高中化學知識點規(guī)律總結電離平衡

中學化學學問點規(guī)律大全

——電離平衡

1.電離平衡

［強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)］

強電解質(zhì)弱電解質(zhì)

在水溶液里全部電離為離子在水溶液里僅部分電離為離

概念

的電解質(zhì)子的電解質(zhì)

含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合

化合物

某些具有極性鍵的共價化合物

類型

物

所含物強酸、強堿、鹽等水、弱酸、弱堿

質(zhì)

電離狀完全電離，不存在電離平衡不完全電離（部分電離），存

猊（電離不行逆）在電離平衡

聯(lián)系都屬于電解質(zhì)

說明離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產(chǎn)生了自由移動的離子

而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電.因此，可通過使一個化合物處于

熔融狀態(tài)時能否導電的試驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物.

［弱電解質(zhì)的電離平衡］

（1）電離平衡的概念：在確定條件（如溫度、壓強）下，當電解質(zhì)分子電離成

離子的速率及離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，

這叫做電離平衡.

（2）弱電解質(zhì)的電離平衡的特點：

電離平衡遵循勒夏特列原理，可依據(jù)此原理分析電離平衡的移動狀況.

①電離平衡是動態(tài)平衡.電離方程式中用可逆符號"一”表示.例如：

+

CH3C00HCH3C00"+H

NH3?H20阻++OH-

②將弱電解質(zhì)溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質(zhì)電離的方向移動.此時，溶

液中的離子數(shù)目增多，但電解質(zhì)的分子數(shù)削減，離子濃度減小，溶液的導電性降

低.

③由于電離過程是吸熱過程，因此，上升溫度，可使電離平衡向弱電解質(zhì)電離的

方向移動.此時，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增加.

④在弱電解質(zhì)溶液中，加入及弱電解質(zhì)電離出相同的離子的強電解質(zhì)時，使弱電

解質(zhì)的電離平衡向逆反應方向移動.例如，在O.lmol?廠’”滴有氨水的溶液(顯

淺紅色)中，存在電離平衡NB-AO-Nir+OH-.當向其中加入少量下列物質(zhì)

時：

a.NH4cl固體.由于增大了c(NH/),使NH3?H2。的電離平衡逆向移動，c(OIF)

減小，溶液紅色變淺.

b.NaOH固體.NaOH溶于水時電離產(chǎn)生的OK抑制了股3?上0的電離，從而使平

衡逆向移動.

［電離平衡常數(shù)］在確定溫度下，當弱電解質(zhì)的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電

離產(chǎn)生的各種離子濃度的乘積及溶液中未電離的弱電解質(zhì)分子濃度的比值是一

個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù).弱酸的電離常數(shù)用人表示,

弱堿的電離常數(shù)用L表示.

(1)電離平衡常數(shù)的表達式.

①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達式：

例如，確定溫度下CACOOH的電離常數(shù)為:

+

CH3COOHkiCH3COO-+H

確定溫度下NH3?H20的電離常數(shù)為：

NH3?H20阻++0H-

②多元弱酸的電離特點及電離常數(shù)表達式：

a.分步電離.是幾元酸就分幾步電離.每步電離只能產(chǎn)生一個不，每一步電離

都有其相應的電離常數(shù).

b.電離程度慢慢減小，且氏》”》”,故多元弱酸溶液中平衡時的H+主要來源于

第一步.所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可.例如25c

時，HJU的電離；

H3P。41rH2POJ+H+4=。(%P3)C(H+)=7.5x10-3

C(H5PO4)

+

H2POJHPO工+HK2=C(HPO；?C(H+)=6.2x10-8

C(H2PO4)

2-

HP04PO?"+H+K3='")?；(”+)=2,61x10*

c(HPOr)

留意a.電離常數(shù)表達式中各組分的濃度均為平衡濃度.

b.多元弱酸溶液中的c(H+)是各步電離產(chǎn)生的c(H+)的總和，在每步的電離

常數(shù)表達式中的c(H+)是指溶液中H+的總濃度而不是該步電離產(chǎn)生的c(H+).

