaHCO3的电离方程式NaHCO3＝Na＋＋HCO3－（强电解质用“=”离子反应式用实际参加反应的离子所表示的式子离子反应式写法一写、二改、三删、四查
单质、氧化物、气体、难溶、难电离的物质要保留分子式
离子共存有颜色的离子MnO4-紫红、Fe3+棕黄、Fe2+浅绿、Cu2+蓝色
与H+不共存（弱酸根）OH-、CO32-、SO32-、SiO32-、AlO2-、S2-、F-等与OH-不共存（弱碱金属阳离子）H+、Fe3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+、Mg2+、NH4+等
与H+和OH-都不共存HCO3-、HSO3-、HS-、等常见生成沉淀Ba2+、Ca2+与SO42-、CO32-Ag+与Cl-胶体胶体的性质（介稳定）丁达尔现象、布朗运动、电泳、聚沉判断胶体最简单的方法丁达尔现象胶体提纯渗析（胶体微粒不能透过半透膜）
Fe（OH）3胶体制备的方法取烧杯盛20mL蒸馏水，加热至沸腾，然后逐滴加入饱和FeCl3溶液1mL～2mL。
继续煮沸至溶液呈红褐色。
观察所得红褐色液体Fe（OH）3胶体。
Fe（OH）3胶体制备方程式FeCl3+3H2OFe（OH）3（胶体）+3HCl
胶体凝聚的条件加热、加电解质、加相反电性的胶体
第二章化学物质及变化-3-氧化还原反应氧化还原反应的本质有电子转移（得失或偏移）
氧化还原反应的特征元素化合价的升降（不一定有氧的得失）
升失氧还原剂、还原性、失电子、（升价）、被氧化、发生氧化反应成氧化产物降得还氧化剂、氧化性、得电子、（降价）、被还原、发生还原反应成还原产物化合反应不一定是氧化还原反应，一般有单质参加的化合反应或有单质生成的分解反应才属氧化还原反应分解反应
置换反应一定是氧化还原反应复分解反应一定不是氧化还原反应
气体的检验NH3的检验用湿润的红色石蕊试纸变蓝SO2的检验用品红溶液褪色
SO2的吸收用KMnO4溶液（强氧化性）CO2的检验用澄清石灰水变浊Cl2的检验用湿润的KI淀粉试纸变蓝NO的检验打开瓶盖后遇空气变红棕色
离子的检验NH4+的检验加NaOH溶液加热后放出气体用湿润的红色石蕊试纸变蓝Fe3+的检验①加NaOH溶液有红褐色沉淀②加KSCN溶液出现血红色
Fe2+的检验①加NaOH溶液有白色沉淀马上变灰绿色,最终变红褐色②加KSCN溶液无现象,再加氯水后出现血红色
SO42-的检验先加HCl无现象后加BaCl2溶液有不溶于酸的白色沉淀
Cl-、（Br-、I-）的检验先加AgNO3后加HNO3溶液有不溶于酸的白色沉淀AgCl（淡黄色沉淀AgBr、黄色沉淀AgI）
NO3-的检验加浓缩后加入少量浓硫酸和几块铜片加热有红棕色的气体放出（NO2）物质的保存K、Na保存在煤油中（防水、防O2）
见光易分解的物质用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO等）碱性物质用橡胶塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3）酸性、强氧化性物质用玻璃塞不能用橡胶塞（HSO4、HNO3、KMnO4）物质的保存F2、HF（氢氟酸）用塑料瓶不能用玻璃瓶（与SiO2反应腐蚀玻璃）保存在水中白磷（防在空气中自燃）、Br2（防止挥发）地壳中含量最多的元素氧O、硅Si、铝Al、铁Fe
地壳有游离态存在的元素金、铁（陨石）、硫（火山口附近）金属共同的物理性质有金属光泽、不透明、易导电、导热、延展性能与HCl和NaOH都能反应的物质两性Al、Al2O3、Al（OH）3弱酸的酸式盐NaHCO3、NaHSO3、NaHS弱酸的铵盐（NH4）2CO3、（NH4）2S两性金属锌Zn、铝Al（与酸和碱都放H2）
钝化金属铁Fe、铝Al（被冷的浓H2SO4、浓HNO3）酸化学性质稀、浓硫酸的通性1强酸性----反应生成盐2高沸点酸，难挥发性制备易挥发性酸
浓硫酸的特性1、吸水性做干燥，不能干燥NH3、H2S2、脱水性使有机物脱水炭化
3、强氧化性与不活泼金属、非金属、还原性物质反应
硝酸HNO31、强酸性2、强氧化性3、不稳定性（见光、受热）次氯酸HClO1、弱酸性2、强氧化性3、不稳定性（见光、受热）硅酸H2SiO31、弱酸性2、难溶性3、不稳定性（热）
漂白氧化型（永久）强氧化性HClO、Na2O2、O3、浓H2SO4、浓HNO3加合型（暂时）SO2（使品红褪色，不能使石蕊变红后褪色）吸附型（物理）活性碳明矾溶液生成的Al（OH）3胶体水溶液氯水主要成分分子Cl2、H2O、HClO离子H＋、Cl－、ClO－氨水主要成分
分子NH3H2ONH3H2O离子NH4+OHˉ
氯水与液氯、氨水与液氨的区别氯水、氨水属混合物、液氯与液氨属纯净物
氯原子Cl与氯离子Cl-的区别最外层电子数不同，化学性质不同，氯离子Cl-达稳定结构气体极易溶于水（喷泉）NH3（1700）HCl（1:
500）只能用排气法收集NO2NH3HCl只能用排气法收集NON2CO
钠与水的反应现象:
①浮、②熔、③游、④咝、⑤红①钠浮在水面上密度小于水；②水蒸气放热；③熔化成一个小球溶点低；④在水面上游动生成气体；咝咝发出响声反应剧烈；⑤变色生成碱
俗名苏打Na2CO3、小苏打NaHCO3水玻璃Na2SiO3的水溶液漂白粉主要成分Ca（ClO）2、CaCl2，有效成分Ca（ClO）2
用途Na2O2（淡黄色）用作呼吸面具，Al（OH）3和NaHCO3（小苏打）可中和胃酸明矾用作净水剂，次氯酸HClO杀菌、消毒、永久性漂白、SO2暂时性漂白
自来水常用Cl2来消毒、杀菌但产生致癌的有机氯,改用广谱高效消毒剂二氧化氯（ClO2）Fe2O3红色油漆和涂料；Al2O3耐火材料,NH3可用于氮肥、制冷剂。
晶体硅Si作半导体、太阳能电池;SiO2可作光导纤维；硅胶是常用的干燥剂及催化剂的载体。
水玻璃可做肥皂填料、木材防腐防火剂及黏胶
扩展阅读高中化学选修4知识点分类总结
化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理第一章化学反应与能量
一、焓变反应热
1．反应热一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量
2．焓变（ΔH）的意义在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号△H
（2）.单位kJ/mol
产生原因化学键断裂吸热化学键形成放
热
放出热量的化学反应。
（放热>吸热）△H为“-”或△H放热）△H为“+”或△H>0☆常见的放热反应①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆常见的吸热反应①晶体Ba（OH）28H2O与NH4Cl②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等
二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．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。
燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点①研究条件101kPa
②反应程度完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量1mol
④研究内容放出的热量。
（ΔH
1．内容化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率化学反应速率（v）
⑴定义用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化
⑵表示方法单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶计算公式v=Δc/Δt（υ平均速率，Δc浓度变化，Δt时间）单位mol/（Ls）⑷影响因素
①决定因素（内因）反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）反应所处的条件
※注意
（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时充入惰性气体→体积增大→各反应物浓
度减小→反应速率减慢二、化学平衡
（一）定义
化学平衡状态一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应①各物质的物质的量或各物质的物质的量混合物体系中各成分的含量的分数一定②各物质的质量或各物质质量分数一定③各气体的体积或体积分数一定④总体积、总压力、总物质的量一定平衡平衡不一定平衡①在单位时间内消耗了mmolA同时生成m平衡molA，即V（正）=V（逆）正、逆反②在单位时间内消耗了nmolB同时消耗了平衡应pmolC，则V（正）=V（逆）速率的③V（A）:
