1. 化學計量數是什麼怎麼算舉個例子謝謝
化學方程式中各物質化學式前面的「系數」(即化學計量數)
化學的計量數，實際上在這里就是方程式的配平，如果把方程式用待定系數法配平以後，得到的數字就是它的系數，也就是計量數
化學計量數的概念應包括其內涵與外延，即化學計量數之比與粒子數之比、物質的量之比、氣體體積比、反應速率之比等的關系。但它本身缺不具備聯系微觀與宏觀、統一初中與高中的功能。
就是一個化學反應每種物質前面的數字
比如:C+C2=CO2,化學計量數分別是1，1，1
這個反應也可以寫成
2C+202=2CO2，這樣的話，化學計量數就分別是2，2，2
2. 大學無機化學
無機化學，有機化學，物理化學，分析化學
無機化學
元素化學、無機合成化學、無機高分子化學、無機固體化學、配位化學（即絡合物化學）、同位素化學、生物無機化學、金屬有機化學、金屬酶化學等。
有機化學
普通有機化學、有機合成化學、金屬和非金屬有機化學、物理有機化學、生物有機化學、有機分析化學。
物理化學
結構化學、熱化學、化學熱力學、化學動力學、電化學、溶液理論、界面化學、膠體化學、量子化學、催化作用及其理論等。
分析化學
化學分析、儀器和新技術分析。包括性能測定、監控、各種光譜和光化學分析、各種電化學分析方法、質譜分析法、各種電鏡、成像和形貌分析方法，在線分析、活性分析、實時分析等，各種物理化學性能和生理活性的檢測方法，萃取、離子交換、色譜、質譜等分離方法，分離分析聯用、合成分離分析三聯用等。
無機化學
第一章：氣體
第一節：理想氣態方程
1、氣體具有兩個基本特性：擴散性和可壓縮性。主要表現在：
⑴氣體沒有固定的體積和形狀。⑵不同的氣體能以任意比例相互均勻的混合。⑶氣體是最容易被壓縮的一種聚集狀態。
2、理想氣體方程： 為氣體摩爾常數，數值為=8.314
3、只有在高溫低壓條件下氣體才能近似看成理想氣體。
第二節：氣體混合物
1、對於理想氣體來說，某組分氣體的分壓力等於相同溫度下該組分氣體單獨佔有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。
2、Dlton分壓定律：混合氣體的總壓等於混合氣體中各組分氣體的分壓之和。
3、(0℃=273.15K STP下壓強為101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)
第二章：熱化學
第一節：熱力學術語和基本概念
1、 系統與環境之間可能會有物質和能量的傳遞。按傳遞情況不同，將系統分為：
⑴封閉系統：系統與環境之間只有能量傳遞沒有物質傳遞。系統質量守恆。
⑵敞開系統：系統與環境之間既有能量傳遞〔以熱或功的形式進行〕又有物質傳遞。
⑶隔離系統：系統與環境之間既沒有能量傳遞也沒有物質傳遞。
2、 狀態是系統中所有宏觀性質的綜合表現。描述系統狀態的物理量稱為狀態函數。狀態函數的變化量只與始終態有關，與系統狀態的變化途徑無關。
3、 系統中物理性質和化學性質完全相同而與其他部分有明確界面分隔開來的任何均勻部分叫做相。相可以由純物質或均勻混合物組成，可以是氣、液、固等不同的聚集狀態。
4、 化學計量數對於反應物為負，對於生成物為正。
5、反應進度=，單位：mol
第二節：熱力學第一定律
1、 系統與環境之間由於溫度差而引起的能量傳遞稱為熱。熱能自動的由高溫物體傳向低溫物體。系統的熱能變化量用Q表示。若環境向系統傳遞能量，系統吸熱，則Q>0；若系統向環境放熱，則Q<0。
2、 系統與環境之間除熱以外其他的能量傳遞形式，稱為功，用W表示。環境對系統做功，W>O；系統對環境做功，W<0。
3、 體積功：由於系統體積變化而與環境交換的功稱為體積功。
非體積功：體積功以外的所有其他形式的功稱為非體積功。
