初中化学全册重点知识讲解3

第九单元  溶液

课题1  溶液的形成

知识点1：溶液（这是重点）

详解：

1、溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一、稳定的混合物，叫做溶液。（1）在一种溶剂中同时溶解几种不同的溶质；如在水中可同时溶解食盐、蔗糖等可溶物。（2）溶液是一种混合物，透明但不一定是无色透明，也可能是像蓝色透明的硫酸铜主、黄色透明的氯化铁溶液等。

2、溶液的基本特征是均一性和稳定性。溶液是均一的，指的是溶液形成后各部分的性质和溶质的质量分数都一样；所谓溶液是稳定的，是指外界条件不变化时，长时间放置，溶质和溶剂不会分离，既不会有沉淀析出也不会分层。溶液不一定都是无色的，其颜色由溶质和溶剂的性质决定。

3、溶液是混合物。溶液是由溶质和溶剂组成的混合物，故溶液的质量等于溶质的质量与溶剂的质量之和；但由于溶质是以分子或离子状态被分散到溶剂分子中形成溶液，故溶液的体积不等于溶质的体积与溶剂的体积之和。

警示：

理解溶液概念及特征时应注意几点：①溶液概念中的“一种或几种物质”是溶质（被溶解的物质）。②溶液概念中的“另一种物质”是溶剂（能溶解其他物质的物质）。③从微观上看，溶液的形成过程是溶质的分子（或离子）均匀扩散到溶剂分子之间。④溶液概念未对溶质、溶质的状态作规定。因此，生成溶液中的溶质、溶剂的状态，可理解为任意状态。⑤判断某物质是否溶液，一般从：a.是否是均一、稳定的混合物；b.一种物质是否溶解于另一种物质两方面来判断。⑥溶液是澄清、透明的，但不一定为无色的。如CuSO4溶液为蓝色；KMnO4溶液为紫色。⑦水均一、稳定，但它不是溶液，因为它不是混合物。

知识点2：溶液的组成（这是重难点）

详解：

溶液是由溶质和溶剂组成的，能溶解其他物质的物质叫做溶剂，被溶解的物质叫做溶质。溶质溶解在溶剂中形成溶液。（1）溶质：可能是固体，如食盐、蔗糖等；可能是液体，如硫酸、酒精等；也可能是气体，如氯化氢、二氧化碳等。（2）溶剂：水能溶解多种物质，是一种最常用的溶剂。如果两种液体互相溶解时，一般把量多的一种叫做溶剂，量少的一种叫做溶质。如果其中有一种是水，一般把水叫做溶剂。汽油、酒精等也可以做溶剂，如汽油能溶解油脂，酒精能溶解碘等。（3）溶液的质量=溶质的质量+溶剂的质量，但由于物质混合后粒子间存在着间隔，所以溶液的体积≠溶质的体积+溶剂的体积。（4）溶质和溶剂的确定：溶液中存在的粒子是判断溶质和溶剂的依据，加入的物质未必是溶质，有些物质能与水等溶剂发生反应[如CaO+H2O==Ca(OH)2]。

拓展：

溶质溶剂的判断依据：通常溶质可以是固体、液体或气体。如果是固体、气体分散到液体里，总是把固体、气体看成溶质，液体看成溶剂。如果是两种液体互相溶解，一般把量多的一种叫溶剂，量少的一种叫溶质。特别提醒的是如果其中一种液体是水，不管量的多少，人们都习惯把水看作溶剂。

知识点3：乳浊液及乳化现象（这是难点）

详解：

小液滴分散到液体里形成的混合物叫做乳浊液。乳浊液一般不透明，其特征是不均一、不稳定的，表现在振荡后浑浊，静置后分层。为了增强它的稳定性，科学家们研究发现，有一类物质有特殊的功能，它们一端亲水，一端亲油，把它们加到油和水的混合物中，能将油分散成无数细小的液滴，这些细小的液滴能随水流走。人们把能促使两种互不相溶的液体形成稳定乳浊液的物质叫乳化剂。乳化剂所起的作用叫乳化作用。常用的乳化剂有各种日用洗涤剂、化妆品等。

拓展：

常见混合物有溶液和浊液两大体系，溶液是均一的、稳定的，浊液是不均一、不稳定的。浊液分悬浊液和乳浊液，固体小颗粒悬浮于液体里形成的混合物叫悬浊液，小液滴分散到液体里形成的混合物叫乳浊液。悬浊液和乳浊液振荡后都呈浑浊状态，静置后都分为两层。

