一

溶液的形成

1.溶液

(1)溶液的概念：一種或幾種物質分散到另一種物質里形成的均一的、穩定的混合物，叫做溶液。

(2)溶液的基本特征：均一性、穩定性的混合物，注意：

①溶液不一定無色，如CuSO4為藍色，FeSO4為淺綠色，Fe2(SO4)3為黃色

②溶質可以是固體、液體或氣體;水是最常用的溶劑

③溶液的質量=溶質的質量+溶劑的質量

溶液的體積≠ 溶質的體積 +溶劑的體積

④溶液的名稱：溶質的溶劑溶液(如：碘酒——碘的酒精溶液)

2.溶質和溶劑的判斷

(1)固體、氣體溶于液體，液體為溶劑

(2)液體溶于液體，有水，水為溶劑，無水，量多的為溶劑

3.飽和溶液、不飽和溶液

(1)概念：在一定溫度下溶液里的某種溶質超過這種溶質的飽和限度的溶液，叫做這種溶質的過飽和溶液。在溶質溶解量沒有達到最大限度之前所形成的溶液，都叫不飽和溶液

(2)判斷方法：看有無不溶物或繼續加入該溶質，能否溶解

(3)飽和溶液和不飽和溶液之間的轉化

注：①Ca(OH)2和氣體等除外，它的溶解度隨溫度升高而降低;②最可靠的方法是：加溶質、蒸發溶劑

(4)濃、稀溶液與飽和不飽和溶液之間的關系：

①飽和溶液不一定是濃溶液

②不飽和溶液不一定是稀溶液，如飽和的石灰水溶液就是稀溶液

③在一定溫度時，同一種溶質的飽和溶液一定要比它的不飽和溶液濃

(5)溶解時放熱、吸熱現象

溶解吸熱：如NH4NO3溶解

溶解放熱：如NaOH溶解、濃H2SO4溶解

溶解沒有明顯熱現象：如NaCl

溶解度——公堂上的糖水砒霜

二

溶解度

1.固體的溶解度

(1)溶解度定義：在一定溫度下，某固態物質在100g溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量

四要素：

①條件：一定溫度;②標準：100g溶劑;③狀態：達到飽和;④質量：單位：克

(2)溶解度的含義：

20℃時NaCl的溶液度為36g含義：在20℃時，在100克水中最多能溶解36克NaCl

或在20℃時，NaCl在100克水中達到飽和狀態時所溶解的質量為36克

(3)影響固體溶解度的因素：

①溶質、溶劑的性質(種類);②溫度

大多數固體物的溶解度隨溫度升高而升高;如KNO3;少數固體物質的溶解度受溫度的影響很小;如NaCl極少數物質溶解度隨溫度升高而降低，如Ca(OH)2。

2.氣體的溶解度

(1)氣體溶解度的定義：在壓強為101kPa和一定溫度時，氣體溶解在1體積水里達到飽和狀態時的氣體體積。

(2)影響因素：①氣體的性質;②溫度(溫度越高，氣體溶解度越小);③壓強(壓強越大，氣體溶解度越大)

3.混合物的分離

(1)過濾法：分離可溶物+難溶物

(2)結晶法：分離幾種可溶性物質

結晶的兩種方法蒸發溶劑，如NaCl(海水曬鹽)降低溫度(冷卻熱的飽和溶液，如KNO3)

