溶液（solution）是由兩種或多種組分組成的均勻、穩定、透明的混合物，由溶質和溶劑兩部分組成。溶劑是一種介質，在其中均勻地分布著溶質的分子或離子。溶質和溶劑只有相對的意義，通常將溶解時狀態不變的組分稱為溶劑，而狀態改變的組分稱為溶質。溶液具有均勻性、穩定性以及組分皆以分子或離子的狀態存在的特征。一般可分為氣體溶液（如空氣）、固體溶液（如合金）和液體溶液（如氯化鈉溶液）。
溶液的形成是溶質以分子或離子狀態進入溶劑并依靠擴散與對流等傳質方式在溶劑本體內均勻分散，這個過程叫做溶解過程。它是一個復雜的物理與化學過程，物質在溶解過程中往往有熱量的變化和體積的變化，有時還有顏色的變化。
溶液的濃度是指一定量溶液或溶劑中所含溶質的量，可用溶質和溶劑的相對量表示，也可以用溶質和溶液的相對量表示。由于溶質、溶劑或溶液使用的單位不同，濃度的表示方法也不同。常用的濃度表示方法有物質的量濃度、摩爾分數、質量摩爾濃度和質量分數等。
溶液在工農業生產、科學實驗和日常生活中很常見。在化工生產中，很多化學反應要在溶液中才能充分進行；在農業生產中，需將農藥配成一定濃度的溶液才能施用；科學實驗也常需要溶液的配制；人體的體液，如血漿、淋巴液、組織液等都是溶液；食物和藥物進入人體后必須先變成溶液才便于消化和吸收；臨床檢驗離開了溶液也無法進行。
簡介
由一種或幾種物質分散到另一種物質中所形成的體系叫分散體系，簡稱分散系。其中被分散的物質稱為分散質，又稱分散相；起分散作用的物質稱為分散劑，又稱分散介質。在分散系中，分散質和分散劑可以是固體、液體或氣體。
分散質以小分子、離子或原子為質點均勻地分散在分散劑中所形成的分散系稱為溶液。溶液可分為固態溶液、氣態溶液和液態溶液。其中最常見最重要的是液態溶液，特別是以水為溶劑的水溶液。
根據溶液的定義，可以認為溶液由溶質和溶劑組成。在液態溶液中，溶解分散于某種液體中的物質（可以是固體、液體或氣體）稱為溶質，用于溶解分散這些溶質的液體稱為溶劑。區分溶液中的溶質和溶劑方法：如果組成溶液的物質呈不同的狀態，通常將液態物質稱為溶劑，氣態或固態物質稱為溶質。如白糖溶于水后，白糖的狀態發生了改變，而水的狀態沒有改變，故白糖是溶質，水是溶劑。若組成溶液的兩種組分在溶解前后的狀態皆相同，則將含量較多的組分稱為溶劑，如在100 mL水中加入10 mL的乙醇組成溶液，水是溶劑，若體積掉換一下，則酒精為溶劑。若兩種組分的量相差很少時，原則上可將任一種組分看成溶劑。
特征
分散體系的性質常隨分散相粒子的大小而改變，因此按分散相粒子的大小不同可將分散系分為真溶液、膠體溶液和濁液。其中小分子或離子分散系，分散相粒子的直徑在1nm以下的稱為真溶液。分散相粒子的直徑在1~100nm的稱為膠體溶液。分散相粒子的直徑在100nm以上的稱為粗分散系，也稱為濁液。不同分散系的主要性質：
溶液一般具有的特征包括：均勻性，溶液各處的密度、組成和性質完全相同。穩定性，外界條件不變時，即使溶液長時間放置，溶質和溶劑也不會分離。溶液組分皆以分子或離子狀態存在。由于溶液是小分子或離子分散系，分散相直徑小于1nm，粒子很小，在分散相和分散劑之間沒有界面不能阻止光線通過，因此溶液是透明的，無丁達爾效應的。
分類
溶液有許多不同種類。將一種氣體溶解在另外一種氣體中可形成氣體溶液，如空氣。也可以將一種或幾種固體、氣體、液體溶解在另外一種固體之中形成固體溶液，如合金鋼。將氣體、液體或固體等溶于液體中形成的液體溶液。其中固體溶液的反應速率一般很慢，氣體間的反應難于控制，液體溶液中的原子、離子和分子可自由地運動，因而其反應速率通常比固體溶液中的反應快得多，卻又很少像氣體反應那樣難于控制。