溶解和乳化是两种不同原理的现象。乳化作用的应用有：

洗涤：用洗涤剂可除去衣服、餐具上的油污，可清洗试管内的油污。

配制农药：喷洒农药时，要将农药原溶液稀释成一定体积比的乳浊液。

知识点4：溶液的作用

详解：

（1）在化学实验中，物质间的反应往往在溶液中进行，主要原因是溶液中粒子间的接触面积增大，反应的速率加快。（2）在工农业生产中，如配制无土栽培液等，需要一定质量分数的溶液，浓度过大、过小都不利等。如实验室制取二氧化碳，如用浓盐酸所制得的二氧化碳中含有氯化氢；浓度过小，则反应速率太慢。（3）溶液对动植物和人的生理活动都有很重要的意义，植物吸收的养料都必须是溶液，医学上的各种注射液也都是溶液。

警示：

溶液的浓度不同，反应的剧烈程度不同。

知识点5：溶解速率及其影响的因素

详解：

物质溶解在溶剂里，在溶解的过程中速率不同，溶解的能力不同。物质溶解速率的决定因素是物质本身的性质，影响因素是温度，可溶物的表面积，是否搅拌等。升高温度、表面积增大、搅拌都有利于加快溶解的速率。

警示：

（1）不同的物质在同一溶剂里的溶解能力不同，物质的性质决定其溶解能力大小，与温度的高低有关。

（2）同一物质在不同溶剂里其溶解能力也不同，与溶剂的性质有关。

知识点6：溶解时的热现象（这是难点）

详解：

物质溶解包含了两个阶段：一是溶质的分子或离子向溶剂水中扩散过程；二是溶质的分子或离子与水分子相互作用，生成不合分子或水合离子的过程。第一过程属物理变化，是吸热过程,第二过程属化学变化,是放热过程，综合起来总过程的热量变化Q总=Q1吸+Q2放（Q1和Q2的符号相反）。

Q总就会出现三种情况：

（1）当Q1吸≈Q2放时，Q总很小，即物质溶解时，溶液温度变化不明显，如NaCl溶于水。

（2）当Q1吸＞Q2放时，Q总为负值，即物质溶解时，溶液温度明显降低，如NH4NO3溶于水的过程。

（3）当Q1吸＜Q2放时，Q总为正值，即物质溶解时，溶液温度明显升高，如NaOH溶于水的过程。

警示：

大多数物质在溶解的过程中温度变化不大，使温度明显升高的固体物质有NaOH、浓硫酸等。使温度明显下降的固体物质是NH4NO3。

易错点：溶液中的溶质、溶剂的判断

易错点导析：

对此部分内容的误区有：（1）溶液中溶质的判断，不能正确理解概念中的重点词语，或对形成溶液的条件考虑不周。（2）溶液中的溶质、溶剂只有一种。（3）错误的认为溶液都是液体。（4）对于化学反应后的溶质的判断，误认为加入的就是溶质。

所以要正确地判断溶质、溶剂。首先要明确：（1）只有溶液中才有溶质、溶剂。悬浊液、乳浊液中不存在溶质、溶剂的说法。（2）液体并非都是溶液。（3）溶液中的溶质可能有多种。（4）反应后溶质发生了变化。（5）溶液中溶液的质量等于溶质与溶剂质量之和，而体积不等二者和。判断溶质、溶剂通常分为如下几种情况：①如果是固体、气体溶解在液体里，通常把固体、气体作为溶质，液体为溶剂；②如果是两种液体相互溶解，通常把量少的作为溶质；③如果有水，则水是溶剂，其他的为溶质；④能与水反应的物质，溶解后形成的溶液中溶质应为反应后的生成物。如：CO2+H2O==H2CO3，SO2+H2O==H2SO3，CaO+H2O==Ca(OH)2，Na2O+H2O==2NaOH。溶质不是反应前的物质，而是反应后的H2CO3、H2SO3、Ca(OH)2、NaOH等。像结晶水合物溶于水后，溶质也发生变化。如：CuSO4·5H2O溶于水后溶质是CuSO4，而其中H2O是溶剂。

易忽略点：溶解的两个过程

易忽略点导析：

物质的溶解都有两个过程，一个过程是溶质的分子（或离子）向水中扩散的过程，这个过程吸收热量；另一过程是溶质分子（或离子）与水分子作用，形成水合分子（或水合离子）的过程，这个过程放出热量。形成溶液时是放热还是吸热，取决于这两个过程放出和吸收热量的多少。如果吸收的热量大于放出的热量，则溶液温度降低（如硝酸铵），反之溶液温度升高（如氢氧化钠）。有些物质溶于水时放出的热量与吸收的热量基本相等，溶液的温度就几乎不变（如氯化钠）。

实验题目（一）：物质的溶解性

实验导析：

（1）实验用品：试管、药匙、蒸馏水、碘、高锰酸钾、汽油。

（2）实验的步骤：①分别取两支试管倒入适量的蒸馏水，分别加入少量的高锰酸钾、碘，观察溶解现象。②分别取另两支试管倒入适量的汽油，然后分别加入少量的高锰酸钾、碘，观察溶解现象。

