[摘要]在化學計算題中，有許多計算題都蘊藏著某方面甚至多方面的“守恒”因素。根據(jù)“守恒因子”劃分，中學化學中常見的守恒有:①質(zhì)量守恒，②物質(zhì)的量守恒(原子、原子團守恒或元素守恒)，③電子轉(zhuǎn)移守恒，④電荷守恒，⑤濃度守恒，⑥體積守恒。

[關鍵詞]守恒典;守恒思想; 解題; 化學計算

化學試題的解題方法多種多樣，巧妙的解題能使復雜的題目變得簡單，守恒法就是其中一種.所謂“守恒”就是準確地選擇化學式中某兩數(shù)(如正、負化合價總數(shù)或得知電子總數(shù)，陰、陽離子所帶的正、負電荷總數(shù))始終保持相等，或幾個連續(xù)(或平行)的化學方程式前后某微粒(如離子、原子、電子)的物質(zhì)的量保持不變作為解題依據(jù)，運用守恒法既可避免書寫繁瑣的化學方程式提高解題的速度，又可避免在紛繁復雜的解題背景中尋找關系式，提高解題的準確度，其具體應用有:

一、質(zhì)量守恒

質(zhì)量守恒定律的內(nèi)容，從宏觀上闡述是:“參加化學反應的各物質(zhì)的質(zhì)量總和等于反應后生成的各物質(zhì)的質(zhì)量總和”。從微觀領域闡述則是:“在一切化學反應中，反應前后原子的種類個數(shù)(或數(shù)目)、原子質(zhì)量前后沒有變化，因此，質(zhì)量守恒”。

例1:ag某KOH溶液跟ag某硝酸溶液混合，恰好完全反應，所得溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)為10.1%的溶液，將此溶液恒溫蒸發(fā)掉0.99ag水后，成為t℃時的飽和溶液。求:

(1)所取KOH溶液中溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù);

(2)反應后所得溶液中溶質(zhì)在t℃時溶解度。

解析:KOH與HNO3完全反應，得到KNO3溶液，從質(zhì)量守恒定律宏觀闡述可知:KNO3溶液的質(zhì)量為2ag，再通過題目中所提信息:m質(zhì)=2a€?0.1%g，利用化學反應方程式中比例，解題如下:設KOH溶液中含X(g)KOH(溶質(zhì))。

KOH+HNO3=KNO3+H2O

56 101

x 2ag€?0.1%

解得:x=0.112ag

0.112ag€?00%=11.2%

(2)飽和溶液的質(zhì)量為:

2ag-0.99ag=1.01ag

設溶解度為S，則:

S∶(100+S)=2ag€?0.1%∶1.01ag

0.202ag1.01ag=SS+100

解得:S=25g

此題主要利用質(zhì)量守恒法的宏觀闡述。

二、原子或原子團守恒

在許多化學反應中，尤其是離子反應中，原子或原子團以整體參加后，原子或原子團仍然保持守恒。

例2:有一在空氣中暴露過的KOH固體，經(jīng)分析測知其中含水7.62%，K2CO32.83%，KOH90%。若將此樣品先加入到1m01/L的鹽酸46.0

0mL里，過量的鹽酸再用1.07mo1/LKOH溶液27.65mL正好中和，鹽酸中和后的溶液可得固體約為()。

A.3.43gB.4.00gC.4.50gD.1.07g

解析:許多學生在解這道題時，忽視該題中所隱含的條件:反應前后氯元素守恒，如果根據(jù)每步反應求KCI的質(zhì)量，解題太繁，固體KCI的質(zhì)量為:1mo1/L€?6.00mo1/1000€?4.5g/mo1=3.43g，故選答案A。

例3:為了測定某Cu、Ag合金的成分，將30.3g合金溶于80mL13.5mo1/L的濃HNO3中，等合金完全溶解后，收集到氣體6.72L(標況)，并測得溶液中H+的濃度為1MO1/l。假設反應后溶液的體積仍是80mL，試計算:

(1)被還原的HNO3的物質(zhì)的量:

(2)合金中Ag的質(zhì)量分數(shù)。

解析:此題應該明確題意，挖掘題中所給信息，Cu、Ag合金完全溶解后轉(zhuǎn)化為Uu(No3)2，AgNO3。設收集的氣體為NOm，它是由被還原的HNO3產(chǎn)生的，則反應前后氮原子守恒。

(1)設被還原的HNO3為x(mo1)，HNO3(被還原)——NOm，系數(shù)為1∶1=x∶6.7222.4

則x=0.3mo1。對于(2)Cu～Cu(NO3)2～2HNO3，設Cu的物質(zhì)的量為n(Cu)(mo1)，則HNO3的物質(zhì)的量為2nCu(mo1)，類似的，Ag所需HNO3的物質(zhì)的量為n(AG)(MO1)，所以，由N守恒列出方程式:

2nCu+nAg+0.3+1€?.08=13.5€?.08(1)

64nCu+109nAg=30.0(2)

解聯(lián)立方程得:nAg=0.1mo1

所以，合金中Ag的質(zhì)量分數(shù)為:

0.1€?0830.3€?00%=35.6%

三、電子守恒

在氧化-還原反應中，氧化劑得到的電子數(shù)，必等于還原劑所失去的電子數(shù)。因此，在化合價上表現(xiàn)為:化合價的升高和降低的總數(shù)相等。

例4:將50.00m10.098m01/L的羥氨(NH2OH)酸性溶液，與足量硫酸鐵在煮沸條件下反應，生成的Fe2+又恰好被49.00mL0.04m01/L的酸性KMnO4溶液所氧化。在上述反應中，羥氨的氧化產(chǎn)物為( )。

A.NO2 B.NOC.NO2D.N2

解析:羥氨被Fe3+氧化，F(xiàn)e2+又被酸性KMnO4溶液所氧化。歸根結(jié)底羥氨失去電子被KMnO4所得到。NH2OH中N為-1價，設羥氨的氧化產(chǎn)物中N為x價，由電子守恒法可得:

x-(-1)€?0.00mL€?.098mo1/L=(7-2)€?9.00m1€?.04mo1/L

x=1

故此題答案為C。

例5:n摩硫化亞銅跟足量稀HNO3反應，生成Cu(NO3)2、H2SO4、NO和H2O，則參加反應的HNO3中被還原的HNO3的物質(zhì)的量為_____。

解析在該反應中Cu、S化合價均升高，1摩Cu2S將失去10摩電子，那么，n摩則失去10n摩電子，而1摩HNO3被還原到NO，得到3摩電子，在氧化還原反應中，得失電子數(shù)相等，則有10n=3x，x=10n/3，故還原的HNO3的物質(zhì)的量為10n/3。

四、電荷守恒

離子的電荷是原子得失電子的標志，因此，電荷守恒是與電子守恒等價的。在電解溶液中，電解質(zhì)電離出陰、陽離子，而溶液中呈電中性。顯然存在，電解質(zhì)的陽離子所帶的正電荷總數(shù)等于其陰離子所帶的負電荷總數(shù)。

例6:把0.02mo1/LHAc溶液和0.01mo1/1NaOH溶液等體積混合，則混合溶液中微粒濃度關系正確的是()。

A.c(Ac-)>c(Na+)

B.c(HAc)>c(Ac)

C.2c(H+)=c(Ac-)-c(Hac)

D.c(HAc)+c(Ac-)=0.01mo1/L

解析:此題實質(zhì)上是0.05mo1/L的HAc溶液和0.00mol/L的NaAc溶液的混合溶液。

由電荷守恒關系可得:

c(H+)+c(Na+)=c(Ac-)+c(OH-)(1)

由物料守恒關系可得:

c(HAc)+c(Ac-)=c(Na+)€?(2)

c(HAc)+c(Ac-)=c(Na+)=0.05mil/L€?=0.01MOL/l

由(2)可知D正確。

將(1)€?+(2)可得:

2c(H+)=c(Ac-)+2c(OH=)=c(HAc)(3)

C選項錯誤。

例7 . 27.2g鐵粉和氧化鐵的混合物，放入500mL的稀H2SO4中，發(fā)現(xiàn)固體完全溶解，并放出4.48LF2(標況)。加入KSCN溶液，無顏色變化。然后向溶液中加入2mol/LNaOH溶液，當溶液呈中性時，消耗NaOH溶液500mL，求原H2SO4溶液的物質(zhì)的量濃度。

解析:從題中敘述可知，至少涉及六個反應。用常規(guī)解題法非常麻煩;如果不考慮過程，而是抓住反應結(jié)果，最后的溶液只是Na2SO4溶液，根據(jù)電荷守恒，Na+所帶正電荷數(shù)一定等于SO2-4所帶負電荷數(shù)。又因為:Na+的物質(zhì)的量即NaoH的物質(zhì)的量，SO2-4的物質(zhì)的量即H2SO4的物質(zhì)的量，設H2SO4物質(zhì)的量濃度為c(H2SO4)。

c(H2SO4)€?.5L€?=2mol/L€?.5L

c(H2SO4)=1mol/L

五、體積守恒

體積守恒主要是運用在有氣體參加的化學變化中，根據(jù)始態(tài)與終態(tài)體系中氣體的體積(一般始指同溫同壓的條件下)相等來快速地解決化學問題的方法。此守恒比較多地運用在有機物地燃燒反應中。

例10.CS2能在氧氣中燃燒生成CO2和SO2。將0.228 g CS2大448 mL(標況)O2中燃燒，將燃燒后混和氣體恢復到標準狀況，體積為( )

A.224 mLB.112 mLC.448 mLD.336 mL

分析:CS2在標準狀況下為液態(tài)，而O2、CO2、SO2為氣態(tài)。CS2燃燒方程式為CS2+3O2=CO2+2SO2由上式看出，反應前后氣體體積相等。無論O2是適量，過量或是量不足，反應后氣體體積都必等于起始給定的O2的體積。

解:體積是448 mL，答案為C。

參考文獻:

[1]侯濤，中學教與學天津師范大學，2006年第06期。

[2]楊立江，高中數(shù)理化，2004年第02期。

作者簡介:楊先芳(1978—)，女，湖北省大悟縣人，湖北省大悟縣楚才高中教師。

李小剛(1978—)，男，湖北省大悟縣人，湖北省大悟縣楚才高中教師。