高考化學計算常用的幾種方法
高考化學計算的計算方法有很多種，那么大家是否有記憶全呢?下面就是小編給大家?guī)淼母呖蓟瘜W計算常用的幾種方法，希望能幫助到大家!
一.差量法
(1)不考慮變化過程，利用最終態(tài)(生成物)與最初態(tài)(反應物)的量的變化來求解的方法叫差量法。無須考慮變化的過程。只有當差值與始態(tài)量或終態(tài)量存在比例關系時，且化學計算的差值必須是同一物理量，才能用差量法。其關鍵是分析出引起差量的原因。
(2)差量法是把化學變化過程中引起的一些物理量的增量或減量放在化學方程式的右端，作為已知量或未知量，利用各對應量成正比求解。
(3)找出“理論差量”。這種差量可以是質量、物質的量、氣態(tài)物質的體積和壓強、反應過程中的熱量等。用差量法解題是先把化學方程式中的對應差量(理論差量)跟實際差量列成比例，然后求解。
如：
-12C(s)+O2(g)===2CO(g) ΔH=-221 kJ·mol Δm(固)，Δn(氣)，ΔV(氣)
2 mol 1 mol 2 mol 221 kJ 24 g 1 mol 22.4 L(標況)
1.固體差量
例1.將質量為100克的鐵棒插入硫酸銅溶液中，過一會兒取出，烘干，稱量，棒的質量變?yōu)?00.8克。求有多少克鐵參加了反應。(答：有5.6克鐵參加了反應。)
解：設參加反應的鐵的質量為x。
Fe+CuSO4===FeSO4+Cu 棒的質量增加(差量)
56 6464-56=8x 100.8克-100克=0.8克
56：8=x:0.8克
答：有5.6克鐵參加了反應。
2.體積差法
例2.將a L NH3通過灼熱的裝有鐵觸媒的硬質玻璃管后，氣體體積變?yōu)閎 L(氣體體積均在同溫同壓下測定)， 該b L氣體中NH3的體積分數(shù)是(C )
2a-bb-a2a-bb-aA. C. abba
設參加反應的氨氣為x ，則
2NH3N2+3H2 ΔV
2 2
x b-a
x=(b-a) L
所以氣體中NH3的體積分數(shù)
3.液體差量
例3.用含雜質(雜質不與酸作用，也不溶于水)的鐵10克與50克稀硫酸完全反應后，濾去雜質，
所得液體質量為55.4克，求此鐵的純度。
解：設此鐵的純度為x。
Fe+H2SO4===FeSO4+H2↑ 溶液質量增加(差量)
56 256-2=54
10x克55.4克-50克=5.4克 a L-b-ab L2a-b b
56：54=10x克：5.4克
二.關系式法
建立關系式一般途徑是：(1)利用微粒守恒建立關系式;(2)利用化學方程式之間物質的量的關系建立關系式;(3)利用方程式的加和建立關系式等
三.守恒法
(1)化合物中元素正負化合價總數(shù)守恒。
(2)電解質溶液中陽離子所帶正電荷總數(shù)與陰離子所帶負電荷總數(shù)守恒。
(3)化學反應前后物質的總質量守恒。
(4)化學反應前后同種元素的原子個數(shù)守恒。
(5)氧化還原反應中得失電子總數(shù)守恒。
(6)溶液稀釋、濃縮、混合前后溶質量(質量或物質的量)守恒
由于上述守恒關系不隨微粒的組合方式或轉化歷程而改變，因此可不追究中間過程，直接利用守恒關系列式計算或觀察估算的方法即為守恒法。運用守恒法解題既可以避免書寫繁瑣的化學方程式，提高解題的速度，又可以避免在紛繁復雜的解題背景中尋找關系式，提高解題的準確度。
1.元素守恒法
催化劑例1.4NH3+5O2=====△4NO+6H2O2NO+O2===2NO23NO2+H2O===2HNO3+NO
經(jīng)多次氧化和吸收，由N元素守恒知：NH3～HNO3
2.電子轉移守恒法
--失去8e得4e2-例2.NH3――→HNO3， O2――→2O
由得失電子總數(shù)相等知，NH3經(jīng)氧化等一系列過程生成HNO3，NH3和O2的關系為NH3～2O2。
例3.黃鐵礦主要成分是FeS2。某硫酸廠在進行黃鐵礦成分測定時，取0.100 0 g樣品在空氣中充分灼燒，將生成的SO2
-1氣體與足量Fe2(SO4)3溶液完全反應后，用濃度為0.020 00 mol·L的K2Cr2O7標準溶液滴定至終點，消耗K2Cr2O7標準溶
3+2-2++2-2++3+3+液25.00 mL。已知：SO2+2Fe+2H2O===SO4+2Fe+4H Cr2O7+6Fe+14H===2Cr+6Fe+7H2O
求樣品中FeS2的質量分數(shù)是(假設雜質不參加反應)________________
高溫解析
(1)據(jù)方程式4FeS2+11O2=====2Fe2O3+8SO2
3+2-2++SO
2+2Fe+2H2O===SO4+2Fe+4H
2-2++3
+3+Cr2O7+6Fe+14H===2Cr
+6Fe+7H2O
32-2+得關系式：Cr2O7～6Fe～3SO2～2 2
32
