电离与水解和三大守恒

电解质溶液中的三个守恒一、电荷守恒电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液老是呈电中性的，就是说阳离子所带的正电荷总数必然等于阴离子所带负电荷的总数，这就是电荷守恒规律。

在应用这个定律时，要明确溶液呈电中性和溶液呈中性是两个不同的概念，因为只有当c(H+)＝c(OH－)时，溶液才呈中性（相对于酸碱性）。

例如：NaHCO3溶液中存在着：c(Na+)+c(H+)＝c(HCO3－)+c(OH－)+2c(CO32—) 解析：溶液中存在有以下电离：NaHCO3＝Na+＋HCO3－、HCO3－H+＋CO32—、H2O H+＋OH－和水解：HCO3－＋H2O H2CO3 ＋OH－，所以溶液中存在Na+、H+、HCO3－－、CO32—、OH－这些离子，阳离子所带正电荷总数为：c(Na+) +c(H+)，由于CO32—带两个单位负电荷，故阴离子所带电荷总数为c(HCO3－) +c(OH－)+ 2c(CO32—)。

按照电荷守恒，必然有如下关系：c(Na+)+c(H+) ＝c(HCO3－)+c(OH－)+2c(CO32—)例题1.某地的雨水呈酸性，取其少量进行检测，其中含各离子的物质的量浓度别离为：c (Na+)＝×10－5mol·L－1，c(Cl－)＝×10－5mol·L－1，c(SO42－)＝×10－6mol·L－1，c (NH4+)＝×10－6mol·L－1，则雨水pH约是多少？判断正误：c(Na+)+c (NH4+)+ c (H+)＝c (OH－)+c(Cl－)＋c (SO42－)解析：该题可采用电荷守恒法：c (Na+) + c (NH4+)+ c (H+)＝c (OH－)+ c(Cl－) +2c (SO42－)，由于溶液显酸性，c (OH－)水很小，即由水电离出来氢氧根离子可以略去不计。

代入数据有：×10－5mol·L－1＋×10－6mol·L－1＋c (H+)＝×10－5mol·L－1＋2××10－6mol·L－1，解得：c (H+) ＝×10－5mol·L－1电荷守恒是用离子的浓度或物质的量来表示电荷关系的，所以不仅要考虑离子的浓度或物质的量，还要考虑离子所带的电荷。

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。

一、盐类的水解反应1.定义：在水溶液中,盐电离产生的离子与水电离的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的反应。

2.实质:由于盐的水解促进了水的电离，使溶液中c(Ｈ+)和c(ＯＨ)-不再相等,使溶液呈现酸性或碱性。

3.特征(1)一般是可逆反应,在一定条件下达到化学平衡。

(2)盐类水解是中和反应的逆过程: ，中和反应是放热的,盐类水解是吸热的。

(3)大多数水解反应进行的程度都很小。

(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。

4.表示方法(1)用化学方程式表示：盐+水⇌酸+碱如AlCl3的水解:ﻩAlCl3 +３Ｈ2０⇌Al+3+ 3Cl-ﻩ(２)用离子方程式表示:盐的离子+水⇌酸(或碱)＋OH-（或H+）3+3H2Ｏ⇌Ａl（OH)3＋３H+ﻩ如AlCｌ３的水解：Aｌ+二、影响盐类水解的因素1.内因——盐的本性（1)弱酸酸性越弱,其形成的盐越易水解,盐溶液的碱性越强。

(2)弱碱碱性越弱,其形成的盐越易水解，盐溶液的酸性越强。

２．外因（1)温度:由于盐类水解是吸热的过程，升温可使水解平衡向右移动，水解程度增大。

(2)浓度:稀释盐溶液可使水解平衡向右移动，水解程度增大;增大盐的浓度，水解平衡向右移动，水解程度减小。

(3)外加酸碱:Ｈ+可抑制弱碱阳离子水解，OＨ-能抑制弱酸阳离子水解。

(酸性溶液抑制强酸弱碱盐的水解,碱性溶液促进强酸弱碱盐的水解；碱性溶液抑制强碱弱酸盐的水解，酸性溶液促进强碱弱盐盐的水解)三、盐类水解的应用1．判断盐溶液的酸碱性（１)多元弱酸的强碱盐的碱性：正盐＞酸式盐；如0.1 ｍol·Ｌ－1的Na2CO3和NａHＣＯ3溶液的碱性:Na2CO3>NaHCＯ3。