（3）实验结论：高锰酸钾能溶解在水中，碘能溶解在汽油中。

拓展：

物质的溶解能力与溶质、溶剂本身的性质有关，同种物质在不同的溶剂里溶解能力不同，不同的物质在同一种溶剂里的溶解能力不同。

实验题目（二）：验证水和乙醇互溶

实验导析：利用高锰酸钾溶于水溶液的颜色来判断水和乙醇是否互溶

（1）实验用品：试管、药匙、胶头滴管、水、乙醇、高锰酸钾。

（2）实验步骤：①在试管中加2mL水，再加入适量的高锰酸钾，振荡得到紫色溶液。②用胶管缓缓加入2mL乙醇，不要振荡，观察。③振荡后再观察。

（3）实验现象：不振荡时分层，振荡后互溶。

（4）实验结论：水和乙醇能够互相溶解，且能以任意比互溶。

拓展：

对于一些无现象的变化，人们很难来判定是否发生了变化，所以我们可以采用加入有颜色的物质，通过颜色的变化来确定。

实验题目（三）：物质溶解时的热现象

实验导析：

（1）实验用品：铁架台（带铁圈）、烧杯、玻璃棒、温度计、蒸馏水、药匙、固体NaCl、NH4NO3、NaOH。

（2）实验步骤：装置如图所示。向烧杯中加入10mL蒸馏水，测出水的温度。向烧杯中加10g固体NaCl，并用玻璃棒小心搅拌，至NaCl完全溶解。测出NaCl溶解后溶液的温度，比较前后两次温度的变化。

按上述操作测定NH4NO3、NaOH溶解前后水和溶液的温度，并比较温度的变化。

（3）记录：

水中加入的溶质

NaCl

NH4NO3

NaOH

加入溶质前水的温度/℃

溶解现象

固体溶解

固体溶解

固体溶解

溶质溶解后溶液的温度/℃

结     论

NaCl溶解时温度不改变

NH4NO3溶解时吸收热量

NaOH溶解时放出热量

注意：读温度计读数时，一定不要将温度计从液体中拿出来读数。

课题2  溶解度

知识点1：饱和溶液和不饱和溶液

详解：

饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂中加入某种溶质，当溶质不再溶解时，所得到的溶液叫做该溶质的饱和溶液。

不饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂中加入某种溶质，还能继续溶解的溶液叫做该溶质的不饱和溶液。

警示：

（1）只有指明“在一定量溶剂里”和“在一定温度下”，讲溶液的“饱和”和“不饱和”才有确定的意义。当改变温度或溶剂的量时，饱和溶液和不饱和溶液可以相互转化。

（2）在一定温度和一定量溶剂中形成的某种溶质的饱和溶液，不能溶解该溶质，但在此溶液中还能继续溶解其他物质。如在一定温度下的氯化钠的饱和溶液中，不能溶解氯化钠，但可继续溶解蔗糖等其他物质。

（3）确定溶液是否饱和的方法是：加入同种溶质，若溶液的质量增加，原溶液为不饱和溶液；若原溶液质量不变，原溶液为饱和溶液。

知识点2：饱和溶液和不饱和溶液的转化（这是重点）

详解：

饱和溶液与不饱和溶液的转化条件：溶液存在的状态是有条件的，当外界条件改变时，溶液的状态将发生变化，一般说来有如下规律：

不饱和溶液饱和溶液

警示：

对于不同溶质而言，改变溶质、溶剂的量都可以实现上述转变，但改变温度要视具体物质而定，如硝酸钾等大多数固体物质的溶解能力随温度升高而增大，特殊的是熟石灰的溶解能力随温度升高而下降，因此若将熟石灰的不饱和溶液转化为饱和溶液，在改变温度时应是升高温度，反之，若将熟石灰的饱和溶液转化为不饱和溶液则应为降低温度。

知识点3：固体的溶解度（这是重点）

详解：

1、固体物质的溶解度：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂（一般是指水）中达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这个温度下的溶解度。

2、正确理解固体物质溶解度概念要注意以下几点：（1）要指明一定温度。物质的溶解度随温度的改变而改变，不指明一定温度，讲物质的溶解度没有意义。（2）溶剂的量一定。比较不同物质的溶解能力，必须在相同的溶剂中且溶剂的量相同，一般规定溶剂的量为100g。（3）溶液的状态。饱和状态是指固体物质在相同量的溶剂中的最大溶解量。（4）溶解度的单位。单位为克。

3、溶解度的含义：已知某物质在一定温度下的溶解度，其含义是指该物质在此温度下，在100g溶剂中溶解达到饱和状态时所溶解的质量。如KNO3在20℃时的溶解度为31.6g，就是指20℃时，100g水中最多溶解KNO3的质量为31.6g。

