本節課對應人教版教材化學必修一，第一章從實驗到化學，第二節化學計量在實驗中的應用，第三部分，物質的量在化學實驗中的應用

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今天我們學習第三部分，物質的量在化學實驗中的應用。本節課主要有以下三個部分。

我們首先進入第一部分，物質的量濃度的概念

（1）基本概念

定義：單位體積溶液裡所含溶質B的量，也稱為B的物質的量濃度。

符号用CB表示。

表達式為B的物質的量濃度=B的物質的量/溶液體積

單位是摩每升

（2）注意

溶質要用物質的量來表示，若題中給出的是質量或體積需進行相應換算；

體積是溶液的體積而非溶劑的體積；

溶質可以是單質、化合物，也可以是離子或其它特定組合；

分析溶質時要注意是否與水發生反應，例如Na2O溶于水後溶質為NaOH，SO3溶于水後溶質為H2SO4等；

NH3、Cl2雖與水發生反應，但計算時仍将NH3、Cl2當作溶質；

含有結晶水的物質如CuSO4·5H2O溶于水，溶質為CuSO4；

同一溶液的各種濃度（如物質的量濃度、溶質的質量分數、離子濃度等）不會因為部分溶液被取用而改變。

接下來我們進入第二部分，容量瓶的使用。

（1）容量瓶：配制一定物質的量濃度溶液需要用到容量瓶，容量瓶的頸部有刻度線，并标有溫度和容量。

常用容量瓶有100 mL、250 mL、500 mL和1000 mL等。

檢漏：向容量瓶中加入适量的水，塞好瓶塞，用食指按住瓶塞将容量瓶倒置觀察是否漏水；若無水滲出，将瓶正立後并将瓶塞旋轉180°再次倒置觀察是否漏水，兩次均無水滲出則檢漏完成。