其中液體溶液還可以分為飽和溶液和不飽和溶液。飽和溶液是指在一定溫度、一定量的溶劑中，溶質不能繼續被溶解的溶液。不飽和溶液是指在一定溫度、一定量的溶劑中，溶質可以繼續被溶解的溶液。一般情況下，飽和溶液與不飽和溶液間可以互相轉化，不飽和溶液可通過增加溶質（對一切溶液適用）、降低溫度（適用于溶質的溶解度隨溫度升高而升高的溶液，反之則需要升高溫度）、蒸發溶劑（對溶劑是液體的溶液適用）的方式轉化為飽和溶液。飽和溶液可通過增加溶劑（對一切溶液適用）、升高溫度（對溶質的溶解度隨溫度升高而升高的溶液適用，反之則需要降低溫度）等方式轉化為不飽和溶液。
根據溶質性質，液體溶液又可分為電解質溶液和非電解質溶液。電解質是指在水溶液或熔融狀態下能導電的化合物（如NaCl），電解質溶液是指溶質（電解質）溶解于溶劑后完全或部分離解為離子的溶液。電解質溶液具有導電性，常見的酸、堿、鹽溶液均為電解質溶液。根據溶液中電解質解離程度的大小，電解質溶液可分為強電解質溶液和弱電解質溶液。常見的強酸、強堿、大部分鹽溶液都是強電解質溶液。
非電解質是指在水溶液中或熔融狀態下都不能導電的化合物，通常包括大部分有機化合物、非金屬氧化物等。由非電解質形成的溶液就是非電解質溶液，如常見的蔗糖水溶液。
溶解度
溶解性是指一種物質溶解在另一種物質中的能力。溶解性與溶質和溶劑的性質有關，油和食鹽在同一溶劑中的溶解性大小不同，而食鹽在水和汽油中的溶解性也不同。
在一定溫度下，某物質在100 g溶劑中達到飽和狀態時所溶解的克數，叫做這種物質在該溫度下在這種溶劑中的溶解度。它是表示物質溶解性大小的物理量。
影響物質溶解度的因素主要有溫度和壓力。其中大多數固體物質的溶解度隨溫度升高而增大，如NaCl，少數固體物質的溶解度受溫度影響不大，極少數固體物質的溶解度隨溫度升高而減小，如Ca(OH)2。壓力對固體物質的溶解度影響很小，一般可忽略不計。液體物質相互間的溶解度一般隨溫度升高而增大。壓力對液體物質的溶解影響也很小，亦可忽略不計。對氣體物質而言， 一般情況下，氣體物質的溶解度隨溫度升高而減小，隨壓力升高而增大。氣體物質的溶解度一般用在一定溫度和一個標準大氣壓下，一體積溶劑所能溶解的氣體的體積數來表示。
形成機制
溶液的形成過程就是溶質以分子或離子狀態進入溶劑并依靠擴散與對流等傳質方式在溶劑本體內均勻分散的過程，這是一個復雜的物理與化學過程。當一種物質分散于另一種物質時，能否形成溶液，主要取決于溶液中分子（離子）的行為，特別是分子間的作用力。
溶劑與溶質混合形成溶液的過程（焓變ΔHsoln）由三步組成：一是將純溶劑變成分隔開的分離溶劑分子，需要消耗能量用于克服溶劑分子間的吸引力，因此其焓變ΔHa>0；二是將純溶質變成分隔開的分離溶質分子，同理其焓變ΔHb>0；三是分離溶劑分子與分離溶質分子相互吸引而形成溶液，此時將釋放出部分能量，其焓變ΔHc<0。整個溶液形成過程的焓變為：ΔHsoln=ΔHa+ΔHь+ΔHc，其值的符號與大小取決于溶劑分子間、溶質分子間、溶劑分子與溶質分子間的作用力。這些分子間作用力的相對強度可分為四種情況：
所有分子間作用力為同類型且等強度時，溶劑與溶質分子可以任意地混合，形成溶液。這種溶液稱為理想溶液，因此從純溶劑和純溶質的性質可以預測溶液的性質。理想溶液形成過程的焓變為零，許多液態烴的混合物接近理想溶液。
當異種分子間的吸引力大于同種分子間的作用力時，會形成溶液。此時一般不能從純溶劑和純溶質的性質預測溶液的性質，因此這種溶液稱為非理想溶液。這種情況下的焓變小于零，即溶液的形成過程是放熱過程。丙酮與三氯甲烷形成的溶液屬于這一類型，分子間能形成弱的氫鍵。
