高中化学知识点总结：溶液
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)
高二化学知识点总结(水溶液中的离子平衡)高二化学知识点总结第三章水溶液中的离子平衡一、弱电解质的电离1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
2、电解质与非电解质本质区别：电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物(如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质)——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时，电离过程就达到了平衡状态，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小;溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
5、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写(第一步为主)6、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。
叫做电离平衡常数，(一般用Ka表示酸，Kb表示碱。
)表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]7、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。
如：H2SO3>H3PO4>HF>>H2CO3>H2S>HClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：水的离子积：KW= c[H+]·c[OH-]25℃时,[H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1_10-14注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液(酸、碱、盐)2、水电离特点：(1)可逆(2)吸热(3)极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 KW〈1_10-14②温度：促进水的电离(水的电离是吸热的)③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉1_10-144、溶液的酸碱性和pH：(1)pH=-lgc[H+](2)pH的测定方法：酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。
化学溶液知识点口诀总结
化学溶液知识点口诀总结
一、溶液的定义与分类
溶液是溶质和溶剂的混合物，根据溶解度可分悬浮液、溶胶、凝胶。
二、溶解度的影响因素
温度升高、溶解度升；压强对溶解度影响不大。
压力升高、气体溶解度增；流速加快、溶解度增。
三、浓度的表示和计算
质量分数、溶质质量除总质量；
体积分数、溶质体积除总体积；
摩尔浓度，溶质摩尔数除溶液总体积。
四、溶液的稀释
C1V1=C2V2，浓度和体积间。
五、溶解热与溶解性
溶解热大负值，有利反应。
六、单位转换与实际问题
化学计算要学会，多少克、多少摩尔，量化学常用公式。
七、各种溶液的性质
酸碱、盐和氧化物性质，记好啦。
八、溶解过程的动力学
质量速度与浓度成正比；
反应速度与溶解有关，记得啦。
九、溶解的化学动力学
温度高、溶解快，记好啦。
十、溶液的腐蚀性
强酸强碱腐蚀力，不容忽视。
十一、溶液的电离和电导
强电解、完全离子，电导强。
弱电解、部分离子，电导弱。
十二、溶液的pH和酸碱性
pH=—lg[H3O+]，碱性在7以下。
酸碱硬度和酸碱评定，判断能力要提升。
十三、溶液的稳定性
沉淀生成和溶解、重要理解。
十四、溶液的共晶点和冰点
溶解物降点，冰点降程理解清。
十五、溶液在生产中的应用
普遍用于洗涤剂制作；
生产中酸碱反应用；
电镀和冶金；
溶剂饮料加工；
药品制造和医疗。