溶解度曲線——死亡冰柱

三

溶質質量分數

1.溶質的質量分數

溶液中溶質的質量分數是溶質質量與溶液質量之比。溶液中溶質的質量分數可以用下式計算：

溶質質量分數=溶質質量/溶液質量×100%

應該注意：

①溶質的質量分數只表示溶質質量與溶液質量之比，并不代表具體的溶液質量和溶質質量。

②溶質的質量分數一般用百分數表示。

③溶質的質量分數計算式中溶質質量與溶液質量的單位必須統一。

④計算式中溶質質量是指被溶解的那部分溶質的質量，沒有被溶解的那部分溶質質量不能計算在內。

2.飽和溶液、不飽和溶液與溶質的質量分數的關系

①濃溶液中溶質的質量分數大，但不一定是飽和溶液，稀溶液中溶質的質量分數小，但不一定是不飽和溶液。

②對溶質與溶劑均相同的溶液來說，在相同狀況(同溫、同壓)下，飽和溶液總比不飽和溶液要濃，即溶質的質量分數要大。

3.溶質的質量分數與溶解度的區別與聯系

溶解度是用來表示一定溫度下，某物質在某溶劑中溶解性的大小。溶質的質量分數用來表示溶液組成。

4.配制一定質量、溶質質量分數一定的溶液

實驗目的：

①練習配制50g溶質質量分數為5%的蔗糖溶液。

②加深對溶質質量分數概念的理解。

實驗用品：

托盤天平、燒杯、玻璃棒、藥匙、量筒(10mL、100mL)、蔗糖。

實驗步驟：

①計算

根據溶質質量分數的公式，計算配制50g溶質質量分數為5%的蔗糖溶液所需要的：Ⅰ蔗糖質量：50g×5%=2.5g，Ⅱ水的質量：50g-2.5g=47.5g

②稱量(量取)

用托盤天平稱量2.5g蔗糖倒入燒杯中，把水的密度近似地看作1g/cm3，用量筒量取47.5mL水。(思考：為什么不選用10mL的量筒呢?如果選用10mL的量筒，需要量取5次才能量取到所需的水，這樣將會導致誤差偏大)

③溶解

把量好的水倒入盛有蔗糖的燒杯中，用玻琉棒攪拌，加速蔗糖的溶解。

④貯存

把配好的溶液裝入試劑瓶中，蓋好瓶塞并貼上標簽，放到試劑柜中。

5.關于溶液稀釋或增濃的計算

①關于溶液稀釋的計算

因為溶液稀釋前后，溶質的質量不變，所以若設濃溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，加水稀釋成溶質的質量分數為b%的稀溶液Bg，則Ag×a%=Bg×b%(其中B=A+m水)

②關于溶液增濃(無溶質析出)的計算

溶液增濃通常有幾種情況：

a.向原溶液中添加溶質：

因為溶液增加溶質前后，溶劑的質量不變。增加溶質后，溶液中溶質的質量=原溶液中溶質的質量+增加的溶質的質量，而溶液的質量=原溶液的質量+增加的溶質的質量。所以，若設原溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，加溶質Bg后變成溶質的質量分數為b%的溶液，則Ag×a%+Bg=(Ag+Bg)×b%。

b.將原溶液蒸發去部分溶劑

因為溶液蒸發溶劑前后，溶質的質量不變。所以，若設原溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，蒸發Bg水后變成溶質的質量分數為b%的溶液，則：Ag×a%=(Ag-Bg)×b%。

c.與濃溶液混合

因為混合后的溶液的總質量等于兩混合組分溶液的質量之和，混合后的溶液中溶質質量等于兩混合組分的溶質質量之和。所以，設原溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，濃溶液質量為Bg，溶質的質量分數為b%，兩溶液混合后得到溶質的質量分數為c%的溶液，則：Ag×a%+Bg× b%=(Ag+Bg)×c%。

6.關于溶質質量分數運用于化學方程式的計算

解這類問題時要注意：

①化學方程式下相對應的物質質量不能直接寫溶液質量，而要寫參加化學反應的溶質實際質量。

②若已知溶液的體積或求溶液的體積，要用m=ρV這個公式進行換算。

③單位要統一。

7.關于溶液中溶質的質量分數計算的具體情況

①若溶質全部溶于水，且不與水發生化學反應，直接利用上述計算公式進行計算。

②若溶質雖不與水反應，但沒有全部溶解，則溶質質量只計算溶解部分，未溶解部分不能參與計算。

③若溶質溶于水時與水發生了化學反應，則溶液中的溶質就為反應后的生成物了。

④若溶質為結晶水合物，溶于水后，其溶質的質量就不包括結晶水的質量。因為結晶水合物溶于水時，結晶水就轉化為溶液中的溶劑了。

⑤關于酸、堿、鹽溶液間發生1～2個化學反應，求反應后所得溶液——溶質質量分數問題的計算。首先要明確生成的溶液中溶質是什么，其次再通過化學反應計算溶質質量是多少，(往往溶質質量由幾個部分組成)最后分析各量間關系求出溶液總質量，再運用公式計算出反應后溶液中溶質的質量分數。

⑥給定溶液中某種元素的質量分數或溶液中某種離子與水分子的個數比等形式，計算溶質的質量分數。如某NaCl溶液中，Na+︰H2O(數目)=1︰100，計算NaCl的質量分數。

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