引申思考：

（1）溶解度表示物质溶解能力的大小，是一个精确值，而溶解性是一个粗略值，要注意二者的区别。

（2）溶解性：是物质的物理性质之一，通常把一种物质溶解在另一种物质中能力叫溶解性。溶解性跟溶质和溶剂的性质有关。

（3）溶解度是衡量物质在某种溶剂里溶解性大小的尺度，是溶解能力的定量的表示方法。二者的关系如下图所示（温度为20℃）：

（4）影响固体溶解度的因素：内因是溶质、溶剂本身的性质，外因是温度。

知识点4：溶解度曲线（这是重难点）

详解：

（1）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度，横坐标表示温度，得到物质溶解度随温度变化的曲线，这种曲线叫溶解度曲线。

（2）溶解度曲线的意义：

①溶解度曲线表示固体物质在不同温度的溶解度随温度的变化情况，溶解度曲线上的每一点都表示该温度下的溶解度。

②溶解度曲线上任一点都表示该温度下物质的饱和溶液。

③溶解度曲线下的任一点都表示该物质的不饱和溶液。

④如两条溶解度曲线相交，则交叉点表示在该温度下两物质的溶解度相等。在交叉点前后可比较两物质的溶解度的大小。

（3）溶解度曲线的变化情况：

①大多数固体物质的溶解度随温度的升高而增大，“陡升型”，如硝酸钾。

②少数固体物质的溶解度受温度的影响不大，“平缓型”，如氯化钠。

③极少数固体物质的溶解度随温度的升高而下降，“下降型”，如氢氧化钙。

（4）溶解度曲线的应用：

①由溶解度曲线可查得某物质在某一温度时的溶解度，如在60℃时硝酸钾的溶解度为110g。

②可查得某一物质溶解度随温度的变化情况。

③可比较在同一温度下不同物质的溶解能力。

④由溶解度曲线可确定从溶液中析出晶体的方法，如蒸发结晶、冷却热饱和溶液等。

⑤由由溶解度曲线可确定提纯物质的方法，如提纯含有少量氯化钠的硝酸钾可采用冷却热饱和的方法。

警示：

（1）根据溶解度曲线可比较溶解度的大小。在比较时注意，一是可比较同一温度下在同种溶剂里不同物质的溶解度，二是比较同种物质在同种溶剂里不同温度下的溶解度。即溶质、溶剂、温度三个要素中必须有两个相同才能比较溶解度的大小。

（2）曲线越陡表示溶解度受温度影响变化越大。

（3）对于溶解度受温度影响变化不大的物质，结晶提纯的方法只有一种，即蒸发。

知识点5：结晶及其方法

详解：

（1）定义：热的溶液冷却后，已溶解在溶液中的溶质从溶液中以晶体的形式析出，这一过程叫结晶。

（2）结晶方法通常有两种：①蒸发溶剂结晶：一般适用于固体溶解度受温度影响不大的物质，如从海水中提取食盐，大致过程是：

食盐    氯化钠

海水     贮水池    蒸发池    结晶池

母液    多种化工产品

②冷却热饱和溶液结晶：适用于溶解度受温度影响较大的固体物质，如从KNO3饱和溶液中得到KNO3晶体，就可用冷却热饱和溶液的方法。

引申思考：

（1）结晶的定义还可以这样理解：从饱和溶液中析出具有一定几何外形的固体的过程叫做结晶。在结晶过程中形成的具有规则的几何外形的固体叫做晶体。

（2）用结晶法分离混合物：结晶法是根据几种可溶性固体混合物在同一溶剂里溶解度的不同，将固体混合物加以分离的一种方法。结晶法又分为蒸发溶剂法和冷却热饱和溶液法。对于溶解度受温度影响不大的固体物质，一般用蒸发溶剂的方法从溶液中得到晶体，例如从海水中提取食盐；又如NaCl中混有少量的KNO3，要分离NaCl就用蒸发溶剂的方法。对于溶解度受温度影响较大的固体物质，一般用冷却热饱和溶液的方法使溶质结晶析出，例如分离KNO3中混有的少量NaCl就用冷却热饱和溶液的方法。

（3）分离混合物的方法有过滤、结晶、蒸馏、分馏等。

知识点6：气体的溶解度

详解：

1、气体的溶解表示在压强101kPa和一定温度时，气体溶解在1体积水里达到饱和状态时所溶解的体积数。

2、影响气体溶解度的因素：溶质、溶剂本身的性质，温度和压强。

警示：

气体溶解度随温度的升高而减少，随压强的增大而增大。

易错点：溶解度

易错点导析：

在判断溶解度时往往漏掉四要素中的一个。所以一定要牢记溶解度包含的四要素，条件：一定温度（压强101kPa），标准：100g（一体积水），状态：饱和。单位：g（气体为体积数）。四者缺一不可，特别是标准一定是指在100g溶剂里，若不是要换算成100g，固体溶解度的单位是g。溶解度是物质本身的属性，它不随溶质、溶剂的质量改变而改变，它除与溶质、溶剂本身的性质有关外，一般只与温度、压强有关。

