化學溶液的形成知識點 篇1
一、溶液和乳濁液
1、定義：由一種或一種以上物質分散到另一種物質中形成均一、穩定的混合物
2、溶液的特徵：均一性：指溶液形成以後，溶液各部分的組成、性質完全相同。如溶液中各
部分密度、顏色等完全一樣
穩定性：指外界條件不變時溶液長期放置，溶質不會從溶液里分離出來
注意：
（1）溶液的關鍵字：均一、穩定、混合物。均一、穩定的液體不一定是溶液，如水。
（2）判斷某物質是否為溶液，一般看以下兩點：
①是否為均一、穩定的混合物；
②一種物質是否溶解於另一種物質中。
（3）溶液是澄清、透明的，但不一定是無色的。如CuSO溶液為藍色。
（4）一種溶液中可以含一種或多種溶質，但只有一種溶劑。
3、溶液的組成
①從巨觀上看，溶液是由溶質和溶劑組成的。
溶質：被溶解的物質
溶劑：能溶解其它物質的物質
②從微觀上看，溶液的形成過程是溶質的分子（或離子）均一地分散到溶劑分子之間。
③溶液、溶劑和溶質之間的量的關係
溶液質量=溶質質量+溶劑質量；溶液體積≠質體積+溶劑體積
4、溶液中溶質、溶劑的判斷
①根據名稱：溶液的名稱一般為溶質的溶劑溶液，即溶質在前，溶劑在後，如植物油的汽
油溶液中，植物油為溶質，汽油為溶劑；當溶劑為水時，水可以省略，如食鹽水中食鹽是溶質，水是溶劑；碘酒中碘是溶質，酒精是溶劑。
②若固、氣體與液體混合，一般習慣將液體看作為溶劑，固、氣體看作溶質
③若是由兩種液體混合組成的溶液，一般習慣上量多的作為溶劑，量少的看作溶質。
④兩種液體混合且有水時，無論水多少，水一般作為溶劑
注意：
a、一般水溶液中不指名溶劑，如硫酸銅的溶液就是硫酸銅的水溶液，所以未指明溶劑的溶液，溶劑一般為水。
b、物質在溶解過程中發生了化學變化，那么在形成的溶液中，溶質是反應後且溶於水的生成物，如將足量的鋅溶於稀硫酸所得到的溶液中，溶質是反應後且溶於水的生成物，如將足量的鋅溶於稀硫酸所得到的溶液中，溶質是生成物硫酸鋅，而不是鋅；
5、影響因素溶解的因素有：
①溫度
②溶質顆粒大小
③攪拌
6、乳濁液
定義：由小液滴分散在液體裡形成的混合物叫做乳濁液。如牛奶和豆漿。
基本特徵：乳濁液是不均一、不穩定的混合物，靜置後，兩種液體會出現分層現象。
乳化劑：能使乳濁液穩定的物質。如洗滌劑、洗潔精。
乳化作用：乳化劑所起的作用。
7、溶解時吸熱或放熱現象
溶解時吸熱的物質：氧化鈣（CaO）氫氧化鈉（NaOH）濃硫酸（HSO）
24溶解時吸熱的物質：硝酸銨（NHNO）43
二、飽和溶液、不飽和溶液
1、飽和溶液：在一定溫度下，一定量的溶劑中，不能再繼續溶解某種物質的溶液。
不飽和溶液：在一定溫度下，一定量的溶劑中，能再繼續溶解某種物質的溶液。
注意：
①首先要明確“一定溫度”和“一定量溶劑”，在一定溫度下和一定量的溶劑里，對某種固態溶質來說飽和了，但若改變溫度或改變溶劑的量，就可能使溶液不飽和。
②飽和溶液是一定條件下某物質的飽和溶液，但對於其他的物質就不一定是飽和溶液
③飽和溶液概念中的“不能“是指在一定溫度下、一定量的溶劑里，溶解該物質的'量達到了最大限度，不飽和溶液概念中的“能”則指在一定溫度下、一定量的溶劑里，溶解該物質的量還沒有達到最大限度。
2、判斷溶液是否飽和的方法：在一定溫度下，是否能繼續溶解該溶質（一般來說，可以向原溶液中加入少量原溶質，如果溶解的量不在增大則說明原溶液為飽和溶液，如果溶解的量還能增大則說明原溶液為不飽和溶液）
3、與濃溶液、稀溶液的關係
同一溶質：在相同溫度下，飽和溶液一定比不飽和溶液濃。
不同溶質：濃溶液不一定是飽和溶液；稀溶液不一定是不飽和溶液
4、轉化
一般規律：飽和→不飽和：加溶劑、升溫
不飽和→飽和：加溶質、蒸發水、降低溫度
特殊規律（熟石灰）：飽和→不飽和：加溶劑、降溫
不飽和→飽和：加溶質、蒸發水、升高溫度
