高中化学 溶解度知识点总结
高考化学溶解度知识点归纳
高考化学溶解度知识点归纳一、溶解度的定义和影响因素溶解度是指在一定温度下，单位体积溶剂中可以溶解的最大溶质量。
溶解度的大小与温度、压力和溶质种类有关。
随着温度的升高，溶解度通常增大；但对于少数溶质如氢气等，随着温度升高，溶解度反而减小。
溶解度还受压力的影响，但对于一般的固体和液体溶质，压力的变化对溶解度的影响较小。
二、饱和溶液和过饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶质溶解度达到最大且保持稳定的溶液。
当溶质继续加入时，不再溶解而形成沉淀，此时溶液处于饱和状态。
过饱和溶液是指在一定条件下，溶质溶解度超过饱和溶液的溶解度，但仍保持溶解的不稳定状态。
过饱和溶液具有较高的浓度，一旦触发条件改变，如温度下降或添加晶核，在短时间内会迅速结晶析出。
三、溶解度曲线溶解度曲线是描述溶质的溶解度和温度关系的曲线图。
通常，固体溶质在液体溶剂中的溶解度随温度的升高而增大，溶解度曲线呈现上升趋势。
液体溶质在液体溶剂中的溶解度通常不受温度的显著影响，溶解度曲线呈水平趋势。
气体溶质在液体溶剂中的溶解度随温度的升高而减小，溶解度曲线呈下降趋势。
四、共存溶液共存溶液指的是两种或多种溶质在同一溶剂中共存的溶液。
共存溶液可以分为两类：共存饱和溶液和共存非饱和溶液。
共存饱和溶液是指两种或多种溶质在同一溶剂中达到饱和状态的溶液。
在共存饱和溶液中，各组分的溶解度均达到最大值，不再溶解或析出。
共存非饱和溶液是指两种或多种溶质在同一溶剂中没有达到饱和状态的溶液。
在共存非饱和溶液中，各组分的溶解度还未达到最大值，可以继续溶解或析出。
五、晶体的溶解晶体的溶解是指将固体溶质溶解到溶剂中的过程。
晶体的溶解通常具有放热，可以通过增加温度、搅拌溶液、细化晶体等方式促进溶解速度。
晶体的溶解速度与多个因素有关，包括溶质的颗粒大小、晶体的形状、温度、溶液的饱和度等。
一般来说，溶质颗粒越细小，晶体越细碎，溶解速度越快。
溶液的饱和度越低，溶解速度越快。
六、溶液稀释溶液稀释是指通过添加溶剂降低溶液的浓度。
高中化学知识总结溶解度与溶解度积
高中化学知识总结溶解度与溶解度积高中化学知识总结：溶解度与溶解度积高中化学中，溶解度与溶解度积是一个重要的概念。
了解溶解度与溶解度积的概念和计算方法，有助于我们理解溶解过程的规律以及溶液中物质溶解程度的大小。
在本文中，我们将详细介绍溶解度和溶解度积的概念、影响因素以及相关计算方法。
一、溶解度的概念溶解度是指单位温度下溶液中最多能溶解的物质的量。
通常用溶质在无限稀释溶液中的含量来表示，单位为mol/L。
在不同的温度下，相同溶质溶解度可能不同，因此我们一般会进行温度标注。
二、溶解度的影响因素溶解度是受多种因素影响的，主要包括物质本身的性质、溶剂性质以及温度的变化。
1. 物质本身的性质：物质的极性、离子价态以及分子间作用力等因素会影响溶解度。
例如，极性溶质在极性溶剂中溶解度通常较高，而非极性溶质在非极性溶剂中溶解度较高。
2. 溶剂性质：溶剂的极性和溶解度密切相关。
极性溶剂常常能够溶解极性物质，而非极性溶剂则溶解非极性物质更容易。
3. 温度变化：溶解度通常会随着温度的变化而发生变化。
某些物质在升高温度时溶解度会增大，而其他物质则相反。
这与温度对物质溶解过程中的热力学性质有关。
三、溶解度积的概念溶解度积是指在给定温度下，溶液中溶质溶解的程度的一个量化指标。
溶解度积可根据物质溶解过程中的化学平衡关系得到。
对于一般的正常溶液，其溶质溶解的过程可以简化为：A(s) ⇌ A^n+(aq) + nX^-(aq)其中，A表示溶质，A^n+表示溶质的离子形式，X^-表示溶剂中的反离子。