4、 熱力學能：在不考慮系統整體動能和勢能的情況下，系統內所有微觀粒子的全部能量之和稱為熱力學能，又叫內能。
5、 氣體的標准狀態—純理想氣體的標准狀態是指其處於標准壓力下的狀態，混合氣體中某組分氣體的標准狀態是該組分氣體的分壓為且單獨存在時的狀態。
液體（固體）的標准狀態—純液體（或固體）的標准狀態時指溫度為T，壓力為時的狀態。
液體溶液中溶劑或溶質的標准狀態—溶液中溶劑可近似看成純物質的標准態。在溶液中，溶質的標准態是指壓力,質量摩爾濃度，標准質量摩爾濃度，並表現出無限稀釋溶液特性時溶質的（假想）狀態。標准質量摩爾濃度近似等於 標准物質的量濃度。即
6、 物質B的標准摩爾生成焓（B,相態，T）是指在溫度T下，由參考狀態單質生成物質B（）反應的標准摩爾焓變。
7、 參考狀態一般指每種物質在所討論的溫度T和標准壓力時最穩定的狀態。個別情況下參考狀態單質並不是最穩定的，磷的參考狀態是白磷(s,白)，但白磷不及紅磷和黑磷穩定。O2(g)、H2(g)、Br2(l)、I2(s)、Hg(l)和P4(白磷)是T=298.15K，下相應元素的最穩定單質，即其標准摩爾生成焓為零。
8、 在任何溫度下，參考狀態單質的標准摩爾生成焓均為零。
9、 物質B的標准摩爾燃燒焓（B，相態，T）是指在溫度T下，物質B()完全氧化成相同溫度下指定產物時的反應的標准摩爾焓變。
第四節：Hess定律
1、 Hess定律：化學反應不管是一步或分幾步完成，其總反應所放出或吸收的熱總是相等的。其實質是化學反應的焓變只與始態和終態有關，而與途徑無關。
2、 焓變基本特點：
⑴某反應的（正）與其逆反應的（逆）數值相等，符號相反。即
（正）=-（逆）。
⑵始態和終態確定之後，一步反應的等於多步反應的焓變之和。
3、 多個化學反應計量式相加(或相減)，所得化學反應計量式的（T）等於原各計量式的（T）之和（或之差）。
第五節：反應熱的求算
1、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於產物的標准摩爾生成焓之和減去反應物的標准摩爾生成焓之和。=（總生成物）-（總反應物）{如果有參考狀態單質，則其標准摩爾生成焓為零}
2、 在定溫定壓過程中，反應的標准摩爾焓變等於反應物的標准摩爾燃燒焓之和減去產物的標准摩爾燃燒焓之和 。=（總反應物）-（總生成物）{參考狀態單質只適用於標准摩爾生成焓，其標准摩爾燃燒焓不為零}
第三章：化學動力學基礎
第一節：反應速率
第二節：濃度對反應速率的影響—速率方程
1、 對化學反應來說，反應速率與反應物濃度的定量關系為：，該方程稱為化學反應速率定律或化學反應速率方程，式中稱為反應速率系數，表示化學反應速率相對大小；,分別為反應物A和B的濃度，單位為；，分別稱為A，B的反應級數；稱為總反應級數。反應級數可以是零、正整數、分數，也可以是負數。零級反應得反應物濃度不影響反應速率。（反應級數不同會導致單位的不同。對於零級反應，的單位為，一級反應的單位為，二級反應的單位為，三級反應的單位為）
2、 由實驗測定反應速率方程的最簡單方法—初始速率法。
在一定條件下，反應開始時的瞬時速率為初始速率，由於反應剛剛開始，逆反應和其他副反應的干擾小，能較真實的反映出反應物濃度對反應速率的影響具體操作是將反應物按不同組成配置成一系列混合物。對某一系列不同組成的混合物來說，先只改變一種反應物A的濃度。保持其他反應物濃度不變。在某一溫度下反應開始進行時，記錄在一定時間間隔內A的濃度變化，作出圖，確定t=0是的瞬時速率。也可以控制反應條件，是反應時間間隔足夠短，這時可以把平均速率作為瞬時速率。
3、對於一級反應，其濃度與時間關系的通式為：㏑
第三節：溫度對反應速率的影響—Arrhenius方程