三、溶解度（符號S）
1、固體物質溶解度的定義：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。
注意：溶解度四要素：“一定溫度、100g水中、達到飽和狀態、溶解的質量”是同時存在的，只有四個關鍵字都體現出來了，溶解度的概念和套用才有意義。
2、影響固體物質溶解度的因素
①內部因素：溶質和溶劑本身的性質
②外部因素：溫度（與其他量無關）
3、溶解性
定義：根據物質在20攝氏度時的溶解度大小，人們把物質在水中的溶解能力叫做溶解性。
（0—0、01g：難溶）（0、01—1g：微溶）（1—10g：可溶）（10g以上：易溶）
溶解是絕對的，不溶解是相對的
4、固體物質的溶解度曲線：縱坐標表示溶解度，橫坐標表示溫度，得到物質的溶解度隨溫度變化的曲線，這種曲線叫溶解度曲線。
（1）溶解度曲線的意義：
①溶解度曲線表示某物質在不同溫度下的溶解度或溶解度隨溫度變化的情況
②溶解度曲線上的每一個點表示該溶質在該溫度下的溶解度，溶液必然是飽和溶液
③兩條曲線的交叉點表示兩種溶質在同一溫度下具有相同的溶解度。
④在溶解度曲線下方的點，表示溶液是不飽和溶液
⑤在溶解度曲線上方靠近曲線的點表示溶液時過飽和溶液（在較高溫度下製成的飽和溶液，慢慢地降到室溫，溶液中溶解的溶質的質量超過室溫的溶解度，但尚未析出晶體時的溶液叫）
過飽和溶液）
（2）溶解度曲線的變化規律
①大多數固體物質的溶解度隨溫度升高而增大，表現在曲線“坡度”比較“陡”如KNO 3
②少數固體物質的溶解度受溫度變化的影響很小，表現在曲線“坡度”比較“緩”如NaCl
③極少數固體物質的溶解度隨溫度的升高而減小，表現在曲線“坡度”下降，如Ca(OH) 2
(3)溶解度曲線的套用
①可以查出某物質在某溫度下的溶解度
②可以比較不同物質在同一溫度下的溶解度大小
③可以確定溫度對溶解度的影響狀況
④根據溶解度曲線確定怎樣製得某溫度下的該物質的飽和溶液
5、氣體的溶解度
（1）定義：某氣體在壓強為101、3kPa和一定溫度，溶解在1體積水中達到飽和狀態時所溶解的氣體體積
（2）影響因素
溫度：在壓強不變的條件下，溫度越高，氣體溶解度越小。
壓強：在溫度不變的條件下，壓強越大，氣體的溶解度越大。
四、溶液濃稀的表示
1、溶質質量分數：溶質的質量與溶液質量的比值叫做溶質的質量分數。
2、表達式：溶質的質量分數= (溶質質量/溶液質量)×100% = [溶質質量/(溶質質量+溶劑質量]×100%
3、關係式：溶質的質量=溶質的質量分數×溶液質量=（溶質質量+溶劑質量）×溶質質量分數
注意：
①溶質的質量分數一般用百分數表示
②溶質、溶劑、溶液量均以質量為單位表示，單位要統一
③溶質質量是指全部溶解在溶劑中的質量，不包括未溶解的或結晶析出的物質的質量
④某溫度下,溶劑或溶液中加的溶質超過飽和狀態時，所得溶液的最大濃度可以用該溫度下的溶解度求，溶質的質量分數=(S/S+100)×100%=【已溶解的量/（溶劑質量+已溶解的溶質質量）】×100%
4、溶液的稀釋和增濃問題
（1）關於溶液的稀釋計算：因為稀釋前後溶質的質量不變，所以若設濃溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，加水稀釋成溶質質量分數為b%的稀溶液Bg，則Ag×a%=Bg×b%其中B=A+m水
（2）溶液增濃的計算
①向原溶液中添加溶質：設原溶液質量為Ag，溶質的質量分數為a%，加溶質Bg後變成溶質質量分數為b%溶液，則Ag×a%+Bg=（Ag+Bg）×b%
②將原溶液蒸發掉部分溶劑：因為溶液蒸發溶劑前後，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水後變成溶質質量分數為b%溶液，則Ag×a%=(Ag-Bg)×b%
