溶液中的电荷守恒的应用

溶液中的电荷守恒的应用

一、溶液中离子浓度的大小判断

1．用0.1 mol·L－1的盐酸滴定0.1 mol·L－1的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是() A．c(NH＋4)>c(Cl－)，c(OH－)>c(H＋)

B．c(NH＋4)＝c(Cl－)，c(OH－)＝c(H＋)

C．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(OH－)>c(H＋)

D．c(Cl－)>c(NH＋4)，c(H＋)>c(OH－)

2．已知HF的电离程度大于等浓度的CH3COOH的电离程度，则在相同条件下，同浓度等体积的NaF、CH3COONa溶液中，离子总数()

A．前者多B．后者多

C．一样多D．无法确定

3．已知HF的酸性比HCN的酸性强。现有物质的量浓度和体积均相同的NaF和NaCN两种溶液，已知前者溶液中离子数目为n1，后者溶液中离子数目为n2。下列关系正确的是() A．n1＝n2B．n1>n2

C．n1

4．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH＝7，则此溶液中()

A．c(HCOO－)>c(Na＋)

B．c(HCOO－)＜c(Na＋)

C．c(HCOO－)＝c(Na＋)

D．无法确定c(HCOO－)与c(Na＋)的关系

5．将0.2 mol·L－1 HCN溶液和0.1 mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是()

A．c(HCN)＜c(CN－) B．c(Na＋)

C．c(HCN)－c(CN－)＝c(OH－) D．c(HCN)＋c(CN－)＝0.1 mol·L－1

二、溶质的组成、确定离子类别的判断

6．今有一混合物的水溶液，只可能含有以下离子中的若干种：K＋、NH＋4、Cl－、Mg2＋、Ba2＋、CO2－3、SO2－4。现取三份100 mL溶液进行如下实验：

(1)第一份加入AgNO3溶液有沉淀产生

(2)第二份加足量NaOH 溶液加热后，收集到气体0.68 g

(3)第三份加足量BaCl 2溶液后，得干燥沉淀6.27 g ，经足量盐酸洗涤、干燥后，沉淀质量为

2.33 g

根据上述实验，以下推测正确的是( )

A ．K ＋一定存在

B ．100 mL 溶液中含0.6 g CO 2－3

C ．Cl －不可能存在

D ．Ba 2＋一定不存在，Mg 2＋可能存在 三、溶液中某些离子的浓度计算

7．在a L Al 2(SO 4)3和(NH 4)2SO 4的混合物溶液中加入b mol BaCl 2，恰好使溶液中的SO 2－4完全沉淀；如加入足量强碱并加热可得到c mol NH 3，则原溶液中的Al 3＋浓度(mol·L －1)为( ) A.2b －c a

B.2b －c 2a

C.2b －c 3a

D.2b －c 6a

8．由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液，其pH ＝1，c (Al 3＋)＝0.4 mol·L －1，c (SO 2－4)＝

0.8 mol·L －1，则c (K ＋

)为( ) A ．0.15 mol·L －1 B ．0.2 mol·L －

1 C ．0.3 mol·L －1 D ．0.4 mol·L －

1 9．下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是( )

A ．0.1 mol·L －1NaHCO 3溶液：c (Na ＋)>c (HCO －3)>c (CO 2－

3)>c (H 2CO 3) B ．0.1 mol·L －1NaHCO 3溶液与0.1 mol·L －1NaOH 溶液等体积混合：c (Na ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)

C ．0.1 mol·L －1NaHCO 3溶液与0.2 mol·L －1NaOH 溶液等体积混合：c (Na ＋)>c (OH －)>0.05 mol· L －1>c (CO 2－3)>c (HCO －

3) D ．0.2 mol·L －1NaHCO 3溶液与0.1 mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合：c (CO 2－3)＋2c (OH －

)＝

c (HCO －3)＋3c (H 2CO 3)＋c (H ＋)

答案精析

1．C [反应过程中，溶液中的离子为Cl －、NH ＋4、H ＋ 、OH －，根据电荷守恒c (NH ＋4)＋

c (H ＋)＝c (Cl －)＋c (OH －)，不可能出现阴离子均大于阳离子的情况。]

2．A

3．B [由电荷守恒原理得：c (Na ＋)＋c (H ＋)1＝c (F －)＋c (OH －)1，c (Na ＋)＋c (H ＋)2＝c (CN －)＋c (OH －)2；根据题意：F －的水解程度小于CN －的水解程度，有c (F －)>c (CN －)，NaF 溶液中c (H ＋)相对较大，即[c (Na ＋)＋c (H ＋)1]>[c (Na ＋)＋c (H ＋

)2], 故n 1>n 2。] 4．C

5．D [反应后溶液中溶质为等物质的量HCN 与NaCN ，由电荷守恒原理得：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (CN －)＋c (OH －)，由溶液呈碱性得：c (OH －)>c (H ＋)，故c (Na ＋)>c (CN －)；根据物料守恒知D 选项正确。]

6．A [ (1)说明溶液中可能存在Cl －、SO 2－4、CO 2－3等离子。据(2)知NH ＋4＋OH －=====△

NH 3↑＋ H 2O ，则NH ＋

4物质的量为0.04 mol 。据(3)知： BaSO 4 2.33 g(0.01 mol)，即100 mL 溶液

中含有0.01 mol SO 2－4；BaCO 3为6.27 g －2.33 g ＝3.94 g(0.02 mol)，即CO 2－3有0.02 mol; Ba 2＋、Mg 2＋不会存在，Cl －可能存在。由于n (NH ＋4)<2n (CO 2－3)＋2n (SO 2－

4)，由电荷守恒可知，必有K ＋。]

7．C

8．C [由电荷守恒c (H ＋)＋3c (Al 3＋)＋c (K ＋)＝2c (SO 2－4)＋c (OH －)，得：c (K ＋)＝0.3 mol·L －1[由于溶液呈酸性，溶液中n (OH －)很小，计算过程中可忽略]。]

