高考化學(xué)離子平衡專題復(fù)習(xí)講義引言：離子平衡的核心地位與復(fù)習(xí)策略離子平衡是高考化學(xué)的核心內(nèi)容之一，它貫穿于水溶液中的化學(xué)反應(yīng)、物質(zhì)性質(zhì)以及定量分析等多個方面。從弱電解質(zhì)的電離到水的離子積，從鹽類的水解到難溶電解質(zhì)的溶解平衡，無不體現(xiàn)著“動態(tài)平衡”這一化學(xué)學(xué)科的重要思想。本講義旨在幫助同學(xué)們系統(tǒng)梳理離子平衡的知識脈絡(luò)，深化對核心概念的理解，掌握解題的關(guān)鍵方法與技巧，最終實現(xiàn)對這部分知識的靈活運用與高效突破。復(fù)習(xí)時，務(wù)必注重概念的準(zhǔn)確性、規(guī)律的普遍性與特殊性，以及知識點之間的內(nèi)在聯(lián)系，構(gòu)建完整的知識網(wǎng)絡(luò)。一、化學(xué)平衡的回顧與延伸離子平衡的研究對象是水溶液中的離子反應(yīng)，其遵循化學(xué)平衡的基本原理。因此，我們首先簡要回顧化學(xué)平衡的核心要點：1.化學(xué)平衡狀態(tài)：在一定條件下的可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)速率，反應(yīng)物和生成物的濃度不再隨時間變化的狀態(tài)。其特征可概括為“逆、等、動、定、變”。2.平衡常數(shù)（K）：對于一般可逆反應(yīng)aA+bB?cC+dD，平衡常數(shù)表達(dá)式為K=[C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)（濃度平衡常數(shù)）。K值僅與溫度有關(guān)，反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度。K值越大，反應(yīng)正向進(jìn)行的程度越大。3.影響化學(xué)平衡的因素：主要有濃度、溫度、壓強（對有氣體參加且反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的反應(yīng)）。其變化遵循勒夏特列原理——如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、溫度、壓強），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。離子平衡作為化學(xué)平衡的一種特殊類型，其特殊性在于反應(yīng)主要發(fā)生在水溶液中，涉及離子的產(chǎn)生、消耗與轉(zhuǎn)化。二、弱電解質(zhì)的電離平衡（一）基本概念與電離方程式1.強電解質(zhì)與弱電解質(zhì)：在水溶液中能完全電離的電解質(zhì)稱為強電解質(zhì)（如強酸、強堿、大多數(shù)鹽）；在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)稱為弱電解質(zhì)（如弱酸、弱堿、水）。*注意：電解質(zhì)的強弱與其溶解度無關(guān)（如硫酸鋇難溶但為強電解質(zhì)），與溶液導(dǎo)電性強弱也無必然聯(lián)系（導(dǎo)電性還與離子濃度有關(guān)）。2.電離平衡：在一定條件下，弱電解質(zhì)分子電離成離子的速率與離子結(jié)合成分子的速率相等時，達(dá)到的平衡狀態(tài)。3.電離方程式書寫：*強電解質(zhì)用“=”，弱電解質(zhì)用“?”。*多元弱酸分步電離，以第一步為主，如H?CO??H?+HCO??，HCO???H?+CO?2?。*多元弱堿分步電離，但書寫時一般一步寫出，如Fe(OH)??Fe3?+3OH?。（二）電離平衡常數(shù)（Ka、Kb）1.定義：在一定溫度下，弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時，電離出的離子濃度冪之積與未電離的分子濃度冪之積的比值是一個常數(shù)。*對于一元弱酸HA：HA?H?+A?，Ka=[H?][A?]/[HA]*對于一元弱堿BOH：BOH?B?+OH?，Kb=[B?][OH?]/[BOH]2.意義：Ka（或Kb）值越大，表明弱電解質(zhì)的電離程度越大，酸性（或堿性）越強。