易忽略点：溶解度与溶解性

易忽略点导析：

溶解度和溶解性都能表示物质的溶解能力。但是溶解性只能粗略地、定性地表示物质的溶解能力，一般用易溶、可溶、微溶、难溶来表示。而溶解度是指溶解能力的定量表示，是衡量物质在某种溶剂里溶解性大小的精确尺度，有一定的数值。

实验题目：温度对固体溶解度的影响

实验导析：

（1）实验用品：烧杯、玻璃棒、铁架台、酒精灯、药匙、硝酸钾、水、火柴、石棉网。

（2）实验步骤：

①取一烧杯，加入约1/3体积的水，然后逐渐加入KNO3晶体，边加KNO3边用玻璃棒搅拌到不再溶解为止。

②取铁架台（带铁圈）、酒精灯，铁圈的高度根据酒精灯的高度固定，铁圈上垫上石棉网，然后把有剩余固体KNO3的烧杯放到垫石棉网的铁圈上，点燃酒精灯。

③在加热的KNO3溶液中再加入1~2匙KNO3。待固体全部溶解后，停止加热。

④将③盛有热KNO3溶液的烧杯，放入盛有冷水的大烧杯中。

（3）实验现象：

（2）中①KNO3晶体逐渐溶解，最后有不溶于水的硝酸钾晶体。（2）中③温度升高，没有溶解的KNO3溶解了。（2）中④有晶体析出。

（4）实验结论：①一定温度下，一定量的溶剂里，KNO3不能无限制地溶解。②随着温度的升高，一定量的溶剂里溶解KNO3的量增多。③降低温度后，一定量的溶剂里，由于溶解度的减小有晶体析出。总之，随着温度的升高大多数固体物质的溶解度增大，反之则减小。

总结提示：①在做实验时一定要注意温度是变量，溶剂的量一定，观察溶解溶质多少，分析获得结论。②用其他物质来验证时最好不要选用NaCl这种受温度影响变化不大的物质。

课题3  溶质的质量分数

知识点1：溶质的质量分数（这是重点）

详解：

1、概念：溶液中溶质的质量分数=溶质的质量与溶液的质量比。

2、数学表达式：溶质的质量分数=溶质质量/溶液质量×100%。

3、单位：溶质的质量分数是一个比值，单位是1。

4、公式换算：溶质质量（m）=溶液体积（V）×溶液密度（ρ）×溶质的质量分数，其中溶液体积（V）×溶液密度（ρ）=溶液的质量。

5、注意事项：（1）计算过程中要保证单位统一。

（2）运用溶液体积和密度计算溶质质量，计算公式中赋予了化学含义，即溶质质量=溶液质量×溶质质量分数=溶液体积（V）×溶液密度（ρ）×溶质的质量分数。

（3）要分清加入物质和溶液中溶质、溶剂的关系。①加入物质的质量没有完全溶解，即已形成饱和溶液，则计算溶质质量分数时，不能以加入的质量进行计算，而应以饱和溶液中物质的溶解度计算。②加入的物质含结晶水如CuSO4·5H2O、Na2CO3·10H2O晶体，溶于水中，则溶质为CuSO4、Na2CO3质量会减小，而结晶水又作为溶剂的一部分，质量会增加。加入的物质与水发生反应如Na2O、SO3等，与水反应：Na2O+H2O==2NaOH、SO3+H2O==H2SO4，反应后得NaOH、H2SO4的溶液，此时所计算的溶质质量分数就为NaOH、H2SO4的质量分数。

警示：

（1）溶液是由溶质和溶剂组成的，当溶质或溶剂的量变化时，溶液中溶质的质量分数也可能发生变化。①若溶质的质量增加，溶剂的质量不变，则溶液的质量增加，溶液变浓，质量分数变大。②若溶质的质量减小，溶剂的质量不变，则溶液的质量减小，溶液变稀，质量分数变小。③若溶质的质量不变，溶剂的质量增加，则溶液的质量增加，溶液变稀，质量分数变小。④若溶质的质量不变，溶剂的质量减小，则溶液的质量减小，溶液变浓，质量分数变大。

（2）溶液中溶质质量分数常用的计算公式有：

×100%，

×100%=

溶质质量分数=

溶质质量                 溶质质量溶液质量            溶质质量+溶剂质量

溶质质量=溶液质量×溶质质量分数，

溶液的质量=

溶质质量            溶质质量分数 。

知识点2：溶液的稀释和浓缩（这是难点）

详解：

溶液中的溶质质量分数等于溶质质量与溶液质量之比，可见要改变溶质质量分数，只要改变溶质的质量或溶剂的质量，即可达到目的。

（1）溶质质量分数变小（即稀释）的方法：①加入水。②降低温度析出晶体。③加入溶质质量小的溶液。

加水的计算方法：稀释前后溶质的质量不变：M前×a前%=（M前+M水）×b后%。

加入溶质质量分数小的溶液：M1×a1%+M2×a2%=（M1+M2）×a3%。

（2）溶质质量分数变大的方法：①蒸发溶剂。②加溶质。③加入溶质质量分数大的溶液。

加入溶质的计算方法：M1×a1%+M质=（M1+M质）×a2%。

蒸发溶剂的计算方法：M1×a1%=（M1-M水）×a2%。

警示：

稀释或浓缩的原理就是改变溶液中溶质或溶剂的质量，溶质的质量变大，即溶质的质量分数增大，溶剂的质量增大，溶质的质量分数变小。但要注意：当为饱和溶液时，增加溶质不会改变溶质的质量分数（温度不变）。