③與濃溶液混合：因為混合物溶液的總質量等於兩混合組分溶液的質量之和。混合後的溶液中溶質的質量等於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%，濃溶液的質量為Bg，溶質質量分數為b%，兩溶液混合後得到溶質的質量分數為c%的溶液，則Ag×a%+Bg×b%=(Ag+Bg)×c%
注意：溶液的質量和體積換算：密度=質量/體積
五、配製一定溶質質量分數的溶液
1、實驗步驟：計算、稱量（量取）、溶解、裝瓶貼簽
2、誤差分析：
（1）導致溶液質量分數偏小：天平使用不正確，如藥品砝碼放反；量取水的過程中仰視讀數；燒杯不乾燥，原來內部就有一些水；固體藥品中含有雜質或水分，固體轉移時損失。
（2）導致溶液質量分數偏大：砝碼生鏽；量取水的過程中俯視讀數，使水量取少了；將量筒中的水倒入燒杯中時，一部分灑在外面等。
六、結晶現象
1、晶體：具有規則幾何形狀的固體
結晶：形成晶體的過程
2、結晶的兩種方法：蒸髮結晶（蒸發溶劑）：適用於溶解度隨溫度變化不大的固體
降溫結晶（冷卻熱飽和溶液）：適用於溶解度隨溫度變化較大的固體
注意：結晶後得到的濾液是這種溶質的飽和溶液
七、混合物的分離
1、過濾法：分離不溶性固體和液體的混合物或除去混合物中的不溶性雜質
基本操作：溶解、過濾、蒸發、結晶
2、結晶法：兩種固體都是可溶的
注意：
①過濾的操作要點：一貼、二低、三靠
一貼：濾紙緊貼漏斗內壁
二低：濾紙低於漏斗邊緣；濾液低於濾紙邊緣
三靠：燒杯緊靠在玻璃棒上；玻璃棒靠在三層濾紙上；漏斗頸靠在燒杯壁上
②在蒸發過程中要用到玻璃棒不斷攪拌，防止液體局部溫度過高，造成液滴飛濺，當蒸發到出現大量晶體時，應停止加熱，利用蒸發皿餘熱蒸乾。
化學溶液的形成知識點 篇2
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）溶液的基本特徵：均一性、穩定性的混合物。
注意：a、溶液不一定無色，如CuSO4為藍色FeSO4為淺綠色Fe2（SO4）3為黃色。
b、溶質可以是固體、液體或氣體；水是最常用的溶劑。
c、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。
d、溶液的名稱：溶質的溶劑溶液（如：碘酒碘的酒精溶液）
固體、氣體溶於液體，液體為溶劑。
2、溶質和溶劑的判斷有水，水為溶劑，液體溶於液體，無水，量多的為溶劑。
3、飽和溶液、不飽和溶液。
（1）概念：
（2）判斷方法：看有無不溶物或繼續加入該溶質，看能否溶解。
（3）飽和溶液和不飽和溶液之間的轉化。
註：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係。
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。
反應類型
1、基本反應類型：
①化合反應：由兩種或兩種以上物質生成一種物質的反應。
②分解反應：由一種物質生成兩種或兩種以上物質的反應。
2、氧化反應：物質與氧發生的反應。
（1）劇烈氧化：如燃燒。
（2）緩慢氧化：如鐵生鏽、人的呼吸、食物腐爛、酒的釀造等。
他們的共同點：
①都是氧化反應；
②都發熱。
化學基本概念
1、化學變化：生成了其它物質的變化。
2、物理變化：沒有生成其它物質的變化。
3、物理性質：不需要發生化學變化就表現出來的性質。
（如：顏色、狀態、密度、氣味、熔點、沸點、硬度、水溶性等）
4、化學性質：物質在化學變化中表現出來的性質。
（如：可燃性、助燃性、氧化性、還原性、酸鹼性、穩定性等）
5、純淨物：由一種物質組成。