1、 速率系數與溫度關系方程：，㏑｛｝=㏑｛｝-， ㏑，實驗活化能，單位為。為指前參量又稱頻率因子。與具有相同的量綱。與是兩個經驗參量，溫度變化不大時視為與溫度無關。
2、 對Arrhenius方程的進一步分析：
⑴在室溫下，每增加4，將使值降低80%。在室溫相同或相近的情況下，活化能大的反應，其速率系數則小，反應速率較小；小的反應較大，反應速率較大。
⑵對同一反應來說，溫度升高反應速率系數增大，一般每升高10℃，值將增大2～10倍。
⑶對同一反應來說，升高一定溫度，在高溫區，值增大倍數小；在低溫區值增大倍數大。因此，對一些在較低溫度下進行的反應，升高溫度更有利於反應速率的提高。
⑷對於不同的反應，升高相同溫度，大的反應值增大倍數大；小的反應值增大倍數小。即升高溫度對進行的慢的反應將起到更明顯的加速作用。
第四節：反應速率理論與反應機理簡介
1、=（正）-（負）
2、由普通分子轉化為活化分子所需要的能量叫做活化能
第五節：催化劑與催化作用
1、 催化劑是指存在少量就能顯著加速反應而本身最後並無損耗的物質。催化劑加快反應速率的作用被稱為催化作用。
2、 催化劑的特徵：
⑴催化劑只對熱力學可能發生的反應起催化作用，熱力學上不可能發生的反應，催化劑對它不起作用。
⑵催化劑只改變反應途徑（又稱反應機理），不能改變反應的始態和終態，它同時加快了正逆反應速率，縮短了達到平衡所用的時間，並不能改變平衡狀態。
⑶催化劑有選擇性，不同的反應常採用不同的催化劑，即每個反應有它特有的催化劑。同種反應如果能生成多種不同的產物時，選用不同的催化劑會有利於不同種產物的生成。
⑷每種催化劑只有在特定條件下才能體現出它的活性，否則將失去活性或發生催化劑中毒。
第四章：化學平衡 熵和Gibbs函數
第一節：標准平衡常數
1、平衡的組成與達成平衡的途徑無關，在條件一定時，平衡的組成不隨時間而變化。平衡狀態是可逆反應所能達到的最大限度。平衡組成取決於開始時的系統組成。
2、對可逆反應來說，其標准平衡常數
3、兩個或多個化學計量式相加（或相減）後得到的化學計量式的標准平衡常數等於原各個化學計量式的化學平衡常數的積（或商），這稱為多重平衡原理。
第二節：標准平衡常數的應用
1、反應進度也常用平衡轉化率來表示。反應物A的平衡轉化率表達式為
2、J表示反應商。若J<則反應正向進行；若J=，則反應處於平衡狀態；若J>，則反應逆向進行。
第三節：化學平衡的移動
1、濃度對化學平衡的影響：濃度雖然可以使化學平衡發生移動，但並不能改變化學平衡常數的數值，因為在一定溫度下，值一定。當反應物濃度增加或產物濃度減少時，平衡正向移動；當反應物濃度減少或產物濃度增加時，平衡逆向移動。
2、壓力對化學平衡的影響：綜合考慮各反應物和產物分壓是否改變及反應前後氣體分子數是否改變。
3、溫度對化學平衡都影響：溫度變化引起標准平衡常數的改變，從而使化學平衡移動。溫度對標准平衡常數的影響用van』t Hoff方程描述。
㏑
第四節：自發變化和熵
1、自發變化的基本特徵：
⑴在沒有外界作用或干擾的情況下，系統自身發生的變化稱為自發變化。
⑵有的自發變化開始時需要引發，一旦開始，自發變化將一直進行達到平衡，或者說自發變化的最大限度是系統的平衡狀態。
⑶自發變化不受時間約束，與反應速率無關。
⑷自發變化必然有一定的方向性，其逆過程是非自發變化。兩者都不能違反能量守恆定律 。
⑸非自發變化和自發變化都是可能進行的。但是只有自發變化能自動發生，而非自發變化必須藉助一定方式的外部作用才能發生。沒有外部作用非自發變化將不能繼續進行。
2、在反應過程中，系統有趨向於最低能量狀態的傾向，常稱其為能量最低原理。相變化也具有這種傾向。
3、 系統有趨向於最大混亂度的傾向，系統混亂度的增加有利於反應的自發進行。
4、 純物質完整有序晶體在0K時熵值為零；.