9．C [A 项，NaHCO 3溶液显碱性，所以HCO －3水解大于电离，则c (H 2CO 3)>c (CO 2－3)，错误；B 项，两者反应后为Na 2CO 3溶液，由物料守恒知，n (Na)＝2n (C)，则c (Na ＋)＝2c (CO 2－3)＋2c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3),错误；C 项，反应后的溶液为0.05 mol·L －1 Na 2CO 3和0.05 mol·L －1 NaOH 的混合溶液，CO 2－3水解会产生OH －，所以c (OH －)>0.05 mol·L －1>c (CO 2－

3)，正确；D 项，反应后的溶液中c (NaHCO 3)∶c (Na 2CO 3)＝1∶1，由电荷守恒知，c (Na ＋)＋c (H ＋)＝c (HCO －

3)

＋2c (CO 2－3)＋c (OH －)，由物料守恒知，3n (C)＝2n (Na)，则2c (Na ＋)＝3c (CO 2－3)＋3c (HCO －3)＋3c (H 2CO 3)，消去c (Na ＋)可得，c (CO 2－3)＋2c (OH －)＝c (HCO －

3)＋3c (H 2CO 3)＋ 2c (H ＋)，错误。]

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒

高中化学溶液中的三个平衡与三个守恒 一、溶液中的三个平衡 在中学阶段溶液中的三个平衡包括：电离平衡、水解平衡以及沉淀溶解平衡，这三种平衡都遵循勒夏特列原理——当只改变体系的一个条件时，平衡向能减弱这种改变的方向移动。 1. 电离平衡常数、水的离子积常数、溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数和水的离子积常数随着温度的升高而增大，因为弱电解质的电离和水的电离均为吸热过程。 2. 弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如：NaHSO3、NaH2PO4等。 3. 沉淀溶解平衡的应用 沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水的处理、物质的提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动原理加以分析。 当Q C＞K SP时，生成沉淀；当Q C＜K SP时，沉淀溶解；当Q C＝K SP时，达到平衡状态。 4. 彻底的双水解 常见的含有下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的双水解。需要特别注意的是在书写这些物质的水解方程式时，应用“===”，并将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。如：当Al3+分别遇到AlO2－、CO32－、HCO3－、S2－时，[3AlO2－+ Al3+ + 6H2O === 4Al(OH)3↓]；当Fe3+分别遇到CO32－、HCO3－、AlO2－时；还有NH4+与Al3+；SiO3与Fe3+、Al3+等离子的混合。 另外，还有些盐溶液在加热时，水解受到促进，而水解产物之一为可挥发性酸时，酸的挥发又促进水解，故加热蒸干这些盐溶液得不到对应的溶质，而是对应的碱（或对应的金属氧化物）。如：①金属阳离子易水解的挥发性强酸盐溶液蒸干后得到氢氧化物，继续加热后得到金属氧化物，如FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2溶液蒸干灼烧得到的是Fe2O3、Al2O3、MgO 而不是FeCl3、AlCl3、Mg(NO3)2固体；②金属阳离子易水解的难挥发性强酸盐溶液蒸干后得到原溶质，如Al2(SO4)3、Fe(SO4)3等。③阴离子易水解的强碱盐，如Na2CO3等溶液蒸干后也可得到原溶质；④阴阳离子均易水解，此类盐溶液蒸干后得不到任何物质，如(NH4)2CO3

电荷守恒的内容及应用

电荷守恒的内容及应用 一、电荷守恒的基本内容 1、离子反应 在离子方程式中，左边净电荷总数一定等于右边的净电荷总数。 RO和I－发生反应的离子方程式如下： 【自测】．在一定条件下，-n3 -n RO＋6I－＋6H+＝R－＋3I2＋3H2O 3 RO中R元素的化合价是_________； (1) -n3 (2) R元素的原子最外层的电子数是___________。(MCE94) 2、溶液反应 在溶液或离子化合物中，阴离子所带负电荷总数=阳离子所带正电荷总数。 阴离子所带负电荷总物质的量=阳离子所带正电荷总物质的量 阴离子所带负电荷总浓度=阳离子所带正电荷总浓度 电荷的物质的量=离子的物质的量×电荷数；电荷浓度=离子浓度×电荷数 电荷守恒应注意： （1）必须找全溶液中存在的所有离子；(水的电离是否考虑是具体情况而定） （2）列出的电荷守恒式中，各离子物质的量或物质的量浓度前面的系数，必须与其所带的电荷数保持一致 （3多种物质的混合溶液应先考虑是否发生反应，发生反应后所得溶液仍为电中性， 二.电荷守恒的主要应用： 1、判断离子方程式的正误或配平离子方程式等。 2 溶液中阴、阳离子浓度的关系判断（离子浓度的大小） 3 溶质的组成、确定离子类别的判断 4溶液中某些离子的浓度计算 1．（2009全国Ⅰ）用0.1 mol·L-1的盐酸滴定0.10 mol·L-1的氨水，滴定过程中不可能 ．．．出现的结果是() A. c(NH4+)> c(Cl-)，c(OH-) > c(H+) B. c(NH4+)= c(Cl-)，c(OH-) = c(H+) C. c(Cl-) > c(NH4+)，c(OH-) > c(H+) D. c(Cl-) > c(NH4+)，c(H+)>c(OH-) 2．已知HF的电离程度大于等浓度的CH3COOH的电离程度，则在相同条件下，同浓度等体积的NaF、CH3COONa溶液中，离子总数() A.前者多 B.后者多 C.一样多 D.无法确定 3．常温下，将甲酸和氢氧化钠溶液混合，所得溶液pH=7，则此溶液中() A.c(HCOO-)＞c(Na+) B.c(HCOO-)＜c(Na+)