(2)電離常數(shù)的特征.同一弱電解質(zhì)的稀溶液的電離常數(shù)的大小及溶液的濃度無

關，只隨溫度的變更而變更.溫度不變，K值不變；溫度不同，K值也不同.但

由于電離常數(shù)隨溫度的變更不大，在室溫時，可不考慮溫度對電離常數(shù)的影響.

(3)電離常數(shù)的意義：

①表明弱電解質(zhì)電離的難易程度.K值越大，離子濃度越大，該電解質(zhì)越易電離;

反之，電解質(zhì)越難電離.

②比較弱酸或弱堿相對強弱.例如在25℃時，ENO?的K=4.6X10-4,CH3COOH的

K=l.8X10-5,因此HNO2的酸性比CHsCOOH的酸性強.

6.水的電離和溶液的pH

［水的電離］

(1)水的電離方程式.

水是一種極弱的電解質(zhì)，它能像酸一樣電離出極少量的H+,又能像堿一樣電

離出少量的OH」(這叫做水的自偶電離).水的電離方程式可表示為：

-

H20+H20^+OH

+

簡寫為：H20H+0H-

⑵水的離子積K*.

確定溫度下，水的電離常數(shù)為：

+

即c(H)?c(OH")=K?c(H20)

設水的密度為1g?cm3,貝(J1LH20=l000mLH20=l000gH20=55.6mol,即

l

H20的起始濃度為55.6mol-L-.由于水是極弱的電解質(zhì)，它電離時消耗的水及

電離前相比，可忽視不計.例如，25℃時，ILHzO中已電離的慶0為所

以c(HzO)=55.6mol?L,即K-cQW)為一常數(shù),這個新的常數(shù)叫做水的離子

積常數(shù)，簡稱水的離子積，表示為：

c(H+)?c(0H~)=K?

說明①確定溫度下，由于K*為一常數(shù)，故通常不寫單位，如25℃時Kw=lX10

-14

②&只及溫度有關，及溶液的酸堿性無關.溫度不變，KH不變；溫度變更，K*也

發(fā)生變更.

③由于水的電離過程是吸熱過程，因此溫度上升時，純水中的c(H+)、c(OH-)同

時增大，&也隨著增大.例如:

-_7_1-14

25℃時，c(H')=(OH)=1X1Omol?L,KW=1X1O

100℃時,c(H,)=(OH-)=1X1O_6mol?L-1,K,=1X1O-12

但由于c(H+)及c(OH-)始終保持相等，故仍顯中性.

④在任何以水為溶劑的溶液中都存在H+和0H-,它們既相互依存，又相互制約.當

溶液中的c(H+)增大時，c(OH-)將減小；反之，當溶液中的c(OH-)增大時，c(H+)

則必定減小.但無論在中性、酸性還是堿性溶液中，在確定溫度下，c(H+)及c(OH

一)的乘積(即KJ仍是不變的，也就是說，及不僅適用于純水，也適用于任何酸、

堿、鹽的稀溶液.只要溫度相同，不論是在純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液

中，&都是相同的.

⑤確定溫度下，不論是純水中，還是在酸、堿、鹽的水溶液中，由H20電離產(chǎn)生

的c(H+)及c(OH-)總是相等的.如25℃時，0.1mol*!71的鹽酸中，c水(H+)=

c(0H-)=-^i=lX10-13mol?L-1.

0.1

⑥水的電離平衡遵循勒夏特列原理.例如，向純水中加入酸或堿，均使水的電離

平衡逆向移動(即酸或堿抑制水的電離)；向水中投入活潑金屬如鈉等，由于金屬

及水電離產(chǎn)生的H+干脆作用而促進水的電離.

［溶液的酸堿性的實質(zhì)］任何水溶液中都存在水的電離，因此都含有H+和0聯(lián).一

種溶液是顯酸性、中性還是堿性，是由該溶液中的c(H+)及c(OH-)的相對大小來

確定的.

