溶液中遵循的“两个守恒”

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1、溶液中遵循的“两个守恒”　　中学化学考试中，经常出现比较电解质溶液中离子、分子、物质的量浓度大小关系的试题，涉及到分子的电离和离子的水解等方面，其主要由“两个守恒”来决定。本文就这两个方面加以概括性的论述及例析。　　一、电荷守恒规律　　在电解质溶液中，不论存在多少种离子，但溶液总是呈电中性，即所有阴离子所带负电荷总数一定等于所有阳离子所带正电荷的总数，这就是所谓的电荷守恒的规律。　　例如.在Na2CO3溶液中，阳离子有Na+、H+，阴离子有OH-、CO32-、HCO3-，分子有H2CO3（水分子可不考虑），则由“电荷守恒”有：　　[Na+]+

2、[H+]=[OH-]+[HCO3-]+2[CO32-]　　二、物料守恒　　所谓物料守恒，就是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。也就是说，在电解质溶于水时，电离所产生的离子往往能发生反应，如水解反应和配合反应等。反应前离子中所含某元素的原子总数等于反应后溶液中的离子、分子中所含该元素的原子个数的总和。　　例如在Na2CO3溶液中，H+和OH-都由H2O电离而来的，故H+和OH-二者的总量应相等，这里OH-全是游离存在的，而H+由于水解的原因有三种存在形式：H+，HCO3-，N2CO3，所以根据“物料守恒”，有：　　[O

3、H-]=[H+]+[HCO3-]+2[N2CO3]5　　又如在K2S溶液中S2-，HS-都能水解；故S元素以S2-，HS-，H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：　　[K+]=2[S2-]+2[HS-]+2[H2S]　　掌握上述“两个守恒”，灵活运用几个关系式，则比较溶液中多种微粒浓度的题便迎刃而解了，下面举两例加以说明：　　例1.在物质的量浓度均为0.01mol/L的CH3COOH和CH3COONa混合溶液中，测得[CH3COO-]>[Na+]，则下列关系式正确的是（）（上海市高考题）。　　A.[H+]>[OH-]B.[H+]<[OH

4、-]　　C.[CH3COOH]>[CH3COO-]　　D.[CH3COOH]+[CH3COO-]=0.02mol/L　　解析：根据电荷守恒规律：　　[Na+]+[H+]=[CH3COO-]+[OH-]　　因为[CH3COO-]>[Na+]，所以[H+]>[OH-]，继而推断出CH3COOH的电离程度大于CH3COO-的水解程度，即就是CH3COOH的电离占主导地位，所以溶液中[CH3COO-]>[CH3COOH]。根据物料守恒规律，不管溶液中电离平衡和水解平衡如何移动，碳原子总是守恒的，故有　　[CH3COOH]+[CH3COO-]=0.02

5、mol/L。　　答案：AD。　　例2.某次酸雨的分析数据如下：　　[NH4+]=2.0×10-5mol/L；[Cl-]=6.0×10-5mol/L；[Na+]=1.9×10-5mol/L；[NO3-]=2.3×10-5mol/L；[SO42-]=2.8×510-5mol/L，则此次酸雨的pH值大约为（）（95年江西省竞赛题）。　　A.3B.4C.5D.6　　解析：依电荷守恒有下列关系式：　　[NH4+]+[H+]+[Na+]=[Cl-]+[OH-]+[NO3-]+2[SO42-]　　因溶液呈酸性，[H+]>[OH-]，故[OH-]在上式中忽略

6、，然后将有关离子浓度代入上式得：[H+]=1.0×10-5mol/L，pH=4。　　答案：B。　　“两个守恒”的另一个应用是比较溶液中的离子浓度大小　　（1）多元弱酸溶液　　多元弱酸分步电离且一步比一步更难电离。　　如H2CO3溶液中，c（H+）>c（HCO3-）>c（CO32-）。　　（2）多元弱酸的正盐溶液：　　多元弱酸的酸根离子分步水解且一步比一步更难水解。如K2S溶液中c（K+）>c（S2-）>c（OH-）>c（H+），　　（3）不同溶液中同一离子浓度大小的比较：　　要考虑溶液中其他离子的影响。如在相同物质的量浓度的下列溶液中①NH4

7、Cl、②CH3COONH4、③NH4HSO4，C（NH4+）由大到小的顺序是：③>①>②。　　（4）混合溶液中各离子浓度大小的比较：5　　要考虑溶液中发生的水解平衡、电离平衡等。如在0.1mol/L的NH4Cl溶液和0.1mol/L的氨水混合溶液中，各离子溶液由大到小的顺序是：c（NH4+）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H+）。这是由于在该溶液中NH3?H2O的电离与NH4+的水解程度。　　例3（2011?江苏高考）下列有关电解质溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是（）　　A.c（Na+）>c（HCO32-）>c（CO32-）>c（H2C

8、O3）　　B.在0.1mol/LNa2CO3溶液中：c（OH-）-c（H+）=c（HCO3-）+2c（H2CO3）　　C.在0.2mol/LNaHCO3溶液中加入等