化学溶液的形成知识点

　　在平日的学习中，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以理解为考试时会涉及到的知识，也就是大纲的分支。想要一份整理好的知识点吗？以下是小编为大家整理的化学溶液的形成知识点，仅供参考，大家一起来看看吧。

　　化学溶液的形成知识点1

　　1、溶液

　　（1）溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均一的、稳定的混合物，叫做溶液。

　　（2）溶液的基本特征：均一性、稳定性的混合物。

　　注意：a、溶液不一定无色，如CuSO4为蓝色FeSO4为浅绿色Fe2（SO4）3为黄色。

　　b、溶质可以是固体、液体或气体；水是最常用的溶剂。

　　c、溶液的质量=溶质的质量+溶剂的质量溶液的体积溶质的体积+溶剂的体积。

　　d、溶液的名称：溶质的溶剂溶液（如：碘酒碘的酒精溶液）

　　固体、气体溶于液体，液体为溶剂。

　　2、溶质和溶剂的判断有水，水为溶剂，液体溶于液体，无水，量多的为溶剂。

　　3、饱和溶液、不饱和溶液。

　　（1）概念：

　　（2）判断方法：看有无不溶物或继续加入该溶质，看能否溶解。

　　（3）饱和溶液和不饱和溶液之间的转化。

　　注：①Ca（OH）2和气体等除外，它的溶解度随温度升高而降低。

　　②最可靠的方法是：加溶质、蒸发溶剂。

　　（4）浓、稀溶液与饱和不饱和溶液之间的关系。

　　①饱和溶液不一定是浓溶液。

　　②不饱和溶液不一定是稀溶液，如饱和的石灰水溶液就是稀溶液。

　　③在一定温度时，同一种溶质的饱和溶液一定要比它的不饱和溶液浓。

　　（5）溶解时放热、吸热现象。

　　溶解吸热：如NH4NO3溶解。

　　溶解放热：如NaOH溶解、浓H2SO4溶解。

　　溶解没有明显热现象：如NaCl。

　　反应类型

　　1、基本反应类型：

　　①化合反应：由两种或两种以上物质生成一种物质的反应。

　　②分解反应：由一种物质生成两种或两种以上物质的反应。

　　2、氧化反应：物质与氧发生的反应。

　　（1）剧烈氧化：如燃烧。

　　（2）缓慢氧化：如铁生锈、人的呼吸、食物腐烂、酒的酿造等。

　　他们的共同点：

　　①都是氧化反应；

　　②都发热。

　　化学基本概念

　　1、化学变化：生成了其它物质的变化。

　　2、物理变化：没有生成其它物质的变化。

　　3、物理性质：不需要发生化学变化就表现出来的性质。

　　（如：颜色、状态、密度、气味、熔点、沸点、硬度、水溶性等）

　　4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质。

　　（如：可燃性、助燃性、氧化性、还原性、酸碱性、稳定性等）

　　5、纯净物：由一种物质组成。

　　6、混合物：由两种或两种以上纯净物组成，各物质都保持原来的性质。

　　7、元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。

　　8、原子：是在化学变化中的最小粒子，在化学变化中不可再分。

　　9、分子：是保持物质化学性质的最小粒子，在化学变化中可以再分。

　　10、单质：由同种元素组成的纯净物。

　　化学溶液的形成知识点2

　　一、溶液和乳浊液

　　1、定义：由一种或一种以上物质分散到另一种物质中形成均一、稳定的混合物

　　2、溶液的特征：均一性：指溶液形成以后，溶液各部分的组成、性质完全相同。如溶液中各

