2026屆新高考化學沖刺復習水溶液中的離子平衡

2026屆新高考化學沖刺復習水溶液中的離子反應和平衡常考內容：強、弱電解質的比較溶液的酸堿性、pH測定及計算溶液的混合與稀釋微粒濃度大小比較、三個守恒鹽水解的應用沉淀溶解平衡的應用平衡移動平衡計算電離平衡水解平衡溶解平衡研究對象平衡的表達平衡的建立和平衡的標志體系中存在的微粒平衡常數影響因素三大平衡的比較弱電解質部分鹽難溶電解質一、電離平衡1.影響因素以0.1mol·L－1CH3COOH溶液為例改變條件平衡移動方向n(H＋)c(H＋)導電能力加水稀釋向右________________加入少量冰醋酸向右________________通入HCl(g)向左________________加NaOH(s)向右________________加CH3COONa(s)向左________________升高溫度向右________________增大

減小

減弱

增大增大

增大

增強

減小增大

增大

增強

減小減小

減小

增強

增大減小

減小

增強

增大增大

增大

增強

增大體系變化條件平衡移動方向Kw水的電離程度c(OH－)c(H＋)HCl_______________________NaOH_______________________可水解的鹽Na2CO3_______________________NH4Cl_______________________溫度升溫_______________________降溫_______________________水的電離平衡的影響逆

不變

減小

減小

增大逆

不變

減小

增大

減小正

不變

增大

增大

減小正

不變

增大

減小

增大正

增大

增大

增大

增大逆

減小

減小

減小

減小一、電離平衡1.影響因素電導率是衡量電解質溶液導電能力大小的物理量，根據溶液電導率變化可以確定滴定反應的終點。如圖是KOH溶液分別滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲線示意圖，請指出哪條是HCl的曲線。思考請畫出用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的電導率滴定曲線。思考思考：如何證明某酸是弱酸？2.強、弱電解質的判斷和對比一、電離平衡1.影響因素某溫度下，HCOOH和CH3COOH的電離常數分別為1.8×10-4和1.75×10-5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。（1）從分子結構角度分析電離常數CH3CH2COOH＜CH3COOH＜HCOOH的原因_________________。（2）曲線Ⅰ代表_______。（3）溶液中水的電離程度：b點_____c點。思考某溫度下，HCOOH和CH3COOH的電離常數分別為1.8×10-4和1.75×10-5。將pH和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其pH隨加水體積的變化如圖所示。（4）向c、d兩點的溶液中加入同濃度的NaOH溶液至完全中和，所需NaOH溶液的體積：d點____c點。（5）相同體積a點的兩溶液分別與NaOH恰好中和后，溶液中c(Na+)：曲線Ⅰ代表物質的溶液____曲線Ⅱ代表物質的溶液。思考3.與平衡常數有關的計算2.強、弱電解質的判斷和對比一、電離平衡1.影響因素溶液(25℃)c(H＋)/(mol·L－1)c(OH－)

/(mol·L－1)c(H＋)水或c(OH－)水/(mol·L－1)pH＝5的NH4Cl溶液___________________________pH＝10的Na2CO3溶液___________________________1.0×10-5

1.0×10-9

1.0×10-51.0×10-10

1.0×10-4

1.0×10-4練習已知草酸為二元弱酸，常溫下，向某濃度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定濃度的KOH溶液，所得溶液中

三種微粒的物質的量分數(δ)與溶液pH的關系如圖所示。練習

常溫下將NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH與離子濃度變化的關系如圖所示。練習4.酸堿中和滴定

用已知濃度的酸(或堿)滴定未知濃度的堿(或酸)，根據中和反應的等量關系來測定酸(或堿)的濃度。一、電離平衡4.酸堿中和滴定一、電離平衡步驟：(1)滴定前的準備①滴定管：