溶液在生产中，方便使工作顺利。
以上为化学溶液知识点的口诀总结，希望对大家的学习有所帮助。
高中化学重要知识点解析溶液与溶解度
高中化学重要知识点解析溶液与溶解度溶液是在溶剂中溶解了一定量的溶质的混合物。
在化学中，溶解度是描述溶质在溶剂中溶解程度的重要参数。
了解溶液与溶解度的相关知识对于理解化学反应、溶解现象和溶液中的平衡体系至关重要。
本文将深入解析溶液与溶解度的相关知识点。
一、溶液的概念和组成溶液是由溶剂和溶质组成的，其中溶剂是溶解度较大的组分，而溶质是溶解度较小的组分。
比如我们常见的盐水，其中水是溶剂，盐是溶质。
二、溶解度的定义和影响因素溶解度是指在特定温度下单位体积（或单位质量）的溶剂中能够溶解的溶质的最大量。
溶解度与温度、压力等因素密切相关，不同溶质在不同溶剂中的溶解度也有所差异。
以下是影响溶解度的几个主要因素：1. 温度：在一定压力下，大多数固体在溶液中的溶解度随温度升高而增大，而气体在溶液中的溶解度随温度升高而减小。
2. 压力：只对气体溶质在溶液中的溶解度有显著影响。
3. 溶质和溶剂的性质：如极性、分子大小等因素也会影响溶解度。
极性相近的物质通常具有更高的相容性，溶解度也相对较大。
三、饱和溶液和过饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶剂中已经溶解了最大量的溶质，此时溶解度达到了最大值。
过饱和溶液是指在饱和溶液的基础上，通过方法调节，使溶质的溶解度超过了饱和溶液的溶解度。
过饱和溶液相对不稳定，会因为微小扰动而发生结晶。
四、溶液浓度的表示方法溶液浓度是指单位体积（或单位质量）的溶剂中溶质的含量。
常用的溶液浓度表示方法有以下几种：1. 质量分数：指溶质质量与溶液总质量的比值，通常用百分数表示。
2. 体积分数：指溶质体积与溶液总体积的比值，通常用百分数表示。
3. 摩尔浓度：指溶质的摩尔数与溶液的体积之比，单位为mol/L。
4. 摩尔分数：指溶质的摩尔数与溶液中所有组成物的摩尔数之和的比值。
五、溶解过程和溶解热溶解是一个吸热过程，其中需要消耗热量，称为溶解热。
不同物质的溶解热也有所差异，溶解热可以通过实验测定得到。
溶解热的大小与溶质和溶剂之间的相互作用力有关。
高中化学知识点总结完整
高中化学知识点总结完整一、基本概念与原理1. 物质的分类- 纯净物：由单一种类的分子或原子组成，具有固定的性质。
- 混合物：由两种或两种以上不同物质混合而成，各组成部分保持原有性质。
2. 物质的量- 摩尔（mol）：物质的量的单位，1摩尔代表6.022×10^23个基本单位。
- 阿伏伽德罗定律：在相同温度和压力下，相同体积的气体含有相同数量的分子。
3. 化学反应- 化学方程式：用化学符号表示化学反应的过程。
- 反应物与生成物：参与反应的物质称为反应物，反应后生成的物质称为生成物。
- 守恒定律：质量守恒、电荷守恒、能量守恒。
4. 溶液与浓度- 溶液：一种或几种物质以分子或离子形式分散在另一种物质中形成的均一混合物。
- 浓度：表示溶液中溶质的含量，常用单位有摩尔/升（mol/L）和质量/升（g/L）。
5. 酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论：酸是质子（H+）的给予者，碱是质子的接受者。
- pH值：表示溶液酸碱性的量度，pH=-log[H+]。
二、元素化学1. 周期表- 元素周期表：按照原子序数排列所有已知元素的表格。
- 主族元素：周期表中第1族至第2族和第13族至第18族的元素。
- 过渡元素：周期表中第3族至第12族的元素。
2. 元素的性质- 金属与非金属：金属具有良好的导电性和延展性，非金属通常不导电。
- 半金属：具有金属和非金属特性的元素，如硅和锗。
3. 重要元素及其化合物- 氧、氢、碳、氮、硫、磷、氯、钠、钾等元素及其化合物的性质和反应。
三、化学键与分子结构1. 化学键- 离子键：正负离子间的静电吸引力。
- 共价键：两个原子共享一对电子形成的键。
- 金属键：金属原子间的电子共享形成的键。
2. 分子结构- 分子的几何形状：分子中原子的空间排列。
- 杂化轨道理论：解释分子几何形状的理论。
3. 晶体结构- 晶体：具有规则几何形状和固定熔点的固体。
- 晶格：晶体内部原子、离子或分子的排列方式。