（2）一定物質的量濃度溶液配置的一般步驟

我們在配制一定物質的量濃度溶液時一般遵循一下步驟：

首先是計算、稱量，計算并稱量所需固體質量。

然後是溶解，将稱好的固體放入燒杯，用适量蒸餾水攪拌溶解。

接下來是移液和洗滌，用玻璃棒引流将溶液注入容量瓶中，用少量蒸餾水洗滌燒杯2-3次，洗滌液也注入容量瓶，輕搖容量瓶使溶液混合均勻。

再接下來是定容，将蒸餾水注入容量瓶，當液面距瓶刻度線1-2 cm時改用膠頭滴管滴加至凹液面與刻度線平齊。

最後是搖勻，塞好瓶蓋，颠倒搖勻。

所以一般步驟為：計算稱量、溶解、移液、洗滌、定容和搖勻。

（3）注意

按所配溶液的體積選擇合适規格的容量瓶，一般遵循“大而近”的原則，如配480 mL溶液應選擇500 mL容量瓶；

使用前需要檢查是否漏水，也就是檢漏，并檢查是否洗淨；

注入液體時要用玻璃棒引流，且玻璃棒的下端應在刻度線以下；

容量瓶要在規定溫度下使用（通常為室溫）；

不能直接在容量瓶内溶解或稀釋樣品，而應在燒杯中進行；

由于稀釋或溶解操作通常會吸熱或放熱，所以要恢複至室溫後再倒入容量瓶；

溶液轉移到容量瓶中時要洗滌燒杯2-3次，否則會使濃度偏低；

定容液體物質時，量取樣品的量筒内壁不需要沖洗；

定容時，視線要與凹液面保持水平，不能仰視或俯視；仰視導緻溶液體積偏高，而俯視導緻溶液體積偏低。

容量瓶不能長期儲存溶液，更不能作為反應容器。

（4）溶液配制的誤差分析

依據：根據公式 物質的量濃度=溶質物質的量/溶液體積 經過變形可得 =溶質質量/(溶質相對分子質量×溶液體積) 進行判斷；

由于溶質相對分子質量不會改變，引起誤差的隻能是溶質質量或溶液體積改變所導緻的。

根據實驗操作，判斷操作（或誤操作）引起的是“m”的變化還是“V”的變化，以及是變大還是變小。

我們以配制NaOH溶液為例進行分析：

若稱量時砝碼和物品位置颠倒，并且在稱量時使用了遊碼，使m減小，V不變，結果是濃度降低；

若稱量時砝碼和物品位置颠倒，但是在稱量時未使用遊碼隻使用了砝碼，則m和V均不變，濃度也不變；

稱量時間過長，NaOH潮解吸水，m減小，濃度降低；

用濾紙稱量，NaOH腐蝕濾紙，其實就是部分NaOH與濾紙發生了反應，m減小，濃度降低；

NaOH溶液倒入容量瓶時濺出，m減小，濃度降低；

溶液未冷卻至室溫便注入容量瓶，由于溶液熱脹冷縮的原因，引起V減小，所以濃度增加；

未洗滌燒杯和玻璃棒，m減小，濃度降低；

定容時，加水超過刻度，V增加，濃度降低；

而如果加水超過刻度，又用吸管吸出過量的水，引起的變化是m減小，結果同樣是濃度降低；

俯視刻度會導緻V減少，濃度增加；

而仰視刻度會導緻V增加，濃度降低；

定容颠倒搖勻後水面下降，這是正常的，濃度不變；

但是如果颠倒搖勻後水面下降，又加水至刻度線，則會導緻V增加，濃度降低；

如果使用容量瓶時未烘幹，有少量蒸餾水并不會影響定容結果，濃度不變。

我們接下來進入3、相關計算

（1）氣體溶于水的計算

思路：根據公式 =/ 分别求得氣體物質的量和溶液體積；

對于氣體而言，标況下可用 =/(. /) 來求得物質的量；

溶液體積既不是溶劑的體積，也不是氣體體積，更不是兩者體積之和，可以通過 溶液體積=溶液質量/溶液密度 來計算。

（2）物質的量濃度與溶質的質量分數的關系

體積為V L，密度為ρ g/mL的溶液，含有摩爾質量M g/mol的溶質m g，溶質的質量分數為ω，則濃度c與質量分數ω的關系經過推算可得到：=/

在推算時我們要注意單位換算：ρ的單位為g/mL，V的單位為L，1 L=1000 mL，所以溶液質量m(溶液)= ρ·1000V=1000ρV，那麼溶質的質量m = ω·m(溶液)=1000ρωV，代入公式即可。

另外我們還需要注意：若溶質的質量分數為ω%，那麼=(·%)/=/。

（3）飽和溶液的物質的量濃度與溶解度的關系

這裡我們要注意，隻有溶液為飽和溶液時物質的量濃度與溶解度的換算關系才成立。

若将100 g溶劑配置成飽和溶液，溶解度為S，溶液體積為V L，密度為ρ g/mL，溶質摩爾質量M g/mol，經過換算，濃度c與溶解度S的關系可表示為。

=/(( ))

需要注意的是：ρ是飽和溶液的密度，=((溶液))/=(S )/，而此時的單位是mL，而我們要将單位變成L才能代入公式，最終=(S )/×^-(L)，代入公式即可。

（4）物質的量濃度、溶質的質量分數、溶解度之間的關系

經過上述推導，我們便很容易得出這三者之間的關系，=/，=/(( ))和=/( )×%。

（5）溶質相同、質量分數不同的兩溶液混合問題

對于同一溶質、質量分數分别為a%，b%的兩溶液混合：

若兩溶液等質量混合，則混合溶液的質量分數為/ (% %)

而如果兩溶液是等體積混合的話，要根據溶液的密度分為兩種情況：

第一種情況是，溶液的密度小于水的密度，即小于1 g/mL時，說明溶液濃度越大，密度越小。量取相同體積時，濃溶液的質量比稀溶液的小，混合後質量分數小于/ (% %)。

常見這類溶質有氨水、乙醇等。

第二種情況是，溶液的密度大于水的密度，說明溶液濃度越大，密度越大。量取相同體積時，濃溶液的質量比稀溶液的大，混合後質量分數大于/ (% %)。

常見酸（如H2SO4）、堿（如NaOH）、鹽（如NaCl）等都屬于此類溶質。

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