當異種分子間的吸引力略小于同種分子間的作用力時，也可能形成非理想溶液。這種情況下的焓變大于零，即溶液的形成過程是吸熱過程。非極性的CS2與極性的丙形成的溶液屬于這一類型，極性的丙酮分子之間存在偶極-偶極作用力。
當異種分子間的吸引力比同種分子間的作用力小很多時，無法形成溶液，只能形成多相混合物。如非極性的辛烷分子無法與水分子形成溶液。
以上四種情況可概括為“相似相溶”原理，即具有相似結構的物質可能具有相似的分子間力，從而可以相互溶解。當溶質為固態時，由于離子晶體中不存在獨立的分子，取而代之的是離子晶體中的晶格能。離子晶體在水中的溶解過程可以簡化為離子晶體中的正陰離子在水分子偶極的作用下，克服晶格能而進入溶劑，并與水分子進一步作用生成水合離子。將固體溶質不斷地緩慢地加人溶劑中時，一方面，固體溶質不斷溶解，另一方面，溶解在溶劑中的溶質粒子可能會相互結合并進行結晶。剛開始只發生溶解，而結晶可以忽略，隨時間的增加，溶解在溶劑中的溶質的量不斷增加，從而結晶的速率也逐步增加，在一定條件下，溶解與結晶會等速率進行，整個溶液化過程達到動態平衡。對于大多數（約95%）離子晶體來說，溶解為吸熱過程。
濃度的表示方法
溶液的濃度是指一定量的溶液（或溶劑）中所含溶質的量。其表示方法可分為兩大類：一類是用溶質和溶劑的相對量表示；另一類是用溶質和溶液的相對量表示。由于溶質、溶劑或溶液使用的單位不同，濃度的表示方法也不同。常用的方法有物質的量濃度、質量摩爾濃度、體積分數、質量分數和質量濃度。
物質的量濃度
物質的量是用來表示物質多少的物理量，常用符號n表示，單位為mol（摩爾），在使用摩爾時應指明基本單元，基本單元可以是原子、分子、離子、電子及其他粒子或是這些粒子的特定組合，1 mol任何物質都含有6.023x1023個基本單元。
溶液中溶質B的物質的量（nB）除以溶液的體積（V），稱為物質B的物質的量濃度，簡稱濃度，用符號cB或c(B)表示，常用單位為：mol/L、mmol/L等。
質量濃度和質量摩爾濃度
溶液中溶質B的質量（m）除以溶液的體積（V），稱為物質B的質量濃度，用符號ρB或p(B)表示。質量濃度的基本單位kg/m3，常用單位是g/L、mg/L等。
溶液中溶質B的物質的量（nB）除以溶劑的質量（mA），稱為物質B的質量摩爾濃度，用符號bB或b(B)表示，單位為mol/kg，即：
質量分數和體積分數
溶液中溶質B的質量（mB）與溶液（或混合物）的質量（m）之比，稱為溶質B的質量分數，用符號ωB表示，即：
溶液中溶質B的體積（VB）與溶液（或混合物）的體積（V）之比，稱為溶質B的體積分數，用符號φB表示，即：
其它方法
體積摩爾濃度：系指1L溶液中含有溶質的摩爾數，以符號mol/L表示。體積摩爾濃度可表示溶液中各種結構單元的濃度，如溶液中物質的克分子數、克離子數等。
當量濃度：又稱克當量濃度。用1升溶液所含溶質的克當量數來表示溶液的濃度，用N表示。由于溶液的體積隨溫度而變，因此，克當量濃度也隨溫度而變。如1升溶液中含1.0克當量的鹽酸，則其當量濃度為1.0N。
百萬分濃度：又稱ppm濃度，是用溶質質量占全部溶液質量的百萬分比來表示的溶液濃度（10-6），ppm是百萬分數的符號，多用于表示極稀溶液的濃度。
十億分濃度：又稱ppb濃度，表示溶質質量占溶液質量的十億分之幾（10-9），多用于極稀的溶液中痕量物質的濃度。
稀溶液的依數性
溶液的性質可分兩類：一類主要與溶質的本性有關，如溶液的酸堿性、顏色、化學性質等；另一類則與溶質的本性無關，而只與一定量溶液中所含溶質粒子的數量有關，即只與溶液的濃度有關，如溶液的飽和蒸氣壓下降、沸點升高、冰點下降和滲透壓等。這類性質稱為稀溶液的依數性，又稱稀溶液的通性。
蒸氣壓下降