高一上化学溶液配制知识点
高一上化学溶液配制知识点化学溶液配制是高中化学学习的基本内容之一，它涉及到了溶液的浓度、体积、摩尔质量等多个方面的知识点。
下面将介绍几个高一上化学溶液配制的重要知识点。
一、摩尔质量和化学计量1. 摩尔质量：摩尔质量是指物质的相对分子质量或相对分子质量的一半。
在化学计算中，通常以g/mol表示。
对于元素，其摩尔质量即为该元素的相对原子质量；对于化合物，其摩尔质量等于各组成元素相对原子质量之和。
2. 化学计量：化学计量是指在化学反应中物质的质量关系。
根据化学方程式和化学计量关系，可以计算出反应物和生成物的质量比、物质的摩尔比等。
二、溶液浓度的表示方法1. 质量浓度：质量浓度是指溶液中溶质质量与溶液体积的比值。
常用单位有g/L、mg/mL等。
质量浓度的计算公式为：质量浓度（g/L）= 溶质质量（g）/ 溶液体积（L）2. 摩尔浓度：摩尔浓度是指溶液中溶质的摩尔数与溶液体积的比值。
常用单位有mol/L。
摩尔浓度的计算公式为：摩尔浓度（mol/L）= 溶质的摩尔数（mol）/ 溶液体积（L）3. 体积浓度：体积浓度是指溶液中溶质体积与溶液体积的比值。
常用单位有mL/L、L/L等。
三、溶液配制的计算1. 质量配比：根据化学方程式和化学计量关系，可以计算出反应物质量之间的相对比例，并据此确定每个反应物的用量。
2. 摩尔配比：根据化学方程式和化学计量关系，可以计算出反应物的摩尔比，并据此确定每个反应物的摩尔数。
3. 体积配比：根据化学方程式和化学计量关系，可以计算出反应物的体积比，并据此确定每个反应物的体积。
四、溶液配制中的注意事项1. 溶质的溶解度：在配制溶液时，要了解溶质的溶解度，以确定是否可以将其溶解在所选的溶剂中。
2. 溶剂的选择：根据具体的实验需求和化学性质，选择合适的溶剂进行溶液的配制。
3. 溶解过程中的温度控制：溶液的配制过程中，温度的变化会对溶解度产生影响，因此需要控制反应温度。
4. 溶液的均匀混合：配制好的溶液需要通过适当的方法进行均匀混合，以确保溶质充分溶解。
高中化学溶液知识点总结
高中化学溶液知识点总结一、溶液的基本概念溶液是由溶质和溶剂组成的混合物。
溶质是指能够溶解在溶剂中的物质，溶剂是指能够溶解其他物质的物质。
二、溶解度和溶解过程溶解度是指在一定温度下，溶剂中能够溶解的溶质的最大量。
溶解过程包括溶质分子与溶剂分子之间的相互作用和溶质分子与溶剂分子之间的相互作用。
三、溶液的浓度计算1. 质量浓度：质量浓度指的是单位体积溶液中溶质的质量。
计算公式为质量浓度=溶质质量/溶液体积。
2. 体积浓度：体积浓度指的是单位体积溶液中溶质的体积。
计算公式为体积浓度=溶质体积/溶液体积。
3. 摩尔浓度：摩尔浓度指的是单位体积溶液中溶质的摩尔数。
计算公式为摩尔浓度=溶质的物质量/溶质的摩尔质量。
四、溶解度与温度关系溶解度与温度之间存在一定的关系。
一般来说，固体在液体中的溶解度随温度的升高而增大，而气体在液体中的溶解度随温度的升高而减小。
五、饱和溶液和不饱和溶液饱和溶液是指溶液中溶质的浓度达到了溶解度的极限值，不能再溶解更多的溶质。
不饱和溶液是指溶液中溶质的浓度低于溶解度的极限值，仍然能够溶解更多的溶质。
六、溶解度与溶质的性质有关溶质的性质对其在溶剂中的溶解度有一定影响。
例如，极性溶质在极性溶剂中的溶解度通常较大，而非极性溶质在非极性溶剂中的溶解度通常较大。
七、溶解度与溶剂的性质有关溶剂的性质对其溶解度也有一定影响。
例如，极性溶剂通常能够溶解极性溶质，而非极性溶剂通常能够溶解非极性溶质。
八、溶液中的离子反应溶液中的离子反应是指溶质中的离子与溶液中的其他离子之间发生的反应。
这种反应可以导致溶液中离子的浓度发生变化。
九、溶液的稀释溶液的稀释是指通过加入适量的溶剂来减少溶液中溶质的浓度。
稀释过程中，溶质的物质量保持不变，但溶液的体积增大，从而导致溶质的浓度减小。
十、溶液的酸碱性溶液的酸碱性是指溶液中存在的酸性物质或碱性物质的性质。
酸性物质在水溶液中会释放出氢离子(H+)，而碱性物质在水溶液中会释放出氢氧根离子(OH-)。
高中化学知识点详解溶液
高中化学知识点详解溶液溶液是化学中一种非常重要的概念，它由溶质和溶剂组成。
在这篇文章中，我将详细解释有关溶液的各种知识点，包括分类、浓度、溶解度等。