5、 ⑴熵與物質聚集狀態有關。同一種物質氣態熵值最大，液態次之，固態熵值最小。
3. 指前因子怎麼查（化學反應）
指前因子自己計算出來。 把已知條件帶入算出指前因子。譬如，t＝0時，A＝Ao, 帶入速率方程就得指前因子。
4. 化學反應前後 總物質的量 具體是指哪些物質的量（是反應前物質的量和反應後物質的量之和嗎）
一般是這樣說的，在反應前後，各種元素的總物質的量和不變。這體現了物質守恆定律。
是反應前的各種元素物質的量之和=反應後這種元素物質的量之和。
5. 化學中常用的計算方法有哪些
化學計算是中學化學的一個難點和重點，要掌握化學計算，應了解中學化學計算的類型，不同類型解題方法是有所不同的，因此我把中學化學中出現的解題方法歸納如下，每種類型都舉例加以說明。
一、守恆法
化學反應的實質是原子間重新組合，依據質量守恆定律在化學反應中存在一系列守恆現象，如：質量守恆、元素守恆、電荷守恆、電子得失守恆等，利用這些守恆關系解題的方法叫做守恆法。
（一）質量守恆法
質量守恆就是化學反應前後各物質的質量總和不變，在配製或稀釋溶液的過程中，溶質的質量不變。
【例題】1500C時，碳酸銨完全分解產生氣態混合物，其密度是相同條件下氫氣密度的
（A）96倍 （B）48倍 （C）12倍 （D）32倍
【分析】(NH4)2CO3=2NH3↑+H2O↑+CO2↑ 根據質量守恆定律可知混和氣體的質量等於碳酸銨的質量，從而可確定混和氣體的平均分子量為 =24 ，混和氣體密度與相同條件下氫氣密度的比為 =12 ，所以答案為C
（二）元素守恆法
元素守恆即反應前後各元素種類不變，各元素原子個數不變，其物質的量、質量也不變。
【例題】有一在空氣中放置了一段時間的KOH固體，經分析測知其含水2.8%、含K2CO337.3% 取1克該樣品投入25毫升2摩／升的鹽酸中後，多餘的鹽酸用1.0摩／升KOH溶液30.8毫升恰好完全中和，蒸發中和後的溶液可得到固體
（A）1克 （B）3.725克 （C）0.797克 （D）2.836克
【分析】KOH、K2CO3跟鹽酸反應的主要產物都是KCl，最後得到的固體物質是KCl，根據元素守恆，鹽酸中含氯的量和氯化鉀中含氯的量相等，所以答案為B
(三)電荷守恆法
電荷守恆即對任一電中性的體系，如化合物、混和物、溶液等，電荷的代數和為零，即正電荷總數和負電荷總數相等。
【例題】在Na2SO4和K2SO4的混和溶液中，如果[Na+]=0.2摩／升，[SO42-]=x摩／升 ，[K+]=y摩／升，則x和y的關系是
（A）x=0.5y (B)x=0.1+0.5y (C)y=2(x-0.1) (D)y=2x-0.1
【分析】可假設溶液體積為1升，那麼Na+物質的量為0.2摩，SO42-物質的量為x摩，K+物質的量為y摩，根據電荷守恆可得[Na+]+[K+]=2[SO42-]，所以答案為BC
(四)電子得失守恆法
電子得失守恆是指在發生氧化—還原反應時，氧化劑得到的電子數一定等於還原劑失去的電子數，無論是自發進行的氧化—還原反應還是原電池或電解池中均如此。
【例題】將純鐵絲5.21克溶於過量稀鹽酸中，在加熱條件下，用2.53克KNO3去氧化溶液中亞鐵離子，待反應後剩餘的Fe2+離子尚需12毫升0.3摩/升KMnO4溶液才能完全氧化，寫出硝酸鉀和氯化亞鐵完全反應的方程式。
【分析】鐵跟鹽酸完全反應生成Fe2+，根據題意可知Fe2+分別跟KMnO4溶液和KNO3溶液發生氧化還原反應，KMnO4被還原為Mn2+，那麼KNO3被還原的產物是什麼呢？根據電子得失守恆進行計算可得KNO3被還原的產物是NO，所以硝酸鉀和氯化亞鐵完全反應的化學方程式為： KNO3+3FeCl2+4HCl=3FeCl3+KCl+NO+2H2O
二、差量法
差量法是依據化學反應前後的某些「差量」（固體質量差、溶液質量差、氣體體積差、氣體物質的量之差等）與反應或生成物的變化量成正比而建立的一種解題方法。此法將「差量」看作化學方程式右端的一項，將已知差量（實際差量）與化學方程式中的對應差量（理論差量）列成比例，其他解題步驟與按化學方程式列比例或解題完全一樣。
（一）質量差法
