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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(wěn)定的混合物，叫做溶液。

(2)溶液的基本特征：均一性、穩(wěn)定性的混合物，注意：

①溶液不一定無色，如CuSO4為藍色，F(xiàn)eSO4為淺綠色，F(xiàn)e2(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(xù)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(fā)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(xiàn)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(xiàn)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(tài)物質在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)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(tài)：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(tài)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(shù)固體物的溶解度隨溫度升高而升高;如KNO3;少數(shù)固體物質的溶解度受溫度的影響很小;如NaCl極少數(shù)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(tài)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(fā)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(shù)

1.溶質的質量分數(shù)

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

溶質質量分數(shù)=溶質質量/溶液質量×100%

應該注意：

①溶質的質量分數(shù)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(shù)一般用百分數(shù)表示。

③溶質的質量分數(shù)計算式中溶質質量與溶液質量的單位必須統(tǒng)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(shù)的關系

①濃溶液中溶質的質量分數(shù)大，但不一定是飽和溶液，稀溶液中溶質的質量分數(shù)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(shù)要大。

3.溶質的質量分數(shù)與溶解度的區(qū)別與聯(lián)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(shù)用來表示溶液組成。

4.配制一定質量、溶質質量分數(shù)一定的溶液

實驗目的：

①練習配制50g溶質質量分數(shù)為5%的蔗糖溶液。

②加深對溶質質量分數(shù)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(jù)溶質質量分數(shù)的公式，計算配制50g溶質質量分數(shù)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(shù)為a%，加水稀釋成溶質的質量分數(shù)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(shù)為a%，加溶質Bg后變成溶質的質量分數(shù)為b%的溶液，則Ag×a%+Bg=(Ag+Bg)×b%。

b.將原溶液蒸發(fā)去部分溶劑

因為溶液蒸發(fā)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(shù)為a%，蒸發(fā)Bg水后變成溶質的質量分數(shù)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(shù)為a%，濃溶液質量為Bg，溶質的質量分數(shù)為b%，兩溶液混合后得到溶質的質量分數(shù)為c%的溶液，則：Ag×a%+Bg× b%=(Ag+Bg)×c%。

6.關于溶質質量分數(shù)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(tǒng)一。

7.關于溶液中溶質的質量分數(shù)計算的具體情況

①若溶質全部溶于水，且不與水發(fā)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(fā)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(fā)生1～2個化學反應，求反應后所得溶液——溶質質量分數(shù)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(shù)。

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