盐类水解三大守恒专题训练（30题）-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1
盐类水解中的电荷守恒、物料守恒与质子守恒
专题训练（30 题 · 附解题思路与详细答案）
人教版选择性必修 1《化学反应原理》 第三章 水溶液中的离子反应与平衡
（本专题 c 表示物质的量浓度，单位 mol·L⁻¹；“⇌”表示可逆过程）
方法梳理
一、三大守恒的含义与书写要领
1．电荷守恒（电荷平衡）。电解质溶液整体呈电中性：溶液中全部阳离子所带正电荷的总浓度，等于全部阴离子所带负电荷的总浓度。书写时把所有阳离子写在等号一侧、所有阴离子写在另一侧，每种离子的浓度都要乘以自身所带电荷数。
通式：Σ c(阳离子)×阳离子电荷数 = Σ c(阴离子)×阴离子电荷数。
易错：①不要漏掉 H⁺、OH⁻；②多价离子前的系数不能漏，如 2c(CO₃²⁻)、3c(PO₄³⁻)、2c(SO₄²⁻)。
2．物料守恒（又称元素守恒、原子守恒）。投入溶液的某种元素，其各种存在形态（离子、分子）的浓度之和保持不变，并满足投料时的原子个数比。书写时先找一个不水解、不电离的“参照粒子”（如 Na⁺、K⁺、Cl⁻、SO₄²⁻），再按化学式中的原子个数比列式。
例：Na₂CO₃ 中 n(Na)∶n(C)=2∶1，故 c(Na⁺)=2[c(CO₃²⁻)+c(HCO₃⁻)+c(H₂CO₃)]。
3．质子守恒（质子平衡）。溶液中各物质得到质子（H⁺）的总数，等于失去质子的总数。常用“零水准法”书写：
① 选零水准：溶液中大量存在、并直接参与质子转移的原始粒子（一般取溶质的主体酸碱形态和 H₂O）；
② 比零水准多含 H⁺ 的粒子为“得质子产物”，少含 H⁺ 的为“失质子产物”，分别写在等号两侧；
③ 某粒子比零水准每多（或少）几个 H⁺，其浓度前就乘几；H₂O 得质子记为 H⁺、失质子记为 OH⁻。
提示：质子守恒式也可以直接用“电荷守恒式 − 物料守恒式”联立得到，二者完全等价。遇到酸与其盐共存（缓冲体系）等较复杂情形时，推荐用联立法，更不易出错。
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二、比较粒子浓度大小的一般步骤——“四步法”
第一步“判反应”：两种溶液混合时，先判断是否发生反应，弄清反应后溶液中的真实溶质及其浓度；
第二步“写平衡”：写出溶液中所有的电离平衡和水解平衡，把溶液中的粒子列全；
第三步“列等式”：根据电荷守恒、物料守恒、质子守恒列出关系式；
第四步“分主次”：结合溶液酸碱性及各平衡进行的相对程度（电离与水解谁为主、第一步远强于后续步），比较各粒子浓度大小。
三、常用判断经验与易错提醒
· 弱酸、弱碱的电离程度都很小；盐类的水解程度一般也很小（“程度小”原则），故主体粒子浓度最大。
· 多元弱酸根分步水解，且第一步水解 ≫ 第二步 ≫ 第三步，如 Na₂CO₃ 中 c(HCO₃⁻)>c(H₂CO₃)。
· 酸式盐（如 NaHCO₃、NaHSO₃）溶液的酸碱性，取决于酸式酸根电离常数 Ka 与其水解常数 Kh=Kw/Ka(上一级) 的相对大小：Ka>Kh 显酸性，Ka<Kh 显碱性。
· 溶液显酸性则 c(H⁺)>c(OH⁻)，显碱性则 c(H⁺)<c(OH⁻)；再代入电荷守恒式，即可判断成对主离子的大小。
· 比较不同盐中同种离子浓度时，看共存离子对该离子的水解（或电离）是促进还是抑制：外加 H⁺ 或 OH⁻ 会使相应平衡移动。
· 弱酸（弱碱）与其盐等物质的量混合时，不要只看投料相等就认为两种形态浓度相等，应根据溶液酸碱性判断电离与水解谁占优势。
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第一部分 专题训练（30 题）
一、单一溶液中三大守恒关系式的书写（第 1～10 题）
要求：分别写出下列溶液中的电荷守恒、物料守恒和质子守恒关系式。
1．0.1 mol·L⁻¹ NaHCO₃ 溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
2．0.1 mol·L⁻¹ Na₂CO₃ 溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
3．0.1 mol·L⁻¹ CH₃COONa（醋酸钠）溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
4．0.1 mol·L⁻¹ NH₄Cl 溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
5．0.1 mol·L⁻¹ Na₂S 溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
6．0.1 mol·L⁻¹ Na₃PO₄ 溶液。
电荷守恒：
物料守恒：
质子守恒：
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