【例題】在1升2摩/升的稀硝酸溶液中加入一定量的銅粉，充分反應後溶液的質量增加了13.2克，問：（1）加入的銅粉是多少克？（2）理論上可產生NO氣體多少升？（標准狀況）
【分析】硝酸是過量的，不能用硝酸的量來求解。銅跟硝酸反應後溶液增重，原因是生成了硝酸銅，所以可利用這個變化進行求解。
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O 增重
192 44.8 636-504=132
X克 Y升 13.2 可得X=19.2克，Y=4.48升
（二）體積差法
【例題】10毫升某氣態烴在80毫升氧氣中完全燃燒後，恢復到原來狀況（1.01×105Pa , 270C）時，測得氣體體積為70毫升，求此烴的分子式。
【分析】原混和氣體總體積為90毫升，反應後為70毫升，體積減少了20毫升。剩餘氣體應該是生成的二氧化碳和過量的氧氣，下面可以利用烴的燃燒通式進行有關計算。
CxHy + （x+ ）O2 → xCO2 + H2O 體積減少
1 1+
10 20
計算可得y=4 ，烴的分子式為C3H4或C2H4或CH4
（三）物質的量差法
【例題】白色固體PCl5受熱即揮發並發生分解：PCl5（氣）= PCl3（氣）+ Cl2 現將5.84克PCl5裝入2.05升真空密閉容器中，在2770C達到平衡時，容器內的壓強為1.01×105Pa ，經計算可知平衡時容器內混和氣體物質的量為0.05摩，求平衡時PCl5的分解百分率。
【分析】原PCl5的物質的量為0.028摩，反應達到平衡時物質的量增加了0.022摩，根據化學方程式進行計算。
PCl5（氣）= PCl3（氣）+ Cl2 物質的量增加
1 1
X 0.022
計算可得有0.022摩PCl5分解，所以結果為78.6%
三、十字交叉法
十字交叉法是進行二組分混和物平均量與組分量計算的一種簡便方法。凡可按M1n1 + M2n2 = （n1 + n2）計算的問題，均可用十字交叉法計算的問題，均可按十字交叉法計算，算式為：
M1 n1=（M2- ）
M2 n2=（ -M1）
式中， 表示混和物的某平均量，M1、M2則表示兩組分對應的量。如 表示平均分子量，M1、M2則表示兩組分各自的分子量，n1、n2表示兩組分在混和物中所佔的份額，n1:n2在大多數情況下表示兩組分物質的量之比，有時也可以是兩組分的質量比，如在進行有關溶液質量百分比濃度的計算。十字交叉法常用於求算：混和氣體平均分子量及組成、混和烴平均分子式及組成、同位素原子百分含量、溶液的配製、混和物的反應等。
（一）混和氣體計算中的十字交叉法
【例題】在常溫下，將1體積乙烯和一定量的某氣態未知烴混和，測得混和氣體對氫氣的相對密度為12，求這種烴所佔的體積。
【分析】根據相對密度計算可得混和氣體的平均式量為24，乙烯的式量是28，那麼未知烴的式量肯定小於24，式量小於24的烴只有甲烷，利用十字交叉法可求得甲烷是0.5體積
（二）同位素原子百分含量計算的十字叉法
【例題】溴有兩種同位素，在自然界中這兩種同位素大約各佔一半，已知溴的原子序數是35，原子量是80，則溴的兩種同位素的中子數分別等於。
（A）79 、81 （B）45 、46 （C）44 、45 （D）44 、46
【分析】兩種同位素大約各佔一半,根據十字交叉法可知,兩種同位素原子量與溴原子量的差值相等,那麼它們的中子數應相差2,所以答案為D
（三）溶液配製計算中的十字交叉法
【例題】某同學欲配製40%的NaOH溶液100克，實驗室中現有10%的NaOH溶液和NaOH固體，問此同學應各取上述物質多少克？
【分析】10%NaOH溶液溶質為10，NaOH固體溶質為100，40%NaOH溶液溶質為40，利用十字交叉法得：需10%NaOH溶液為
×100=66.7克，需NaOH固體為 ×100=33.3克
（四）混和物反應計算中的十字交叉法
【例題】現有100克碳酸鋰和碳酸鋇的混和物，它們和一定濃度的鹽酸反應時所消耗鹽酸跟100克碳酸鈣和該濃度鹽酸反應時消耗鹽酸量相同。計算混和物中碳酸鋰和碳酸鋇的物質的量之比。