根据化学平衡的原理，我们可以得出溶解度积的表达式：Ksp = [A^n+][X^-]^n其中，Ksp表示溶解度积，[A^n+]和[X^-]分别表示溶质和溶剂中的离子浓度。
四、计算溶解度积的方法根据溶解度积的定义，我们可以通过实验数据计算溶解度积的大小。
1. 已知溶度求溶解度积：当我们已知溶度时，可以反推得到溶解度积的大小。
通过溶液的浓度和体积，可以得到溶质和溶剂中的离子浓度，进而计算出溶解度积。
高考化学溶度积知识点
高考化学溶度积知识点在高中化学学习的过程中，溶度积是一个非常重要的概念。
它是指在一定温度下，饱和溶液中溶质以离子形式溶解的活动离子浓度的乘积。
溶度积的概念与溶度密切相关，它帮助我们理解溶解过程中溶质的溶解能力。
本文将围绕溶度积展开讨论，介绍基本概念、计算方法以及相关应用。
1. 溶度积的基本概念溶度积是溶解度的定量表示，通常用Ksp来表示。
对于离子化合物AB，其溶度积的表达式为：Ksp = [A+]^m[B-]^n，其中[A+]和[B-]分别是溶质AB的两种离子的活动浓度，m和n是该化合物的离子数目。
2. 溶度积的计算方法在实际应用中，我们常常需要根据给定的溶度积值来计算溶质的溶解度或溶液的浓度。
以下以一些常见的示例进行解释。
例1：已知BaSO4的溶度积Ksp = 1.08e-9，在某溶液中[Ba2+]= 1.2e-4 M，求溶液中[SO42-]的浓度。
我们可以从溶度积的表达式出发：Ksp = [Ba2+][SO42-]，代入已知的[Ksp]和[Ba2+]的值，即可解得[SO42-]的浓度。
例2：已知一溶液中AgCl的溶度积Ksp = 1.8e-10，求饱和溶液中[Ag+]和[Cl-]的浓度。
由溶度积的定义可知，在饱和溶液中，溶解的AgCl完全分解为Ag+和Cl-。
因此，可以得到以下关系：Ksp = [Ag+][Cl-]。
代入已知的Ksp值，我们可以计算出[Ag+]和[Cl-]的浓度。
3. 溶度积的相关应用溶度积的概念在化学分析和实验室工作中有着重要的应用价值。
a. 判断溶解度通过计算溶度积，我们可以判断某种溶质在给定溶剂中的溶解度。
如果给定的溶度积小于实际溶液中的离子积浓度，那么溶质将发生沉淀反应，即不再溶解。
反之，如果溶度积大于实际溶液中的离子积浓度，那么该溶质能够继续溶解。
b. 测定未知物质的溶度积通过实验测定溶液中的离子浓度，并利用已知的溶度积公式，我们可以计算出未知物质的溶度积。
这对于化学分析和实验室工作中的定性、定量分析具有重要意义。
高中化学重要知识点解析溶液与溶解度
高中化学重要知识点解析溶液与溶解度溶液是在溶剂中溶解了一定量的溶质的混合物。
在化学中，溶解度是描述溶质在溶剂中溶解程度的重要参数。
了解溶液与溶解度的相关知识对于理解化学反应、溶解现象和溶液中的平衡体系至关重要。
本文将深入解析溶液与溶解度的相关知识点。
一、溶液的概念和组成溶液是由溶剂和溶质组成的，其中溶剂是溶解度较大的组分，而溶质是溶解度较小的组分。
比如我们常见的盐水，其中水是溶剂，盐是溶质。
二、溶解度的定义和影响因素溶解度是指在特定温度下单位体积（或单位质量）的溶剂中能够溶解的溶质的最大量。
溶解度与温度、压力等因素密切相关，不同溶质在不同溶剂中的溶解度也有所差异。
以下是影响溶解度的几个主要因素：1. 温度：在一定压力下，大多数固体在溶液中的溶解度随温度升高而增大，而气体在溶液中的溶解度随温度升高而减小。
2. 压力：只对气体溶质在溶液中的溶解度有显著影响。
3. 溶质和溶剂的性质：如极性、分子大小等因素也会影响溶解度。
极性相近的物质通常具有更高的相容性，溶解度也相对较大。