查漏→洗滌→潤洗→裝液→排氣泡→調液面→記錄。②錐形瓶：注堿液→記體積→加指示劑。(2)滴定控制滴定管的活塞錐形瓶內溶液的顏色變化搖動錐形瓶4.酸堿中和滴定一、電離平衡步驟：(3)終點判斷等到滴入最后一滴標準液，指示劑變色，且在半分鐘內不恢復原來的顏色，視為滴定終點并記錄標準液的體積。(4)數據處理按上述操作重復2-3次。4.酸堿中和滴定一、電離平衡指示劑變色范圍的pH石蕊＜5.0紅色5.0～8.0紫色>8.0藍色甲基橙＜3.1紅色3.1～4.4橙色>4.4黃色酚酞＜8.2無色8.2～10.0淺紅色>10.0紅色4.酸堿中和滴定一、電離平衡滴定管讀數要領:以凹液面的最低點為基準(如圖)4.酸堿中和滴定一、電離平衡4.酸堿中和滴定一、電離平衡滴定曲線4.酸堿中和滴定一、電離平衡思考：發現什么規律了？為什么有這個規律？思考298K時，向20.0mL0.10mol·L－1H2A溶液中滴加0.10mol·L－1NaOH溶液，滴定曲線如何畫？分析W、X、Y、Z四個點的離子濃度大小關系；能否求出Ka1和Ka2？思考如何用滴定法測定Na2CO3溶液的濃度？如何用滴定法測定NaOH（含少量Na2CO3固體）的純度？思考25℃時，在20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液，pH變化曲線如下圖所示：編號pH溶質離子濃度大小比較①②③④⑤⑥<7<7=7>7>7>7CH3COONaCH3COOHCH3COONaCH3COOH11CH3COONaCH3COOHCH3COONaCH3COONaNaOHCH3COONaNaOH11c(CH3COO-)>c(H+)>c(Na+)>c(OH-)c(CH3COO-)>c(Na+)>c(H+)>c(OH-)c(CH3COO-)=c(Na+)>c(H+)=c(OH-)c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)c(Na+)>c(CH3COO-)>c(OH-)>c(H+)c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)(2019·全國卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定鄰苯二甲酸氫鉀(鄰苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相對導電能力變化曲線如圖所示，其中b點為反應終點。練習分析a、b、c三個點的離子濃度大小關系(2020·全國卷Ⅰ，13)以酚酞為指示劑，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL未知濃度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系數δ隨滴加NaOH溶液體積VNaOH的變化關系如下圖所示。練習二、水解平衡1.水解平衡的本質破壞（促進）水的電離2.影響水解平衡的因素以FeCl3水解為例：條件平衡移動方向H＋數pH現象升溫____________________________通HCl_____________________________加H2O_____________________________加NaHCO3_________________________________向右增多減小顏色變深向左增多減小顏色變淺向右增多增大顏色變淺向右減小增大生成紅褐色沉淀，放出氣體二、水解平衡3.水解規律有弱才水解，越弱越水解；誰強顯誰性，同強顯中性.4.水解平衡常數5.兩個守恒6.離子濃度大小比較酸式鹽電離大于水解，鹽溶液呈酸性；酸式鹽水解大于電離，鹽溶液呈堿性。思考如何判斷酸式鹽水溶液的酸堿性？H3PO4的電離是分步進行的，常溫下Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。（1）判斷NaH2PO4和Na2HPO4鹽溶液酸堿性（2）向0.1mol·L－1的H3PO4溶液中通入HCl氣體(忽略溶液體積的變化)，溶液pH＝1時，溶液中大約有_________的H3PO4電離。練習7.1%酸堿性舉例解釋pH＞7NaHCO3、KHS、Na2HPO4水解大于電離pH＜7NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4電離大于水解練習寫出Na2HPO4的兩個守恒；寫出NaH2PO4鹽溶液中的離子濃度大小比較。三、沉淀溶解平衡1.溶度積常數Ksp與Q關系Q=KspQ<Ksp生成沉淀沉淀溶解Q>Ksp飽和溶液三、沉淀溶解平衡2.沉淀生產、溶解、轉化思考自來水中含有Ca2+、Mg2+、HCO3-、SO42-等離子，水垢的主要成分是CaCO3、Mg(OH)2、CaSO4。（1）CaCO3和Mg(OH)2是如何生產的？化學式Mg(OH)2MgCO3CaCO3CaSO4溶度積5.6×10－12

6.8×10－62.8×10－97.1×10－5典型硬水：Ca2+

40-120mg/L、Mg2+

1-30mg/L、HCO3-

100-300mg/L，pH7.2-8.4思考自來水中含有Ca2+、Mg2+、HCO3-、SO42-等離子，水垢的主要成分是CaCO3、Mg(OH)2、CaSO4。（2）如何除去水垢？化學式Mg(OH)2MgCO3CaCO3CaSO4溶度積5.6×10－12

6.8×10－62.8×10－97.1×10－5某溫度下，分別向10.00mL0.1mol·L－1的KCl和