V（B）:
V（C）:
V（D）=m:
n:
p:
q，V（正）不一定不一定平关系等于V（逆）衡平衡mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）④在单位时间内生成nmolB，同时消耗了q不一定平molD，因均指V（逆）
衡
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）压强平衡②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一不一定平定）混合气体①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平均相对②Mr一定时，但m+n=p+q时分子质量Mr任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一温度定时（其他不变）体系的密度一定密度其他如体系颜色不再变化等不一定平衡平衡平衡衡平衡不一定平衡
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_，V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_
的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着__体积缩小___方向移动；减小压强，会使平衡向着___体积增大__方向移动。
注意
（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似催化剂对化学平衡的影响由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡__不移动___。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
勒夏特列原理（平衡移动原理）如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，___生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数____比值。
符号__K__
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题
1、表达式中各物质的浓度是__变化的浓度___，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与__温度（T）___有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应__进行程度__的标志。
K值越大，说明平衡时_生成物___的浓度越大，它的___正向反应__进行的程度越大，即该反应进行得越__完全___，反应物转化率越_高___。
反之，则相反。
一般地，K>_105__时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。
（Q浓度积）Q_〈__K:
反应向正反应方向进行;Q__=_K:
反应处于平衡状态;Q_〉__K:
反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为__吸热___反应若温度升高，K值减小，则正反应为__放热___反应＊四、等效平衡
1、概念在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相
同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类对于反应前后气体分子数改变的可逆反应必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类对于反应前后气体分子数不变的可逆反应只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应进行的方向1、反应熵变与反应方向
（1）熵:
物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S.单位Jmol-1K-1
（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。
.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S（g）〉S（l）〉S（s）2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为ΔH-TΔS〈0反应能自发进行ΔH-TΔS=0反应达到平衡状态
ΔH-TΔS〉0反应不能自发进行
注意
（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行
（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行
第三章水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义电解质在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
物质
混和物
单质
纯净物化合物电解质强电解质强酸，强碱，大多数盐。
如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质弱酸，弱碱，极少数盐，水。
如HClO、NH3H2O、Cu（OH）2、
H2O
非电解质非金属氧化物，大部分有机物。
如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2
2、电解质与非电解质本质区别
电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物注意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）电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素
A、温度电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
）
表示方法AB11、影响因素
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变
A++B-Ki=[A+][B-]/[AB]
化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡:
水的离子积KW=c[H+]c[OH-]
25℃时,[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+][OH-]=1*10-14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KW〈1*10-14
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KW〉1*10-144、溶液的酸碱性和pH
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法
酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞。
变色范围甲基橙1~4（橙色）石蕊0~0（紫色）酚酞2~10.0（浅红色）
pH试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸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+离子物质的量相加除以总体积，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-离子物质的量相加除以总体积，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）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均接近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、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律w.w.w.k.s.u.c.o.m1、若等体积混合
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