　　部分密度、颜色等完全一样

　　稳定性：指外界条件不变时溶液长期放置，溶质不会从溶液里分离出来

　　注意：

　　（1）溶液的关键词：均一、稳定、混合物。均一、稳定的液体不一定是溶液，如水。

　　（2）判断某物质是否为溶液，一般看以下两点：

　　①是否为均一、稳定的混合物；

　　②一种物质是否溶解于另一种物质中。

　　（3）溶液是澄清、透明的，但不一定是无色的。如CuSO溶液为蓝色。

　　（4）一种溶液中可以含一种或多种溶质，但只有一种溶剂。

　　3、溶液的组成

　　①从宏观上看，溶液是由溶质和溶剂组成的。

　　溶质：被溶解的物质

　　溶剂：能溶解其它物质的物质

　　②从微观上看，溶液的形成过程是溶质的分子（或离子）均一地分散到溶剂分子之间。

　　③溶液、溶剂和溶质之间的量的关系

　　溶液质量=溶质质量+溶剂质量；溶液体积≠质体积+溶剂体积

　　4、溶液中溶质、溶剂的判断

　　①根据名称：溶液的名称一般为溶质的溶剂溶液，即溶质在前，溶剂在后，如植物油的汽

　　油溶液中，植物油为溶质，汽油为溶剂；当溶剂为水时，水可以省略，如食盐水中食盐是溶质，水是溶剂；碘酒中碘是溶质，酒精是溶剂。

　　②若固、气体与液体混合，一般习惯将液体看作为溶剂，固、气体看作溶质

　　③若是由两种液体混合组成的溶液，一般习惯上量多的作为溶剂，量少的看作溶质。

　　④两种液体混合且有水时，无论水多少，水一般作为溶剂

　　注意：

　　a、一般水溶液中不指名溶剂，如硫酸铜的溶液就是硫酸铜的水溶液，所以未指明溶剂的溶液，溶剂一般为水。

　　b、物质在溶解过程中发生了化学变化，那么在形成的溶液中，溶质是反应后且溶于水的生成物，如将足量的锌溶于稀硫酸所得到的溶液中，溶质是反应后且溶于水的生成物，如将足量的锌溶于稀硫酸所得到的溶液中，溶质是生成物硫酸锌，而不是锌；

　　5、影响因素溶解的因素有：

　　①温度

　　②溶质颗粒大小

　　③搅拌

　　6、乳浊液

　　定义：由小液滴分散在液体里形成的混合物叫做乳浊液。如牛奶和豆浆。

　　基本特征：乳浊液是不均一、不稳定的混合物，静置后，两种液体会出现分层现象。

　　乳化剂：能使乳浊液稳定的物质。如洗涤剂、洗洁精。

　　乳化作用：乳化剂所起的作用。

　　7、溶解时吸热或放热现象

　　溶解时吸热的物质：氧化钙（CaO）氢氧化钠（NaOH）浓硫酸（HSO）

　　24溶解时吸热的物质：硝酸铵（NHNO）43

　　二、饱和溶液、不饱和溶液

　　1、饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂中，不能再继续溶解某种物质的溶液。

　　不饱和溶液：在一定温度下，一定量的溶剂中，能再继续溶解某种物质的溶液。

　　注意：

　　①首先要明确“一定温度”和“一定量溶剂”，在一定温度下和一定量的溶剂里，对某种固态溶质来说饱和了，但若改变温度或改变溶剂的量，就可能使溶液不饱和。

　　②饱和溶液是一定条件下某物质的饱和溶液，但对于其他的物质就不一定是饱和溶液

　　③饱和溶液概念中的“不能“是指在一定温度下、一定量的溶剂里，溶解该物质的量达到了最大限度，不饱和溶液概念中的“能”则指在一定温度下、一定量的溶剂里，溶解该物质的量还没有达到最大限度。

　　2、判断溶液是否饱和的方法：在一定温度下，是否能继续溶解该溶质（一般来说，可以向原溶液中加入少量原溶质，如果溶解的量不在增大则说明原溶液为饱和溶液，如果溶解的量还能增大则说明原溶液为不饱和溶液）