电荷守恒在解题中的应用

电荷守恒在解题中的应用 摘要：在溶液中溶液不显电性，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等即电荷守恒；在离子方程式反应前后阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等即电荷守恒，用电荷守恒计算比较简单。 关键词：电荷守恒、计算、高考应用 在高中化学中，电荷守恒是是一个非常重要的规律。电荷守恒的规律对我们解决化学中的此类是问题十分轻松、快捷、准确。在我们常见的守恒法中，电荷守恒是质量守恒定律之外、学习中最常用的也是最重要的守恒法之一。近几年各地的高考题中几乎都出现了电荷守恒的题目，这类题目用电荷守恒解十分快捷简单。为使同学们能够很好的解决此类问题方法，本人总结了教学中一点浅薄的心得与大家一起分享。 电荷守恒的内容 即在离子化合物（或溶液）中，阴离子所带负电荷总数=阳离子所带正电荷总数。 根据这一基本内容，在化合物中呈电中性，可以根据物质中正负电荷的物质的量，计算出阴、阳离子的物质的量之间的关系式；在溶液中也是呈电中性，可以根据单位体积溶液中电荷的物质的量求算出阴、阳离子的物质的量浓度之间的关系式。 【例1】将CaCl¬¬2 和CaBr2de的混合物13.400克溶于水配成500ml溶液，再通入过量的Cl2,完全反应后将溶液蒸干，得到干燥的固体11.175克。则原配溶液中， C(Ca2+):C(Cl-):C（Br-） A 3:2:1 B 1:2:3 C 1:3:2 D 2:3:1 分析：一个Ca2+所带的电荷数2，则根据溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，得原溶液中：2n C(Ca2+)=n C(Cl-)+n C（Br-） 把各个答案带入电荷守恒式子进行计算得知答案 答案选择D 【例 2 】盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（）

电解质溶液中的电荷守恒及其应用

电解质溶液中的电荷守恒及其应用我们之前学习了电解质溶液及盐类的水解，什么是水解？ 在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+和OH-结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，使水的电离平衡向电离的方向移动，显示出不同程度的酸性、碱性或中性。 那么盐类水解的规律是什么呢？还记得吧 有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，都强显中性。 电荷守恒内容: 电解质溶液导电吗？导电。为什么能导电？那电解质溶液带电吗？不带电。 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阳离子所带正电荷总数一定等于阴离子所带负电荷总数，这就是电荷守恒，也叫电中性原则。 溶液中电荷守恒书写三部曲 第一步：找出溶液中所有离子 第二步：阴、阳离子各写一边，中间各一个等号 第三步: 离子带多少电荷就在它前面写上那个数字 第四部：再次检查离子种类是否齐全，非一价粒子前的系数是否加上了 常见：Na2CO3，NaHCO3，CH3COONa，NH4Cl，Na2S，Na3PO4，Na2C2O4乙酸钠 例1：写出电荷守恒关系式 step1：找出溶液中存在的离子，阳离子有Na+和 H+，阴离子有CH3COO-和 OH-。 step2：列式子c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) step3：定系数 1c(Na+)+1c(H+)=1c(CH3COO-)+1c(OH-) step4：最终式 c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) 例2：Na3PO4溶液中的电荷守恒： c(Na+) + c(H+) = 3c(PO43-) + 2c(HPO42-) + c(H2PO4-) + c(OH-) 考试中如何应用： 1、直接利用。标志：阳 = 阴命题要点：非一价离子的系数是否准确；粒子种类是否齐全 2、间接利用。自己根据题意列出电荷守恒等式，用已知求未知或比较离子浓度大小。 当堂练习题： NaHCO3 溶液中：C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) CH3COONa： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Na2CO3： c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-) NaHCO3： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Na3PO4： c(Na+) + c(H+) = 3c(PO43-) + 2c(HPO42-) + c(H2PO4-) + c(OH-) Na2CO3：c(Na+)+ C(H+)= 2C(CO32-)+ C(HCO3-)+ C(OH-) NH4Cl：C(NH4+)+ C(H++)=C(Cl-)+ C(OH-) NaOH：C(Na+)+C(H+) = C(OH-) 1

化学电荷守恒物料守恒、质子守恒

对于溶液中微粒浓度（或数目）的比较，要遵循两条原则： 一是电荷守恒，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； 二是物料守恒，即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。（物料守恒实际属于原子个数守恒和质量守恒。） ★电荷守恒 1. 化合物中元素正负化合价代数和为零 2.溶液呈电中性：所有阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数 3.除六大强酸，四大强碱外都水解，多元弱酸部分水解。产物中有部分水解时产物 4.这个离子所带的电荷数是多少，离子前写几。 例如：NaHCO 3：c(Na +)+c(H +)=c(OH -)+c(HCO 3-)+2c(CO 32- ) ★物料守恒 物料守恒可以理解为原子守恒的另一种说法，即“任一化学反应前后原子种类（指原子核中质子数相等的原子，就是元素守恒）和数量分别保持不变”。 ⒈ 含特定元素的微粒（离子或分子）守恒 ⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒 ⒊ 特定微粒的来源关系守恒 【例1】在0.1mol/LNa3PO4溶液中： 根据P 元素形成微粒总量守恒有： c[PO 43-]+c[HPO 42-]+c[H 2PO 4-]+c[H 3PO 4]=0.1mol/L 根据Na 与P 形成微粒的关系有： c[Na +]=3c[PO 43-]+3c[HPO 42-]+3c[H 2PO 4-]+3c[H 3PO 4] 根据H2O 电离出的H+与OH-守恒有：c[OH -]=c[HPO 42-]+2c[H 2PO 4-]+3c[H 3PO 4]+c[H + ] 【例2】以NaHCO 3溶液为例 若HCO 3-没有电离和水解，则c （Na +）=c （HCO 3-） 现在HCO 3-会水解成为H 2CO 3，电离为CO 32-（都是1：1反应，也就是消耗一个HCO 3-，就产生一个H 2CO 3或者CO 32-），那么守恒式中把Na +浓度和HCO 3-及其产物的浓度和画等号（或直接看作钠与碳的守恒）： 即c(Na +) == c(HCO 3-) + c(CO 32-) + c(H 2CO 3) 【例3】在0.1mol/L 的H 2S 溶液中存在如下电离过程:（均为可逆反应）