3.影響因素：只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。溫度升高，電離平衡正向移動，Ka（或Kb）增大。（三）影響電離平衡的因素以0.1mol/LCH?COOH溶液為例（CH?COOH?CH?COO?+H?ΔH>0）：1.濃度：加水稀釋，平衡向電離方向移動（越稀越電離），電離程度增大，但[H?]減小。2.溫度：升高溫度，平衡向電離方向移動（電離吸熱），電離程度增大，[H?]增大。3.同離子效應(yīng)：加入CH?COONa固體（或HCl），增大[CH?COO?]（或[H?]），平衡向逆反應(yīng)方向移動，電離程度減小。4.離子反應(yīng)效應(yīng)：加入NaOH固體，OH?與H?反應(yīng)生成水，減小[H?]，平衡向電離方向移動，電離程度增大。三、水的電離和溶液的酸堿性（一）水的電離與離子積常數(shù)1.水的電離：H?O?H?+OH?（或H?O+H?O?H?O?+OH?），ΔH>0。2.水的離子積常數(shù)（Kw）：Kw=[H?][OH?]。*25℃時，純水中[H?]=[OH?]=1×10??mol/L，故Kw=1×10?1?。*Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，水的電離程度增大，Kw增大。如100℃時，Kw=1×10?12。*無論是純水、酸溶液、堿溶液還是鹽溶液，只要溫度一定，Kw就一定，且[H?]和[OH?]的乘積為Kw。（二）溶液的酸堿性與pH1.溶液酸堿性的本質(zhì)：取決于溶液中[H?]和[OH?]的相對大小。*[H?]>[OH?]溶液呈酸性*[H?]=[OH?]溶液呈中性*[H?]<[OH?]溶液呈堿性2.pH的定義：pH=-lg[H?]。*25℃時，中性溶液pH=7；酸性溶液pH<7；堿性溶液pH>7。*pH每增大1個單位，[H?]減小為原來的1/10；pH每減小1個單位，[H?]增大為原來的10倍。*注意：pH范圍通常在0-14之間，當(dāng)[H?]>1mol/L或[OH?]>1mol/L時，直接用濃度表示更方便。3.pH的測定：酸堿指示劑（粗略測定）、pH試紙（整數(shù)）、pH計（精確測定）。（三）酸堿中和滴定（簡要提及，詳細(xì)實驗見實驗專題）利用已知濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的方法。其原理是酸和堿恰好完全中和時，n(H?)=n(OH?)（針對強酸強堿）。關(guān)鍵在于準(zhǔn)確測量溶液體積和判斷滴定終點（指示劑變色）。四、鹽類的水解平衡（一）鹽類水解的定義與實質(zhì)1.定義：在水溶液中，鹽電離出來的離子（弱酸根離子或弱堿陽離子）與水電離出來的H?或OH?結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2.實質(zhì)：破壞了水的電離平衡，促進(jìn)了水的電離。3.規(guī)律：“有弱才水解，無弱不水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性，都弱都水解，越弱越水解，越稀越水解，越熱越水解”。（二）水解離子方程式的書寫1.一般原則：*用“?”連接，不標(biāo)“↑”或“↓”（除非水解程度很大，如Al?S?水解）。*多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主，如CO?2?+H?O?HCO??+OH?，HCO??+H?O?H?CO?+OH?。*多元弱堿陽離子分步水解，但書寫時一般一步寫出，如Al3?+3H?O?Al(OH)?+3H?。2.常見類型：*強酸弱堿鹽（如NH?Cl）：弱堿陽離子水解，溶液顯酸性。NH??+H?O?NH?·H?O+H?。*強堿弱酸鹽（如CH?COONa）：弱酸根離子水解，溶液顯堿性。CH?COO?+H?O?CH?COOH+OH?。*弱酸弱堿鹽（如NH?HCO?）：陰、陽離子均水解，溶液酸堿性取決于水解程度相對大小或Ka、Kb的相對大小。*強酸強堿鹽（如NaCl）：不水解，溶液顯中性。（三）影響鹽類水解平衡的因素以FeCl?溶液為例（Fe3?+3H?O?Al(OH)?+3H?ΔH>0）：1.鹽的濃度：稀釋溶液，水解平衡正向移動，水解程度增大。