易错点：有关溶质质量分数的计算

易错点导析：

在溶质的质量分数计算中，由于对溶质和溶剂的理解不准确等原因导致出错，需要我们警惕。（1）要注意计算时溶液是否饱和，对于饱和溶液要根据溶解度计算溶质质量分数。（2）要认真分析在化学变化中溶液的质量变化，要注意溶液的质量中不包括沉淀，不溶的杂质，放出的气体。（3）要注意在化学反应前后溶质的变化。（4）会分析图像中各量之间的内在联系。（5）掌握在哪些情况下溶质的质量分数是不变的。

根据溶液变化过程中，溶质的质量分数不发生变化的情况有以下几种：①将溶液的一部分倒出，因为溶液具有均一性，溶液中溶质的质量分数不变。②同种溶质具有相同溶质的质量分数的溶液混合后，溶液中溶质的质量分数不变。③恒温下，向饱和溶液中投入同种溶质，因为一定温度下的饱和溶液中，不能再继续溶解同种溶质，溶液中溶质的质量分数不变。④升高KNO3等溶液的温度（溶剂质量不变），虽然KNO3等溶质的溶解度随温度的升高而增大，但升高溶液的温度，溶液中溶质的质量并不发生改变，溶质的质量分数不变。⑤降低Ca(OH)2等溶液的温度（溶剂质量不变）， Ca(OH)2等溶液质的溶解度随温度的降低而增大，溶液中不会析出溶质，溶液中溶质的质量分数不变。⑥恒温蒸发饱和溶液中的水，虽然会导致溶质晶体析出，但由于析出晶体后所得溶液依然是该温度下的饱和溶液，溶液中溶质的质量分数不变。

实验题目：配制一定质量分数的溶液

实验导析：

（1）实验仪器：托盘天平、量筒、烧杯、玻璃棒、药匙、胶头滴管等。

（2）实验药品：溶质药品、溶剂药品（蒸馏水）。

（3）实验步骤：①计算：按配制要求计算出所需的溶质和溶剂的量（固体计算出质量、液体计算出体积）。②称量或量取：称量是指称量固体物质的质量；量取是指量取深物质的体积。③溶解：把溶质和溶剂混合，用玻璃棒搅拌至充分溶解即可。④装置：把配好的溶液装入试剂瓶中，贴上标签。

注意事项：影响溶质质量分数变化的错误操作：①药品不纯。②称量时药品和砝码放反了，且使用了游码。③读数时没有和液面最低处保持一致等。

第十单元  酸和碱

课题1  常见的酸和碱

知识点1：酸碱指示剂

详解：

能与酸或碱溶液起作用而发生明显的颜色变化的物质。帮助人们鉴别溶液的酸性、碱性或中性。

说明：酸碱指示剂一般是一些植物的色素，常用紫色石蕊和无色酚酞两种。

紫色石蕊

无色酚酞

酸（性）溶液

红色

无色（不变色）

中性溶液

紫色（不变色）

无色（不变色）

碱（性）溶液

蓝色

红色

警示：

（1）指示剂不只是只有石蕊和酚酞，在酸、碱溶液中呈现出不同颜色的物质都可作指示剂。

（2）指示剂在酸、碱溶液中才能呈现出不同颜色，不溶的物质不能使指示剂变色。

知识点2：浓盐酸、浓硫酸的特性

详解：

1、盐酸和硫酸的物理性质及用途如下表：

物质

颜色

状态

挥发性

用途

盐酸

(HCl)

无色

液态

易挥发

重要化工产品。金属除锈，制造药物。胃液中盐酸帮助消化。

硫酸

(H2SO4)

无色

黏稠、油状、液态

难挥发

重要化工原料。生产化肥、农药、火药等和金属除锈。

2、盐酸：纯净的盐酸是无色的，但工业盐酸常因含有杂质而带黄色（主要由Fe3+引起）。打开浓盐酸时常会看到白雾，这是由于浓盐酸挥发出来的氯化氢气体与空气里的水蒸气接触，重新结合为盐酸小液滴，许多盐酸小液滴散布在空气中，就形成了白雾。（雾是液滴分散悬浮在气体中的现象）