盐溶液中的三大守恒关系

《盐溶液中的三大守恒关系》教学设计 【教学目标】 知识与技能：1、了解盐类水解中的电荷守恒、物料守恒以及质子守恒的原理； 2、能运用“三大守恒”解决实际问题。 过程与方法：1、能从盐溶液中各个微粒的存在形式中对比分析可以建立怎样的守恒； 2、通过比较三大守恒的关系，进一步深入认识“守恒思想”在化 学学科中的应用。 情感态度与价值观：1、体验科学探究的艰辛与愉悦； 2、建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。 【教学重难点】重点：盐溶液中三大守恒的原理 难点：三大守恒的应用 【教学方法】采取分析讨论、对比研究、归纳总结等 【教学过程】 一、知识回顾 1、电解质电离方程式的书写规则； 2、盐类水解方程式的书写规则。 二、知识讲解 以CH3COONa溶液和Na2CO3溶液为例，讲解三大守恒关系式的书写。 1、电荷守恒 溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。 例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)+ c(H+)=c(CH3COO-)+ c(OH-) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) + c(H+)= c(HCO3-) +2 c(CO32-) + c(OH-) 【强调】书写电荷守恒式需注意： （1）准确判断溶液中的离子种类； （2）弄清离子浓度和电荷浓度的关系，即离子所带电荷量做系数。

2、物料守恒 溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(Na+)=c(CH3COO-)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(Na+) =2 c(CO32-) +2c(HCO3-) +2c(H2CO3) 【强调】书写物料守恒式需注意： （1）准确的判断溶液中中心元素存在的微粒形式； （2）弄清中心元素之间的对应关系。 3、质子守恒 溶液中，由水电离产生的氢离子总浓度与由水电离产生的氢氧离子总浓度一定相等，无论微粒以自由离子形式存在或以弱电解质微粒形式存在。 例如：在CH3COONa溶液中，有如下关系： c(OH-)=c(H+)+c(CH3COOH) 在Na2CO3溶液中，有如下关系： c(OH-)= c(H+)+ c(HCO3-)+2c(H2CO3) 【强调】书写质子守恒式需注意： （1）弄清由水电离产生的H+和OH-的存在形式； （2）弄清被结合的H+或OH-离子浓度和弱电解质分子浓度的关系。 三、练习巩固与提升 1、写出下列溶液中的“三大守恒”关系式 ①NH4Cl溶液②Na2S溶液 2、试写出Na3PO4溶液中的“三大守恒”关系式 四、走向高考 1.硫酸铵溶液中离子浓度关系不正确的是( ) A．c(NH 4+)>c(SO 4 2-)>c(H＋)>c(OH－) B．c(NH 4+)＝2c(SO 4 2-) C．c(NH 4+)＋c(NH 3 ·H 2 O)＝2c(SO 4 2-) D．c(NH 4+)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(SO 4 2-)

溶液中的电荷守恒规律及其应用

溶液中的电荷守恒规律及其应用 电解质溶液溶液中存在三个守恒，电荷守恒，物料守恒和质子守恒。我们首先来看看电荷守恒。 电荷守恒规律内容: 电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阳离子所带正电荷总数一定等于阴离子所带负电荷总数。即：阳离子物质的量(或浓度)与其所带电荷数乘积的代数和等于阴离子物质的量(或浓度)与其所带电荷数乘积的代数和。 电荷守恒的本质： 电荷守恒的根据是溶液的电中性原理，说白了就是正离子总电荷必须和负离子总电荷相等。在式子中出现的是溶液中所有的带电粒子。解题方法小结：溶液中电荷守恒书写三部曲 第一步：找出溶液中所有离子 第二步：阴、阳离子各写一边，中间各一个等号 第三步: 离子带多少电荷就在它前面写上那个数字

注意： 要准确判断溶液中离子种类，这是解题的基础，一定不能错; (2)弄清楚离子浓度和电荷浓度的关系，如CO32--的电荷浓度为 2C(CO32-)举例说明，某浓度的CH3COONa溶液为例，写出电荷守恒关系式 step1：找出溶液中存在的离子，阳离子有Na+和 H+，阴离子有 CH3COO-和 OH-。 step2：列式子c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) step3：定系数 1c(Na+)+1c(H+)=1c(CH3COO-)+1c(OH-) 注意：1可以省略不写 当堂练习题：

NaHCO3 溶液中：C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) CH3COONa： c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Na2CO3： c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-) NaHCO3： c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Na3PO4： c(Na+)+c(H+)=3c(PO4 3-)+2c(HPO4 2--+c(H2PO4)+c(OH-) Na2CO3：C(Na+ )+ C(H+ )= 2 C(CO32- )+ C(HCO3- )+ C(OH-) NH4Cl：C(NH4+ )+ C(H++)=C( Cl- )+ C(OH-) NaOH： C(Na+)+C( H+ )= C(OH-) 电荷守恒规律的优点： 基于宏观统览全局而避开细枝末节，在使用过程中不需要了解过多的中间过程，避免了繁杂的分析和多重化学反应，思路简单，关系明确，简化步骤，方便判断，计算快捷. 要理解守恒的实质，抓住守恒的依据，抓准守恒的物理量，抓全总量守恒的各部分.

高中化学电荷守恒,物料守恒,质子守恒的写法

如何写化学中三大守恒式（电荷守恒，物料守恒，质子守恒） 这三个守恒的最大应用是判断溶液中粒子浓度的大小，或它们之间的关系等式。 电荷守恒－－即溶液永远是电中性的，所以阳离子带的正电荷总量＝阴离子带的负电荷总量例： +-- NH4Cl溶液：c(NH+ )+ c(H)= c(Cl)+ c(OH)4 写这个等式要注意2点： 1、要判断准确溶液中存在的所有离子，不能漏掉。 2、注意离子自身带的电荷数目。 如， ＋＋- － Na2CO3溶液：c(Na)+ c(H)= 2c(CO2)+ c(HCO－)+ c(OH)33 ＋＋- － NaHCO3溶液：c(Na)+ c(H)= 2c(CO2) + c(HCO－)+ c(OH)33 NaOH溶液：c(Na) + c(H)= c(OH) ＋＋- －－ Na3PO4溶液：c(Na) + c(H) = 3c(PO3) + 2c(HPO2) + c(H2PO－) + c(OH)444 物料守恒－－即加入的溶质组成中存在的某些元素之间的特定比例关系，由于水溶液中一定存在水的H、O元素，所以物料守恒中的等式一定是非H、O元素的关系。 例： - NH4Cl溶液：化学式中N:Cl=1:1，即得到，c(NH+ )+ c(NH3?H2O) = c(Cl)4 +－ Na2CO3溶液：Na:C=2:1，即得到，c(Na) = 2c(CO2 + HCO－ + H2CO3) 33 +－ NaHCO3溶液：Na:C=1:1，即得到，c(Na) = c(CO2)+ c(HCO－) + c(H2CO3) 33 写这个等式要注意，把所有含这种元素的粒子都要考虑在内，可以是离子，也可以是分子。+++质子守恒－－即H守恒，溶液中失去H总数等于得到H总数，利用物料守恒和电荷守恒推出。