【分析】可將碳酸鈣的式量理解為碳酸鋰和碳酸鋇的混和物的平均式量，利用十字交叉法計算可得碳酸鋰和碳酸鋇的物質的量之比97:26
四、關系式法
實際化工生產中以及化學工作者進行科學研究時，往往涉及到多步反應：從原料到產品可能要經過若干步反應；測定某一物質的含量可能要經過若干步中間過程。對於多步反應體系，依據若干化學反應方程式，找出起始物質與最終物質的量的關系，並據此列比例式進行計算求解方法，稱為「關系式」法。利用關系式法可以節省不必要的中間運算步驟，避免計算錯誤，並能迅速准確地獲得結果。
（一）物質制備中的關系式法
【例題】含有SiO2的黃鐵礦試樣1克，在O2中充分灼燒後殘余固體為0.76克，用這種黃鐵礦100噸可製得98%的濃硫酸多少噸？（設反應過程有2%的硫損失）
【分析】根據差量法計算黃鐵礦中含FeS2的量為72% ，而反應過程損失2%的硫即損失2%的FeS2 ，根據有關化學方程式找出關系式：FeS2 — 2H2SO4 利用關系式計算可得結果為：製得98%的濃硫酸117.6噸。
（二）物質分析中的關系式法
測定漂白粉中氯元素的含量，測定鋼中的含硫量，測定硬水中的硬度或測定某物質組成等物質分析過程，也通常由幾步反應來實現，有關計算也需要用關系式法。
【例題】讓足量濃硫酸與10克氯化鈉和氯化鎂的混合物加強熱反應，把生成的氯化氫溶於適量的水中，加入二氧化錳使鹽酸完全氧化，將反應生成的氯氣通入KI溶液中，得到11.6克碘，試計算混和物中NaCl的百分含量。
【分析】根據有關化學方程式可得：4HCl — I2 ，利用關系式計算可得生成氯化氫的質量是6.7克，再利用已知條件計算得出混和物中NaCl的百分含量為65% 。
五、估演算法
（一）估演算法適用於帶一定計算因素的選擇題，是通過對數據進行粗略的、近似的估算確定正確答案的一種解題方法，用估演算法可以明顯提高解題速度。
【例題】有一種不純的鐵，已知它含有銅、鋁、鈣或鎂中的一種或幾種，將5.6克樣品跟足量稀H2SO4完全反應生成0.2克氫氣，則此樣品中一定含有
（A）Cu （B）Al （C）Ca （D）Mg
【分析】計算可知，28克金屬反應失去1摩電子就能符合題目的要求。能跟稀H2SO4反應，失1摩電子的金屬和用量分別為：28克Fe、9克Al、20克Ca、12克Mg，所以答案為A
（二）用估演算法確定答案是否合理，也是我們檢查所做題目時的常用方法，用此法往往可以發現因疏忽而造成的計算錯誤。
【例題】24毫升H2S在30毫升O2中燃燒，在同溫同壓下得到SO2的體積為
（A）24毫升 （B）30毫升 （C）20毫升 （D）18毫升
【分析】2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 根據方程式系數的比例關系估算可得答案為D
六、類比法
類比法是將問題類比於舊問題，從而運用舊知識解決新問題的方法。類比法的實質是能力的遷移，即將熟悉問題的能力遷移到新情景或生疏問題上來，實現這種遷移的關鍵就是找准類比對象，發現生疏問題與熟悉問題本質上的類同性。運用類比法的題又可分為：自找類比對象和給出類比對象兩種。前者一般比較簡單，後者則可以很復雜，包括信息給予題中的大部分題目。
【例題】已知PH3在溶液中呈弱鹼性，下列關於PH4Cl的敘述不正確的是
（A）PH4Cl水解呈酸性 （B）PH4Cl含有配位鍵
（C）PH4Cl是分子晶體 （D）PH4Cl與NaOH溶液共熱可產生PH3
【分析】NH3和H4Cl的性質我們已經學過，N和P是同一主族元素性質相似，所以答案為C
七、始終態法
始終態法是以體系的開始狀態與最終狀態為解題依據的一種解題方法。有些變化過程中間環節很多，甚至某些中間環節不太清楚，但始態和終態卻交待得很清楚，此時用「始終態法」往往能獨辟蹊徑，出奇制勝。
【例題】把適量的鐵粉投入足量的鹽酸中，反應完畢後，向溶液中通入少量Cl2 ，再加入過量燒鹼溶液，這時有沉澱析出，充分攪拌後過濾出沉澱物，將沉澱加強熱，最終得到固體殘留物4.8克。求鐵粉與鹽酸反應時放出H2的體積（標准狀況）。