三、饱和溶液和过饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶剂中已经溶解了最大量的溶质，此时溶解度达到了最大值。
过饱和溶液是指在饱和溶液的基础上，通过方法调节，使溶质的溶解度超过了饱和溶液的溶解度。
过饱和溶液相对不稳定，会因为微小扰动而发生结晶。
四、溶液浓度的表示方法溶液浓度是指单位体积（或单位质量）的溶剂中溶质的含量。
常用的溶液浓度表示方法有以下几种：1. 质量分数：指溶质质量与溶液总质量的比值，通常用百分数表示。
2. 体积分数：指溶质体积与溶液总体积的比值，通常用百分数表示。
3. 摩尔浓度：指溶质的摩尔数与溶液的体积之比，单位为mol/L。
4. 摩尔分数：指溶质的摩尔数与溶液中所有组成物的摩尔数之和的比值。
五、溶解过程和溶解热溶解是一个吸热过程，其中需要消耗热量，称为溶解热。
不同物质的溶解热也有所差异，溶解热可以通过实验测定得到。
溶解热的大小与溶质和溶剂之间的相互作用力有关。
高中化学气体溶解度的变化规律与计算方法
高中化学气体溶解度的变化规律与计算方法气体溶解度是化学中的一个重要概念，它描述了气体在溶液中的溶解程度。
在高中化学中，我们经常会遇到与气体溶解度相关的问题，如何准确地计算气体溶解度成为了一个必备的技巧。
本文将介绍气体溶解度的变化规律与计算方法，并通过具体的题目举例，帮助读者掌握解题技巧。
首先，我们来了解气体溶解度的变化规律。
气体溶解度的变化受到温度、压力和溶液成分等因素的影响。
一般来说，随着温度的升高，气体溶解度会降低；而随着压力的增加，气体溶解度会增加。
这是因为温度升高会增加溶剂分子的热运动，使气体分子更容易逸出溶液；而压力增加会增加气体分子与溶剂分子的碰撞频率，从而增加溶解度。
此外，不同气体的溶解度也受到溶液成分的影响，例如溶剂的极性、溶质与溶剂之间的相互作用力等。
接下来，我们来看一道具体的题目：某实验室中有一瓶氧气气体，温度为25°C，压力为1 atm。
求氧气在水中的溶解度。
解题思路如下：1. 首先，我们需要知道氧气在25°C时的溶解度数据。
根据化学手册或实验数据，我们可以查到氧气在25°C、1 atm下的溶解度为0.035 mol/L。
2. 接下来，我们需要将压力转换为摩尔分数。
由于气体的溶解度是以摩尔分数表示的，我们需要将压力转换为氧气在溶液中的摩尔分数。
根据理想气体定律，我们可以使用以下公式进行计算：摩尔分数 = 气体分压 / 总压力在本题中，氧气的分压为1 atm，总压力也为1 atm，所以氧气在溶液中的摩尔分数为1。
3. 最后，我们可以将氧气在溶液中的摩尔分数转换为溶解度。
由于溶解度是以摩尔分数表示的，所以氧气在溶液中的溶解度为1 mol/L。
通过这道题目的解答，我们可以总结出计算气体溶解度的一般步骤：1. 查找气体在给定条件下的溶解度数据。
2. 将气体的分压转换为摩尔分数。
3. 将气体的摩尔分数转换为溶解度。
当然，对于不同的题目，可能会涉及到其他因素的影响，如溶液的浓度、温度的变化范围等。
高中化学知识点总结溶液的溶解度与共沉淀反应的控制
高中化学知识点总结溶液的溶解度与共沉淀反应的控制高中化学知识点总结：溶液的溶解度与共沉淀反应的控制溶解度是指在一定温度下，溶质在溶剂中单位体积或单位质量的溶解度。
溶解度的大小与溶质种类、溶剂性质、温度和压力等因素有关。
一、溶解度与溶质种类的关系不同物质的溶解度不同，基本可以根据离子化合物和分子化合物的溶解度规律进行总结。
1. 离子化合物的溶解度离子化合物在水溶液中的溶解度与离子间的相互作用力有关。
根据“离子间吸引力”原理，对于含有相同阳离子或阴离子的盐类，其溶解度与阳离子或阴离子的电荷数成正比，与离子的尺寸成反比。