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较

电解质溶液中的三大守恒和离子浓度大小的比较 一、复习巩固 复习盐类水解的概念和水解平衡。 考点１盐类的水解 （1）盐类水解的实质：在溶液中，由于盐的离子与水电离出来的H+或OH+结合生成弱电解质,从而破坏了水的电离平衡,使水的电离平衡向电离方向移动，显示出不同的酸性、碱性或中性。 (2)盐类水解的特点:有弱才水解、无弱不水解;越弱越水解、都弱都水解;谁强显谁性、同强显中性。注意:ａ．弱酸弱碱盐也能水解,如CH３ＣＯONH4、(NH4)2S水解程度较NＨ４Cl、CＨ3COONa大，溶液中存在水解平衡,但不能水解完全。水解后溶液的酸、碱性由水解生成酸、碱的相对强弱决定，如CＨ3COO ＮH4溶液ｐH = 7。 b．酸式盐是显酸性还是显碱性，要看其电离和水解的相对强弱。若电解能力比水解能力强,则水溶液显酸性，如ＮａHSO3、NaH2PＯ4,NａHSO4只电离不水解也显酸性。若水解能力超过电离能力,则水溶液显碱性,如NaHCO3、Ｎa2ＨＰO4、NaHS。 考点２影响盐类水解的因素 内因:盐本身的性质 外因:温度——盐的水解是吸热反应，因此升高温度,水解程度增大。 浓度——稀释盐溶液,可以促进水解，盐的浓度越小,水解程度越大。 外加酸碱——外加酸碱能促进或抑制盐的水解。 考点3 溶液中离子浓度大小比较 (1）不同溶液中同一离子浓度的大小比较，要考虑溶液中其他离子对该离子的影响。 (2)涉及两溶液混合时离子浓度的大小比较时，要进行综合分析，如发生反应、电离因素、水解因素 等。 考点4 溶液中的三个守恒关系 电荷守恒：阴阳离子所带电荷数相等。 物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离,离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的。 质子守恒:即在纯水中加入电解质，最后溶液中c(H＋）与其他微粒浓度之间的关系式（由以上两个守恒推出)。 考虑两个特定的组合：当c(NH４Cl）≤c（NＨ3·H2O）、ｃ（CＨ３ＣOOＮa)≤ ｃ(CH３COOH)时，电离程度大于水解程度，水解忽略不计。 二、知识讲解 (一）理解掌握电解质溶液中的三大守恒关系?以0.1mol/L Na２S溶液为例，分析在存在的反应或平衡有

溶液中的三大守恒

溶液中的三大守恒文件管理序列号：[K8UY-K9IO69-O6M243-OL889-F88688]

溶液中的三大守恒 质子守恒就是酸失去的质子和碱得到的质子数目相同，和，一样同为溶液中的三大守恒关系 1电荷守恒 溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的总数例：NaHCO3 溶液中 C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) 这个式子叫电荷守恒 2物料守恒 ⒈ 含特定元素的微粒（离子或分子）守恒⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒⒊ 特定微粒的来源关系守恒 例1：在0.1mol/LNa3PO4溶液中： 根据P元素形成微粒总量守恒有：c[PO43-]+c[HPO42-]+c[H2PO4-]+c[H3PO4]=0.1mol/L 根据Na与P形成微粒的关系有：c[Na+]=3c[PO43-]+3c[HPO42-]+3c[H2PO4-]+3c[H3PO4] 根据H2O电离出的H+与OH-守恒有：c[OH-]=c[HPO42- ]+2c[H2PO4-]+3c[H3PO4]+c[H+] 例2：NaHCO3 溶液中 C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) 这个式子叫物料守恒

3质子守恒 也可以由电荷守恒和物料守恒关系联立得到 NaHCO3 溶液中 存在下列等式 C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) {电荷守恒} C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) {物料守恒} 方法一：两式相减得 C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 这个式子叫质子守恒。 方法二：由 O 原始物种：HCO3-，H 2 消耗质子产物H2CO3，产生质子产物CO32-，OH- C（H+）=C（CO32-）+C(OH-) -C（H2CO3）即C（H+）+C （H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 关系：剩余的质子数目等于产生质子的产物数目-消耗质子的产物数目 直接用酸碱质子理论求质子平衡关系比较简单，但要细心；如果用电荷守恒和物料守恒关系联立得到则比较麻烦，但比较保险又如NaH2PO4溶液 原始物种：H2PO4-，H2O 消耗质子产物：H3PO4,产生质子产物：HPO42-（产生一个质子），PO43-（产生二个质子），OH- 所以：c（H+）=c(HPO42-)+2c(PO43-)+c(OH-)-c（H3PO4）

