第九单元《溶液》核心知识点解读（化学中考一轮复习）（人教版）
文档属性
| 名称 | 第九单元《溶液》核心知识点解读（化学中考一轮复习）（人教版） |
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| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 65.0KB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 人教版 | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2026-02-25 00:00:00 | ||
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文档简介
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第九单元《溶液》核心知识点解读
课题1 溶液及其应用
一、溶液的形成
1、溶液的核心概念
(1)定义：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成的均一、稳定的混合物。
(2)核心组成
①溶质：被溶解的物质（可为固体、液体、气体，能是一种或多种）；
②溶剂：能溶解其他物质的物质（只能是一种，水是最常用溶剂，汽油、酒精也可作溶剂）。
(3)本质特征
①均一性：溶液各部分的组成、性质（浓度、密度等）完全相同（均一性≠无色）；
②稳定性：外界条件（温度、压强）不变时，溶质与溶剂不会分层、不会析出固体；
③混合物：一定由两种或两种以上物质组成，不可能是纯净物。
(4)关键计量关系
①质量关系：溶液质量=溶质质量+溶剂质量；
②体积关系：溶液体积≠溶质体积+溶剂体积（分子间有间隔，体积叠加偏小）；
③命名规则：溶质的溶剂溶液（例：碘酒=碘的酒精溶液；未指明溶剂的溶液，溶剂为水）。
2、溶质与溶剂的判断方法（新教材规范标准）
混合体系 溶剂判断 溶质判断 实例
固体或气体溶于液体 液体为溶剂 固体/气体为溶质 氯化钠溶于水（溶剂：水，溶质：氯化钠）
液体溶于液体 有水时，水为溶剂 其他液体为溶质 酒精溶于水（溶剂：水，溶质：酒精）
无水时 量多的为溶剂 量少的为溶质 汽油溶于煤油（溶剂：煤油，溶质：汽油）
化学变化后 反应后能溶解的生成物为溶质 反应物为原物质 二氧化碳溶于水（溶质：碳酸，非二氧化碳）
3、易错警示
(1)溶液不一定无色：硫酸铜溶液（蓝色）、硫酸亚铁溶液（浅绿色）、硫酸铁溶液（黄色）；
(2)能闻到溶液气味（如酒精溶液），说明分子在不断运动，不影响溶液的均一性；
(3)均一、稳定的液体不一定是溶液（如蒸馏水是纯净物，不是溶液）。
二、悬浊液、乳浊液与乳化作用
1、三种分散系的核心对比
分散系 分散质粒子 核心特征 稳定性 能否通过滤纸 实例
溶液 分子/离子（直径＜1nm） 均一、透明 稳定，不分层 能 氯化钠溶液、蔗糖水
悬浊液 固体小颗粒（直径＞100nm） 不均一、浑浊 不稳定，静置沉降 不能 泥水、石灰乳、钡餐（硫酸钡悬浊液）
乳浊液 液体小液滴（直径＞100nm） 不均一、浑浊 不稳定，静置分层 不能 油水混合物、牛奶、乳胶漆
2、乳化作用
(1)乳化剂：能将乳浊液中的大液滴分散为无数细小液滴，形成相对稳定乳浊液的物质（如洗衣粉、洗洁精、肥皂）；
(2)核心原理：乳化剂吸附在油滴表面，阻止油滴聚集，不改变物质的化学性质；
(3)关键区分：乳化与溶解
过程 本质 结果 实例
溶解 溶质以分子/离子形式分散到溶剂中 形成均一稳定的溶液 汽油洗油污（油污溶于汽油）
乳化 大液滴分散为小液滴 形成相对稳定的乳浊液 洗洁精洗油污（乳化作用）
三、物质溶解时的热效应
溶解过程包含“扩散吸热”和“水合放热”两个过程，溶液温度变化由两过程热量差决定：
1、溶解吸热：溶液温度降低（扩散吸热＞水合放热），例：硝酸铵（NH4NO3）溶于水；
2、溶解放热：溶液温度升高（水合放热＞扩散吸热），例：氢氧化钠（NaOH）固体溶于水、浓硫酸稀释；
3、无明显热现象：溶液温度基本不变（扩散吸热≈水合放热），例：氯化钠（NaCl）、蔗糖溶于水。