　　3、与浓溶液、稀溶液的关系

　　同一溶质：在相同温度下，饱和溶液一定比不饱和溶液浓。

　　不同溶质：浓溶液不一定是饱和溶液；稀溶液不一定是不饱和溶液

　　4、转化

　　一般规律：饱和→不饱和：加溶剂、升温

　　不饱和→饱和：加溶质、蒸发水、降低温度

　　特殊规律（熟石灰）：饱和→不饱和：加溶剂、降温

　　不饱和→饱和：加溶质、蒸发水、升高温度

　　三、溶解度（符号S）

　　1、固体物质溶解度的定义：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。

　　注意：溶解度四要素：“一定温度、100g水中、达到饱和状态、溶解的质量”是同时存在的，只有四个关键词都体现出来了，溶解度的概念和应用才有意义。

　　2、影响固体物质溶解度的因素

　　①内部因素：溶质和溶剂本身的性质

　　②外部因素：温度（与其他量无关）

　　3、溶解性

　　定义：根据物质在20摄氏度时的溶解度大小，人们把物质在水中的溶解能力叫做溶解性。

　　（0—0、01g：难溶）（0、01—1g：微溶）（1—10g：可溶）（10g以上：易溶）

　　溶解是绝对的，不溶解是相对的

　　4、固体物质的溶解度曲线：纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度，得到物质的溶解度随温度变化的曲线，这种曲线叫溶解度曲线。

　　（1）溶解度曲线的意义：

　　①溶解度曲线表示某物质在不同温度下的溶解度或溶解度随温度变化的情况

　　②溶解度曲线上的每一个点表示该溶质在该温度下的溶解度，溶液必然是饱和溶液

　　③两条曲线的交叉点表示两种溶质在同一温度下具有相同的溶解度。

　　④在溶解度曲线下方的点，表示溶液是不饱和溶液

　　⑤在溶解度曲线上方靠近曲线的点表示溶液时过饱和溶液（在较高温度下制成的饱和溶液，慢慢地降到室温，溶液中溶解的溶质的质量超过室温的溶解度，但尚未析出晶体时的溶液叫）

　　过饱和溶液）

　　（2）溶解度曲线的变化规律

　　①大多数固体物质的溶解度随温度升高而增大，表现在曲线“坡度”比较“陡”如KNO 3

　　②少数固体物质的溶解度受温度变化的影响很小，表现在曲线“坡度”比较“缓”如NaCl

　　③极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，表现在曲线“坡度”下降，如Ca(OH) 2

　　(3)溶解度曲线的应用

　　①可以查出某物质在某温度下的溶解度

　　②可以比较不同物质在同一温度下的溶解度大小

　　③可以确定温度对溶解度的影响状况

　　④根据溶解度曲线确定怎样制得某温度下的该物质的饱和溶液

　　5、气体的溶解度

　　（1）定义：某气体在压强为101、3kPa和一定温度，溶解在1体积水中达到饱和状态时所溶解的气体体积

　　（2）影响因素

　　温度：在压强不变的条件下，温度越高，气体溶解度越小。

　　压强：在温度不变的条件下，压强越大，气体的溶解度越大。

　　四、溶液浓稀的表示

　　1、溶质质量分数：溶质的质量与溶液质量的比值叫做溶质的质量分数。

　　2、表达式：溶质的质量分数= (溶质质量/溶液质量)×100% = [溶质质量/(溶质质量+溶剂质量]×100%

　　3、关系式：溶质的质量=溶质的质量分数×溶液质量=（溶质质量+溶剂质量）×溶质质量分数

　　注意：

　　①溶质的质量分数一般用百分数表示

　　②溶质、溶剂、溶液量均以质量为单位表示，单位要统一

　　③溶质质量是指全部溶解在溶剂中的质量，不包括未溶解的或结晶析出的物质的质量

　　④某温度下,溶剂或溶液中加的溶质超过饱和状态时，所得溶液的最大浓度可以用该温度下的溶解度求，溶质的质量分数=(S/S+100)×100%=【已溶解的量/（溶剂质量+已溶解的溶质质量）】×100%

　　4、溶液的稀释和增浓问题

　　（1）关于溶液的稀释计算：因为稀释前后溶质的质量不变，所以若设浓溶液质量为Ag，溶质的质量分数为a%，加水稀释成溶质质量分数为b%的稀溶液Bg，则Ag×a%=Bg×b%其中B=A+m水

　　（2）溶液增浓的计算

　　①向原溶液中添加溶质：设原溶液质量为Ag，溶质的质量分数为a%，加溶质Bg后变成溶质质量分数为b%溶液，则Ag×a%+Bg=（Ag+Bg）×b%

　　②将原溶液蒸发掉部分溶剂：因为溶液蒸发溶剂前后，溶质的质量不变。所以若设原溶液质量为Ag，溶质的质量分数为a%，蒸发Bg水后变成溶质质量分数为b%溶液，则Ag×a%=(Ag-Bg)×b%