酸性溶液：c(H+)>c(OH-)

中性溶液：c(H+)=c(OH-)

堿性溶液：C(H+)VC(01F)

例如：25℃時，因為&=1X1O-M,所以：

中性溶液：c(H+)=c(OH-)=1X10-7mol?L-1

酸性溶液：c(H+)>1X10-7mol?L_1,c(OH-)<1X10-7mol?L-1

堿性溶液：c(H+)<lX10-7mol?L-1,c(OH-)>lX10_7mol?L-1

100℃時，因為&=1X1()T2,所以：

中性溶液：c(H+)=c(0H-)=lX10_6mol?L-1

酸性溶液：c(H+)>lX10-6mol?L_1,c(0H")<lX10_6mol?L-1

堿性溶液：c(H+)<lX10-6mol?L-1,c(0H-)>1X10-6mol?L-1

[溶液的pH]

(1)溶液的pH的概念：在c(H+)mol?I7】的水溶液中，接受c(H+)的負對數(shù)

來表示溶液酸堿性的強弱.

(2)數(shù)學表達式：pH=-lg[c(H+)]

若c(H+)=l()fmol?L-1,則pH=n.

若c(H+)=mX10-nmol,L-1,貝!JpH=n—Igm.

(3)溶液酸堿性的強弱及pH的關系.

①常溫(25℃)時：

pH=7,溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)=1X10-7mol?L-1.

Ph<7,溶液呈酸性，pH小(大)0c(H+)大(小)0溶液的酸性強(弱).

PH>7,溶液呈堿性，pH大(小)Jc(OH-)大(小)一溶液的堿性強(弱).

②pH范圍為0?14之間.pH=O的溶液中并非無H+,而是c(H+)=lmol?L%pH

=14的溶液中并非沒有OH,而是c(0H-)=lmol?LT.pH減小(增大)n倍，則

c(H+)增大為原來的100倍(減小為原來的1/1(T倍)，相應的c(OH-)減小為原來

1/100倍(增大為原來的1011倍).

③當溶液中的c(H+)>lmol?「時,pH<0；c(0H-)>lmolpH>14.因

此，當溶液中的c(H+)或c(OH-)大于mol?LT時，一般不用pH來表示溶液的酸

堿性，而是干脆用c(H+)或c(OH-)來表示.所以，pH只適用于c(H+)或c(OH-)

mol?廠1的稀溶液.

④也可以用pOH來表示溶液的酸堿性.pOH是0聯(lián)離子濃度的負對數(shù)，即pOH=一

lg[c(OH-)].因為25℃時，c(H+)?c(0H-)=lX10-14,所以：pH+pOH=14.

[溶液中pH的計算]

(1)基本關系式：

①pH=—lg[c(H+)]

@c(H+)=10-pHmol?L-1

③任何水溶液中，由水電離產(chǎn)生

的c(H+)及c(OH-)總是相等的,即：c水(H+)=cMOH)

④常溫(25℃)時，c(H+)?c(0H-)=lX10-14

⑤n元強酸溶液中c(H+)=n?c酸;n元強堿溶液中c(OH-)=n?c堿?

(2)強酸及弱酸、強堿及弱堿溶液加水稀釋后pH的計算.

①強酸及弱酸分別加水稀釋相同倍數(shù)時，由于弱酸中原來未電離的弱酸分子進一

步電離出離子，故弱酸的pH變更小.設稀釋10"倍，則：

強酸：pl^=pH原+n

弱酸：pH稀VpH原+n

當加水稀釋至由溶質(zhì)酸電離產(chǎn)生的c酸(f)〈KT'mol?「I時，則必需考慮

水的電離.如pH=5的鹽酸稀釋1000倍時，pH稀=6.98,而不是等于8.因此,

酸溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會大于7.

②強堿及弱堿分別加水稀釋相同倍數(shù)時，弱堿的pH變更小.設均稀釋100倍，則:

強堿：ph=pH原一n

弱堿：pH稀＞pH?—n

當加水稀釋至由溶質(zhì)堿電離產(chǎn)生的c(OH-)〈ICTmoi?廠1時，則必需考慮水

的電離.如pH=9的NaOH溶液稀釋1000倍時，pH稀心7,而不是等于6.因此,

堿溶液無論如何稀釋，溶液的pH都不會小于7.

(3)兩強酸或兩強堿溶液混合后pH的計算.

①兩強酸溶液混合.先求出：

二任吟？2H再求；pH混=-lg[c海(H+)]

注：％、V2的單位可為L或mL,但必需一樣.

