第二節化學計量在實驗中的應用
一 、物質的量及其單位—摩爾
1．物質的量（表示物質所含微粒多少的物理量，也表示含有一定數目粒子的集合體。）
與質量、長度一樣的物理量是國際單位制中的7個基本物理量之一。符號為n。單位為摩爾，符號為mol。
國際單位制(si)的7個基本單位
注意：①物質的量表示物質所含微粒的多少，這四個字是乙個整體，不得簡化或增添任何字，是乙個專有名詞。
②物質的量只能描述分子、原子、離子、中子、質子等微觀粒子，不能描述巨集觀物質。
③用摩爾為單位表示某物質的物質的量時，必須指明物質微粒的名稱、符號或化學式。如：1 mol h、
1 mol h＋、 1 mol h2 ，不能用 「1 mol 氫」這樣含糊無意義的表示，因為氫是元素名稱，不是微粒名稱，也不是微粒的符號或化學式。
④物質的量的數值可以是整數，也可以是小數。
2．阿伏加德羅常數：（1 mol 任何粒子的粒子數。）
（1）科學上規定為:0.012 kg 12c 中所含的碳原子數。
解釋為：如果某物質含有與 0.012 kg 12c 中所含的碳原子數相同的粒子數，該物質的物質的量為1mol 。
符號: na 單位: mol-1 （不是純數數值：約為6.02×1023
注意：不能認為 6.02×1023就是阿伏加德羅常數也不能認為1mol粒子=6.02×1023個
（2）物質的量、阿伏加德羅常數與粒子數間的關係 n＝
3．摩爾質量（單位物質的量的物質的質量）符號m
符號m 單位：g／mol或kg·mol－1 數值：m＝
摩爾質量與相對原子質量、相對分子質量的區別與聯絡
二．氣體摩爾體積
1．氣體摩爾體積的適用範圍
氣體摩爾體積的適用範圍是氣態物質，可以是單一氣體，也可以是混合氣體，如0.2 mol h2與0.8 mol o2的混合氣體在標準狀況下的體積約為22.4 l。
2．氣體摩爾體積的數值
(1)氣體摩爾體積的數值與溫度和壓強有關
(2)標準狀況下任何氣體的氣體摩爾體積為22.4 l·mol－1
(3)非標準狀況下氣體摩爾體積可能是22.4 l·mol－1，也可能不是22.4 l·mol－1。
1 mol氣體的體積若為22.4 l，它所處的狀況不一定是標準狀況，如氣體在273℃和202 kpa時，vm為22.4 l·mol－1。
3．物質的量、氣體體積、氣體摩爾體積之間的關係n=
附：標準狀況下氣體密度
4．阿伏加德羅定律及推論
(1)阿伏加德羅定律的內容：同溫同壓下相同體積的任何氣體都含有相同數目的分子。
①適用範圍：任何氣體，可以是單一氣體，也可以是混合氣體。
②「四同」定律：同溫、同壓、同體積、同分子數中只要有「三同」則必有第「四同」。即「三同定一同」。
(2)阿伏加德羅定律的推論：（pv=nrt）
①同溫、同壓：氣體的體積與物質的量成正比
②同溫、同壓：氣體的密度與摩爾質量成正比
③同溫、同壓、同體積：氣體的質量與摩爾質量成正比
5．求氣體摩爾質量的常用方法
(1)根據標準狀況下氣體密度(ρ) m=ρ×22.4
(2)根據氣體的相對密度(d=ρ1/ρ2) m1/m2=d
說明：氣體的相對密度是指在同溫同壓下兩種氣體的密度之比即。
(3)混合氣體平均摩爾質量：m=m1×a%+m2×b%+m3×c%…
m1、m2、m3……分別表示混合氣體中各組成成分的摩爾質量，a%、b%、c%……分別表示各組成成分所佔混合氣體的體積分數(即物質的量分數)。