　　③与浓溶液混合：因为混合物溶液的总质量等于两混合组分溶液的质量之和。混合后的溶液中溶质的质量等于两混合组分的溶质质量之和。所以设原溶液质量为Ag，溶质的质量分数为a%，浓溶液的质量为Bg，溶质质量分数为b%，两溶液混合后得到溶质的质量分数为c%的溶液，则Ag×a%+Bg×b%=(Ag+Bg)×c%

　　注意：溶液的质量和体积换算：密度=质量/体积

　　五、配制一定溶质质量分数的溶液

　　1、实验步骤：计算、称量（量取）、溶解、装瓶贴签

　　2、误差分析：

　　（1）导致溶液质量分数偏小：天平使用不正确，如药品砝码放反；量取水的过程中仰视读数；烧杯不干燥，原来内部就有一些水；固体药品中含有杂质或水分，固体转移时损失。

　　（2）导致溶液质量分数偏大：砝码生锈；量取水的过程中俯视读数，使水量取少了；将量筒中的水倒入烧杯中时，一部分洒在外面等。

　　六、结晶现象

　　1、晶体：具有规则几何形状的固体

　　结晶：形成晶体的过程

　　2、结晶的两种方法：蒸发结晶（蒸发溶剂）：适用于溶解度随温度变化不大的固体

　　降温结晶（冷却热饱和溶液）：适用于溶解度随温度变化较大的固体

　　注意：结晶后得到的滤液是这种溶质的饱和溶液

　　七、混合物的分离

　　1、过滤法：分离不溶性固体和液体的混合物或除去混合物中的不溶性杂质

　　基本操作：溶解、过滤、蒸发、结晶

　　2、结晶法：两种固体都是可溶的

　　注意：

　　①过滤的操作要点：一贴、二低、三靠

　　一贴：滤纸紧贴漏斗内壁

　　二低：滤纸低于漏斗边缘；滤液低于滤纸边缘

　　三靠：烧杯紧靠在玻璃棒上；玻璃棒靠在三层滤纸上；漏斗颈靠在烧杯壁上

　　②在蒸发过程中要用到玻璃棒不断搅拌，防止液体局部温度过高，造成液滴飞溅，当蒸发到出现大量晶体时，应停止加热，利用蒸发皿余热蒸干。

　　化学溶液的形成知识点3

　　1、溶液：

　　一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一的、稳定的混合物

　　溶液的组成：溶剂和溶质。(溶质可以是固体、液体或气体;固、气溶于液体时，固、气是溶质，液体是溶剂;两种液体互相溶解时，量多的一种是溶剂，量少的是溶质;当溶液中有水存在时，不论水的量有多少，我们习惯上都把水当成溶剂，其它为溶质。)

　　2、固体溶解度：

　　在一定温度下，某固态物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，就叫做这种物质在这种溶剂里的溶解度

　　3、酸：

　　电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物

　　如：HCl==H+ + Cl -

　　HNO3==H+ + NO3-

　　H2SO4==2H+ + SO42-

　　碱：电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物

　　如：KOH==K+ + OH -

　　NaOH==Na+ + OH -

　　Ba(OH)2==Ba2+ + 2OH -

　　盐：电离时生成金属离子和酸根离子的化合物

　　如：KNO3==K+ + NO3-

　　Na2SO4==2Na+ + SO42-

　　BaCl2==Ba2+ + 2Cl -

　　4、酸性氧化物(属于非金属氧化物)：

　　凡能跟碱起反应，生成盐和水的氧化物

　　碱性氧化物(属于金属氧化物)：凡能跟酸起反应，生成盐和水的氧化物

　　5、结晶水合物：

　　含有结晶水的物质(如：Na2CO3 .10H2O、CuSO4 . 5H2O)

　　6、潮解：

　　某物质能吸收空气里的水分而变潮的现象

　　风化：结晶水合物在常温下放在干燥的空气里，能逐渐失去结晶水而成为粉末的现象

　　7、燃烧：

　　可燃物跟氧气发生的一种发光发热的剧烈的氧化反应

　　燃烧的条件：

　　①可燃物;

　　②氧气(或空气);