4、易错警示：浓硫酸稀释属于溶解放热，操作时必须将浓硫酸沿器壁缓慢注入水中，并用玻璃棒搅拌，严禁将水倒入浓硫酸（防止液滴飞溅）。
四、溶液的应用
1、工业生产：化工反应多在溶液中进行（反应物充分接触，提高反应速率），例：酸除铁锈、化肥生产；
2、农业种植：农药配成溶液/乳浊液使用（提高药效），植物吸收养分需溶于水；
3、日常生活：饮品（汽水、果汁）、洗涤（利用溶液或乳化去除污渍）；
4、化学实验：多数化学反应在溶液中进行（便于控制条件、观察现象）；
5、医疗领域：注射液为一定溶质质量分数的溶液（例：0.9%生理盐水），维持人体生理平衡。
课题2 溶解度
一、饱和溶液与不饱和溶液
1、核心概念（四要素缺一不可）
(1)饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质不能继续溶解时，所得的溶液；
(2)不饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质还能继续溶解时，所得的溶液。
2、关键注意点：饱和与不饱和溶液仅针对“某一种溶质”，对其他溶质可能不饱和（例：20℃时饱和氯化钠溶液，仍可溶解蔗糖）。
3、判断方法
(1)直观判断：溶液中有未溶解的固体，且固体不再减少，为该温度下该溶质的饱和溶液；
(2)实验判断：向溶液中加少量原溶质，若不溶解则为饱和溶液，若溶解则为不饱和溶液。
4、饱和溶液与不饱和溶液的相互转化
转化方向 大多数固体溶质（溶解度随温度升高而增大，如KNO3） 特殊溶质（溶解度随温度升高而减小，如Ca(OH)2）
不饱和溶液→饱和溶液 ①加溶质 ②蒸发溶剂 ③降低温度 ①加溶质 ②蒸发溶剂 ③升高温度
饱和溶液→不饱和溶液 ①加溶剂 ②升高温度 ①加溶剂 ②降低温度
5、核心结论：加溶质、蒸发溶剂是“万能转化方法”（不受温度影响）；改变温度的转化方向需根据溶质溶解度随温度的变化规律判断。
6、浓、稀溶液与饱和、不饱和溶液的关系（无必然联系）
(1)饱和溶液不一定是浓溶液（例：20℃时饱和石灰水，溶质质量分数小，为稀溶液）；
(2)不饱和溶液不一定是稀溶液（例：20℃时接近饱和的氯化钠浓溶液）；
(3)同一温度下，同一种溶质的饱和溶液，一定比其不饱和溶液浓（溶剂相同，饱和溶液溶质溶解量达最大值）。
二、固体物质的溶解度
1、定义（四要素为中考必考）：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（单位：g）。
2、四要素解读（以20℃时NaCl溶解度为36g为例）
(1)条件：20℃（无温度则溶解度无意义）；
(2)标准：100g水（溶剂质量固定，非溶液质量）；
(3)状态：饱和状态（溶解的最大质量）；
(4)质量：36g（溶质的质量）。
3、影响固体溶解度的因素
(1)内因（决定因素）：溶质、溶剂的本身性质（例：碘不溶于水，易溶于酒精）；
(2)外因（唯一影响因素）：温度（压强对固体溶解度影响可忽略）。
4、固体溶解度的温度变化规律（分三类）
类别 溶解度变化规律 代表物质
大多数 随温度升高而显著增大 KNO3、KCl、NH4Cl
少数 随温度升高而变化很小 NaCl、KClO3
极少数 随温度升高而减小 Ca(OH)2、熟石灰
三、溶解度曲线（2025新教材重点考查）
1、曲线意义：表示某固体物质的溶解度随温度变化的趋势（横坐标：温度，纵坐标：溶解度）。
2、曲线上点的含义
(1)曲线上任意一点：该温度下，该物质的溶解度，对应溶液为饱和溶液；
(2)两条曲线的交点：该温度下，两种物质的溶解度相等；
(3)曲线下方的点：该温度下，溶液为不饱和溶液；
(4)曲线上方的点：该温度下，溶液为饱和溶液且有未溶解的固体。
3、溶解度曲线的核心应用
(1)判断某物质在不同温度下的溶解度大小；
(2)比较同一温度下，不同物质的溶解度大小；
(3)确定混合物的结晶方法（溶解度受温度影响大→冷却结晶；影响小→蒸发结晶）；
(4)计算某温度下饱和溶液的溶质质量分数（结合溶解度公式）。
四、气体物质的溶解度
1、定义（五要素）：在压强为101kPa和一定温度时，某气体溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积（无单位，用体积比表示）。
2、影响气体溶解度的因素