巧用电荷守恒法解化学习题

巧用“电荷守恒法”解化学计算题 “电荷守恒法”，即电解质溶液中的阴离子所带的负电荷总数等于阳离子所带的正电荷总数，或者说正、负电荷的代数和等于0[1]。利用电荷守恒法的主要依据是电解质溶液的整体上呈电中性。这种解题技巧的优点是基于宏观的统揽全局的方式列式，避开繁杂的运算，不去追究细枝末节，因而能使复杂的计算化繁为简，化难为易。 1 电荷守恒法解题的依据和基本公式 1.1 电荷守恒法解题的依据：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液都是呈电中性的，即阴离子所带的电荷数与阳离子所带的电荷数是相等的。 1.2 电荷守恒法解题时的计算公式：∑m c(R m+) == ∑n c(R n－)，此公式中∑代表“和”的意思，c(R m+)代表阳离子的浓度或物质的量或微粒个数，m代表代表阳离子所带电荷数，c(R n－) 代表阴离子的浓度或物质的量或微粒个数，n代表代表阴离子所带电荷数。 以Na2S溶液为例：在Na2S溶液中，有如下三个平衡式： S2－+H 2O HS－+OH－（一级水解） HS－+H 2O H2S+OH－（二级水解） H 2O H++OH－（水的电离） 含有的微粒：Na+、H+、OH－、HS－、S2－、H2S (H2O分子除外)，有下列的电荷守恒式： c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)+c(HS－)+2c(S2－) 2 电荷守恒法适用范围及解典型的化学计算题 2.1电荷守恒法解题范围：已知溶液中几个离子的量，求其他离子的量，可采用电荷守恒法计算。 2.2 应用电荷守恒法计算的典型例题 2.2.1 利用电荷守恒法可巧解有关电解质溶液中离子浓度的计算题 【例题1】由硫酸钾、硫酸铝和硫酸组成的混合溶液，其pH＝1，c(Al3+)＝0.4 mol/L，c(SO42－)＝0.8 mol/L，则c(K+)为( ) [2] A. 0.15 mol/L B. 0.2 mol/L C. 0.3 mol/L D. 0.4 mol/L 解析1：常规方法：由硫酸钾、硫酸铝和硫酸的化学式推理：硫酸钾（K2SO4）、硫酸铝［Al2(SO4)3］、硫酸（H2SO4），三种物质组成的混合液中硫酸根的来源则由这三种物质提供。可由pH＝1，再由公式pH==－lg c(H+)推知c(H+)==10－pH ，推知溶液中的c(H+)==10－1mol·L－1，根据H2SO4的电离方程式：H2SO4==2H+ +SO42－，推知H2SO4所提供的SO42－的浓度为H+的一半，即SO42－的浓度为0.05 mol·L－1；再由Al2(SO4)3的电离方程式：Al2(SO4)3==2Al3++3SO42－，推知SO42－的浓度应为Al3+的1.5倍，由c(Al3+)＝0.4 mol·L－1得知由Al2(SO4)3所提供的SO42－的浓度为0.6 mol·L－1；则由K2SO4所提供的SO42－浓度为：0.8 mol·L－1 －0.05 mol·L－1—0.6 mol·L－1 == 0.15 mol·L－1，而由 K2SO4的电离方程式：K2SO4==2K+ + SO42－得知，K2SO4中K+的浓度是SO42－的2倍，则原混合液中K+的浓度是0.3 mol·L－1，即答案为C。 解析2：巧用电荷守恒式：三种物质组成的混合溶液中共存在5种离子，它们分别是：H+、Al3+、K+、SO42－、OH－，电荷守恒式如下：c(K+) + c(H+) + 3c(Al3+)==c(OH－) + 2c(SO42－) 溶液的pH＝1，再由公式 pH==－lg c(H+)推知c(H+)==10－pH，推知溶液中c(H+)==10－1mol·L－1，由水的离子积K w的计算公式K w= c(H+)·c(OH－)，在25℃（常温）时，K w== 1.0×10－14 得知c(OH－)==10－13mol·L－1，由于OH－的浓度极小，计算时可忽略不计，将c(H+)==10－1mol·L－1，c(Al3+)＝0.4 mol/L，c(SO42－)＝0.8 mol·L－1代入电荷守恒式：c(K+) + c(H+) + 3c(Al3+)== c(OH－) + 2c(SO42 )中，则不难得出c(K+)为0.3 m ol·L－1，即答案为C。 根据上述两种解题方法的对比不难得出，第一种方法是基于物质的化学式利用繁杂的电离方程式和运算来解题的，此方法步骤繁多，容易出错；而第二种解题方法是利用电荷的守恒关系来解题的，

水溶液中三大守恒定理

溶液中三大守恒 一、电荷守恒 电解质溶液中所有阳离子所带的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。 例：写出碳酸钠(Na2CO3)溶液中的电荷守恒关系式 （1）找出溶液中的离子：Na+ H+ CO32- HCO3- OH- （2）根据电荷的物质的量: n(Na+)＋n(H+)＝2n(CO32-)＋n(HCO3-)＋n(OH-) （3）根据电荷离子浓度关系: c(Na+)＋c(H+)＝2c(CO32-)＋c(HCO3-)＋c(OH-) 注意： A、准确判断溶液中的离子种类。 B、弄清离子浓度与电荷的关系。即R n+的电荷浓度nC(R n+) 练：1、NH4HCO3溶液的电荷守恒试 2、Na2S溶液的电荷守恒试 二、物料守恒 电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子总数是不会改变的。 某些特征性的原子是守恒的 例：NaHCO3溶液中C（Na+）的物料守恒关系式

C（Na+）=C（HCO3-）+C（CO32-）+C（H2CO3） 练：1、Na2CO3溶液中的物料守恒关系式、 2、H2S溶液中的电荷守恒关系式 三、质子守恒 电解质溶液中分子或离子得到质子的物质的量应相等失去质子的物质的量 (由水电离出来的c(H+)、 c(OH-)相等) 例：NaHCO3溶液中的质子守恒关系式 1、先找出溶液电离出的阴离子HCO3- 2、列下列式子 练：1、Na2 CO3溶液中的质子守恒关系式 2、Na HS溶液中的质子守恒关系式

综合练习： 1、CH3COONa溶液中三大守恒关系式 电荷守恒： 物料守恒： 质子守恒： 2、Na2 CO3溶液中三大守恒关系式 电荷守恒： 物料守恒： 质子守恒： ［规律总结］正确的思路： 一、溶质单一型※※关注三个守恒 1.弱酸溶液： 【例1】在0.1mol/L的H2S溶液中，下列关系错误的是（） A.c(H+)=c(HS-)+c(S2-)+c(OH-) B.c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-) C.c(H+)＞[c(HS-)+c(S2-)+c(OH-)] D.c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)=0.1mol/L