6、混合物：由兩種或兩種以上純淨物組成，各物質都保持原來的性質。
7、元素：具有相同核電荷數（即質子數）的一類原子的總稱。
8、原子：是在化學變化中的最小粒子，在化學變化中不可再分。
9、分子：是保持物質化學性質的最小粒子，在化學變化中可以再分。
10、單質：由同種元素組成的純淨物。
化學溶液的形成知識點 篇3
溶液和膠體屬於不同的分散系，有這不同性質，膠體的分散質粒子直徑在1nm～100nm之間，有者特殊的性質。溶液則更多的是側重與考查計算。
一、考綱有求
1、了解溶液的組成。理解溶液中溶質的質量分數的概念，並能進行有關計算。
2、了解膠體是一種常見的分散系。
二、知識點分析
1.膠體的性質及套用
（1）膠體由於分散質粒子直徑在1nm～100nm之間，表面積大，有強的吸附能力，因而表現出下列特性：
①能通過濾紙而不能透過半透膜——用於懸濁液、膠體、溶液的分離。
②對光的散射作用——一束光通過膠體時產生一條光亮通路——丁達爾效應——鑑別溶液和膠體。
③受水分子從各個方向大小不同的撞擊作用——膠粒在膠體中做不停息地、無規則運動——布朗運動——膠體能均一、較穩定存在的原因之一。
④膠粒在膠體溶液內對溶液中的離子發生選擇吸附使膠體粒子帶電（例Fe（OH）3膠粒帶正電，矽酸膠體的粒子帶負電）——膠粒在外加電場作用下做定向移動——電泳——除塵——膠體能穩定存在的主要原因。
（2）膠粒帶電規律
一般來講金屬氧化物及其水化物形成的膠體粒子帶正電荷；非金屬氧化物及水化物、金屬硫化物形成的膠體粒子帶負電荷。
（3）膠體的聚沉方法及套用
①加熱——加速膠體粒子運動，使之易於結合成大顆粒。
②加入電解質——中和膠粒所帶電荷，使之聚結成大顆粒。
③加入帶相反電荷的膠體——互相中和電性，減小同種電荷的相互排斥作用而使之聚集成大顆粒。
④套用：如制豆腐、工業制肥皂，解釋某些自然現象，如三角洲。
2.關於溶解度計算的方法
（1）溫度不變時，蒸發溶劑或加入溶劑時，析出或溶解溶質的質量x
（2）若溶劑不變，改變溫度，求析出或溶解溶質的質量x
（3）溶劑和溫度改變時，求析出或溶解溶質的質量x：
先求飽和溶液中溶質和溶劑的質量，再求形成的新飽和溶液中的溶劑、溶質質量，並與新飽和溶液的溶解度構成比例關係計算。
（4）加入或析出的溶質帶有結晶水：
既要考慮溶質質量的變化，又要考慮溶劑質量的變化。一般情況下，先求原飽和溶液的溶質與溶劑，再求構成新飽和溶液中所含溶質與溶劑。
化學溶液的形成知識點 篇4
1、溶液：
一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一的、穩定的混合物
溶液的組成：溶劑和溶質。(溶質可以是固體、液體或氣體;固、氣溶於液體時，固、氣是溶質，液體是溶劑;兩種液體互相溶解時，量多的一種是溶劑，量少的是溶質;當溶液中有水存在時，不論水的量有多少，我們習慣上都把水當成溶劑，其它為溶質。)
2、固體溶解度：
在一定溫度下，某固態物質在100克溶劑里達到飽和狀態時所溶解的質量，就叫做這種物質在這種溶劑里的溶解度
3、酸：
電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物
如：HCl==H+ + Cl -
HNO3==H+ + NO3-
H2SO4==2H+ + SO42-
鹼：電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物
如：KOH==K+ + OH -
NaOH==Na+ + OH -
Ba(OH)2==Ba2+ + 2OH -
鹽：電離時生成金屬離子和酸根離子的化合物
如：KNO3==K+ + NO3-
Na2SO4==2Na+ + SO42-
BaCl2==Ba2+ + 2Cl -