(1)内因（决定因素）：气体的本身性质（例：CO2能溶于水，H2难溶于水）；
(2)外因
①温度：温度越高，气体溶解度越小（例：热水中气泡比冷水多，因溶解的空气更少）；
②压强：压强越大，气体溶解度越大（例：汽水加压后溶解大量CO2，打开瓶盖压强减小，CO2逸出）。
3、实际应用
(1)汽水、啤酒的制备：加压使CO2大量溶解；
(2)养鱼时晒自来水：温度升高，去除水中残留的氯气（消毒用）；
(3)烧开水时壶底先冒泡：温度升高，水中溶解的空气提前逸出。
五、混合物的分离方法（物理变化）
1、过滤法
(1)适用范围：分离可溶物与难溶物的混合物（例：分离NaCl和泥沙）；
(2)核心操作要点（一贴、二低、三靠，中考必考）
①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁（无气泡）；
②二低：滤纸边缘低于漏斗边缘；液面低于滤纸边缘；
③三靠：烧杯尖嘴紧靠玻璃棒；玻璃棒下端紧靠三层滤纸处；漏斗下端尖嘴紧靠烧杯内壁；
(3)仪器：烧杯、玻璃棒、漏斗、铁架台（带铁圈）、滤纸；玻璃棒作用：引流。
2、结晶法（分离几种可溶性固体的混合物）
结晶方法 蒸发溶剂结晶（蒸发结晶） 降低温度结晶（冷却热的饱和溶液结晶）
原理 蒸发溶剂，使溶液达到饱和并析出溶质 降低温度，使溶解度随温度变化大的溶质析出
适用物质 溶解度受温度影响很小的固体（例：NaCl） 溶解度受温度影响显著增大的固体（例：KNO3）
实际应用 海水晒盐（阳光、风力蒸发水分） 实验室提纯KNO3
仪器 蒸发皿、玻璃棒、酒精灯、铁架台 烧杯、玻璃棒、漏斗、铁架台、滤纸
玻璃棒作用 搅拌，防止局部高温导致液滴飞溅 搅拌，使溶液均匀降温
易错点 蒸发时不能蒸干水分，出现较多固体时停止加热（利用余热蒸干） 冷却时需缓慢，避免晶体飞溅
课题3 溶质的质量分数
一、核心概念与计算公式
1、概念：溶质的质量分数是溶质质量与溶液质量的比值，表示溶液的浓稀程度，用百分数表示（无单位）。
2、基本计算公式（中考核心，需熟记变形）
溶质的质量分数=溶质质量/溶液质量×100%
3、公式变形
(1)溶质质量=溶液质量×溶质的质量分数；
(2)溶液质量=溶质质量÷溶质的质量分数；
(3)溶剂质量=溶液质量-溶质质量。
4、易错警示
(1)公式中“溶液质量”是溶质与溶剂的总质量，非溶剂质量；
(2)计算时单位需统一（均为克）；
(3)溶质质量分数的取值范围：0%＜ω＜100%（不可能大于100%）。
二、常见计算类型（中考必考）
1、直接计算：已知溶质、溶剂、溶液三者中任意两个量，直接代入公式计算（例：20g NaCl溶于80g水，求溶质质量分数）。
2、溶液的稀释/浓缩计算
(1)核心原则：稀释或浓缩前后，溶质的质量不变（守恒规律）；
(2)稀释公式：m1浓×C1浓=m2稀×C2稀
①m1浓：浓溶液质量；C1浓：浓溶液溶质质量分数；
②m2稀：稀溶液质量；C2稀：稀溶液溶质质量分数；
③加水质量=m2稀-m1浓；
(3)体积与质量换算：溶液质量=溶液体积×溶液密度（例：25mL密度1.04g/mL的NaCl溶液，质量=25mL×1.04g/mL=26g）。
3、与化学方程式结合的综合计算
(1)核心注意：化学方程式中各物质质量为纯净物质量，溶液为混合物，需先算反应后溶质的纯净质量和溶液总质量；
(2)解题步骤
①写出正确的化学方程式，找出相关物质的质量比；
②根据已知纯净物质量，计算生成的溶质质量；
③计算反应后溶液总质量：反应后溶液质量=反应前所有物质总质量-生成气体质量-生成沉淀质量-未反应的难溶杂质质量；
④代入公式计算溶质质量分数。
三、饱和溶液中溶质质量分数的特殊计算
1、特殊公式（仅适用于饱和溶液）
溶质质量分数=S/（100g+S）×100%
（S为该温度下该固体的溶解度，单位：g）
2、核心结论
(1)饱和溶液的溶质质量分数与温度相关：温度不变，S不变，溶质质量分数不变；
(2)同一温度下，溶解度越大，饱和溶液的溶质质量分数越大；
(3)易错点：该公式仅适用于饱和溶液，不饱和溶液不能使用（例：20℃时NaCl溶解度36g，其饱和溶液溶质质量分数26.5%，而非36%）。
四、溶液配制的误差分析（教材重点）
误差分析核心：根据公式(omega=溶质质量/溶液质量×100%)，分析溶质或溶剂质量偏差对质量分数的影响。