3、浓硫酸的特性和浓硫酸的稀释方法：（1）浓硫酸的密度比水大，且溶于水时放出大量的热，因此稀释浓硫酸时千万要注意，一定要将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并不断搅拌，切不可将水倒进浓硫酸里。（2）浓硫酸能吸收空气中的水蒸气而变稀，因此浓硫酸应密封保存。利用浓硫酸的吸水性，浓硫酸可做某些气体的干燥剂。（3）浓硫酸还具有脱水性和很强的腐蚀性，若不慎溅在皮肤或衣服上，应立即用大量水冲洗，再涂上3%~5%的NaHCO3溶液。

拓展：

（1）纯净的盐酸是无色的，但工业用品盐酸常因含有杂质而略带黄色。（2）小液滴扩散到空气中形成雾，固体小颗粒扩散到空气中形成烟。（3）稀释浓硫酸时，如果将水倒进浓硫酸里，由于水的密度小，浮在硫酸上面，浓硫酸溶解时放出大量的热量使水沸腾，液滴向四处飞溅，易造成事故。（4）浓盐酸、浓硫酸敞口放置在空气中质量分数都会变小。

知识点3：酸的通性（这是重点）

详解：

稀盐酸和稀硫酸在水溶液中都有共同的氢离子（H+），因此它们有相同的化学性质即酸的通性。

化学反应         酸种与反应现象         类

化学性质

稀盐酸（HCl）

稀硫酸（H2SO4）

与指示剂反应

使紫色石蕊变红，不能使无色酚酞变色

与金属（Mg、Zn、Fe、Al）反应

产生气泡  Zn+2HCl==ZnCl2+H2↑

Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑

Fe+2HCl==FeCl2+H2↑

Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑

2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑

与金属氧化物

（Fe2O3、CuO）反应

反应金属氧化物溶解       Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O

Fe2O3+H2SO4==Fe2(SO4)3+3H2O（充分反应后溶液变成黄色）CuO+2HCl==CuCl2+H2O CuO+H2SO4==CuSO4+H2O（充分反应后溶液变成蓝色）

与碳酸盐

（CaCO3、Na2CO3）反应

产生气泡 CaCO3+2HCl==CaCl2+H2O+CO2↑

Na2CO3+H2SO4==Na2SO4+H2O+CO2↑

警示：

（1）稀盐酸和浓盐酸的物理性质不同——稀盐酸不能在瓶口形成白雾。（2）稀硫酸与浓硫酸的物理性质和化学性质都有差别——稀硫酸不具吸水性和脱水性等。（3）其他常用的酸还有：硝酸（HNO3）、醋酸或乙酸（CH3COOH），它们的化学性质与盐酸或硫酸有相似之处。（4）与金属反应时是指排在氢前面的金属。（5）CO32-的验证方法是用酸和澄清石灰水。（6）用酸除锈时，不能将金属制品长时间浸泡在酸中，否则排在氢前面的金属与酸反应造成金属锈蚀。

知识点4：常见的碱的特性及用途

详解：

1氢氧化钠、氢氧化钙的性质和用途。

氢氧化钠

氢氧化钙

颜色状态

白色块状固体

白色粉末状固体

溶解性

易溶于水，溶解时放热

微溶

腐蚀性

强烈腐蚀性

较强腐蚀性

用途

化工原料，用于制肥皂、石油纺织、印染工业

用于建筑工业，制漂白粉，改良土壤，配制农药等

俗名

苛性钠、火碱、烧碱

熟石灰、消石灰

2、氢氧化钠固体易吸收空气中的水分而潮解，利用这一性质，氢氧化钠可做某些气体的干燥剂。氢氧化钠固体应密封保存。

3、熟石灰可由生石灰（CaO）与水反应制得，反应的化学方程式为：CaO+H2O=Ca(OH)2。反应时放出大量的热。

警示：

（1）NaOH、Ca(OH)2都有腐蚀性，使用时要特别注意。（2）如果不慎将NaOH溶液沾到皮肤上，要用大量的水冲洗，再涂上硼酸溶液。（3）用NaOH用干燥剂时，不能干燥的气体有HCl、CO2、SO2等。

知识点5：碱的通性（这是重点）

详解：

常用的碱是氢氧化钠和氢氧化钙,它们的水溶液都有相同的氢氧根离子(OH—),因此它们也有共同的化学性质即碱的通性。

化学性质

氢氧化钠

氢氧化钙

与酸碱指示剂作用

碱使紫色石蕊试液变为蓝色，使无色酚酞试液变为红色

与某些非金属

氧化物反应

2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O

2NaOH+SO2==Na2SO3+H2O

2NaOH+SO3==Na2SO4+H2O

Ca(OH)2+CO2==CaCO3↓+H2O

警示：

氢氧化钠必须密封保存，因为它不仅吸收空气中的水分而潮解，还能吸收空气中的二氧化碳而变质。

易错点：酸碱指示剂在酸、碱中的颜色变化

易错点导析：

（1）利用指示剂可区分酸、碱，但同学们往往认为酸、碱都能使指示剂变色。可溶性的酸、碱才能使指示剂变色，（实质就是H+或OH—使指示剂变色）。所以一定要注意是指酸、碱溶液使指示剂变色。

