溶解度的计算：

溶解度的计算公式：S=100m质/m剂（一定温度下的饱和溶液）
溶解度曲线：

在平面直角坐标系里用横坐标表示温度，纵坐标表示溶解度，画出某物质的溶解度随温度变化的曲线，叫这种物质的溶解度曲线。
①表示意义
a.表示某物质在不同温度下的溶解度和溶解度随温度变化的情况;
b.溶解度曲线上的每一个点表示该溶质在某一温度下的溶解度;
c.两条曲线的交点表示这两种物质在某一相同温度下具有相同的溶解度;
d.曲线下方的点表示溶液是不饱和溶液;
e.在溶解度曲线上方靠近曲线的点表示过饱和溶液(一般物质在较高温度下制成饱和溶液，快速地降到室温，溶液中溶解的溶质的质量超过室温的溶解度，但尚未析出晶体时的溶液叫过饱和溶液)。

②溶解度曲线的变化规律
a.有些固体物质的溶解度受温度影响较大，表现在曲线“坡度”比较“陡”，如KNO₃；
b.少数固体物质的溶解度受温度的影响很小，表现在曲线“坡度”比较“平”，如NaCl 。
c.极少数固体物质的溶解度随温度的升高而减小，表现在曲线“坡度”下降，如Ca(OH)₂

③应用
a.根据溶解度曲线可以查出某物质在一定温度下的溶解度;
b.可以比较不同物质在同一温度下的溶解度大小;
c.可以知道某物质的溶解度随温度的变化情况;
d.可以选择对混合物进行分离或提纯的方法;
e.确定如何制得某温度时某物质的饱和溶液的方法等。

运用溶解度曲线判断混合物分离、提纯的方法：

     根据溶解度曲线受温度变化的影响，通过改变温度或蒸发溶剂，使溶质结晶折出，从而达到混合物分离、提纯的目的。如KNO₃和NaCl的混合物的分离。 (KNO3，NaCl溶解度曲线如图)

 (1)温度变化对物质溶解度影响较大，要提纯这类物质。可采用降温结晶法。
具体的步骤为：①配制高温时的饱和溶液，②降温，③过滤，④干燥。如KNO₃中混有少量的NaCl，提纯KNO₃可用此法。

(2)温度变化对物质溶解度影响较小，要提纯这类物质，可用蒸发溶剂法。
具体步骤为：①溶解，②蒸发溶剂，③趁热过滤，④干燥。如NaCl中混有少量KNO₃，要提纯NaCl，可配制溶液，然后蒸发溶剂，NaCl结晶析出，而KNO₃在较高温度下，还没有达到饱和，不会结晶，趁热过滤，可得到较纯净的NaCl。

溶液pH的计算方法：

总体原则
(1)若溶液为酸性，先求C(H+)，再求pH；
(2)若溶液为碱性，先求C(OH-)，再由，最后求pH。
1．单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为
(2)强碱溶液，如溶液，设溶质的物质的量浓度为
2．两强酸混合后pH的计算
由先求出混△后的再根据公式求pH。若两强酸溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH小的加0．3。如pH=3和pH=5的盐酸等体积混合后，pH=3．3。
3．两强碱混合后pH的计算
由先求出混台后的再通过求出混合后的c(H+)，最后求pH。若两强碱溶液等体积混合，可采用速算方法：混合后溶液的pH等于混合前溶液pH大的减0．3。如pH=9和pH=11的烧碱溶液等体积混合后， pH=10．7。
4．强酸与强碱混合后pH的计算
强酸与强碱混合的实质是中和反应即中和后溶液的pH有以下几种情况：
(1)若恰好中和，pH=7。
(2)若剩余酸，先求中和后的c(H+)，再求pH。
(3)若剩余碱，先求中和后的c(OH-)，再通过求出最后求pH.
注意:强酸与强碱等体积混合后溶液酸碱性的判断规律：
①若二者pH之和为14，则混合后的溶液呈中性， pH=7
②若二者pH之和大于14，则混合后的溶液呈碱性
③若二者pH之和小于14，则混合后的溶液呈酸性，
5．溶液稀释后求pH
(1)对于强酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大1 个单位；对于弱酸溶液，每稀释10倍体积，pH增大不足一个单位。无论稀释多少倍，酸溶液的pH不能等于或大于7，只能趋近于7。
(2)对于强碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小1 个单位；对于弱碱溶液，每稀释10倍体积，pH减小不足一个单位。无论稀释多少倍，碱溶液的pH不能等于或小于7，只能趋近于7。
例如：pH=6的HCl溶液稀释100倍，溶液pH≈7 (不能大于7)；
pH=8的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH≈7(不能小于7)：
pH=3的HCl溶液稀释100倍，溶液pH=5；
pH=10的NaOH溶液稀释100倍，溶液pH=8。
注意：弱酸、弱碱的稀释：在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范同。
例如：pH=3的溶液稀释100倍，稀释后
pH=10的溶液稀释100倍，稀释后8<
pH=3的酸溶液稀释100倍，稀释后
pH=10的碱溶液稀释100倍，稀释后