1、用固体和水配制溶液（以配制6%NaCl溶液为例）
操作失误 溶质质量变化 溶剂质量变化 溶质质量分数变化
天平左码右物（未用游码） 不变 不变 无影响
天平左码右物（用了游码） 偏小 不变 偏小
称量的固体中有杂质 偏小 不变 偏小
固体倒入烧杯时洒出 偏小 不变 偏小
量筒俯视量取水 不变 偏小 偏大
量筒仰视量取水 不变 偏大 偏小
烧杯内壁有水珠 不变 偏大 偏小
溶解后转移溶液时洒出 不变 不变 无影响
2、用浓溶液稀释配制稀溶液（以配制3%NaCl溶液为例）
操作失误 浓溶液质量（溶质质量） 加水质量 溶质质量分数变化
量筒俯视量取浓溶液 偏小 不变 偏小
量筒仰视量取浓溶液 偏大 不变 偏大
量筒俯视量取水 不变 偏小 偏大
量筒仰视量取水 不变 偏大 偏小
3、核心结论：溶解后转移溶液时洒出，溶质质量分数无影响（溶液具有均一性）。
实验活动6 一定溶质质量分数的氯化钠溶液的配制
一、实验目的
1、掌握固体药品称量、液体药品量取的基本操作；
2、学会用固体+水、浓溶液稀释两种方法配制一定溶质质量分数的溶液；
3、加深对溶质质量分数概念的理解。
二、实验仪器
托盘天平、药匙、量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒、空试剂瓶、空白标签。
三、实验步骤（分两种方法）
1、方法一：用固体氯化钠和水配制50g质量分数为6%的NaCl溶液
(1)计算：需NaCl质量=50g×6%=3g；需水质量=50g-3g=47g（水密度1g/mL，体积47mL）；
(2)称量：用天平称取3g NaCl固体（左物右码，托盘垫称量纸），放入烧杯中；
(3)量取：用50mL量筒量取47mL蒸馏水（视线与凹液面最低处相平），倒入烧杯；
(4)溶解：用玻璃棒搅拌，使NaCl完全溶解（玻璃棒作用：搅拌，加速溶解）；
(5)装瓶贴签：将溶液装入试剂瓶，贴标签（注明：氯化钠溶液6%）。
2、方法二：用6%的NaCl溶液（密度1.04g/cm ）稀释配制50g 3%的NaCl溶液
(1)计算：需6%NaCl溶液质量=50g×3%÷6%=25g（体积≈25g÷1.04g/cm ≈24.0mL）；需水质量=50g-25g=25g（体积25mL）；
(2)量取：用量筒分别量取24.0mL 6%NaCl溶液和25mL水，倒入烧杯；
(3)混匀：用玻璃棒搅拌，使溶液混合均匀；
(4)装瓶贴签：同方法一（标签注明：氯化钠溶液3%）。
四、实验注意事项
1、天平使用前需调平，称量易潮解、腐蚀性药品（如NaOH）需放在玻璃器皿中；
2、量筒仅用于量取液体，不能溶解、加热或反应；
3、胶头滴管使用后需清洗（滴瓶上的滴管除外）；
4、玻璃棒搅拌时不能撞击烧杯内壁，防止烧杯破损。
实验活动7 粗盐中难溶性杂质的去除
一、实验目的
1、体验固体混合物初步提纯的实验过程；
2、巩固溶解、过滤、蒸发的操作技能；
3、学会计算粗盐提纯的产率。
二、实验仪器
烧杯、玻璃棒、蒸发皿、坩埚钳、酒精灯、漏斗、药匙、量筒、铁架台（带铁圈）、天平、称量纸、滤纸、火柴。
三、实验步骤（四步核心）
1、溶解
(1)称取5.0g粗盐，逐渐加入10mL水中，边加边用玻璃棒搅拌（作用：加速溶解）；
(2)至粗盐不再溶解，观察溶液是否浑浊，称量剩余粗盐，计算溶解的粗盐质量。
2、过滤
(1)按“一贴、二低、三靠”操作，过滤溶解后的混合物（玻璃棒作用：引流）；
(2)若滤液浑浊，需重新过滤（原因：滤纸破损、液面高于滤纸边缘、仪器不干净）。
3、蒸发
(1)将澄清滤液倒入蒸发皿，用酒精灯加热，玻璃棒不断搅拌（作用：防止局部高温导致液滴飞溅）；
(2)当蒸发皿中出现较多固体时，停止加热，利用余热蒸干水分；
(3)冷却后观察精盐的外观。
4、计算产率
(1)用玻璃棒转移精盐至称量纸，称量质量；
(2)计算公式：[产率=精盐质量/溶解粗盐质量×100%]
四、实验注意事项与误差分析
1、注意事项
(1)溶解时加水量适中：过多增加蒸发时间，过少导致NaCl溶解不充分；
(2)蒸发皿高温时不能直接放在实验台，需放在石棉网上冷却；
(3)玻璃棒在各步骤的作用（核心对比）
实验步骤 玻璃棒的作用
溶解 搅拌，加速粗盐溶解
过滤 引流，防止液体溅出
蒸发 搅拌，防止液滴飞溅
计算产率 转移精盐固体
2、产率的误差分析