让我们开始吧。
1. 溶液的分类溶液可以分为以下几类：饱和溶液、过饱和溶液、稀溶液和浓溶液。
饱和溶液指的是在给定温度下，溶剂中已经溶解了最大量的溶质。
过饱和溶液是指在给定温度下，溶剂中溶解了超过理论溶解度的溶质。
稀溶液是指溶质的浓度相对较低，而浓溶液则相反，溶质的浓度相对较高。
2. 浓度浓度是描述溶液中溶质含量的物理量，可以用质量浓度、体积浓度和摩尔浓度来表示。
质量浓度是以溶质质量与溶剂体积的比值来表示的，常用单位有克/升。
体积浓度则是以溶质体积与溶液总体积的比值来表示的，常用单位有升/升。
摩尔浓度是以溶质的摩尔数与溶液体积的比值来表示的，常用单位有摩尔/升。
3. 溶解度溶解度是指在一定温度下，溶质能够溶解在溶剂中的最大量。
溶解度与温度有密切的关系，一般来说，随着温度的升高，溶解度也会增加。
根据溶解度的不同，物质可以分为可溶性物质和不可溶性物质。
可溶性物质指的是在给定温度下，能够充分溶解在溶剂中的物质。
而不可溶性物质则相反，无法充分溶解在溶剂中。
4. 溶解过程溶解是指溶质的分子或离子与溶剂分子之间发生相互作用，形成一个均匀的混合物的过程。
在溶解过程中，溶质的分子或离子被溶剂的分子包围，形成溶解物质的离子层或水合层。
这个过程是一个放热或吸热的过程，称为溶解热。
5. 浓度计算浓度计算是化学中一个重要的应用技能。
根据溶质和溶剂的质量、体积和摩尔数，我们可以通过一些公式来计算溶液的浓度。
例如，质量浓度可以通过溶质质量与溶剂体积的比值来计算；摩尔浓度可以通过溶质摩尔数与溶液体积的比值来计算。
6. 溶液的稀释稀释是指通过添加溶剂来降低溶液的浓度。
在稀释过程中，溶质的质量和摩尔数不会改变，只是溶液总体积增加，使得溶质的浓度减少。
稀释的关键在于溶质和溶剂的比例，根据稀释定律，溶液的末浓度与初始浓度成反比。
易挥发的气体和溶液知识点总结高中
高中化学120个必背知识点全归纳，囊括90%考点一、元素化合物模块1.碱金属元素原子半径越大，熔点越高，单质的活泼性越大错误,熔点随着原子半径增大而递减2.硫与白磷皆易溶于二硫化碳、四氯化碳等有机溶剂，有机酸则较难溶于水3.在硫酸铜饱和溶液中加入足量浓硫酸产生蓝色固体正确,浓硫酸吸水后有胆矾析出4.能与冷水反应放出气体单质的只有是活泼的金属单质或活泼的非金属单质错误,比如2Na2O2+2H2O→O2↑+4NaOH5.将空气液化，然后逐渐升温，先制得氧气，余下氮气错误,N2的沸点低于O2,会先得到N2,留下液氧6.把生铁冶炼成碳素钢要解决的主要问题是除去生铁中除Fe以外各种元素，把生铁提纯错误,是降低生铁中C的百分比而不是提纯7.虽然自然界含钾的物质均易溶于水，但土壤中K%不高，故需施钾肥满足植物生长需要错误,自然界钾元素含量不低，但以复杂硅酸盐形式存在难溶于水8.制取漂白粉、配制波尔多液以及改良酸性土壤时，都要用到熟石灰正确,制取漂白粉为熟石灰和Cl2反应,波尔多液为熟石灰和硫酸铜的混合物9.二氧化硅是酸性氧化物，它不溶于酸溶液错误,SiO2能溶于氢氟酸10.铁屑溶于过量盐酸，再加入氯水或溴水或碘水或硝酸锌，皆会产生Fe3+错误,加入碘水会得到FeI2,因为Fe3+的氧化性虽然不如Cl2,Br2,但是强于I2,在溶液中FeI3是不存在的11.常温下，浓硝酸可以用铝罐贮存，说明铝与浓硝酸不反应错误,钝化是化学性质,实质上是生成了致密的Al2O3氧化膜保护着铝罐12.NaAlO2、Na2SiO3、Na2CO3、Ca(ClO)2、NaOH、C17H35COONa、C6H5ONa等饱和溶液中通入CO2出现白色沉淀，继续通入CO2至过量，白色沉淀仍不消失错误,Ca(ClO)2中继续通入CO2至过量，白色沉淀消失,最后得到的是Ca(HCO3)2 13.大气中大量二氧化硫来源于煤和石油的燃烧以及金属矿石的冶炼正确14.某澄清溶液由NH4Cl、AgNO3、NaOH三种物质混合而成，若加入足量硝酸必产生白色沉淀正确,NH4Cl、AgNO3、NaOH混合后发生反应生成[Ag(NH3)2]+加入足量硝酸后生成AgCl和NH4NO315.为了充分利用原料，硫酸工业中的尾气必须经净化、回收处理错误,是为了防止大气污染16.用1molAl与足量NaOH溶液反应，共有3mol电子发生转移正确17.