三．物質的量在化學實驗中的應用
1．物質的量濃度（單位體積溶液裡所含溶質的物質的量）
符號：c 單位： mol／l 數值：c＝
注意：①從一定物質的量濃度溶液中取出任意體積的溶液，物質的量濃度不變，但隨溶液體積的變化溶質的物質的量不同。
②氣體溶於一定體積的水中，溶液的體積不等於溶劑的體積而應根據溶液密度和溶液質量求算。
2．關於物質的量濃度的計算
(1)溶液的稀釋與混合
①稀釋溶質的質量不變c1v1=c2v2
[c1、c2和v1、v2分別表示稀釋前後溶液的物質的量濃度和體積]
②混合（c1v1+c2v2=c混v混）
a．混合後溶液體積v混=v1+v2(兩溶液濃度相同或差別較小或稀溶液混合)
b．混合物溶液體積改變v混＝＝(兩溶液濃度差別較大)
[c1、c2，ρ1、ρ2，v1、v2分別表示混合前同一溶質溶液的物質的量濃度、密度、體積，c混、ρ混、v混表示混合溶液的物質的量濃度、密度、體積]
(2)物質的量濃度c與溶質質量分數w的換算
c＝m：溶質的摩爾質量 ρ：溶液密度(g·ml－1)
3．一定物質的量濃度溶液的配製
（1）容量瓶使用注意事項
①按所配溶液的體積選擇合適規格的容量瓶（50ml、100ml、250ml、500ml、1000ml）
選擇容量瓶必須指明規格，其規格應與所配溶液的體積相等。如果不等，應選擇略大於此體積的容量瓶，如配製500 ml1 mol·l－1的nacl溶液應選擇500 ml容量瓶，若需要480 ml上述溶液，因無480 ml容量瓶，也選擇500 ml容量瓶，配500 ml溶液所需溶質的物質的量應按配製500 ml溶液計算。
②容量瓶使用前一定要檢驗是否漏液
方法是：向容量瓶中注入少量水，塞緊玻璃塞，用手指按住瓶塞，另乙隻手按住瓶底倒轉容量瓶，一段時間後觀察瓶塞處是否有液體滲出，若無液體滲出，將其放正，把玻璃塞旋轉180°，再倒轉觀察。
③不能將固體或濃溶液直接在容量瓶中溶解或稀釋，容量瓶不能作反應器，不能加熱，也不能久貯溶液。
④配製好的溶液應及時轉移到試劑瓶中，並貼上標籤
（2）配置步驟：①計算稱量（天平或量筒溶解（燒杯、玻璃棒、量筒）
④冷卻轉移（玻璃棒、容量瓶洗滌
⑦定容（膠頭滴管搖勻
（3）配製過程中的注意事項
①向容量瓶中注入液體時，應沿玻璃棒注入，以防液體濺至瓶外。
②不能在容量瓶中溶解溶質，溶液注入容量瓶前要恢復到室溫。
③容量瓶上只有乙個刻度線，讀數時要使視線、容量瓶刻度線與溶液凹液面的最低點相切。
④如果加水定容時超過刻度線或轉移液體時溶液灑到容量瓶外，均應重新配製。
⑤定容後再蓋上容量瓶塞搖勻後出現液面低於刻度線，不能再加蒸餾水。
⑥稱量naoh等易潮解和強腐蝕性的藥品，不能放在紙上稱量，應放在小燒杯裡稱量。若稀釋濃h2so4，需在燒杯中加少量蒸餾水再緩緩加入濃h2so4，並用玻璃棒攪拌。
（4）誤差分析
定容誤差的判斷方法
定容的目標是容量瓶的容積，相關主要方法是以平視式、以容量瓶的刻度線為目標、觀察液面與刻度的位置關係，標準是液面的最低點與刻度線齊平時，液體體積恰好等於容量瓶的容積。
(a)仰視式觀察，溶液體積偏大。如圖(a)
(b)俯視式觀察，溶液體積偏小。如圖(b)
高中地理必修一第一章第二節
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