②兩強堿溶液混合.求算兩強堿溶液混合后溶液的pH時，不能干脆依據(jù)題中給

出的堿的pH求算混合液的pH,而必需先分別求出兩強堿溶液中的c(OH-),再依

下式求算c混(0廠)：

V|+C(OH~)V

C混(所)22

Vl+V2

然后求出c混(H+)、pH泡.

例如：將pH=8的Ba(0H)2溶液及pH=10的NaOH溶液等體積混合后，溶液中的

c(H+)應為2X10-%ol?L-1,而不是(IO-1。+KT')/2mol?L-1.

(4)強酸及強堿溶液混合后pH的計算.

解題步驟：分別求出酸中的n(H+)、堿中的n(0H-)-＞依H++0H-=H20比較出n(H

+)及n(OlT)的大小.

①n(H+)=n(0IF)時，恰好中和，混合液顯中性；pH=7.[反之，若混合液的pH

=7,則必有n(H+)=n(0lT)]

②n(H+)＞n(0fF)時，酸過量，則：c酸("+)="(H，=[廣-

曦+H或曦+好或

再求出pH混(求得的pH混必小于7).

注：若已知pH混V7,則必需利用上式進行相關計算.

⑧n(H+)<n(OIT)時，堿過量.貝!J：一〃="小°”

V酸+V堿曦+%

然后求出c混田+)、pH混.

注：若已知pH混>7,則必需利用上式進行相關計算.

(5)強酸及強堿混合反應后溶液呈中性時，強酸的pH髏、強堿的pH堿及強酸溶液

體積V酸、強堿溶液體積V破之間的關系：

當溶液呈中性時：n(H+)=n(OH-)

+-

BP：c(H)?Vffi=c(OH)-V?

25℃時，有c虱中)?V酸=1X1()7/C堿GT)?V堿，整理得：

c?(H+)*cM(H+)=lX10-14V堿/V暇，兩邊取負對數(shù)得：

{-lg[c』(H+)]}+{-lg[c?(0H-)]}={-lg(lX10-14)}+{-1g(V堿/V酸)}

故pH酸+pH堿=14+lg(V酸/V喊)

①若pH酸+pH破=14,則V酸：V破=1：1,即強酸及強堿等體積混合.

②若pH酸+pH堿>14,則:V酸：V做=io(叫+叫T：]

③若pH酸+pH破V14,貝！|：V髏：V堿=1：04-(/%+MG

7.鹽類的水解

[鹽類的水解]

(1)鹽類水解的概念：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產(chǎn)生出來的父或0聯(lián)

結合生成弱電解質(zhì)的反應，叫做鹽類的水解.

說明鹽類的水解反應及中和反應互為可逆過程：

水解一

鹽+水7中和酸+堿一熱量

(2)鹽類水解的實質(zhì)：鹽溶于水時電離產(chǎn)生的弱堿陽離子(如NIC、Al"、Fe"等)

2

或者弱酸陰離子(如CH3C00,CO3->S?-等)及水電離產(chǎn)生的or或H+結合生成了

難電離的弱堿、弱酸(弱電解質(zhì))，使水的電離平衡發(fā)生移動，從而引起水電離產(chǎn)

生的C(H+)及c(0H-)的大小發(fā)生變更.

(3)各種類型的鹽的水解狀況比較:

鹽的類型強酸強堿鹽強酸弱堿鹽弱酸強堿鹽弱酸弱堿鹽

水解狀況不水解水解水解水解

弱酸陰離子

參及水解的

弱堿陽離子弱酸陰離子和弱堿陽離

離子

子

酸性堿性依組成鹽對

[弱堿陽離[弱酸陰離應的酸、堿

子及電子及電的電離常數(shù)

H2OH2O

正鹽顯中

離產(chǎn)生的離產(chǎn)生的尺的相對大

溶液的酸堿性；酸式鹽

0H-結合而0H-結合而小而定K^>

性因電離產(chǎn)生

使得c(H+)使得c(H+)K?：溶液呈

H'而顯酸性

>c(OH-)]<c(OH")]酸性K酸VK

堿：溶液呈堿

性

正鹽：Cucb、

KC1、Na2s0八NH4C1、

CLCOONa、CH3COONH4、

NaNO3>KN03FeCL、

實例NaC10>NaF、NHF、

等

AI2(SO4)3

(S、K2cO3(NH4)2CO3

酸式鹽：

NaHSO,等

①鹽類的水解程度很小，水解后生成的難溶物的微粒

數(shù)、易揮發(fā)性物質(zhì)的微粒數(shù)都很少，沒有沉淀、氣體產(chǎn)