　　③可燃物的温度要达到着火点

　　化学溶液的形成知识点4

　　溶液和胶体属于不同的分散系，有这不同性质，胶体的分散质粒子直径在1nm～100nm之间，有者特殊的性质。溶液则更多的是侧重与考查计算。

　　一、考纲有求

　　1、了解溶液的组成。理解溶液中溶质的质量分数的概念，并能进行有关计算。

　　2、了解胶体是一种常见的分散系。

　　二、知识点分析

　　1.胶体的性质及应用

　　（1）胶体由于分散质粒子直径在1nm～100nm之间，表面积大，有强的吸附能力，因而表现出下列特性：

　　①能通过滤纸而不能透过半透膜——用于悬浊液、胶体、溶液的分离。

　　②对光的散射作用——一束光通过胶体时产生一条光亮通路——丁达尔效应——鉴别溶液和胶体。

　　③受水分子从各个方向大小不同的撞击作用——胶粒在胶体中做不停息地、无规则运动——布朗运动——胶体能均一、较稳定存在的原因之一。

　　④胶粒在胶体溶液内对溶液中的离子发生选择吸附使胶体粒子带电（例Fe（OH）3胶粒带正电，硅酸胶体的粒子带负电）——胶粒在外加电场作用下做定向移动——电泳——除尘——胶体能稳定存在的主要原因。

　　（2）胶粒带电规律

　　一般来讲金属氧化物及其水化物形成的胶体粒子带正电荷；非金属氧化物及水化物、金属硫化物形成的胶体粒子带负电荷。

　　（3）胶体的聚沉方法及应用

　　①加热——加速胶体粒子运动，使之易于结合成大颗粒。

　　②加入电解质——中和胶粒所带电荷，使之聚结成大颗粒。

　　③加入带相反电荷的胶体——互相中和电性，减小同种电荷的'相互排斥作用而使之聚集成大颗粒。

　　④应用：如制豆腐、工业制肥皂，解释某些自然现象，如三角洲。

　　2.关于溶解度计算的方法

　　（1）温度不变时，蒸发溶剂或加入溶剂时，析出或溶解溶质的质量x

　　（2）若溶剂不变，改变温度，求析出或溶解溶质的质量x

　　（3）溶剂和温度改变时，求析出或溶解溶质的质量x：

　　先求饱和溶液中溶质和溶剂的质量，再求形成的新饱和溶液中的溶剂、溶质质量，并与新饱和溶液的溶解度构成比例关系计算。

　　（4）加入或析出的溶质带有结晶水：

　　既要考虑溶质质量的变化，又要考虑溶剂质量的变化。一般情况下，先求原饱和溶液的溶质与溶剂，再求构成新饱和溶液中所含溶质与溶剂。

　　化学溶液的形成知识点5

　　1. 溶解度与溶解性的关系：

　　溶解度/g（20摄氏度）>10>1>0.01<0.01

　　溶解性易溶可溶微溶难溶

　　2. 物质溶解时的吸热、放热现象：

　　溶质的分子或离子的扩散过程，吸收热量，是物理过程；溶质的分子或离子和水分子作用，形成水合分子或水合离子的过程，放出热量，是化学过程。

　　NH4NO3溶于水吸热；H2SO4（浓）和水混合、固体NaOH溶于水放热。

　　3. 蔗糖的水溶液、乙醇溶液不能导电，是因为不存在能自由移动的带电的粒子；而不是因为不存在自由移动的粒子（事实上蔗糖溶液中含有自由移动的蔗糖分子和水分子）。

　　但凡是酸、碱、盐的水溶液都能导电，因为存在自由移动的离子（带电），而不是自由移动的电子。

　　纯硫酸是共价化合物，不存在阴、阳离子，故不能导电。当它溶于水形成硫酸溶液后产生自由移动的氢离子和硫酸根离子，才能导电。

　　4. 生理盐水就是溶质质量分数为0.9%的氯化钠溶液。

　　5. 浓盐酸和浓硝酸有强挥发性。在空气中溶质会挥发（H2O挥发的很慢可以忽略），所以溶液质量变小，溶质的质量分数也变小。

　　化学溶液的形成知识点6

　　部分内容包括饱和溶液、不饱和溶液、溶解度的内容，概念性的东西比较多，时要注意抓住概念的特点，注意去理解概念的内涵，如对于溶液的定义要抓住：均一、稳定、混合物；概念时还要注意对相似概念进行比较，如对于饱和溶液和不饱和溶液，对比去理解，效果更好。

