第02讲 物质的量浓度及其溶液的配制 （讲义）-【能力突破】2024年高考化学大一轮复习卓越讲义

第02讲 物质的量浓度及其溶液的配制 考点导航 考点一　物质的量浓度及其计算 重难点辨析 一、有关物质的量浓度计算的四大类型 由定义出发，运用守恒(溶质守恒、溶剂守恒等)及公式c=、w=×100%；ρ=进行推理，注意密度的桥梁作用，不要死记公式。 1．标准状况下，气体溶液的物质的量浓度的计算 c＝ 2．溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算 (1)计算公式：c＝ (c为溶质的物质的量浓度，单位mol·L－1，ρ为溶液的密度，单位g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量，单位g·mol－1)。 当溶液为饱和溶液时，因为w＝，可得c＝。 (2)公式的推导(按溶液体积为V L推导) c＝＝＝或w＝＝＝。 3．溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算 (1)溶液稀释 ①溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1w1＝m2w2。 ②溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1＝c2V2。 ③溶液质量守恒，即m(稀)＝m(浓)＋m(水)(体积一般不守恒)。 (2)溶液混合 ①混合前后溶质的质量保持不变，即m1w1＋m2w2＝m混w混。 ②混合前后溶质的物质的量保持不变，即c1V1＋c2V2＝c混V混。 4．应用电荷守恒式进行未知离子的浓度计算 溶液中所有阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。 例如：CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中存在 c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。 二、溶质相同、溶质质量分数不同的两溶液混合规律 同一溶质、溶质质量分数分别为a%、b%的两溶液混合： (1)等体积混合 ①当溶液密度大于1 g·cm－3时，必然是溶液浓度越大，密度越大(如H2SO4、HNO3、HCl、NaOH等多数溶液)，等体积混合后，溶质质量分数w＞(a%＋b%)。 ②当溶液密度小于1 g·cm－3时，必然是溶液浓度越大，密度越小(如酒精、氨水溶液)，等体积混合后，溶质质量分数w＜(a%＋b%)。 (2)等质量混合 两溶液等质量混合时(无论ρ＞1 g·cm－3还是ρ＜1 g·cm－3)，混合后溶液中溶质的质量分数w＝(a%＋b%)。 以上规律概括为“计算推理有技巧，有大必有小，均值均在中间找，谁多向谁靠”。 规律·方法·技巧·点拔 1．有关物质的量浓度计算的三个易错点 (1)溶液中溶质的判断 ①与水发生反应的物质，溶质发生变，水量减少，如: Na、Na2O、Na2O2NaOH CO2、SO2、SO3 H2CO3、H2SO3、H2SO4 NH3NH3·H2O(溶质按NH3进行计算) ②结晶水合物，溶质不变但水量增多，如CuSO4·5H2OCuSO4，FeSO4·7H2OFeSO4。 (2)混淆溶液的体积和溶剂的体积 ①不能用溶剂的体积代替溶液的体积，尤其是固体、气体溶于水时，一般根据溶液的密度计算溶液的体积:V=。 ②溶液稀释或混合时，溶液的体积一般不可直接相加，应根据溶液的质量和密度求算混合溶液的体积。溶液密度的单位一般是g·mL-1，而溶液体积的单位一般是L，要注意单位的换算。若题中注明“忽略混合后溶液体积变化”，则溶液的总体积一般按相加计算。 (3)部分与整体的关系 溶质的浓度和离子的浓度不一定相同，要注意根据化学式具体分析。如1mol·L-1Al2(SO4)3溶液中c(S)=3mol·L-1，c(Al3+)等于2mol·L-1(考虑Al3+水解时,则其浓度小于2mol·L-1)。 2．巧用电荷守恒求解离子浓度 任何电解质溶液中均存在电荷守恒，即溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。如Al2(SO4)3溶液中的电荷守恒关系为3c(Al3+)+c(H+)=2c(S)+c(OH-)，只要知道其中三种离子的浓度，即可求剩余一种离子的浓度。 注意：一般情况下，列电荷守恒等式时不能忽略H＋、OH－，但在计算时，酸性溶液中常可忽略OH－，碱性溶液中常可忽略H＋。 典型例题剖析 考向1　物质的量浓度概念的理解 【典例1】（2022·全国·高三专题练习）下列说法正确的是 A．将44.8 L的HCl气体溶于水配成1 L溶液，溶液的浓度为2 mol/L B．将40 g NaOH固体溶解在1 L水中，所得溶液的浓度恰好是1 mol/L C．2 L0.2 mol/L的NaCl溶液与5 L0.4 mol/L的NaCl溶液的Cl-浓度之比为1：2 D．从100 mL硫酸溶液中取出10 mL，则这10 mL硫酸溶液的物质的量浓度是原溶液的 【变式练1】（2022·全国·高三专题练习）下列说法中正确的是 A．把98g硫酸溶于1 L水中，则溶液的物质的量浓度为1mol•L-1 B．1mol•L-1的NaCl溶液是指此