操作失误 产率变化 原因分析
粗盐未充分溶解就过滤 偏小 部分NaCl随泥沙被过滤，精盐质量偏小
过滤时滤液浑浊未重滤 偏大 泥沙混入精盐，精盐质量偏大
蒸发时液滴飞溅 偏小 部分NaCl随液滴飞溅，精盐质量偏小
精盐未冷却就称量 偏大 精盐含水分，称量质量偏大
转移精盐时洒出 偏小 部分精盐损失，称量质量偏小
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第九单元《溶液》核心知识点解读
课题1 溶液及其应用
一、溶液的形成
1、溶液的核心概念
(1)定义：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成的均一、稳定的混合物。
(2)核心组成
①溶质：被溶解的物质（可为固体、液体、气体，能是一种或多种）；
②溶剂：能溶解其他物质的物质（只能是一种，水是最常用溶剂，汽油、酒精也可作溶剂）。
(3)本质特征
①均一性：溶液各部分的组成、性质（浓度、密度等）完全相同（均一性≠无色）；
②稳定性：外界条件（温度、压强）不变时，溶质与溶剂不会分层、不会析出固体；
③混合物：一定由两种或两种以上物质组成，不可能是纯净物。
(4)关键计量关系
①质量关系：溶液质量=溶质质量+溶剂质量；
②体积关系：溶液体积≠溶质体积+溶剂体积（分子间有间隔，体积叠加偏小）；
③命名规则：溶质的溶剂溶液（例：碘酒=碘的酒精溶液；未指明溶剂的溶液，溶剂为水）。
2、溶质与溶剂的判断方法（新教材规范标准）
混合体系 溶剂判断 溶质判断 实例
固体或气体溶于液体 液体为溶剂 固体/气体为溶质 氯化钠溶于水（溶剂：水，溶质：氯化钠）
液体溶于液体 有水时，水为溶剂 其他液体为溶质 酒精溶于水（溶剂：水，溶质：酒精）
无水时 量多的为溶剂 量少的为溶质 汽油溶于煤油（溶剂：煤油，溶质：汽油）
化学变化后 反应后能溶解的生成物为溶质 反应物为原物质 二氧化碳溶于水（溶质：碳酸，非二氧化碳）
3、易错警示
(1)溶液不一定无色：硫酸铜溶液（蓝色）、硫酸亚铁溶液（浅绿色）、硫酸铁溶液（黄色）；
(2)能闻到溶液气味（如酒精溶液），说明分子在不断运动，不影响溶液的均一性；
(3)均一、稳定的液体不一定是溶液（如蒸馏水是纯净物，不是溶液）。
二、悬浊液、乳浊液与乳化作用
1、三种分散系的核心对比
分散系 分散质粒子 核心特征 稳定性 能否通过滤纸 实例
溶液 分子/离子（直径＜1nm） 均一、透明 稳定，不分层 能 氯化钠溶液、蔗糖水
悬浊液 固体小颗粒（直径＞100nm） 不均一、浑浊 不稳定，静置沉降 不能 泥水、石灰乳、钡餐（硫酸钡悬浊液）
乳浊液 液体小液滴（直径＞100nm） 不均一、浑浊 不稳定，静置分层 不能 油水混合物、牛奶、乳胶漆
2、乳化作用
(1)乳化剂：能将乳浊液中的大液滴分散为无数细小液滴，形成相对稳定乳浊液的物质（如洗衣粉、洗洁精、肥皂）；
(2)核心原理：乳化剂吸附在油滴表面，阻止油滴聚集，不改变物质的化学性质；
(3)关键区分：乳化与溶解
过程 本质 结果 实例
溶解 溶质以分子/离子形式分散到溶剂中 形成均一稳定的溶液 汽油洗油污（油污溶于汽油）
乳化 大液滴分散为小液滴 形成相对稳定的乳浊液 洗洁精洗油污（乳化作用）
三、物质溶解时的热效应
溶解过程包含“扩散吸热”和“水合放热”两个过程，溶液温度变化由两过程热量差决定：
1、溶解吸热：溶液温度降低（扩散吸热＞水合放热），例：硝酸铵（NH4NO3）溶于水；
2、溶解放热：溶液温度升高（水合放热＞扩散吸热），例：氢氧化钠（NaOH）固体溶于水、浓硫酸稀释；
3、无明显热现象：溶液温度基本不变（扩散吸热≈水合放热），例：氯化钠（NaCl）、蔗糖溶于水。
4、易错警示：浓硫酸稀释属于溶解放热，操作时必须将浓硫酸沿器壁缓慢注入水中，并用玻璃棒搅拌，严禁将水倒入浓硫酸（防止液滴飞溅）。
四、溶液的应用
1、工业生产：化工反应多在溶液中进行（反应物充分接触，提高反应速率），例：酸除铁锈、化肥生产；
2、农业种植：农药配成溶液/乳浊液使用（提高药效），植物吸收养分需溶于水；
3、日常生活：饮品（汽水、果汁）、洗涤（利用溶液或乳化去除污渍）；
4、化学实验：多数化学反应在溶液中进行（便于控制条件、观察现象）；