2. 分子化合物的溶解度分子化合物的溶解度与分子间的相互作用力有关，通常通过分子间的极性、分子量和分子形状来判断溶解度。
极性分子溶解度高，非极性分子溶解度低。
二、溶解度与溶剂性质的关系1. 溶剂极性与溶解度极性溶剂溶解极性溶质时更容易与溶剂分子间发生相互作用力，溶解度较大。
非极性溶剂溶解非极性溶质时溶解度相对较大。
2. 温度对溶解度的影响大部分溶质在溶剂中的溶解度随着温度的升高而增大，但也有少数例外。
三、溶解度与共沉淀反应的控制共沉淀反应指在溶液中形成可沉淀物的化学反应。
控制共沉淀反应涉及溶解度平衡和反应条件的调节。
1. 溶解度平衡的调节通过改变反应物的浓度、溶解度积的大小或加入共存离子等方法，控制共沉淀反应中沉淀的生成和消失。
2. 反应条件的调节改变反应温度、酸碱度等反应条件，可以影响溶解度平衡，进而控制共沉淀反应的进行和停止。
通过合适的实验设计和条件调节，可以有效控制溶解度和共沉淀反应，从而在化学实验和工业生产中得到应用。
总结：高中化学中，溶解度与溶质种类、溶剂性质和温度等因素密切相关。
离子化合物的溶解度与离子间的相互作用力有关，分子化合物的溶解度与分子间的相互作用力有关。
溶剂的极性、温度等条件也会影响溶解度的大小。
共沉淀反应的控制需要调节溶解度平衡和反应条件，通过实验和条件变化来实现控制。
高中化学教学方法总结溶解度的概念讲解与案例分析
高中化学教学方法总结溶解度的概念讲解与案例分析高中化学教学方法总结：溶解度的概念讲解与案例分析溶解度是化学中一个非常重要的概念，它指的是在一定温度和压力下，溶剂中可以溶解最多溶质的量。
在高中化学课程中，教学方法对于学生的学习效果至关重要。
本文将对溶解度的概念进行讲解，并通过案例分析，总结高中化学教学中的有效方法。
一、溶解度的概念讲解溶解度是溶解现象的一项重要性质，它与溶质和溶剂之间的相互作用力、温度和压力有关。
在教学中，我们可以通过以下几个方面来讲解溶解度的概念。
1. 引入问题：学生常常会对为何有些物质可以溶解而有些物质不能溶解产生疑问。
教师可以通过提出问题的方式，引发学生的思考，培养他们对化学现象的探究意识。
例如，可以引导学生思考：为什么糖可以溶解在水中而沙子不行？或者询问学生：你有没有遇到过哪些物质无法溶解在溶剂中？这样可以激发学生的兴趣，增强他们学习的主动性。
2. 讲解分子间的相互作用力：溶解度的大小与溶质和溶剂之间的相互作用力有关。
教师可以通过示意图或实验演示，向学生展示分子间的作用力。
例如，可以通过展示水分子和氯化钠分子之间作用力的示意图，向学生解释为什么盐可以溶解在水中。
另外，也可以进行实验演示，如将酒精和水混合，观察其溶解度的变化。
3. 关联实际生活案例：将化学知识与实际生活相结合，可以帮助学生更好地理解溶解度的概念。
例如，可以引导学生思考：在平时的生活中，你有没有遇到过哪些液体可以彼此溶解？通过让学生举例，可以使他们将所学的知识应用到生活实际中，加深对溶解度概念的理解。
二、案例分析：高中化学教学的有效方法在高中化学教学中，为了提高学生对溶解度概念的理解，我们可以采用以下几种方法。
1. 实验教学法实验是化学教学的重要环节，通过实验可以使学生亲自动手操作，观察和记录现象，从而增强他们对化学概念的理解。
例如，可以设计一系列溶解实验，如观察不同温度下盐和糖的溶解度、不同压力下气体的溶解度等。
高中化学酸碱溶液的浓度与溶解度
高中化学酸碱溶液的浓度与溶解度化学中，浓度和溶解度是两个十分重要的概念。
本文将介绍高中化学中酸碱溶液的浓度与溶解度之间的关系。
一、浓度的定义和计算方法浓度是指溶液中溶质的含量与溶剂总量之比，用于描述溶液的浓缩程度。