說明生，因此不能用“t”、“1”符號表示②發(fā)生水解的鹽

都是使水的電離平衡正向移動而促進水的電離(而酸或

堿則總是抑制水的電離)

①推斷某鹽是否水解的簡易口訣：

不溶不水解，無弱不水解，誰弱誰水解，都弱都水解.

②推斷鹽溶液酸堿性的簡易口訣：

誰強顯誰性，都強顯中性，都弱具體定(比較等溫時K酸及K破的大小).

(4)鹽類水解離子方程式的書寫方法

書寫原則：方程式左邊的水寫化學式“上0”，中間符號用“一”，右邊不寫“I”、

“t”符號.整個方程式中電荷、質(zhì)量要守恒.

①強酸弱堿鹽：

弱堿陽離子：

+

臚++nH2O^=^M(OH)n+nH

如CuS(h水解的離子方程式為：Cu2++2H20BICU(0H)2+2H+

說明溶液中離子濃度大小的依次為：c(SO?-)>c(Cu2+)>c(H+)>c(0H-)

②弱酸強堿鹽：

a.一元弱酸對應的鹽.如

-

CLCOONa水解的離子方程式為：CH3COO-+H20CH3COOH+OH

說明溶液中離子濃度大小的依次為：c(Na+)>c(CH3C0(F)>c(0H-)>c(H+)

依據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中陰、陽離子電荷守恒”可知：

++

c(Na)+c(H)=C(CH3C00-)+c(0H-)

b.多元弱酸對應的鹽.多元弱酸對應的鹽發(fā)生水解時，是幾元酸就分幾步水解,

且每步水解只及1個H20分子結合，生成1個OIF離子.多元弱酸鹽的水解程度

是慢慢減弱的，因此，多元弱酸鹽溶液的酸堿性主要由第一步水解確定.

例如K2c的水解是分兩步進行的：

2--

第一步：C03+H20HCO3-+OH

-

其次步：HCO3-+H2O^^H2CO3+OH

水解程度：第一步>其次步.所以K2c溶液中各微粒濃度大小的依次為：

+2---+

c(K)>c(C03)>c(OH)>c(HCOs)>c(H2CO3)>C(H)

依據(jù)“任何電解質(zhì)溶液中電荷守恒”可知：

++2---

c(K)+c(H)=2XC(C03)+c(OH)+c(HCO3)

⑧弱酸弱堿鹽：

如CH3COONH4水解的離子方程式為：

CH3COO-+NH4++H2OCH3COOH+NH3?H2O

-5

因為K(CH3C00H)=K(NH3?H20)=l.8X10,所以CH3COONH4溶液呈中性.

［影響鹽類水解程度的因素］

(1)鹽本身的組成確定鹽是否水解及水解程度的大小.

對于強堿弱酸鹽來說，組成鹽的陰離子對應的酸越弱(強)，則鹽的水解程度越大

(小)，溶液中的c(OH-)越大(小)，pH也越大也、).例如:相同溫度下，等物質(zhì)

的量濃度的CRCOONa溶液及NaClO溶液相比，由于酸性CRCOOHAHCIO,故pH

較大〈堿性較強)的是NaClO溶液.又如：相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的NaA、

NaB、NaC三種溶液的pH的大小依次為：NaA>NaB>NaC,則三種酸HA、HB、HC

的酸性強弱依次為：HA<HB<HC.

(2)鹽類的水解平衡遵循勒夏特列原理.

①溫度.因為鹽水解時吸熱，所以升溫，鹽的水解程度增大，鹽溶液的酸性或堿

性增加.

②濃度.鹽溶液越稀，水解程度越大，故加水稀釋能促進鹽的水解.但因為溶液

體積增大得更多，所以鹽溶液中的C(H+)或c(0H-)反而減小(即酸性或堿性減弱).