(2)根据“谁强显谁性，两强显中性”判断。

如0.１mol·L-1的①NａCl，②Na2CO3,③ＡlCl3溶液的pH大小：③<①<②。

2.利用明矾、可溶铁盐作净水剂如：Fe+3+3H２Ｏ⇌Fe(OH)3+3H+3.盐溶液的配制与贮存配制FeCｌ3溶液时加入一定量酸（盐酸)抑制水解；配制ＣｕSO4溶液时加入少量稀硫酸，抑制铜离子水解。

溶液中的“三大守恒”1.应用溶液中的“三大守恒”规律的注意事项（1）根据溶液中主要的电离方程式、水解方程式，确定溶液中的微粒种类。

（2）根据溶液中的阴阳离子种类可以写出电荷守恒的等式。

（3）找出溶液中含同一种元素的微粒可以写出物料守恒的等式。

（4）做题时要学会根据等式特点判断使用何种守恒规律，如，阴阳离子各一边的等式要想到电荷守恒；含同一种元素的微粒在一边的等式要想到物料守恒；无明显特点的等式要想到质子守恒。

（5）多溶质的混合溶液不能用图示法推导质子守恒等式，要用电荷守恒的等式与物料守恒的等式相加或相减得到。

例1.（溶液中“三大守恒”等式的书写）1.1.在0.1 mol·L -1的Na 2CO 3溶液中：（1）写出电荷守恒的等式：_________________________________________。

（2）写出物料守恒的等式：_________________________________________。

（3）写出质子守恒的等式： ________________________________________。

解：（1）c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)（2）c (Na ＋)＝2[c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)]（3）c (OH －)＝c (H ＋)＋c (HCO －3)＋2c (H 2CO 3)1.2. 将0.1mol·L -1的Na 2CO 3溶液与0.2mol·L -1的NaHCO 3溶液等体积混合，写出溶液满足的质子守恒等式___________________________________________。

解：电荷守恒：c (Na ＋)＋c (H ＋)＝2c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (OH －)物料守恒：3c (Na ＋)＝4[c (CO 2－3)＋c (HCO －3)＋c (H 2CO 3)]两式相减， 3c (H ＋)＋c (HCO －3)＋4c (H 2CO 3)＝3c (OH －)＋2c (CO 2－3)例2.（溶液中“三大守恒”规律的应用）2.（2014安徽）已知：室温下，草酸是(H 2C 2O 4)二元弱酸。

溶液中离子浓度大小比较与三大守恒讲义一、溶液中离子浓度大小的比较1.方法思路(1)先确定溶液中的溶质成分及各自物质的量浓度大小。

(2)写出电离方程式、水解方程式，找出溶液中存在的离子。

(3)依据电离和水解程度的相对大小，比较离子浓度大小。

2.特别注意的问题(1)多元弱酸的正盐溶液(如Na2CO3溶液)，要分清主次关系。

即盐完全电离，多元弱酸根的第一步水解大于第二步水解，第二步水解大于水的电离。

①分析Na2CO3溶液中的电离、水解过程：电离：Na2CO3===2Na＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。

水解：CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－、HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。

溶液中存在的离子有CO2－3、HCO－3、OH－、H＋。

②溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(CO2－3)>c(OH－)>c(HCO－3)>c(H＋)。

（2）多元弱酸的酸式盐溶液，要注意考虑酸式酸根水解程度和电离程度的相对大小。

若酸式酸根的电离程度大于水解程度，溶液呈酸性；若水解程度大于电离程度，溶液呈碱性。

①分析NaHCO3溶液中的电离、水解过程：电离：NaHCO3===Na＋＋HCO－3、HCO－3H＋＋CO2－3、H2O H＋＋OH－。

水解：HCO－3＋H2O H2CO3＋OH－。

溶液中存在的离子有Na＋、HCO－3、CO2－3、H＋、OH－。

②由于HCO－3的电离程度小于HCO－3的水解程度，所以溶液中离子浓度由大到小的顺序是c(Na＋)>c(HCO－3)>c(OH－)>c(H＋)>c(CO2－3)。