4、酸性氧化物(屬於非金屬氧化物)：
凡能跟鹼起反應，生成鹽和水的氧化物
鹼性氧化物(屬於金屬氧化物)：凡能跟酸起反應，生成鹽和水的氧化物
5、結晶水合物：
含有結晶水的物質(如：Na2CO3 .10H2O、CuSO4 . 5H2O)
6、潮解：
某物質能吸收空氣里的水分而變潮的現象
風化：結晶水合物在常溫下放在乾燥的空氣里，能逐漸失去結晶水而成為粉末的現象
7、燃燒：
可燃物跟氧氣發生的一種發光發熱的劇烈的氧化反應
燃燒的條件：
①可燃物;
②氧氣(或空氣);
③可燃物的溫度要達到著火點
化學溶液的形成知識點 篇5
部分內容包括飽和溶液、不飽和溶液、溶解度的內容，概念性的東西比較多，時要注意抓住概念的特點，注意去理解概念的內涵，如對於溶液的定義要抓住：均一、穩定、混合物；概念時還要注意對相似概念進行比較，如對於飽和溶液和不飽和溶液，對比去理解，效果更好。
1、溶液的判斷：根據溶液的特徵判斷（均一性、穩定性）
均一性：是指溶液各部分的溶質濃度和性質都相同。但溶液中分散在溶劑中的分子或離子達到均一狀態之後，仍然處於不停地無規則運動狀態之中。
穩定性：是指外界條件（溫度、壓強等）不變時，溶液長期放置不會分層，也不會析出固體或放出氣體。
2、溶劑和溶質的判斷：
一種或幾種物質分散到另一種物質里，形成均一的、穩定的混合物，叫做溶液；被溶解的物質叫做溶質；能溶解其他物質的物質叫溶劑。
對溶液的認識要注意以下幾點：
①溶質在被分散前的狀態可以是固體、液體、氣體。
②溶液不一定都是無色的，其顏色由溶質、溶劑的性質而決定。
③水是最常用的溶劑，酒精（乙醇）、汽油等物質也可以作溶劑。多種液體形成溶液時，量最多的一種為溶劑 中考，其餘為溶質，但當溶液中有水存在時，不論水的量有多少，習慣上把水看作溶劑；通常不指明溶劑的溶液，一般指的是水溶液。
3、溶液的用途
①許多反應在溶液中進行，可以加快反應的速率。
②溶液對動植物和人的生理活動有很重要的意義。動物攝取食物里的養料必須經過消化，變成溶液後才能吸收；植物從土壤里獲得各種養料，也要變成溶液，才能由根部吸收。
4、溶解時吸熱和放熱的物質：
溶質分散到溶劑中形成溶液的過程，叫做物質的溶解。在物質溶解形成溶液的過程中，所發生的溶質的分子（或離子）向溶劑中擴散的過程吸收熱量，而溶質的分子（或離子）與溶劑作用生成溶劑合物的過程放出熱量，所以物質溶解通常伴隨著熱量的變化。
┏ 擴散吸熱＞水合放熱——溶液溫度降低
溶解熱現象 擴散吸熱＝水合放熱——溶液溫度不變
┗ 擴散吸熱＜水合放熱——溶液溫度升高
5、結晶的套用：結晶經常用於提純物質。
6、乳化現象的判斷：
乳化是指加入乳化劑後，乳濁液（油脂和水的混合物）不在分層而能穩定存在，能變成細小的液滴隨水流走。衣服餐具上的油污可以用加入洗滌劑的水洗掉就是這個道理。乳化不是溶解，不能形成溶液。
化學溶液的形成知識點 篇6
1.溶液的酸鹼性取決於溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小。
酸性：c(H+)>c(OH-)中性：c(H+)=c(OH-)鹼性：c(H+)<c(oh-)< p="" style="box-sizing: border-box;">
2.常溫下(25℃)
酸性溶液：C(H+)﹥C(OH-)，C(H+)﹥1×10 -7mol/L
中性溶液：C(H+)= C(OH-)，C(H+) = 1×10 -7mol/L
酸性溶液：C(H+)﹤C(OH-)，C(H+)﹤1×10 -7mol/L
3.溶液的PH值：表示溶液酸鹼性的強弱。 PH= -lg c(H+)
適用於稀溶液，當溶液中c(H+)或c(OH-)大於1mol時，直接用濃度表示溶液的酸鹼性。
4.PH值越小，酸性越強，PH越大，鹼性越強。
