在高考化学复习中，物质的量浓度是一个重要的概念，它不仅贯穿于化学反应的基础计算，还广泛应用于溶液配制、化学平衡以及酸碱滴定等重要领域。为了帮助同学们更好地掌握这一知识点，本文将从基本定义、计算公式到典型例题进行全面梳理和分析。
一、物质的量浓度的基本概念
物质的量浓度（简称浓度）是指单位体积溶液中所含溶质的物质的量。其数学表达式为：
\[
C = \frac{n}{V}
\]
其中：
- \( C \) 表示物质的量浓度，单位通常为 mol/L；
- \( n \) 表示溶质的物质的量，单位为 mol；
- \( V \) 表示溶液的体积，单位为 L。
理解这一公式的关键在于明确溶质、溶剂和溶液之间的关系。例如，在配制一定浓度的盐酸溶液时，需要精确称量固体或量取液体，并将其溶解于适量水中，最终得到目标浓度。
二、常见计算类型及方法
1. 已知溶质质量和体积求浓度
- 公式：\( C = \frac{m}{M \cdot V} \)
- 其中 \( m \) 为溶质质量，\( M \) 为溶质摩尔质量。
- 示例：将 5.85 g NaCl 溶解于水配制成 500 mL 溶液，求所得溶液的浓度。
解答：\( C = \frac{5.85}{58.5 \times 0.5} = 0.2 \, \text{mol/L} \)
2. 稀释定律的应用
- 公式：\( C_1 V_1 = C_2 V_2 \)
- 此公式适用于稀释操作，即通过加入溶剂改变溶液浓度而不改变溶质的质量。
- 示例：现有 100 mL 浓度为 6 mol/L 的硫酸溶液，欲稀释至 3 mol/L，需加多少水？
解答：设需加水 \( x \, \text{L} \)，则 \( 6 \times 0.1 = 3 \times (0.1 + x) \)，解得 \( x = 0.1 \, \text{L} \)。
3. 混合溶液的浓度计算
- 当两种不同浓度的溶液混合时，总物质的量守恒。
- 示例：将 50 mL 0.2 mol/L 的 KCl 溶液与 100 mL 0.1 mol/L 的 KCl 溶液混合，求混合后溶液的浓度。
解答：\( C_{\text{混}} = \frac{n_1 + n_2}{V_1 + V_2} = \frac{(0.2 \times 0.05) + (0.1 \times 0.1)}{0.05 + 0.1} = 0.1 \, \text{mol/L} \)
三、经典例题解析
例题 1
将 20 g 质量分数为 40% 的 NaOH 溶液蒸发掉 10 g 水后，求剩余溶液的物质的量浓度。
解析
原溶液中 NaOH 的质量为 \( 20 \times 40\% = 8 \, \text{g} \)，剩余溶液质量为 \( 20 - 10 = 10 \, \text{g} \)。
NaOH 的摩尔质量为 40 g/mol，则物质的量为 \( \frac{8}{40} = 0.2 \, \text{mol} \)。
剩余溶液的体积约为 10 mL（假设密度接近水），因此浓度为：
\[
C = \frac{0.2}{0.01} = 20 \, \text{mol/L}
\]
例题 2
现有 100 mL 0.1 mol/L 的 HCl 溶液和 100 mL 0.2 mol/L 的 NaOH 溶液，充分反应后，求最终溶液的 pH 值。
解析
HCl 和 NaOH 反应完全生成 NaCl 和水，根据物质的量守恒，消耗 HCl 和 NaOH 的物质的量相等。
\( n_{\text{HCl}} = 0.1 \times 0.1 = 0.01 \, \text{mol} \)，
\( n_{\text{NaOH}} = 0.2 \times 0.1 = 0.02 \, \text{mol} \)。
过量的 NaOH 物质的量为 \( 0.02 - 0.01 = 0.01 \, \text{mol} \)。
最终溶液总体积为 \( 100 + 100 = 200 \, \text{mL} \)，
剩余 OH⁻ 浓度为 \( \frac{0.01}{0.2} = 0.05 \, \text{mol/L} \)。
pOH = -log[OH⁻] = -log(0.05) ≈ 1.30，
pH = 14 - pOH = 14 - 1.30 = 12.70。
四、备考建议
1. 熟练掌握基本公式及其变形形式，灵活应对各种题目。
2. 注意单位换算，尤其是体积单位与摩尔数之间的对应关系。
3. 结合实际问题进行练习，提高解决复杂情境的能力。
通过以上内容的学习与实践，相信同学们能够更加扎实地掌握物质的量浓度及其计算方法，为高考化学复习打下坚实基础。