（3）当两种溶液混合或两种物质发生反应时，要根据反应原理准确地判断溶质的成分，然后判断离子种类，再根据规律比较其大小。

例1.物质的量浓度相同的NaOH溶液、NH4Cl溶液等体积混合反应的化学方程式：NH4Cl＋NaOH===NH3·H2O＋NaCl；溶液中存在的离子有Na＋、Cl－、NH＋4、OH－、H＋；其浓度由大到小的顺序是c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)>c(NH＋4)>c(H＋)。

怎样判断水解大于电离还是电离大于水解?一般来说,题目给你的盐溶液都是你可以知道溶液的酸碱性的,要根据溶液的酸碱性来判断是水解大于电离还是电离大于水解.由于酸根的水解使溶液显碱性,电离使溶液显酸性,所以如果溶液是酸性,那么电力大于水解,如果溶液是碱性,那么水解大于电离.或者你要通过背来记住谁的水解强,谁的电离强.在中学化学中,只需要知道以下几种情况就可以了.1.NaHCO3溶液:HCO3-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;2.NaHSO3溶液:HSO3-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;3.NaHSO4溶液:HSO4-只电离,不水解,溶液呈酸性;4.NaH2PO4溶液:H2PO4-的水解程度小于电离程度,溶液呈酸性;5.Na2HPO4溶液:HPO42-的水解程度大于电离程度,溶液呈碱性;6.在同浓度的醋酸和醋酸钠混合溶液中,醋酸的电离程度大于醋酸根的水解程度,溶液呈酸性;7.在同浓度的氨水和氯化铵混合溶液中,一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度,溶液呈碱性.其他的情况就不需要记忆了.离子浓度大小如何比较要掌握解此类题的三个思维基点：电离、水解和守恒（电荷守恒、物料守恒及质子守恒）.对有关电解质溶液中离子浓度大小比较的题,在做时首先搞清溶液状况,是单一溶液还是混合溶液,然后再根据情况分析.1、单一溶质的溶液中离子浓度比较①多元弱酸溶液中,由于多元弱酸是分步电离（注意,电离都是微弱的）的,第一步的电离远远大于第二步,第二步远远大于第三步.由此可判断多元弱酸溶液中离子浓度大小顺序.例H3PO4溶液中：c(H+)＞c(H2PO4-)＞c(HPO42-)＞c(PO43-)②多元弱酸的强碱正盐溶液中,要根据酸根离子的分步水解（注意,水解都是微弱的）来分析.第一步水解程度大于第二步水解程度,依次减弱.如Na2S溶液中：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)③多元弱酸的酸式盐溶液中：由于存在弱酸的酸式酸根离子的电离,同时还存在弱酸的酸式酸根离子的水解,因此必须搞清电离程度和水解程度的相对大小,然后判断离子浓度大小顺序.常见的NaHCO3 NaHS,Na2HPO4溶液中酸式酸根离子的水解程度大于电离程度,溶液中c(OH-)＞c(H+)溶液显碱性,例NaHCO3中：c（Na+）＞c(HCO3-)＞c(OH-)＞c(H+)＞c(CO32-),反例：NaHSO3,NaH2PO4溶液中弱酸根离子电离程度大于水解程度,溶液显酸性c(H+) ＞c(OH-).例在NaHSO3中：c （Na+）＞c(HSO3-)＞c(H+)＞c(SO32-)＞c(OH-).规律：①第一步水解生成的粒子浓度在[OH-]和[H+]之间,第二步水解生成的粒子浓度最小例：Na2S溶液中的各离子浓度大小的顺序：c（Na+）＞c(S2-)＞c(OH-)＞c(HS-)＞c(H+)②不同溶液中同种离子浓度的比较：既要考虑离子在溶液中的水解因素,又要考虑其它离子的影响,是抑制还是促进,然后再判断.例；常温下物质的量浓度相等的a.(NH4)2CO3b.(NH4)2SO4.c.(NH4)2Fe(SO4)2 三种溶液中c(NH4+)的大小；NH4+在水溶液中发生水解显酸性,CO32-离子水解显碱性,两离子水解相互促进,Fe2+水解显酸性与NH4+水解相互抑制,因此三溶液中c(NH4+)：c＞b＞a.2、混合溶液中离子浓度的比较①强酸与弱碱溶液混合后溶液中离子浓度大小比较,首先要考虑混合后溶液的状况及溶液的酸碱性.酸过量：溶液为强酸和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(H+) ＞c(OH-)呈酸性酸碱恰好完全反应：溶液为单一盐溶液,弱碱根离子水解,溶液呈酸性碱少量过量：溶液为弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)= c(H+)呈中性碱大量过量：溶液为大量弱碱和强酸弱碱盐的混合溶液,溶液中c(OH-)＞c(H+)呈碱性.根据这几种情况可判断溶液中离子大小情况.