5、医疗领域：注射液为一定溶质质量分数的溶液（例：0.9%生理盐水），维持人体生理平衡。
课题2 溶解度
一、饱和溶液与不饱和溶液
1、核心概念（四要素缺一不可）
(1)饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质不能继续溶解时，所得的溶液；
(2)不饱和溶液：在一定温度下，向一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质还能继续溶解时，所得的溶液。
2、关键注意点：饱和与不饱和溶液仅针对“某一种溶质”，对其他溶质可能不饱和（例：20℃时饱和氯化钠溶液，仍可溶解蔗糖）。
3、判断方法
(1)直观判断：溶液中有未溶解的固体，且固体不再减少，为该温度下该溶质的饱和溶液；
(2)实验判断：向溶液中加少量原溶质，若不溶解则为饱和溶液，若溶解则为不饱和溶液。
4、饱和溶液与不饱和溶液的相互转化
转化方向 大多数固体溶质（溶解度随温度升高而增大，如KNO3） 特殊溶质（溶解度随温度升高而减小，如Ca(OH)2）
不饱和溶液→饱和溶液 ①加溶质 ②蒸发溶剂 ③降低温度 ①加溶质 ②蒸发溶剂 ③升高温度
饱和溶液→不饱和溶液 ①加溶剂 ②升高温度 ①加溶剂 ②降低温度
5、核心结论：加溶质、蒸发溶剂是“万能转化方法”（不受温度影响）；改变温度的转化方向需根据溶质溶解度随温度的变化规律判断。
6、浓、稀溶液与饱和、不饱和溶液的关系（无必然联系）
(1)饱和溶液不一定是浓溶液（例：20℃时饱和石灰水，溶质质量分数小，为稀溶液）；
(2)不饱和溶液不一定是稀溶液（例：20℃时接近饱和的氯化钠浓溶液）；
(3)同一温度下，同一种溶质的饱和溶液，一定比其不饱和溶液浓（溶剂相同，饱和溶液溶质溶解量达最大值）。
二、固体物质的溶解度
1、定义（四要素为中考必考）：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（单位：g）。
2、四要素解读（以20℃时NaCl溶解度为36g为例）
(1)条件：20℃（无温度则溶解度无意义）；
(2)标准：100g水（溶剂质量固定，非溶液质量）；
(3)状态：饱和状态（溶解的最大质量）；
(4)质量：36g（溶质的质量）。
3、影响固体溶解度的因素
(1)内因（决定因素）：溶质、溶剂的本身性质（例：碘不溶于水，易溶于酒精）；
(2)外因（唯一影响因素）：温度（压强对固体溶解度影响可忽略）。
4、固体溶解度的温度变化规律（分三类）
类别 溶解度变化规律 代表物质
大多数 随温度升高而显著增大 KNO3、KCl、NH4Cl
少数 随温度升高而变化很小 NaCl、KClO3
极少数 随温度升高而减小 Ca(OH)2、熟石灰
三、溶解度曲线（2025新教材重点考查）
1、曲线意义：表示某固体物质的溶解度随温度变化的趋势（横坐标：温度，纵坐标：溶解度）。
2、曲线上点的含义
(1)曲线上任意一点：该温度下，该物质的溶解度，对应溶液为饱和溶液；
(2)两条曲线的交点：该温度下，两种物质的溶解度相等；
(3)曲线下方的点：该温度下，溶液为不饱和溶液；
(4)曲线上方的点：该温度下，溶液为饱和溶液且有未溶解的固体。
3、溶解度曲线的核心应用
(1)判断某物质在不同温度下的溶解度大小；
(2)比较同一温度下，不同物质的溶解度大小；
(3)确定混合物的结晶方法（溶解度受温度影响大→冷却结晶；影响小→蒸发结晶）；
(4)计算某温度下饱和溶液的溶质质量分数（结合溶解度公式）。
四、气体物质的溶解度
1、定义（五要素）：在压强为101kPa和一定温度时，某气体溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积（无单位，用体积比表示）。
2、影响气体溶解度的因素
(1)内因（决定因素）：气体的本身性质（例：CO2能溶于水，H2难溶于水）；
(2)外因
①温度：温度越高，气体溶解度越小（例：热水中气泡比冷水多，因溶解的空气更少）；
②压强：压强越大，气体溶解度越大（例：汽水加压后溶解大量CO2，打开瓶盖压强减小，CO2逸出）。
3、实际应用
(1)汽水、啤酒的制备：加压使CO2大量溶解；
(2)养鱼时晒自来水：温度升高，去除水中残留的氯气（消毒用）；
(3)烧开水时壶底先冒泡：温度升高，水中溶解的空气提前逸出。