液體的蒸氣壓是指在一定的溫度下，密封容器中的液體，由于分子的熱運動，液體分子不斷地蒸發而在液面上方形成蒸氣，與此同時，液面附近的蒸氣分子也凝聚回到液體之中。當蒸發速度與凝聚速度剛好相等時，氣相和液相處于平衡狀態，此時該溫度條件下的蒸氣壓稱為該液體在這個溫度下的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓。
蒸氣壓下降是指在溶劑中加入難揮發的非電解質后，由于部分溶液表面被難揮發的溶質分子占據，溶劑的表面積相對減小，單位時間內溶液表面蒸發的溶劑分子數小于純溶劑蒸發的溶劑分子數，結果達到平衡時，溶液的蒸氣壓必定比純溶劑的蒸氣壓低的現象。實驗表明，這種現象符合拉烏爾定律，即對于難揮發性非電解質的稀溶液，蒸氣壓的下降與溶質的質量摩爾濃度成正比，與溶質的本性無關。
沸點升高
含有難揮發性非電解質稀溶液的沸點總是高于相應純溶劑的沸點，這一現象稱為溶液的沸點升高。沸點升高是由于蒸氣壓降低，加熱到原來的沸點溫度時蒸氣壓小于外壓，不能沸騰。只有繼續升高溫度，蒸氣壓等于外壓才能沸騰，因此沸點升高。實驗證明，沸點升高值與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比。
凝固點降低
在一定的外壓下，物質的液相和固相蒸氣壓正好相等而達到平衡時的溫度稱為凝固點。在平衡時，固相和液相的蒸氣壓相等，由于溶質溶于溶劑形成稀溶液后，溶劑的蒸氣壓會下降，故純溶劑固相蒸氣壓在較低的情況下就等于稀溶液的蒸氣壓，即在較低的溫度下開始析出晶體。所以稀溶液的凝固點低于純溶劑的凝固點，且凝固點下降值與溶液中溶質的質量摩爾濃度成正比。
滲透現象與滲透壓
將同時處于敞開的大氣壓下的純溶劑和稀溶液用一種只允許溶劑分子透過而溶質分子不能透過的半透膜隔開，隔一段時間后，會發現溶液一側的液面升高。這是由于膜兩側單位體積內溶劑分子數不等，單位時間內由純溶劑進入溶液中的溶劑分子數要比由溶液進入純溶劑的多，因此在溶液的一側會出現液面升高的現象，稱為滲透現象。
為了阻止滲透現象的發生，在高濃度一側施加的最小額外壓力，即為滲透壓。滲透壓能夠維持只允許溶劑通過的膜所隔開的溶液與溶劑之間的滲透平衡。滲透壓的符號為Π，單位為Pa或kPa。范特霍夫定律表明，一定溫度下，稀溶液滲透壓只與單位體積溶液中溶質微粒數的多少有關，而與溶質的本性無關。稀溶液的滲透壓與溶液濃度和溫度的關系為：
配制方法
一般溶液的配制方法
溶液配制時，要先根據要求，計算出所需溶質和溶劑的量，選適當的儀器進行稱取或量取試劑，將樣品用適量溶劑溶解后，再稀釋至所需體積。配制一般溶液常用的方法有直接水溶法和介質水溶法。
直接水溶法：對于易溶于水、不易水解的固體試劑，如氫氧化鈉、NaCl、NaAc等，在配制其水溶液時，可先計算出配制一定濃度、一定體積的溶液所需用的固體試劑的質量，用分析天平稱取所需量置于燒杯中，加少量純水攪拌使其溶解，分多次轉移至試劑瓶中，稀釋至所需體積。
介質水溶法：對于易氧化、易水解的固體試劑，如SnCl2、FeSO4等，在配制其水溶液時，根據所配溶液的濃度、體積，先稱取所需量置于燒杯中，加入適量一定濃度相應的酸或堿使其溶解，再用純水稀釋至所需體積。配好后要加入相應的純金屬錫粒、鐵釘等，以防其因被氧化而變質。
配制溶液時需注意，配制飽和溶液時，所用溶質的量應稍多于計算量。加熱溶解、冷卻、待結晶析出后再用，這樣可以保證溶液處于飽和狀態。配制易水解的鹽溶液時，必須將試劑先溶解，在相應的酸溶液中，以抑制水解，再稀釋至所需濃度。配制易氧化的低價金屬鹽類時，不僅需要酸化溶液還應在該溶液中加入相應的純金屬以防低價金屬離子被氧化。
標準溶液的配制方法