②强碱和弱酸溶液混合后,溶液中离子浓度的大小比较呈碱性包括两种情况；强碱和强碱弱酸盐的混合溶液及单一强碱弱酸盐溶液.呈中性:强碱弱酸盐和少量弱酸的混合溶液呈酸性：强碱弱酸盐和大量弱酸的混合溶液3理解掌握电解质溶液中的几种守恒关系；①溶质守恒：（物料守恒）溶质在溶液中某种离子的各种存在形式总和不变.如：在CH3COONa溶液中c(CH3COO－)+ c(CH3COOH)= c(Na ＋)=c( CH3COONa)②溶剂守恒：（质子守恒）溶液中溶剂水电离的c(H＋)和c(OH－)浓度相等,如：在CH3COONa溶液中,水所电离的H＋被部分CH3COO－结合生成CH3COOH,因此：c(H＋)+ c(CH3COOH)= c(OH－) ③电荷守恒：任何溶液中都呈电中性,溶液中阳离子所带的正电荷总和等于阴离子所带的负电荷总和.在CH3COONa溶液中：c(CH3COO－)+ c(OH－)=c(Na＋)+c(H＋)利用好守恒关系也可以达到事半功倍的效果.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,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-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,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaHCO3溶液,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH- NaOH溶液,Na+ + H+ = OH-Na3PO4溶液,Na+ + H+ = 3PO4^3- + 2HPO4^2- + H2PO4^- + OH-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,NH4^++NH3.H2O = Cl-Na2CO3溶液,Na:C=2:1,即得到,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)NaHCO3溶液,Na:C=1:1,即得到,Na+ = CO3^2- + HCO3^- + H2CO3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.质子守恒例如：NH4Cl溶液,电荷守恒,NH4^+ + H+ = Cl- + OH-物料守恒,NH4^+ + NH3.H2O = Cl-处理一下,约去无关的Cl-,得到,H+ = OH- + NH3.H2O,即是质子守恒Na2CO3溶液,电荷守恒,Na+ + H+ = 2CO3^2- + HCO3^- + OH-物料守恒,Na+ = 2(CO3^2- + HCO3^- + H2CO3)处理一下,约去无关的Na+,得到,HCO3^- + 2H2CO3 + H+ = OH-质子守恒,即所有提供的质子都由来有去.如,NH4Cl溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分OH-被NH4^+结合成NH3.H2O,而且是1：1结合,而H+不变,所以得到, H+ = 原来的总OH- = 剩余OH- + NH3.H2ONa2CO3溶液,水电离出的,H+ = OH-,但是部分H+被CO3^2-结合成HCO3^-,而且是1：1结合,还有部分继续被HCO3^-结合成H2CO3,相当于被CO3^2-以1：2结合,而OH-不变,所以得到, OH- = 原来总H+ = HCO3^- + 2H2CO3 + 剩余H+碳酸钠、碳酸氢钠、醋酸钠、氯化铵的电荷守恒、物料守恒、质子守恒和离子浓度大小比较的离子表达式.Na2CO3[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=2[CO3 2-]+2[HCO3-]+2[H2CO3][OH-]=[H3O+]+[HCO3-]+2[H2CO3]Na＞CO3 2-＞OH-＞HCO3-＞H+碳酸氢钠[Na+]+[H+]=2[CO3 2-]+[HCO3-]+[OH-][Na+]=[CO3 2-]+[HCO3-]+[H2CO3][OH-]+[CO3 2-]=[H3O+]+[H2CO3]Na+＞HCO3-＞OH-＞H+＞CO3 2-醋酸钠[Na+]+[H+]=[Ac-]+[OH-][Na+]=[AC-]+[HAc][OH-]=[H3O+]+[HAc]Na+＞Ac-＞OH-＞H+氯化铵[NH4+]+[H+]=[Cl-]+[OH-][Cl-]=[NH4+]+[NH3·H2O][H3O+]=[OH-]+[NH3·H2O]Cl-＞NH4+＞H+＞OH-离子浓度大小比较还要看溶液的浓度,比如10的负22次方mol/L的NH4Cl,就是H+ 最大。