　　1、溶液的判断：根据溶液的特征判断（均一性、稳定性）

　　均一性：是指溶液各部分的溶质浓度和性质都相同。但溶液中分散在溶剂中的分子或离子达到均一状态之后，仍然处于不停地无规则运动状态之中。

　　稳定性：是指外界条件（温度、压强等）不变时，溶液长期放置不会分层，也不会析出固体或放出气体。

　　2、溶剂和溶质的判断：

　　一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一的、稳定的混合物，叫做溶液；被溶解的物质叫做溶质；能溶解其他物质的物质叫溶剂。

　　对溶液的认识要注意以下几点：

　　①溶质在被分散前的状态可以是固体、液体、气体。

　　②溶液不一定都是无色的，其颜色由溶质、溶剂的性质而决定。

　　③水是最常用的溶剂，酒精（乙醇）、汽油等物质也可以作溶剂。多种液体形成溶液时，量最多的一种为溶剂 中考，其余为溶质，但当溶液中有水存在时，不论水的量有多少，习惯上把水看作溶剂；通常不指明溶剂的溶液，一般指的是水溶液。

　　3、溶液的用途

　　①许多反应在溶液中进行，可以加快反应的速率。

　　②溶液对动植物和人的生理活动有很重要的意义。动物摄取食物里的养料必须经过消化，变成溶液后才能吸收；植物从土壤里获得各种养料，也要变成溶液，才能由根部吸收。

　　4、溶解时吸热和放热的物质：

　　溶质分散到溶剂中形成溶液的过程，叫做物质的溶解。在物质溶解形成溶液的过程中，所发生的溶质的分子（或离子）向溶剂中扩散的过程吸收热量，而溶质的分子（或离子）与溶剂作用生成溶剂合物的过程放出热量，所以物质溶解通常伴随着热量的变化。

　　┏ 扩散吸热＞水合放热——溶液温度降低

　　溶解热现象 扩散吸热＝水合放热——溶液温度不变

　　┗ 扩散吸热＜水合放热——溶液温度升高

　　5、结晶的应用：结晶经常用于提纯物质。

　　6、乳化现象的判断：

　　乳化是指加入乳化剂后，乳浊液（油脂和水的混合物）不在分层而能稳定存在，能变成细小的液滴随水流走。衣服餐具上的油污可以用加入洗涤剂的水洗掉就是这个道理。乳化不是溶解，不能形成溶液。

　　化学溶液的形成知识点7

　　1.溶液的酸碱性取决于溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小。

　　酸性：c(H+)>c(OH-)中性：c(H+)=c(OH-)碱性：c(H+)

　　2.常温下(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：表示溶液酸碱性的强弱。 PH= -lg c(H+)

　　适用于稀溶液，当溶液中c(H+)或c(OH-)大于1mol时，直接用浓度表示溶液的酸碱性。

　　4.PH值越小，酸性越强，PH越大，碱性越强。

　　PH范围0—14之间，但PH值等于0的溶液不是酸性最强的溶液，PH值等于14的溶液不是碱性最强的溶液。 PH值增加一个单位C(H+)减小10倍

　　5.测定溶液酸碱性的常用方法:

　　a.酸碱指示剂(石蕊、酚酞、甲基橙)

　　b. PH试纸：广泛PH试纸：1-14，只能读得整数

　　精密PH试纸：精确到0.1.

　　PH试纸的使用方法：剪下一小块PH试纸，放在玻璃片(或表面皿)上，用玻璃棒沾取一滴溶液滴在PH试纸上，半分钟内与比色卡比较，读出PH值。

　　c. PH计,它可以精确测量溶液的PH值。精确到0.01.