【分析】固體殘留物可肯定是Fe2O3 ，它是由鐵經一系列反應生成，氫氣是鐵跟鹽酸反應生成的，根據2Fe — Fe2O3 、Fe — H2 這兩個關系式計算可得：H2的體積為1.344升
八、等效思維法
對於一些用常規方法不易解決的問題，通過變換思維角度，作適當假設，進行適當代換等使問題得以解決的方法，稱為等效思維法。等效思維法的關鍵在於其思維的等效性，即你的假設、代換都必須符合原題意。等效思維法是一種解題技巧，有些題只有此法可解決，有些題用此法可解得更巧更快。
【例題】在320C時，某+1價金屬的硫酸鹽飽和溶液的濃度為36.3% ，向此溶液中投入2.6克該無水硫酸鹽，結果析出組成為R2SO4·10H2O的晶體21.3克。求此金屬的原子量。
【分析】21.3克R2SO4·10H2O晶體比2.6克無水硫酸鹽質量多18.7克，這18.7克是從硫酸鹽飽和溶液得的，所以它應該是硫酸鹽飽和溶液，從而可知21.3克R2SO4·10H2O中含有11.9克結晶水、9.4克R2SO4 ，最後結果是：此金屬的原子量為23
九、圖解法
化學上有一類題目的已知條件或所求內容是以圖像的形式表述的，解這類題的方法統稱圖解法。圖解法既可用於解決定性判斷方面的問題，也可以用於解決定量計算中的問題。運用圖解法的核心問題是識圖。
（一）定性判斷中的圖解法
這類問題常與化學反應速度、化學平衡、電解質溶液、溶解度等知識的考查相聯系。解題的關鍵是認清橫縱坐標的含義，理解圖示曲線的化學意義，在此基礎上結合化學原理作出正確判斷。
【例題】右圖表示外界條件（溫度、壓強）的變化對下列反 Y
應的影響：L（固）+ G（氣）= 2R（氣）- 熱量 在圖中， P1 P2 P3
(P1<P2<P3) Y軸是指：
（A）平衡混和氣體的百分含量 （B）G的轉化率
（C）平衡混和氣體中G的百分含量（D）L的轉化率
【分析】認真分析圖中曲線的變化可知隨溫度升高，Y值降
低，而隨壓強升高，Y值升高，所以答案是C
（二）定量計算中的圖解法
這類問題要求解題者根據文字敘述及圖象提供的信息，通過計算求某些量的數值或某些量的相互關系。解這類題的要求在於必須抓住圖像中的關鍵「點」，如轉折點、最大值點、最小值點等，以關鍵點為突破口，找出等量關系或列出比例式進而求解。
【例題】某溫度時，在2升容器中X、Y、Z三種物質的物質的量隨時間變化曲線如圖所示，根據圖中數據分析，該反應的化學方程式為：____
______________________________。反應開始至2 0.1 0.9 Y
分鍾，Z的平均反應速率為:__________________。 X
【分析】由數據可知X和Y都是反應物,Z是生成 0.7
物。平衡時X減少0.3、Y減少0.1、而Z則增
加0.2 ，那麼化學方程式應該為3X + Y = 2Z
而Z的平均反應速率為：0.05摩/升·分 0.2 Z
0 2 t(分)
十、討論法
（一）不定方程討論法
當一個方程式中含有兩個未知數時，即為不定方程。不定方程一般有無數組解，有些化學題根據題設條件最終只能得到不定方程，必須利用化學原理加以討論才可以得出合理的有限組解。使問題得到圓滿解決。
【例題】22.4克某金屬M能與42.6克氯氣完全反應,取等質量的該金屬與稀鹽酸反應,可產生氫氣8.96升（標准狀況），試通過計算確定該金屬的原子量。
【解】金屬M跟氯氣反應生成物為MClx ，跟稀鹽酸反應生成物為MCly ，分別寫出化學方程式進行計算。 2M + xCl2 = 2MClx
2M 71x 列式整理可得：M=18.7x （1）式
2M + 2yHCl = 2MCly + yH2
2M 22.4y 列式整理可得：M=28y （2）式
對（1）式和（2）式進行討論可得，當x=3 、y=2時，原子量M=56
（二）過量問題討論法
所謂過量問題討論法是指題目沒有明確指出何種反應物過量，且反應物相對量不同時，反應過程可能不同，需要通過討論來解題的方法。
【例題】寫出H2S燃燒反應的化學方程式。1升H2S氣體和a升空氣混和後點燃，若反應前後氣體的溫度和壓強都相同（200C，101.3千帕），試討論當a的取值范圍不同時，燃燒後氣體的總體積V（用含a的表達式表示，假設空氣中氮氣和氧氣的體積比為4∶1，其它成分可忽略不計）。