溶液中的三大守恒

溶液中的三大守恒 质子守恒就是酸失去的质子和碱得到的质子数目相同，质子守恒和物料守恒，电荷守恒一样同为溶液中的三大守恒关系 1电荷守恒 溶液中所有阳离子所带的正电荷总数等于所有阴离子所带的负电荷总数 例：NaHCO3 溶液中 C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) 这个式子叫电荷守恒 2物料守恒 ⒈ 含特定元素的微粒（离子或分子）守恒⒉ 不同元素间形成的特定微粒比守恒⒊ 特定微粒的来源关系守恒 例1：在0.1mol/LNa3PO4溶液中： 根据P元素形成微粒总量守恒有： c[PO43-]+c[HPO42-]+c[H2PO4-]+c[H3PO4]=0.1mol/L 根据Na与P形成微粒的关系有： c[Na+]=3c[PO43-]+3c[HPO42-]+3c[H2PO4-]+3c[H3PO4] 根据H2O电离出的H+与OH-守恒有： c[OH-]=c[HPO42-]+2c[H2PO4-]+3c[H3PO4]+c[H+] 例2：NaHCO3 溶液中 C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) 这个式子叫物料守恒 3质子守恒 也可以由电荷守恒和物料守恒关系联立得到 NaHCO3 溶液中 存在下列等式 C(H+)+C(Na+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)+C(OH-) {电荷守恒} C(Na+)=C(HCO3-)+ C(CO32-)+C(H2CO3) {物料守恒} 方法一：两式相减得 C（H+）+C（H2CO3）=C（CO32-）+C(OH-) 这个式子叫质子守恒。 方法二：由酸碱质子理论 原始物种：HCO3-，H2O 消耗质子产物H2CO3，产生质子产物CO32-，OH- C（H+）=C（CO32-）+C(OH-) -C（H2CO3）即C（H+）+C（H2CO3）=C （CO32-）+C(OH-) 关系：剩余的质子数目等于产生质子的产物数目-消耗质子的产物数目

高考化学培优训练六溶液中电荷守恒的应用

溶液中电荷守恒的应用 1．溶液中离子浓度的大小判断 典例1．25℃时，在10mL浓度均为0.1mol·L－1的NaOH和NH3·H2O混合溶液中滴加0.1mol·L－1盐酸，下列有关溶液中粒子浓度关系正确的是( ) A．未加盐酸时：c(OH－)>c(Na+)＝c(NH3·H2O) B．加入10 mL盐酸时：c(NH＋4)+c(H+)＝c(OH－) C．加入盐酸至溶液pH＝7时：c(Cl－)＝c(Na+) D．加入20mL盐酸时：c(Cl－)＝c(NH＋4)+c(Na+) 2．溶质的组成、确定离子类别的判断 典例2．某溶液X含有K+、Mg2+、Fe3+、Al3+、Fe2+、Cl－、CO2?3、OH－、SiO2?3、NO?3、SO2?4中的几种，已知该溶液中各离子物质的量浓度均为0.20mol·L－1（不考虑水的电离及离子的水解）。为确定该溶液中含有的离子，现进行了如下的操作： 下列说法正确的是（） A．无色气体可能是NO和CO2的混合物 B．由步骤③可知，原溶液肯定存在Fe3+ C．溶液X中所含离子种类共有4种 D．另取100mL原溶液X，加入足量的NaOH溶液，充分反应后过滤，洗涤，灼烧至恒重，理论上得到的固体质量为2.4g 3．溶液中某些离子的浓度计算 典例3．有BaCl2和NaCl的混合溶液aL，将它均分成两份。一份滴加稀硫酸，使Ba2+离子完全沉淀；另一份滴加AgNO3溶液，使Cl?离子完全沉淀。反应中消耗xmolH2SO4、ymol AgNO3溶液。据此得知原混合液中氯化钠的物质的量浓度(mol/L)为（） 一．溶液中电荷守恒的应用

A ．(2y-4x)/a B ．(y-x)/a C ．(y-2x)/a D ．(2y-2x)/a 1．有一无色溶液，可能含有K +、Al 3+、Mg 2+、NH +4、Cl ?、SO 2?4、HCO ?3、MnO ? 4中的几种。为 确定其成分，做如下实验： ①取部分溶液，加入适量Na 2O 2固体，产生无色无味的气体和白色沉淀，再加入足量 的NaOH 溶液后白色沉淀部分溶解； ②另取部分溶液，加入HNO 3酸化的Ba(NO 3)2溶液，有白色沉淀产生。 下列推断正确的是（） A ．肯定有Al 3+、Mg 2+、NH +4、Cl ? B ．肯定有Al 3+、Mg 2+、HCO ?3 C ．肯定有K +、HCO ?3、MnO ?4 D ．肯定有Al 3+、Mg 2+、SO 2? 4 2．将0.2mol·L －1 HCN 溶液和0.1mol·L －1 NaOH 溶液等体积混合后，溶液显碱性，下列关系式中正确的是( ) A ．c (HCN)＜c (CN － ) B ．c (Na + )