电解质溶液中的三个守恒一、电荷守恒电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性的，就是说阳离子所带的正电荷总数一定等于阴离子所带负电荷的总数，这就是电荷守恒规律。

在应用这个定律时，要明确溶液呈电中性和溶液呈中性是两个不同的概念，因为只有当c(H+)＝c(OH－)时，溶液才呈中性（相对于酸碱性）。

例如：NaHCO3溶液中存在着：c(Na+)+c(H+)＝ c(HCO3－)+c(OH－)+2c(CO32—)解析：溶液中存在有以下电离：NaHCO 3＝Na+＋ HCO3－、HCO3－ H+＋ CO32—、H 2O H+＋ OH－和水解：HCO3－＋H2O H2CO3 ＋OH－，所以溶液中存在Na+、H+、HCO3－－、CO32—、OH－这些离子，阳离子所带正电荷总数为：c(Na+) +c(H+)，由于CO32—带两个单位负电荷，故阴离子所带电荷总数为 c(HCO3－) +c(OH－)+ 2c(CO32—)。

根据电荷守恒，必然有如下关系：c(Na+)+c(H+) ＝c(HCO3－)+c(OH－)+2c(CO32—)例题1.某地的雨水呈酸性，取其少量进行检测，其中含各离子的物质的量浓度分别为：c (Na+)＝5.0×10－5mol·L－1，c(Cl－)＝7.1×10－5mol·L－1， c(SO42－)＝4.5×10－6mol·L －1，c (NH4+)＝1.0×10－6mol·L－1，则雨水pH约是多少？判断正误：c(Na+)+c (NH4+)+ c (H+)＝c (OH－)+c(Cl－)＋c (SO42－)解析：该题可采用电荷守恒法：c (Na+) + c (NH4+)+ c (H+)＝ c (OH－)+ c(Cl－) +2c (SO42－)，由于溶液显酸性，c (OH－)水很小，即由水电离出来氢氧根离子可以略去不计。

电离平衡三大守恒
化学平衡中的三种守恒
1.电荷守恒
电解质溶液中不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性。

即阴离子总数所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数2
2.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，但原子总数是守恒的。

3.质子守恒
质子守恒是依据水的电离。

水的电离产生的氢离子和氢氧根离子的物质的量总是相等的。

无论在溶液中，该氢离子和氢氧根离子以什么形式存在。

其实有很多题目都是有3大守恒变得。

一质子守恒：得到的质子与失去的质子相同eg：在NaHCO3水溶液中，得质子：HCO3-得到质子变成H2CO3，H2O 得到质子形成H3O+，H3O+，其实近似于H+。

失去质子：H2O失去质子变成OH-，HCO3-失去质子变成CO32-。

综上：那么C(H+)+C(H2CO3)=C(OH-)+C(CO32-)二物料守恒：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。

也就是元素守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。

eg:在NaHCO3水溶液中，原本的Na的个数=C的个数,所以C(HCO3-)+C(H2CO3)+C(CO32-)=C(Na+)三电荷守恒定义：……eg：在NaHCO3水溶液中，C(Na+)+C(H+)=C(HCO3-)+2C(CO32-)。

左右两边，正负电荷的电荷量相等。