標準溶液常用的兩種配制方法：直接配制法和間接配制法。直接配制法要求準確，需用萬分之一分析天平準確稱取一定量的基準試劑，加入適量溶劑使之溶解，再定量轉移到容量瓶中，用溶劑稀釋至刻度，搖勻。根據稱取物質的質量和容量瓶的體積，計算準確濃度。而有些試劑不宜用直接法配制標準溶液，而要用間接配制法，也稱標定法。先用磅秤粗略稱取一定量物質，配成一近似所需濃度的溶液，再選擇合適的基準物質或已知濃度的標準溶液來標定它的準確濃度。
溶液儲存
儲存方法
溶液要用帶塞的試劑瓶盛裝，見光易分解的溶液要裝于棕色瓶中，揮發性試劑（如用有機溶劑配制的溶液）瓶塞要嚴密，見空氣易變質及放出腐蝕性氣體的溶液也要蓋緊，長期存放時要用石蠟封住。濃堿液應用塑料瓶裝，如裝在玻璃瓶中，要用橡皮塞塞緊，不能用玻璃磨口塞。
注意事項
溶液儲存時應注意溶液發生變質：玻璃與水和試劑作用會被侵蝕（特別是堿性溶液），使溶液中含有鈉、鈣、硅酸鹽等雜質。某些離子被吸附于玻璃表面，這對于低濃度的離子標準液不可忽略。故低于1mg/mL的離子溶液不能長期儲存。由于試劑瓶密封不好，空氣中的CO2、O2、NH3或酸霧侵入會使溶液組分發生變化。某些溶液見光分解（硝酸銀、汞鹽等），有些溶液放置時間較長后逐漸水解（如鉍鹽、銻鹽等），有些溶液（Na2S2O3）還會受微生物作用逐漸使濃度變低。某些絡合滴定指示劑溶液放置時間較長后發生聚合和氧化反應等，不能敏銳指示終點（如鉻黑T、二甲酚橙等）。易揮發組分的揮發，會使溶液濃度降低，導致實驗出現異常現象。
應用領域
化學領域
溶液可以加速和控制化學反應的速度，兩種能夠起反應的固態物質混和在一起，反應進行得很慢。但把這兩種物質分別配成溶液后再混和，反應就能很快進行。例如，使用二氧化碳滅火器，必須要很快地產生二氧化碳。除了直接用液態二氧化碳滅火器外，也可以用由溶液間的化學反應迅速產生二氧化碳的設備，即泡沫滅火器。泡沫滅火器里面裝有能產生二氧化碳的硫酸鋁溶液和碳酸氫鈉溶液。使用時，傾倒滅火器，使兩種溶液混和，立即發生化學反應，放出大量二氧化碳氣體來滅火。
工業生產中，許多化學物質都是在溶液里制備、分離和提純的，這是由于在溶液里發生的化學反應既迅速又完全。如從海水里提取食鹽，除去其中混有的固體雜質，可溶性雜質等；用食鹽為原料制取重要的化工原料氫氧化鈉時，也要把食鹽配成溶液，放入電解槽里，電解制備；用食鹽為原料制取化工原料碳酸鈉時，則需先制取碳酸氫鈉溶液；制備葡萄糖時，通常是用淀粉或纖維素作原料配成溶液，在催化劑的作用下，起水解反應制得的。
醫學領域
溶液在醫學領域具有重要的作用。人體內許多物質都是以溶液的形式存在，如血漿、淋巴液、組織液等；體內物質的新陳代謝必須在溶液中進行；食物經消化形成溶液才能被吸收利用；許多藥物也需要配成溶液才能使用，如人體補液用的葡萄糖溶液和生理鹽水、醫治細菌感染引起的各種炎癥的注射液（如慶大霉素、卡那霉素針劑）、各種眼藥水等；人體血液pH在7.35~7.45，這與緩沖溶液作用有關；臨床上給病人大量輸液時要特別注意溶液的濃度，濃度不當會產生不良后果，這和溶液的滲透壓有密切關系。
在相同溫度下，滲透壓相等的溶液稱為等滲溶液，若兩種溶液的滲透壓不等，相對來說，滲透壓高的稱高滲溶液，滲透壓低的稱低滲溶液。在醫學上，等滲、低滲和高滲溶液是以血漿滲透壓作為比較標準。凡是溶質的粒子總濃度在280~320 mmol/L范圍內的溶液均稱等滲溶液，濃度低于280 mmol/L的溶液稱低滲溶液，高于320 mmol/L的溶液稱高滲溶液。醫藥上常用的等滲溶液有9 g/L的氯化鈉、50 g/L的葡萄糖溶液、1/6 mol/L的乳酸鈉溶液等。常用的高滲溶液有100 g/L的氯化鈉溶液、1 mol/L的乳酸鈉溶液和100 g/L的葡萄糖溶液等。
參考資料 >