硫化钠既不能与烧碱溶液反应，也不能与氢硫酸反应错误,硫化钠可以和氢硫酸反应: Na2S+H2S=2NaHS18.在含有较高浓度的Fe3+的溶液中，SCN-、I-、AlO-、S2-、CO32-、HCO3-等不能大量共存正确,Fe3+可以于SCN-配合,与I-和S2-发生氧化还原反应,与CO32-,HCO3-和AlO2-发生双水解反应19.活性炭、二氧化硫、氯水等都能使品红褪色，但反应本质有所不同正确,活性炭是吸附品红,为物理变化,SO2是生成不稳定的化合物且可逆,氯水是发生氧化还原反应且不可逆20.乙酸乙酯、三溴苯酚、乙酸钠、液溴、玻璃、重晶石、重钙等都能与烧碱反应错误,重晶石(主要成分BaSO4)不与烧碱反应21.在FeBr2溶液中通入一定量Cl2可得FeBr3、FeCl2、Br2错误,Fe2+和Br2不共存22.由于Fe3+和S2-可以发生氧化还原反应,所以Fe2S3不存在错误,在PH=4左右的Fe3+溶液中加入Na2S可得到Fe2S3,溶度积极小23.在次氯酸钠溶液中通入少量二氧化硫可得亚硫酸钠与次氯酸错误,次氯酸可以氧化亚硫酸钠,会得到NaCl和H2SO424.有5.6g铁与足量酸反应转移电子数目为0.2NA错误,如果和硝酸等强氧化性酸反应转移0.3NA25.含有最高价元素的化合物不一定具有强氧化性正确,如较稀的HClO4,H2SO4等26.单质的还原性越弱，则其阳离子的氧化性越强错误,比如Cu的还原性弱于铁的,而Cu2+的氧化性同样弱于Fe3+27.CuCO3可由Cu2+溶液中加入CO32-制得错误,无法制的纯净的CuCO3,Cu2+溶液中加入CO32-会马上有Cu2(OH)2CO3生成28.单质X能从盐的溶液中置换出单质Y，则单质X与Y的物质属性可以是：(1)金属和金属;(2)非金属和非金属;(3)金属和非金属;(4)非金属和金属;错误,(4)非金属和金属不可能发生这个反应29.H2S、HI、FeCl2、浓H2SO4、Na2SO3、苯酚等溶液在空气中久置因发生氧化还原反应而变质错误,H2SO4是因为吸水且放出SO3而变质30.浓硝酸、浓硫酸在常温下都能与铜、铁等发生反应错误,浓硫酸常温与铜不反应二、基本概念基础理论1.与水反应可生成酸的氧化物都是酸性氧化物错误,是"只生成酸的氧化物"才能定义为酸性氧化物2.分子中键能越大，分子化学性质越稳定。
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⑤冶金工业电泳除尘
5、有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—
Ⅰ. pH=—lg[H+]C(H+)=10-pH
Ⅱ. KW=[H+][OH—]=10-14（25℃时）
×M×NA
质 量物质的量微 粒
m÷Mn÷NAN
×÷
22.4 L/ mol22.4 L/ mol
气体的体积
（标准状况下）
6、图中的公式：1． 2． 3． 4．
（2）分类：按分散剂的状态分为液溶胶：Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶：烟、云、雾。
（3）性质：①丁达尔现象（可用来鉴别胶体和溶液）②布朗运动③电泳现象④胶体聚沉（加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热，均可使胶体聚沉）。
5．胶体的应用（解释问题）
①沙洲的形成
②卤水点豆腐
③明矾（或FeCl3）净水
2元素近似相对原子质量：
(二)溶液计算
1、
2、稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。
3、同溶质的稀溶液相互混合：C混= (忽略混合时溶液体积变化不计)
4、溶质的质量分数。①
② （饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混④稀释：m1a1%=m2a2%
高中化学知识点总结：溶液
（一）分散系
1．分散系
化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质，另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。
2．四种分散系比较
溶液
胶体
浊液
微粒直径