0.020 00 mol·L×0.025 00 -1m
1202 m(FeS2)=0.090 00 g 樣品中FeS2的質量分數(shù)為90.00%
四.極值法(也稱為極端假設法)
①把可逆反應假設成向左或向右進行的完全反應。
②把混合物假設成純凈物。
?、郯哑叫蟹磻謩e假設成單一反應。
例1.在一容積固定的密閉容器中進行反應：2SO2(g)+O23(g)。已知反應過程中某一時刻SO2、O2、SO3
-1-1-1的濃度分別為0.2 mol·L、0.1 mol·L、0.2 mol·L。當反應達到平衡時，各物質的濃度可能存在的數(shù)據(jù)是(B )
-1-1 -1A.SO2為0.4 mol·L，O2為0.2 mol·LB.SO2為0.25 mol·L
-1 -1C.SO2和SO3均為0.15 mol·LD.SO3為0.4 mol·L
-1
解析 ：本題可根據(jù)極端假設法進行分析。若平衡向正反應方向移動，達到平衡時SO3的濃度最大為0.4 mol·L，
而SO2和O2的濃度最小為0;若平衡向逆反應方向移動，達到平衡時SO3的濃度最小為0，而SO2和O2的最大濃度分
-1-1別為0.4 mol·L、0.2 mol·L，考慮該反應為可逆反應，反應不能向任何一個方向進行到底，因此平衡時SO3、
-1,-1,-1O2、SO2的濃度范圍應分別為0
-1-1-1SO3，而SO3分解則生成SO2，那么c(SO3)+c(SO2)=0.2 mol·L+0.2 mol·L=0.4 mol·L。對照各選項，只
有B項符號題意。
例2. 在含有a g HNO3的稀硝酸中，加入b g鐵粉充分反應，鐵全部溶解并生成NO，有 g HNO3被還原，則a∶b不可4
能為( A ) A.2∶1B.3∶1 C.4∶1 D.9∶2
解析： Fe與HNO3反應時，根據(jù)鐵的用量不同，反應可分為兩種極端情況。
(1)若Fe過量，發(fā)生反應：3Fe+8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
a
baa3則有=此為a∶b的最小值。 5663b1
(2)若HNO3過量，發(fā)生反應：Fe+4HNO3(稀)===Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
baa9則有：∶此為a∶b的最大值。 5663b2
3a9所以a∶b，即a∶b的比值在此范圍內(nèi)均合理。 1b2
五.平均值規(guī)律及應用
(1)依據(jù)：若XA>XB ，則XA>X>XB，X代表平均相對原子(分子)質量、平均濃度、平均含量、平均生成量、平均消耗量等。
(2)應用：已知X可以確定XA、XB的范圍;或已知XA、XB可以確定X的范圍。
解題的關鍵是要通過平均值確定范圍，很多考題的平均值需要根據(jù)條件先確定下來再作出判斷。實際上，它是極值法的延伸。
例1.兩種金屬混合物共15 g，投入足量的鹽酸中，充分反應后得到11.2 L H2(標準狀況)，則原混合物的組成肯定不可能為( B ) A.Mg和Ag B.Zn和Cu C.Al和ZnD.Al和Cu+解析 本題可用平均摩爾電子質量(即提供1 mol電子所需的質量)法求解。反應中H被還原生成H2，由題意可知15 g
--1金屬混合物可提供1 mol e，其平均摩爾電子質量為15 g·mol。選項中金屬Mg、Zn、Al的摩爾電子質量分別為12 g·mol
-1-1-1、32.5 g·mol、9 g·mol，其中不能與鹽酸反應的Ag和Cu的摩爾電子質量可看做∞。根據(jù)數(shù)學上的平均值原理
-1-1可知，原混合物中一種金屬的摩爾電子質量大于15 g·mol，另一金屬的摩爾電子質量小于15 g·mol。答案 B
例2.實驗室將9 g鋁粉跟一定量的金屬氧化物粉末混合形成鋁熱劑。發(fā)生鋁熱反應之后，所得固體中含金屬單質為18 g，則該氧化物粉末可能是(C )
?、貴e2O3和MnO2 ②MnO2和V2O5 ③Cr2O3和V2O5 ④Fe3O4和FeO
A.①② B.②④C.①④D.②③
9 g11解析 n(Al)==，Almol×3=1 mol，則生成金屬的摩爾電子質量-127 g·mol33
--1(轉移1 mol e生成金屬的質量)為18 g·mol。
56 g55 g-1-1①項生成Fe的摩爾電子質量為，生成Mn的摩爾電子質量為，根據(jù)平均3 mol4 mol
51 g-1-1值規(guī)律，①正確;②生成Mn的摩爾電子質量為13.75 g·mol，生成V的摩爾電子質量為g·mol，根據(jù)5 mol
平均值規(guī)律，②不可能生成單質18 g;同理，③也不可能生成金屬單質18 g;④Al完全反應時生成Fe的質量大于18 g，當氧化物粉末不足量時，生成的金屬可能為18 g，④正確。答案 C