五、混合物的分离方法（物理变化）
1、过滤法
(1)适用范围：分离可溶物与难溶物的混合物（例：分离NaCl和泥沙）；
(2)核心操作要点（一贴、二低、三靠，中考必考）
①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁（无气泡）；
②二低：滤纸边缘低于漏斗边缘；液面低于滤纸边缘；
③三靠：烧杯尖嘴紧靠玻璃棒；玻璃棒下端紧靠三层滤纸处；漏斗下端尖嘴紧靠烧杯内壁；
(3)仪器：烧杯、玻璃棒、漏斗、铁架台（带铁圈）、滤纸；玻璃棒作用：引流。
2、结晶法（分离几种可溶性固体的混合物）
结晶方法 蒸发溶剂结晶（蒸发结晶） 降低温度结晶（冷却热的饱和溶液结晶）
原理 蒸发溶剂，使溶液达到饱和并析出溶质 降低温度，使溶解度随温度变化大的溶质析出
适用物质 溶解度受温度影响很小的固体（例：NaCl） 溶解度受温度影响显著增大的固体（例：KNO3）
实际应用 海水晒盐（阳光、风力蒸发水分） 实验室提纯KNO3
仪器 蒸发皿、玻璃棒、酒精灯、铁架台 烧杯、玻璃棒、漏斗、铁架台、滤纸
玻璃棒作用 搅拌，防止局部高温导致液滴飞溅 搅拌，使溶液均匀降温
易错点 蒸发时不能蒸干水分，出现较多固体时停止加热（利用余热蒸干） 冷却时需缓慢，避免晶体飞溅
课题3 溶质的质量分数
一、核心概念与计算公式
1、概念：溶质的质量分数是溶质质量与溶液质量的比值，表示溶液的浓稀程度，用百分数表示（无单位）。
2、基本计算公式（中考核心，需熟记变形）
溶质的质量分数=溶质质量/溶液质量×100%
3、公式变形
(1)溶质质量=溶液质量×溶质的质量分数；
(2)溶液质量=溶质质量÷溶质的质量分数；
(3)溶剂质量=溶液质量-溶质质量。
4、易错警示
(1)公式中“溶液质量”是溶质与溶剂的总质量，非溶剂质量；
(2)计算时单位需统一（均为克）；
(3)溶质质量分数的取值范围：0%＜ω＜100%（不可能大于100%）。
二、常见计算类型（中考必考）
1、直接计算：已知溶质、溶剂、溶液三者中任意两个量，直接代入公式计算（例：20g NaCl溶于80g水，求溶质质量分数）。
2、溶液的稀释/浓缩计算
(1)核心原则：稀释或浓缩前后，溶质的质量不变（守恒规律）；
(2)稀释公式：m1浓×C1浓=m2稀×C2稀
①m1浓：浓溶液质量；C1浓：浓溶液溶质质量分数；
②m2稀：稀溶液质量；C2稀：稀溶液溶质质量分数；
③加水质量=m2稀-m1浓；
(3)体积与质量换算：溶液质量=溶液体积×溶液密度（例：25mL密度1.04g/mL的NaCl溶液，质量=25mL×1.04g/mL=26g）。
3、与化学方程式结合的综合计算
(1)核心注意：化学方程式中各物质质量为纯净物质量，溶液为混合物，需先算反应后溶质的纯净质量和溶液总质量；
(2)解题步骤
①写出正确的化学方程式，找出相关物质的质量比；
②根据已知纯净物质量，计算生成的溶质质量；
③计算反应后溶液总质量：反应后溶液质量=反应前所有物质总质量-生成气体质量-生成沉淀质量-未反应的难溶杂质质量；
④代入公式计算溶质质量分数。
三、饱和溶液中溶质质量分数的特殊计算
1、特殊公式（仅适用于饱和溶液）
溶质质量分数=S/（100g+S）×100%
（S为该温度下该固体的溶解度，单位：g）
2、核心结论
(1)饱和溶液的溶质质量分数与温度相关：温度不变，S不变，溶质质量分数不变；
(2)同一温度下，溶解度越大，饱和溶液的溶质质量分数越大；
(3)易错点：该公式仅适用于饱和溶液，不饱和溶液不能使用（例：20℃时NaCl溶解度36g，其饱和溶液溶质质量分数26.5%，而非36%）。
四、溶液配制的误差分析（教材重点）
误差分析核心：根据公式(omega=溶质质量/溶液质量×100%)，分析溶质或溶剂质量偏差对质量分数的影响。
1、用固体和水配制溶液（以配制6%NaCl溶液为例）
操作失误 溶质质量变化 溶剂质量变化 溶质质量分数变化
天平左码右物（未用游码） 不变 不变 无影响
天平左码右物（用了游码） 偏小 不变 偏小
称量的固体中有杂质 偏小 不变 偏小
固体倒入烧杯时洒出 偏小 不变 偏小
量筒俯视量取水 不变 偏小 偏大
量筒仰视量取水 不变 偏大 偏小
烧杯内壁有水珠 不变 偏大 偏小
溶解后转移溶液时洒出 不变 不变 无影响