PH範圍0—14之間，但PH值等於0的溶液不是酸性最強的溶液，PH值等於14的溶液不是鹼性最強的溶液。 PH值增加一個單位C(H+)減小10倍
5.測定溶液酸鹼性的常用方法:
a.酸鹼指示劑(石蕊、酚酞、甲基橙)
b. PH試紙：廣泛PH試紙：1-14，只能讀得整數
精密PH試紙：精確到0.1.
PH試紙的使用方法：剪下一小塊PH試紙，放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH試紙上，半分鐘內與比色卡比較，讀出PH值。
c. PH計,它可以精確測量溶液的PH值。精確到0.01.
6.PH值計算的常見類型
(1)溶液的稀釋
①強酸：計算稀釋後的溶液中的c(H+)，直接換算成PH
②強鹼：計算稀釋後的溶液中的c(OH-)，換算成c(H+)再求出PH值。
【小結】一般情況下，強酸溶液每稀釋10倍，pH值就增加1個單位，但稀釋後pH值一定小於7;強鹼溶液每稀釋10倍，pH值就減小1個單位，但稀釋後pH值一定大於7。
(2)強酸與強酸、強鹼與強鹼混合
通常兩種稀溶液混合，可認為混合後體積為二者體積之和。
強酸與強酸混合，先算混合後的c(H+)，再算pH。
強鹼與強鹼混合，先算混合後的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合後的c(OH-)及pOH，再求pH。絕對不能先直接求才c(H+)，再按之來算pH。
【經驗公式】(其中0.3是lg2的近似值)
已知pH的兩強酸等體積混合，混合液的pH=pH小+0.3
已知pH的兩強鹼等體積混合，混合液的pH=pH大-0.3
(3)酸鹼混合：先判斷過量，求出剩餘的酸或鹼的濃度，再求c(H+)
【注意】強酸的稀釋根據c(H+)計算，強鹼的的稀釋首先應由c(OH-)濃計算出c(OH-)稀，讓後據Kw計算出c(H+)，再計算出PH，不能直接根據c(H+)計算。
【總結】溶液的稀釋規律：
①強酸pH=a，加水稀釋10n倍，則pH=a+n;
弱酸pH=a，加水稀釋10n倍，則a<ph<a+n;< p="" style="box-sizing: border-box;">
強鹼pH=b，加水稀釋10n倍，則pH=b-n;
弱鹼pH=b，加水稀釋10n倍，則b>pH>b-n;
②酸、鹼溶液無限稀釋時，pH只能接近7，但酸不能大於7，鹼不能小於7(室溫時)
③對於濃度(或pH)相同的強酸和弱酸，稀釋相同倍數，強酸的pH變化幅度大。
(4)強酸與強鹼溶液混合：其反應的實質是H++OH-=H2O，所以在計算時用離子方程式做比較簡單，要從以下三種可能去考慮：(室溫時)
(1)若n(H+)=n(OH-)，恰好中和，pH=7
(2)若n(H+)>n(OH-)，酸過量，計算剩下的c(H+)，再算pH
(3)若n(H+)<n(oh-)，鹼過量，計算剩下的c(oh-)，再算ph< p="" style="box-sizing: border-box;">
7.溶液酸鹼性判定規律
(1)PH相同的酸(或鹼)，酸(或鹼)越弱，其物質的量濃度越大。
(2)PH相同的強酸和弱酸溶液，加水稀釋相同的倍數，則強酸溶液PH變化大;鹼也如此。
(3)酸和鹼的PH之和為14，等體積混合。若為強酸與強鹼，則PH=7;若為強酸與弱鹼，則PH﹥7 ;若為弱酸與強鹼，則PH﹤7。
(4)等體積的強酸和強鹼混合
A、若二者PH之和為14，則溶液呈中性，PH=7
B、若二者PH之和大於14，則溶液呈鹼性。
C、若二者PH之和小於14，則溶液呈酸性。
8.酸鹼中和滴定原理
用已知濃度的酸(或鹼)來測定未知濃度的鹼(或酸)的方法叫做酸鹼中和滴定。
(1)酸式滴定用的是玻璃活塞，鹼式滴定管用的是橡皮管。(思考為什麼?)