③向能水解的鹽溶液中加入及水解產(chǎn)物相同的離子，水解被抑制；若將水解產(chǎn)物

反應掉，則促進鹽的水解.例如，在FeCL溶液中存在水解平衡：Fe3++

+

3H20^Fe(0H)3+3H.若加入少量的NaOH溶液，則水解平衡向右移動，促進

了Fe"的水解；若加入少量鹽酸，則水解平衡向左移動，F(xiàn)e"的水解受到抑制.

［鹽類水解的應用］

(1)推斷鹽溶液的酸堿性(或pH范圍).如Ab(SO4)3。溶液的pHV7,顯酸性.

(2)推斷酸堿完全中和(恰好反應)時溶液的酸堿性.例如，等體積、等物質(zhì)的量

濃度的氨水跟鹽酸混合后，因為完全反應生成了強酸弱堿鹽陽CL故pHV7,溶

液顯酸性.

(3)比較鹽溶液中離子濃度的大小或離子數(shù)目的多少.例如：在碳酸鈉晶體中，

++2-

n(Na)=2n(CO3,但在Na2c溶液中，由于COr的水解而有c(Na)>2c(C03).

(4)配制鹽溶液.配制強酸弱堿鹽(如含F(xiàn)e3+、Al"、CiT、、S/+、Fe?+鹽等)的溶

液時，加入少量對應的酸以防止水解.如配制FeCh溶液的步驟是；先將FeCL

固體溶于較濃的鹽酸中，再用蒸儲水稀釋到所需的濃度.

配制弱酸強堿鹽時，加入少量對應的堿以防止水解.如配制Na2s溶液時，需

加入少量的NaOH固體，以抑制S?一的水解.

(5)利用升溫促進鹽水解的原理，使某些弱堿陽離子水解生成氫氧化物沉淀而將

其除去.例如，KNO3中含有Fe(NO3)3時，先將其溶于蒸儲水中，再加熱，使Fe"

水解生成Fe(OH)3沉淀后過濾除去.

(6)Mg、Zn等較活潑金屬溶于某些強酸弱堿鹽(如NH￡1、A1C13>FeCL等)的溶液

中，產(chǎn)生電例如，將Mg條投入濃NH4cl溶液中，有A、NH3兩種氣體產(chǎn)生.有

關離子方程式為：

++

NH4+H20NH3?H20+H

+2+

Mg+2H=Mg+H21

NH3?H20=NH31+H20

(7)用鐵鹽、鋁鹽等作凈水劑.

(8)揮發(fā)性酸對應的鹽(如A1CL、FeCL等)加熱蒸干、灼燒.例如，將FeCL溶液

加熱蒸干、灼燒，最終的固體殘留物為FezOs,緣由是：FeCl3+3H20^Fe(0H)3

+3HC1,升溫促進了FeCL的水解，同時加熱使生成的HC1從溶液中逸出而產(chǎn)生

大量的Fe(0H)3,蒸干后灼燒，貝I：

2Fe(0H)3A=Fe203+3H20

⑼水解顯酸性的溶液及水解顯堿性的溶液混合一一雙水解反應.例如，將

A12(S0,溶液及NaHCOs溶液混合，發(fā)生反應：A1"+3HC(V=Al(0H)3l+3C02

t(泡沫滅火器的滅火原理).?

此外，還有鹽溶液的鑒別、化肥的混施等也須要考慮鹽類的水解.

［電解質(zhì)溶液中的電荷守恒和物料守恒］

(1)電荷守恒：在任何一種電解質(zhì)溶液中，全部陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于全

部陰離子所帶的負電荷總數(shù).即溶液呈電中性.

例如，在AL(SO,溶液中存在的電荷守恒關系為：2Xc(Ar+)+C(H+)=3X

2--

c(S04)+c(OH).

(2)物料守恒：電解質(zhì)溶液中，某一組分的原始濃度等于該組分在溶液中以各種

形式存在的濃度之和.例如，在Na2c溶液中，由于C(V-離子的水解，碳元素以

2-

C03>HCO3-、H2cO3三種形式存在.

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因為c(Na+)=2Xc原始(CO，)，而c原始((^-)=c(C0；-)+c(HC03)+c(H2CO3).

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