2.溫度：升高溫度，水解平衡正向移動（水解吸熱），水解程度增大。3.溶液的酸堿性：*加入酸（H?），抑制Fe3?的水解（增大生成物濃度）。*加入堿（OH?），促進(jìn)Fe3?的水解（消耗H?，減小生成物濃度）。4.同離子效應(yīng)：加入含有水解離子的強電解質(zhì)，根據(jù)具體情況判斷。（四）鹽類水解的應(yīng)用1.溶液酸堿性的判斷。2.離子共存問題（雙水解徹底的離子不能大量共存，如Al3?與AlO??、CO?2?等）。3.鹽溶液的配制與保存（如配制FeCl?溶液時加稀鹽酸抑制水解）。4.生活、生產(chǎn)中的應(yīng)用（如明礬凈水、熱的純堿溶液去油污、泡沫滅火器原理等）。五、難溶電解質(zhì)的溶解平衡（一）溶解平衡的建立與特征1.定義：在一定溫度下，當(dāng)難溶電解質(zhì)溶于水形成飽和溶液時，溶解速率和結(jié)晶速率相等的狀態(tài)。2.特征：動態(tài)平衡，溶解和結(jié)晶仍在進(jìn)行。3.表示方法：如AgCl(s)?Ag?(aq)+Cl?(aq)。（二）溶度積常數(shù)（Ksp）1.定義：在一定溫度下，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，各離子濃度冪之積為一常數(shù)，稱為溶度積常數(shù)。*對于AmBn(s)?mAn?(aq)+nBm?(aq)，Ksp=[An?]^m[Bm?]^n。2.意義：Ksp反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。對于同類型的難溶電解質(zhì)（如AgCl、AgBr、AgI），Ksp越小，溶解度越小。3.影響因素：只與溫度有關(guān)，與離子濃度無關(guān)。（三）溶度積規(guī)則及其應(yīng)用1.溶度積規(guī)則：通過比較溶液中離子積（Qc）與溶度積（Ksp）的相對大小，可以判斷沉淀的生成與溶解。*Qc<Ksp：溶液未飽和，無沉淀析出，若有固體存在則會溶解。*Qc=Ksp：溶液飽和，處于溶解平衡狀態(tài)。*Qc>Ksp：溶液過飽和，有沉淀析出，直至Qc=Ksp。2.應(yīng)用：*判斷沉淀的生成與溶解。*分步沉淀（如溶液中含有多種離子，加入沉淀劑時，Ksp小的先沉淀）。*沉淀的轉(zhuǎn)化（一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種更難溶的沉淀，即由Ksp較大的轉(zhuǎn)化為Ksp較小的，或通過調(diào)節(jié)pH等方法）。*離子的分離與提純。六、離子平衡的綜合應(yīng)用與解題策略（一）溶液中離子濃度大小比較這是離子平衡綜合應(yīng)用的重點和難點，需綜合運用電離平衡、水解平衡及三大守恒關(guān)系。1.三大守恒關(guān)系：*電荷守恒：溶液中所有陽離子所帶正電荷總數(shù)等于所有陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)。例如Na?CO?溶液：[Na?]+[H?]=[OH?]+[HCO??]+2[CO?2?]。*物料守恒（原子守恒）：某元素的各種存在形式的濃度之和等于其初始濃度。例如0.1mol/LNa?CO?溶液：[Na?]=2([CO?2?]+[HCO??]+[H?CO?])=0.2mol/L。*質(zhì)子守恒：溶液中由水電離出的H?總數(shù)等于由水電離出的OH?總數(shù)。也可由電荷守恒和物料守恒聯(lián)立推導(dǎo)得出。例如Na?CO?溶液：[OH?]=[H?]+[HCO??]+2[H?CO?]。2.解題思路：*確定溶液的成分（單一溶液還是混合溶液，是否反應(yīng)）。*分析溶液中的電離和水解過程，判斷主要平衡。*運用三大守恒進(jìn)行判斷和計算。（二）溶液中離子共存的判斷判斷依據(jù)：離子之間能否發(fā)生反應(yīng)。若能發(fā)生反應(yīng)（生成沉淀、氣體、弱電解質(zhì)、發(fā)生氧化還原反應(yīng)、發(fā)生雙水解反應(yīng)、生成配合物等），則不能大量共存。（三）沉淀溶解平衡的計算與應(yīng)用主要涉及Ksp與溶解度（注意單位換算）的互算，以及利用溶度積規(guī)則判斷沉淀的生成、溶解與轉(zhuǎn)化。七、總結(jié)與