(2)滴定管的刻度從上往下標，下面一部分沒有讀數因此使用時不能放到刻度以下。
(3)酸式滴定管不能用來盛放鹼溶液，鹼式滴定管不盛放酸溶液或強氧化性的溶液。
(4)滴定管的精確度為0.01mL，比量筒精確;所以讀數時要讀到小數點後兩位。實際滴出的溶液體積=滴定後的讀數-滴定前的讀數。
(5)滴定操作：把滴定管固定在滴定管夾上，錐形瓶放在下面接液體，滴定過程中用左手控制活塞，用右手搖動錐形瓶，眼睛應注視錐形瓶中溶液顏色的變化。
(6)滴定終點判斷：當滴入最後一滴溶液時顏色發生變化且半分鐘內顏色不再發生變化即已達終點。
(7)指示劑選擇：強酸滴定強鹼——酚酞或甲基橙
強酸滴定弱鹼——甲基橙
強鹼滴定弱酸——酚酞
(8)顏色變化：強酸滴定強鹼：甲基橙由黃色到橙色
酚酞由紅色到無色
強鹼滴定強酸：甲基橙由紅色到橙色
酚酞由無色到粉紅色
(9)注意：
①手眼：左手操作活塞或小球，右手振盪錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的顏色變化
②速度先快後慢
數據處理與誤差分析：利用n酸c酸V酸=n鹼c鹼V鹼進行分析
讀數：兩位小數。因一次實驗誤差較大，所以應取多次實驗的平均值。
化學溶液的形成知識點 篇7
1. 溶解度與溶解性的關係：
溶解度/g（20攝氏度）>10>1>0.01<0.01
溶解性易溶可溶微溶難溶
2. 物質溶解時的吸熱、放熱現象：
溶質的分子或離子的擴散過程，吸收熱量，是物理過程；溶質的分子或離子和水分子作用，形成水合分子或水合離子的過程，放出熱量，是化學過程。
NH4NO3溶於水吸熱；H2SO4（濃）和水混合、固體NaOH溶於水放熱。
3. 蔗糖的水溶液、乙醇溶液不能導電，是因為不存在能自由移動的帶電的粒子；而不是因為不存在自由移動的粒子（事實上蔗糖溶液中含有自由移動的蔗糖分子和水分子）。
但凡是酸、鹼、鹽的水溶液都能導電，因為存在自由移動的離子（帶電），而不是自由移動的電子。
純硫酸是共價化合物，不存在陰、陽離子，故不能導電。當它溶於水形成硫酸溶液後產生自由移動的氫離子和硫酸根離子，才能導電。
4. 生理鹽水就是溶質質量分數為0.9%的氯化鈉溶液。
5. 濃鹽酸和濃硝酸有強揮發性。在空氣中溶質會揮發（H2O揮發的很慢可以忽略），所以溶液質量變小，溶質的質量分數也變小。