【解】反應式為： 2H2S+3O2=2SO2+2H2O 2H2S+O2=2S+2H2O a升空氣中含氧氣0.2a升、含氮氣0.8a 升。氮氣不參加反應，體積保持不變。根據 2H2S+O2=2S+2H2O 若1升H2S氣體和a升空氣完全反應，則a=2.5升，下列進行討論：
(1)若a<2.5升，硫化氫過量 2H2S+O2=2S+2H2O
2 1 所以V=1-0.4a+o.8a=1+0.4a (L)
(2)若a>2.5升,氧氣過量 2H2S+O2=2S+2H2O 2H2S+3O2=2SO2+2H2O
2 1 2 3 2
可得V=0.2a-0.5+0.8a=a-0.5 (L)
（三）分析推理討論法
在分析推理討論法中，突出分析推理對不定因素的討論，用較少的計算過程肯定可能的情況，否定不可能的假設，從而較快地進入實質性問題的解決過程。
【例題】在28.4克CaCO3和MgCO3組成的混和物中加入足量稀鹽酸，生成氣體全部被250毫升2摩/升NaOH溶液吸收，將此溶液在減壓，低溫條件下蒸幹得到29.6克不含結晶水的固體物質。求原混和物中各種物質各多少克？
【解】NaOH物質的量為0.5摩，所以固體物質也應含有0.5摩的鈉離子，下面進行討論：
(1)NaOH過量，0.5摩NaOH質量為20克，而0.25摩Na2CO3質量為26.5克，NaOH和Na2CO3混合不可能得到29.6克固體物質。這個假設不成立。
(2)CO2過量，固體物質可能為Na2CO3和NaHCO3 ，0.25摩Na2CO3質量為26.5克，0.5摩NaHCO3質量為42克,這個假設成立。
通過上述討論可知29.6克固體物質是Na2CO3和NaHCO3的混和物，有關反應為:
CO2 + 2NaOH =Na2CO3 + H2O CO2 + NaOH = NaHCO3
利用方程式計算CO2的物質的量為0.3摩，生成二氧化碳的有關反應為:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2 MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2O + CO2
利用方程式計算可得：原混和物中CaCO3為20克、MgCO3為8.4克。
http://www.nhyz.org/kyy/jw/aa1.htm
6. 怎樣確定化學式前的計算量數
首先分析反應物和生成物中各個原子的化合價,然後根據同一原子在方程式兩邊化合價的上升值和下降值相等配平.最後根據兩邊原子數對應相等的法則,配平其他化合價沒有變化過的物質.
舉個例子吧：NO2+H2O=HNO3+NO 如何配平
3NO2+H2O=2HNO3+NO
比如NO2中N的化合價是+4,HNO3中N是+5價,NO中N是+2價,所以從NO2到NO,化合價下降了2,從NO2到HNO3,化合價上升了1,為了讓上升等於下降,2x=1y,x、y的最小配對是x=1,y=2.所以HNO3的系數是2,NO的系數是1.然後NO2的系數是2+1=3,最後根據相同原子的數目相等配平水的系數.
7. 有兩反應，其活化能相差4.157KJ/mol，若忽略此兩反應指前參量的差異，試計算兩反應速率系數之
用阿累尼烏斯公式，K=Ae^(-△E/RT)
K1:K2==e^((△E2-△E1)/RT)
(1) 5.322
(2) 2.307
8. 阿倫尼烏斯方程中指前因子怎麼計算
阿雷尼烏斯公式是
dlnk/dT=Ea/RT^2
積分得到
lnk=-Ea/RT+C
或者定積分形式：
lnk/k0=Ea(T-T0)/RTT0
K=K0*exp(Ea/RT)是不準確的。
換句話說是一個k對應一個T，所以K=K0*exp(Ea/RT)不準確。實際上我們處理實驗數據一般使用Oringin……這個是專門處理化學問題的……
9. 化學實際反應的量怎麼算
測一下反應前和反應後的量,兩個量之差即為反應的量
轉化率一般是反應了的物質的濃度除以投料時的物質的濃度
10. 化學計量數怎麼求
化學計量數要看化學方程式的吧 好像是系數把