<1Leabharlann -9m10-9~10-7m
>10-7m
微粒组成
分子或离子
（7）潮解：某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽，在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。
（8）易潮解的物质有：CaCl2、MgCl2、NaOH等。
（9）粗盐易潮解，而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。
4．胶体
（1）定义：分散质的微粒在1nm～100nm之间分散系，叫作胶体。
（4）风化：结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。
（5）风化本质：结晶水合物分解Na2CO3·10H2O（无色晶体）=Na2CO3·H2O（白色粉末）+9H2O
（6）风化现象：由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化，如岩石的风化，它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。
★（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。
2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD。
4．混合物的平均分子量：
5．相对原子质量
1原子的相对原子质量=
A1、A2表示同位素相对原子质量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
2．饱和溶液、溶解度
（1）饱和溶液和不饱和溶液：在一定温度下，在一定量的溶剂里，不能再溶解某种溶质的溶液，叫作这种溶质的饱和溶液；还能继续溶解某种溶质的溶液，叫作不饱和溶液。
（2）溶解度：在一定温度下，某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%
分子的集合体或高分子
小液滴或固体小颗粒
特点
均一、稳定、透明
均一、稳定、透明
不均一、不稳定、不透明
能否通过滤纸
能
能
不能
能否通过半透膜
能
不能
不能
是否具有丁达尔现象
无
有
无
实例
蔗糖水
食盐水
蛋白溶液
淀粉溶液
石灰乳、油水
（二）溶液
1．溶液：一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。
3．了解几个概念：结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解
（1）结晶：从溶液中析出晶体的过程。
（2）结晶水：以分子形式结合在晶体中的水，叫结晶水，它较容易分解出来，如：Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O，
CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O
（3）结晶水合物：含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有：Na2CO3·10H2O（纯碱），CuSO4·5H2O（胆矾、蓝矾），FeSO4·7H2O（绿矾），ZnSO4·7H2O（皓矾），MgCl2·KCl·6H2O（光卤石），KAl(SO4)2·12H2O或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O（明矾），CaSO4·2H2O（石灰膏），H2C2O4·H2O（草酸）。
（3）温度对溶解度的影响
固体物质的溶解度，一般随温度升高而增大（食盐溶解度变化不大；Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小）。气体物质溶解度，随温度升高而减小，随压强增大而增大。
（4）溶解度曲线：用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度，可以画出该物质溶解度随温度变化曲线，称之为溶解度曲线。