　　6.PH值计算的常见类型

　　(1)溶液的稀释

　　①强酸：计算稀释后的溶液中的c(H+)，直接换算成PH

　　②强碱：计算稀释后的溶液中的c(OH-)，换算成c(H+)再求出PH值。

　　【小结】一般情况下，强酸溶液每稀释10倍，pH值就增加1个单位，但稀释后pH值一定小于7;强碱溶液每稀释10倍，pH值就减小1个单位，但稀释后pH值一定大于7。

　　(2)强酸与强酸、强碱与强碱混合

　　通常两种稀溶液混合，可认为混合后体积为二者体积之和。

　　强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+)，再算pH。

　　强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH-)，再由Kw求c(H+)及pH，或先算混合后的c(OH-)及pOH，再求pH。绝对不能先直接求才c(H+)，再按之来算pH。

　　【经验公式】(其中0.3是lg2的近似值)

　　已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3

　　已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3

　　(3)酸碱混合：先判断过量，求出剩余的酸或碱的浓度，再求c(H+)

　　【注意】强酸的稀释根据c(H+)计算，强碱的的稀释首先应由c(OH-)浓计算出c(OH-)稀，让后据Kw计算出c(H+)，再计算出PH，不能直接根据c(H+)计算。

　　【总结】溶液的稀释规律：

　　①强酸pH=a，加水稀释10n倍，则pH=a+n;

　　弱酸pH=a，加水稀释10n倍，则a

　　强碱pH=b，加水稀释10n倍，则pH=b-n;

　　弱碱pH=b，加水稀释10n倍，则b>pH>b-n;

　　②酸、碱溶液无限稀释时，pH只能接近7，但酸不能大于7，碱不能小于7(室温时)

　　③对于浓度(或pH)相同的强酸和弱酸，稀释相同倍数，强酸的pH变化幅度大。

　　(4)强酸与强碱溶液混合：其反应的实质是H++OH-=H2O，所以在计算时用离子方程式做比较简单，要从以下三种可能去考虑：(室温时)

　　(1)若n(H+)=n(OH-)，恰好中和，pH=7

　　(2)若n(H+)>n(OH-)，酸过量，计算剩下的c(H+)，再算pH

　　(3)若n(H+)

　　7.溶液酸碱性判定规律

　　(1)PH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量浓度越大。

　　(2)PH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的倍数，则强酸溶液PH变化大;碱也如此。

　　(3)酸和碱的PH之和为14，等体积混合。若为强酸与强碱，则PH=7;若为强酸与弱碱，则PH﹥7 ;若为弱酸与强碱，则PH﹤7。

　　(4)等体积的强酸和强碱混合

　　A、若二者PH之和为14，则溶液呈中性，PH=7

　　B、若二者PH之和大于14，则溶液呈碱性。

　　C、若二者PH之和小于14，则溶液呈酸性。

　　8.酸碱中和滴定原理

　　用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的方法叫做酸碱中和滴定。

　　(1)酸式滴定用的是玻璃活塞，碱式滴定管用的是橡皮管。(思考为什么?)

　　(2)滴定管的刻度从上往下标，下面一部分没有读数因此使用时不能放到刻度以下。

　　(3)酸式滴定管不能用来盛放碱溶液，碱式滴定管不盛放酸溶液或强氧化性的溶液。

　　(4)滴定管的精确度为0.01mL，比量筒精确;所以读数时要读到小数点后两位。实际滴出的溶液体积=滴定后的读数-滴定前的读数。

　　(5)滴定操作：把滴定管固定在滴定管夹上，锥形瓶放在下面接液体，滴定过程中用左手控制活塞，用右手摇动锥形瓶，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色的变化。

　　(6)滴定终点判断：当滴入最后一滴溶液时颜色发生变化且半分钟内颜色不再发生变化即已达终点。

　　(7)指示剂选择：强酸滴定强碱——酚酞或甲基橙

　　强酸滴定弱碱——甲基橙

　　强碱滴定弱酸——酚酞

　　(8)颜色变化：强酸滴定强碱：甲基橙由黄色到橙色

　　酚酞由红色到无色

　　强碱滴定强酸：甲基橙由红色到橙色

　　酚酞由无色到粉红色

　　(9)注意：

　　①手眼：左手操作活塞或小球，右手振荡锥形瓶，眼睛注视锥形瓶中溶液的颜色变化

　　②速度先快后慢

　　数据处理与误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析

　　读数：两位小数。因一次实验误差较大，所以应取多次实验的平均值。