浓度可以用质量浓度、摩尔浓度、体积浓度等多种方式表示。
1. 质量浓度质量浓度（C）定义为溶质的质量（m）与溶剂的体积（V）之比，使用单位是克/升（g/L）或者克/毫升（g/mL）。
C = m/V2. 摩尔浓度摩尔浓度（C）定义为溶质的物质的摩尔数（n）与溶剂的体积（V）之比，使用单位是摩尔/升（mol/L）或者摩尔/毫升（mol/mL）。
C = n/V3. 体积浓度体积浓度（C）定义为溶质的体积（V_solute）与溶剂的体积（V_solution）之比，使用单位是升/升（L/L）。
C = V_solute/V_solution二、溶解度的定义和影响因素溶解度是指单位溶剂中可溶解的溶质的最大量，通常以质量或摩尔表示。
溶解度受到多种因素的影响，包括温度、压强、溶质和溶剂之间的相互作用力等等。
1. 温度的影响通常情况下，随着温度的升高，溶解度会增加。
这是因为温度升高会使得溶液中分子间的热运动加剧，使得溶质分子更容易在溶剂分子之间间隙中占据位置。
2. 压强的影响对于气体溶解于溶液中的情况，压强的增加会增加溶解度。
这是因为通过增加压强，气体分子更容易进入溶剂中，从而提高了溶解能力。
3. 溶质和溶剂之间的相互作用力溶质和溶剂之间的相互作用力也会对溶解度产生影响。
当溶质和溶剂之间有较强的相互作用力时，溶解度通常较低。
相反，如果相互作用力较弱，溶解度则相对较高。
三、酸碱溶液浓度与溶解度的关系酸碱溶液是一种特殊的溶液，其浓度与溶解度的关系也受到上述因素的影响，同时还受到酸碱物质的特性影响。
1. 对于强酸和强碱，其浓度的增加会使溶解度增加。
这是因为强酸和强碱能够完全离解，浓度的增加会提高离子的浓度，从而增大溶解度。
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\ 1 /
第2讲溶解度应用及溶质质量分数
1、 固体溶解度：在一定温度下，某固体物质在100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量。
（符号
为S ，单位为g ）。
溶解度含义：“20℃时NaCl 的溶解度为36g”的含义：在20℃时，NaCl 在100g 水中达到饱和状态时所溶解的质量为36g 。
2、四要素：
⏹温度——必须指明具体的温度，溶解度才有意义。
⏹溶剂的质量是100g 。
⏹固体溶解在溶剂中，必须达到饱和状态。
⏹
溶解度的单位通常是g 。
3、影响固体溶解度的因素：（内因）溶质性质、溶剂性质；（外因）温度。
4、溶解度与溶解性
在20℃下，溶解度小于0.01g ，被称为难溶（或不溶）；溶解度介于0.01~1g 之间，被称为微溶；溶解度介于1~10g 之间，被称为可溶；溶解度大于10g ，被称为易溶。
5、溶解度曲线的常见试题（右图）
⏹t 3℃时A 的溶解度为 80g 。
⏹P 点的的含义是： 在t 2℃时，A 和C 的溶解度相同 。
⏹
N 点为 t 3℃时A 的不饱和溶液 ，可通过加入A 物质，降温或者蒸发溶剂的方法使它变为饱和。
曲线上的点代表对应温度的饱和溶液，曲线以下的点代表该物质对应温度的不饱和溶液。
加溶质相当于把点向正上方移动（但是点不能被移动到图线上方），加溶剂相当于向下竖直移动，降温相当于向左水平移动，升温相当于向右水平移动。
⏹t 1℃时A 、B 、C 溶解度由大到小的顺序 B ＞C ＞ A 。
⏹从A 溶液中获取A 晶体可用 降温结晶 的方法获取晶体。
⏹从B 的溶液中获取晶体，适宜采用 蒸发结晶 （冷却热饱和溶液）的方法获取晶体。
⏹
t 2℃ 时A 、B 、C 的饱和溶液各W 克，降温到t 1℃会析出晶体的有 A 和B ，无晶体析出的有 C ，所得溶液中溶质的质量分数由小到大依次为 A ＜C ＜B 。