溶液中的三大守恒关系

溶液中的三大守恒关系 电荷守恒 电荷守恒和物料守恒，质子守恒一样同为溶液中的三大守恒关系。 1. 化合物中元素正负化合价代数和为零 2.指溶液必须保持电中性，即溶液中所有阳离子所带的电荷数等于所有阴离子所带的的电荷数 3.除四大强酸，六大强碱外都水解，多元弱酸部分水解。产物中有分部水解时产物。参见例题Ⅳ 4.这个离子所带的电荷数是多少，离子前写几。例如：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-) 因为碳酸根为带两个单位的负电荷，所以碳酸根前有一个2。 例如:在0.1mol/L NaHCO3溶液中 Ⅰ.CH3COONa：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Ⅱ.Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-) Ⅲ.NaHCO3：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Ⅳ.Na3PO4：c(Na+)+c(H+)=3c(PO4 3-)+2c(HPO4 2-)+c(H2PO4-)+c(OH-) 物料守恒 概述 即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。 基本介绍 物料守恒可以理解为原子守恒的另一种说法。就是说“任一化学反应前后原子种类（指原子核中质子数相等的原子，就是元素守恒）和数量分别保持不变”，可以微观地应用到具体反应方程式，就是左边带电代数和等于右边。其中的也可以理解为原子核，因为外围电子数可能有变，这时候可以结合电荷守恒来判断问题。可以微观地应用到具体反应方程式，就是左边（反应物）元素原子（核）个数种类与总数对应相等于右边（生成物）（当然也不会出现种类不同的情况）。物料守恒和电荷守恒，质子守恒一样同为溶液中的三大守恒关系。 举例 例.0.1mol/L的NaOH溶液0.2L，通入标准状况下448mL H2S气体，所得溶液离子浓度大小关系正确的是（D） A．[Na+]＞[HS－]＞[OH－]＞[H2S]＞[S2－]＞[H+] B．[Na+]+[H+]=[HS－]＋[S2－]＋[OH－] C．[Na+]＝[H2S]＋[HS－]＋[S2-]＋[OH－] D．[S2－]＋[OH－]＝[H+]＋[H2S] 〖分析〗对于溶液中微粒浓度（或数目）的比较，要遵循两条原则：一是电荷守恒，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；二是物料守恒，即溶液中某一组分的原始浓度应该等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。 上述溶液实际上是含0.02mol NaHS的溶液。根据上面的规律： 电荷守恒：溶液中阳离子有Na+ 、H+，阴离子有HS－、S2－、OH－。 [Na+]+[H+]=[HS－]＋2[S2－]＋[OH－] …………………①

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

高中化学溶液离子水解与电离中三大守恒详解

电离与水解 电解质溶液中有关离子浓度的判断是近年高考的重要题型之一。解此类型题的关键是掌握“两平衡、两原理”，即弱电解质的电离平衡、盐的水解平衡和电解质溶液中的电荷守恒、物料守恒原理。首先，我们先来研究一下解决这类问题的理论基础。 一、电离平衡理论和水解平衡理论 1.电离理论： ⑴弱电解质的电离是微弱的，电离消耗的电解质及产生的微粒都是少量的，同时注意考虑水的电离的存在；⑵多元弱酸的电离是分步的，主要以第一步电离为主； 2.水解理论： 从盐类的水解的特征分析：水解程度是微弱的（一般不超过2‰）。例如：NaHCO 3 溶液中， c(HCO 3―)＞＞c(H 2 CO 3 )或c(OH― ) 理清溶液中的平衡关系并分清主次：

⑴弱酸的阴离子和弱碱的阳离子因水解而损耗； 如NaHCO 3溶液中有：c(Na+) ＞ c(HCO 3 -)。⑵弱 酸的阴离子和弱碱的阳离子的水解是微量的（双水解除外），因此水解生成的弱电解质及产生H+的（或OH-）也是微量，但由于水的电离平衡和盐类水解平衡的存在，所以水解后的酸性溶液中c(H+)（或碱性溶液中的c(OH-)）总是大于水解产生的弱电解质的浓度；⑶一般来说“谁弱谁水解，谁强显谁性”，如水解呈酸性的溶液中c(H+)＞c(OH-)，水解呈碱性的溶液中c(OH-)＞c(H+)；⑷多元弱酸的酸根离子的水解是分步进行的，主要以第一步水解为主。 。 二、电解质溶液中的守恒关系 1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数， 电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式，比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度。如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H ＋)＞c(OH―)，则必然有c(A+)＜c(M-)。 例如，在NaHCO 3 溶液中，有如下关系： C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO 3―)+c(OH―)+2c(CO 3 2―)

有关溶液中电荷守恒的常见类型归类赏析

龙源期刊网 https://www.wendangku.net/doc/d716889628.html, 有关溶液中电荷守恒的常见类型归类赏析 作者：任志强 来源：《理科考试研究·高中》2016年第01期 一、问题的提出 离子浓度大小比较是近几年高考的热点之一，纵观全国和地方高考试题出现率几乎近100%，而几乎每一年的离子浓度大小的比较都会涉及到电荷守恒的应用，要正确快速解决该 类题就必须知道“什么是电荷守恒”、“什么时候该用电荷守恒”、“该怎么用电荷守恒”“使用电荷守恒要注意些什么”，同时还必须具备熟练掌握各种平衡知识如溶解平衡、电离平衡、水解平衡、物料平衡等基础知识.因此，离子浓度大小比较题，特别是涉及到溶液中电荷守恒这一类 题目难度较大，综合性较强，往往成为高考中学生的常见的也是很无奈的失分点，甚至有很多同学对此类题目都产生了恐惧心理，为了更好地解决这一难题，笔者对历届高考中及日常训练题中出现的溶液中的电荷守恒在离子浓度大小比较题型中的应用进行归类解析，供同仁们参考. 二、经典题型示例与赏析 所谓溶液中的电荷守恒就是指电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数总数与所有的阴离子所带的负电荷数总数相等，如NaHCO3溶液中由于溶液呈电中性，所以必然有 n（Na+）+n（H+）n（HCO-3）+2n（CO2-3）+n（OH-）， 从而推出： c（Na+）+c（H+）c（HCO-3）+2c（CO2-3）+c（OH-）， 我们将该等式称为NaHCO3溶液的电荷守恒. 1.利用电荷守恒判断溶液的酸碱性 例1将0.1 mol·L-1甲酸滴入10 L 0.1 mol·L-1氢氧化钠溶液中，当溶液中c（HCOO-）=c （Na+）时此时下列有关说法正确的是 A.溶液呈酸性 B.溶液呈中性 C.滴入甲酸的体积为10 L D.滴入甲酸的体积小于10 L 评析本题将酸碱中和、溶液中的离子浓度大小比较、溶液的酸碱性判断有效地结合在一起.题中给出c（HCOO-）=c（Na+），要判断c（H+）与c（OH-）的相对大小，涉及溶液中所有的阳离子与阴离子，必然要用到电荷守恒，根据溶液中电荷守恒： c（Na+）+c（H+）c