（2）能使指示剂变色的溶液，并非一定是酸、碱溶液，有些盐类溶液也能使指示剂变色。

易忽略点：金属氧化物与酸反应及酸对金属的腐蚀

易忽略点导析：

酸的一个重要用途是除锈用除去锅炉、水壶中的水垢，对此应该注意：铁锈、水垢和酸反应被除去的同时，多余的酸易与金属发生反应，造成金属的腐蚀，所以在除锈以及除去水垢时要采用多次少量的方法，防止金属损耗。

实验题目（一）：酸的化学性质

实验导析：

1、实验用品：白色点滴板、胶头滴管、试管、稀盐酸、稀硫酸、锌粒、镁条、铁片、铜片、生锈的铁钉、紫色石蕊试液、无色酚酞试液、大理石块。

2、实验步骤、现象、结论。

（1）步骤：①在点滴板上分别滴入稀盐酸、稀硫酸，然后分别滴加紫色石蕊试液和无色酚酞试液，观察现象。②分别取锌粒、镁条、铁片、铜片置于四支试管中，分别倒入稀盐酸或稀硫酸，观察现象。③取一生锈的铁钉置于试管中倒入适量稀盐酸或稀硫酸，观察现象。④取少量大理石块置于试管中，倒入稀盐酸，观察现象。

（2）现象：①紫色石蕊试液变红色，无色酚酞试液不变色。②镁冒出的气泡最快，锌次之，铁最慢，铜不冒气泡。③铁锈消失，溶液变为黄色。④大理石表面冒出气泡。

（3）结论：①酸溶液能使石蕊试液变红色，不能使酚酞试液变色。

②活泼金属与酸反应生成盐和氢气：Mg+2HCl==MgCl2+H2↑，  Zn+2HCl==ZnCl2+

H2↑，Fe+2HCl==FeCl2+H2↑(  Mg+H2SO4==MgSO4+H2↑,   Zn+H2SO4==ZnSO4+H2↑,

Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑)

③酸能与金属氧化物反应，生成盐和水：Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O  [Fe2O3+3H2SO4

==Fe2(SO4)3+3H2O]。

④酸能与碳酸盐反应生成二氧化碳、水和碳酸盐：CaCO3+2HCl==CaCl2+CO2↑+H2O。

注意：①向溶液中滴加无色酚酞试液不变色，该溶液不一定是酸溶液。②除锈时要多次少量的加入酸。

实验题目（二）：碱的化学性质

实验导析：

1、实验用品：白色点滴板、胶头滴管、试管、氢氧化钠溶液、澄清的石灰水、二氧化碳气体、二氧化硫气体、三氧化硫气体、紫色石蕊试液、无色酚酞试液。

2、实验步骤、现象、结论。

实验项目

实验步骤

实验现象

实验结论

化学反应方程式

碱溶液与酸碱指示剂作用

在白色点滴板上各滴入两滴氢氧化钠溶液和氢氧化钙溶液，然后在滴有二者的点滴板上滴加紫色石蕊试液和无色酚酞试液，观察

紫色石蕊试液变为蓝色，无色酚酞试液变为红色

碱能使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞试液变红

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碱溶液与非金属氧化物反应

取4支试管①②③④，在①②③试管中各加入氢氧化钠溶液，在④试管中加入澄清石灰水，然后向①④试管中通入CO2气体，向②③试管中分别通入SO2气体和SO3气体，观察

①②③试管无明显现象，④试管中出现白色浑浊

碱溶液能与非金属氧化物反应

2NaOH+CO2==

Na2CO3+H2O

2NaOH+SO2==

Na2SO3+H2O

2NaOH+SO3==

Na2SO4+H2O

Ca(OH)2+CO2==

CaCO3↓+H2O

课题2 酸和碱之间会发生什么反应

知识点1：中和反应

详解：

我们学习了常见的酸和碱，酸→H++酸根离子，碱→金属离子+OH—，当酸与碱作用时，酸中的H+和碱中的OH—结合成水，金属离子和酸根离子形成了新的化合物盐。我们把由金属离子（或NH4+）和酸根离子构成的化合物叫做盐。酸和碱作用生成盐和水的反应叫做中和反应。中和反应的实质是酸溶液中H+和碱溶液中的OH—结合生成水的过程。

警示：

（1）中和反应的产物是盐和水，但有盐和水生成的反应不一定是中和反应。如2NaOH+

CO2==Na2CO3+H2O、Fe2O3+3H2SO4==Fe2(SO4)3+3H2O不是中和反应。（2）中和反应是特殊反应，不是反应的基本类型。