⏹
除去A 中的泥沙用 过滤 法；A 中混有少量的B ，提纯A 用降温结晶（冷却热饱和溶液）；B 中混有少量的A ，提纯B 用蒸发结晶。
80
·
·
t 1 t 2
3N t /℃
S/g
P A B
C 难溶
\ 2 /
6、氯化钠等物质的溶解度受温度变化的影响较小；硝酸钾等物质的溶解度受温度变化的影响较大。
它们的溶解度都随着温度的升高而变大。
7、氢氧化钙的溶解度随着温度的升高而减小。
8、溶解度计算 饱和溶液中：
溶质溶剂
=S 100g
溶质溶液
= S
S+100g
1、定义：在压强为101kPa 和一定温度时，气体溶解在1体积水里达到饱和状态时的气体体积。
气体的溶解度没有单位。
2、气体溶解度的影响因素：
（内因）气体的性质、水的性质；（外因）温度、压强。
一般来说，温度越高，气体的溶解度越小；压强越大，气体的溶解度越大。
%
100溶剂质量
溶质质量溶质质量
%100溶液质量溶质质量溶质的质量分数⨯+=⨯=
1、使用该公式时的注意事项：
⏹
溶质的质量是指形成溶液的那部分溶质，没有溶解的溶质不应考虑。
（计算溶质质量时要考虑溶解度）；⏹溶液的质量包括溶液中所有溶质的质量；⏹
上下的单位要统一。
2、 %
100g
100分数饱和溶液中溶质的质量⨯+=S S 3、 意义
氯化钠溶液的质量分数为16%，“16%”的意义：每100份质量的氯化钠溶液中含16份质量的氯化钠。
1、用固体配制溶液
仪器：天平、药匙、量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒。
步骤：计算、称量、溶解、装瓶贴标签。
2、稀释浓溶液
仪器：量筒、胶头滴管、烧杯、玻璃棒。
\ 3 /
步骤：计算、量取、稀释、装瓶贴标签。
标签一般包括药品的名称（化学式）和溶质质量分数。
3、溶液的稀释计算
稀释的方法：加入溶剂或加入低浓度溶液。
依据：稀释前后溶液中的溶质的质量不变。
关系式
①加水稀释：浓溶液质量×浓溶液溶质质量分数＝稀释后溶液质量×稀释后溶液溶质量分数浓溶液质量×浓溶液溶质质量分数＝（浓溶液质量＋加入水的质量）×稀释后溶液溶质量分数 ②加入低浓度溶液稀释：浓溶液质量×浓溶液溶质质量分数+稀溶液质量×稀溶液溶质质量分数＝（浓溶液质量＋稀溶液质量）×混合后所得溶液溶质的质量分数 4、 溶液的混合计算
依据：混合前各溶液溶质的质量之和等于混合后溶液中溶质的总质量。
5、 有关化学方程式与溶质的质量分数相结合的计算
【例题】把2.8g 铁片放入20g 稀盐酸中，恰好完全反应，求： ①原盐酸溶液中溶质的质量分数。
②反应后所得溶液中溶质的质量分数。
解：设参加反应的HCl 的质量为x ，生成的FeCl 2的质量为y ，生成H 2的质量为z 。
z
y x
2.8g 2 127
73 56 H FeCl 2HCl Fe 22↑+=+g
1.056
2g 8.2，g 35.656127g 8.2，g 65.35673g 8.22
12773g 8.256=⨯==⨯==⨯====z y x z
y x ①盐酸溶液中溶质的质量分数为
%25.18%100g
20g
65.3=⨯②反应后所得溶液中溶质的质量分数为
%
97.27%1000.1g
-g 20g 8.2g
65.3=⨯+答：原盐酸溶液中溶质的质量分数为18.5%，反应后所得溶液中溶质的质量分数为27.97%。
【注意事项】
①铁片放入盐酸中，发生了化学反应。
溶液中的溶质不是铁，而是氯化亚铁。
②不要设“盐酸的质量为x ”，因为盐酸是混合物，而溶解到盐酸中的氯化氢才是纯净物。
③在第二题中，反应后溶液的质量一般通过质量守恒定律来计算。