2、用浓溶液稀释配制稀溶液（以配制3%NaCl溶液为例）
操作失误 浓溶液质量（溶质质量） 加水质量 溶质质量分数变化
量筒俯视量取浓溶液 偏小 不变 偏小
量筒仰视量取浓溶液 偏大 不变 偏大
量筒俯视量取水 不变 偏小 偏大
量筒仰视量取水 不变 偏大 偏小
3、核心结论：溶解后转移溶液时洒出，溶质质量分数无影响（溶液具有均一性）。
实验活动6 一定溶质质量分数的氯化钠溶液的配制
一、实验目的
1、掌握固体药品称量、液体药品量取的基本操作；
2、学会用固体+水、浓溶液稀释两种方法配制一定溶质质量分数的溶液；
3、加深对溶质质量分数概念的理解。
二、实验仪器
托盘天平、药匙、量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒、空试剂瓶、空白标签。
三、实验步骤（分两种方法）
1、方法一：用固体氯化钠和水配制50g质量分数为6%的NaCl溶液
(1)计算：需NaCl质量=50g×6%=3g；需水质量=50g-3g=47g（水密度1g/mL，体积47mL）；
(2)称量：用天平称取3g NaCl固体（左物右码，托盘垫称量纸），放入烧杯中；
(3)量取：用50mL量筒量取47mL蒸馏水（视线与凹液面最低处相平），倒入烧杯；
(4)溶解：用玻璃棒搅拌，使NaCl完全溶解（玻璃棒作用：搅拌，加速溶解）；
(5)装瓶贴签：将溶液装入试剂瓶，贴标签（注明：氯化钠溶液6%）。
2、方法二：用6%的NaCl溶液（密度1.04g/cm ）稀释配制50g 3%的NaCl溶液
(1)计算：需6%NaCl溶液质量=50g×3%÷6%=25g（体积≈25g÷1.04g/cm ≈24.0mL）；需水质量=50g-25g=25g（体积25mL）；
(2)量取：用量筒分别量取24.0mL 6%NaCl溶液和25mL水，倒入烧杯；
(3)混匀：用玻璃棒搅拌，使溶液混合均匀；
(4)装瓶贴签：同方法一（标签注明：氯化钠溶液3%）。
四、实验注意事项
1、天平使用前需调平，称量易潮解、腐蚀性药品（如NaOH）需放在玻璃器皿中；
2、量筒仅用于量取液体，不能溶解、加热或反应；
3、胶头滴管使用后需清洗（滴瓶上的滴管除外）；
4、玻璃棒搅拌时不能撞击烧杯内壁，防止烧杯破损。
实验活动7 粗盐中难溶性杂质的去除
一、实验目的
1、体验固体混合物初步提纯的实验过程；
2、巩固溶解、过滤、蒸发的操作技能；
3、学会计算粗盐提纯的产率。
二、实验仪器
烧杯、玻璃棒、蒸发皿、坩埚钳、酒精灯、漏斗、药匙、量筒、铁架台（带铁圈）、天平、称量纸、滤纸、火柴。
三、实验步骤（四步核心）
1、溶解
(1)称取5.0g粗盐，逐渐加入10mL水中，边加边用玻璃棒搅拌（作用：加速溶解）；
(2)至粗盐不再溶解，观察溶液是否浑浊，称量剩余粗盐，计算溶解的粗盐质量。
2、过滤
(1)按“一贴、二低、三靠”操作，过滤溶解后的混合物（玻璃棒作用：引流）；
(2)若滤液浑浊，需重新过滤（原因：滤纸破损、液面高于滤纸边缘、仪器不干净）。
3、蒸发
(1)将澄清滤液倒入蒸发皿，用酒精灯加热，玻璃棒不断搅拌（作用：防止局部高温导致液滴飞溅）；
(2)当蒸发皿中出现较多固体时，停止加热，利用余热蒸干水分；
(3)冷却后观察精盐的外观。
4、计算产率
(1)用玻璃棒转移精盐至称量纸，称量质量；
(2)计算公式：[产率=精盐质量/溶解粗盐质量×100%]
四、实验注意事项与误差分析
1、注意事项
(1)溶解时加水量适中：过多增加蒸发时间，过少导致NaCl溶解不充分；
(2)蒸发皿高温时不能直接放在实验台，需放在石棉网上冷却；
(3)玻璃棒在各步骤的作用（核心对比）
实验步骤 玻璃棒的作用
溶解 搅拌，加速粗盐溶解
过滤 引流，防止液体溅出
蒸发 搅拌，防止液滴飞溅
计算产率 转移精盐固体
2、产率的误差分析
操作失误 产率变化 原因分析
粗盐未充分溶解就过滤 偏小 部分NaCl随泥沙被过滤，精盐质量偏小
过滤时滤液浑浊未重滤 偏大 泥沙混入精盐，精盐质量偏大
蒸发时液滴飞溅 偏小 部分NaCl随液滴飞溅，精盐质量偏小
精盐未冷却就称量 偏大 精盐含水分，称量质量偏大
转移精盐时洒出 偏小 部分精盐损失，称量质量偏小
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