2025年上學(xué)期高二化學(xué)專題突破（水溶液中的離子平衡）一、弱電解質(zhì)的電離平衡1.1核心概念與電離平衡特征弱電解質(zhì)是指在水溶液中僅部分電離的電解質(zhì)，如醋酸（CH?COOH）、氨水（NH?·H?O）等。其電離過程具有可逆性，在一定條件下會達(dá)到動態(tài)平衡狀態(tài)——當(dāng)分子電離成離子的速率等于離子重新結(jié)合成分子的速率時，溶液中各粒子濃度保持穩(wěn)定。這種平衡狀態(tài)具有“逆、等、動、定、變”的特征：電離過程可逆，正逆反應(yīng)速率相等，平衡時各粒子濃度恒定，但外界條件改變時平衡會發(fā)生移動。1.2電離平衡常數(shù)與電離度電離平衡常數(shù)（Ka/Kb）是衡量弱電解質(zhì)電離程度的重要參數(shù)，其表達(dá)式為生成物離子濃度冪之積與反應(yīng)物分子濃度冪之積的比值（如水溶液中醋酸的電離平衡常數(shù)Ka=[CH?COO?][H?]/[CH?COOH]）。該常數(shù)僅與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)，溫度升高時，吸熱的電離過程平衡常數(shù)增大。電離度（α）則表示弱電解質(zhì)的電離百分?jǐn)?shù)，計算公式為α=（已電離的弱電解質(zhì)濃度/初始濃度）×100%。對于一元弱酸，電離度與平衡常數(shù)的關(guān)系為α=√(Ka/c)（當(dāng)c/Ka≥500時適用近似計算），即濃度越小、電離常數(shù)越大，電離度越大。1.3pH計算與影響因素溶液pH的計算核心是確定氫離子濃度。對于強酸溶液，直接根據(jù)酸的濃度計算（如0.1mol/LHCl溶液中[H?]=0.1mol/L，pH=1）；對于一元弱酸溶液，則需通過電離平衡常數(shù)計算，公式為[H?]=√(Ka·c)（近似計算條件同上）。影響電離平衡的因素主要包括：溫度升高促進電離；稀釋溶液使平衡向電離方向移動（電離度增大但離子濃度可能減?。?；加入同離子（如向醋酸溶液中加入醋酸鈉）會抑制電離；加入能反應(yīng)的離子（如向醋酸溶液中加入氫氧化鈉）會促進電離。二、鹽類的水解平衡2.1水解原理與離子方程式書寫鹽類水解是指鹽溶液中弱離子（弱酸根離子或弱堿陽離子）與水電離出的H?或OH?結(jié)合生成弱電解質(zhì)的過程，其實質(zhì)是破壞水的電離平衡，使溶液呈現(xiàn)酸堿性。例如，醋酸鈉溶液中CH?COO?水解：CH?COO?+H?O?CH?COOH+OH?，溶液顯堿性；氯化銨溶液中NH??水解：NH??+H?O?NH?·H?O+H?，溶液顯酸性。書寫水解離子方程式時需注意：多元弱酸根離子分步水解（如CO?2?+H?O?HCO??+OH?、HCO??+H?O?H?CO?+OH?），一般以第一步為主；水解反應(yīng)可逆，用“?”連接，不標(biāo)“↑”或“↓”（除非生成沉淀或氣體并脫離溶液體系）。2.2離子濃度大小比較混合溶液中離子濃度比較需綜合考慮電離、水解及守恒關(guān)系。以0.1mol/LCH?COOH和0.1mol/LCH?COONa混合溶液為例，存在以下關(guān)系：電荷守恒：[Na?]+[H?]=[CH?COO?]+[OH?]物料守恒：[CH?COOH]+[CH?COO?]=0.2mol/L質(zhì)子守恒：[CH?COOH]+[H?]=[OH?]+[Na?]（可由電荷守恒和物料守恒推導(dǎo)）濃度大小：由于醋酸電離程度大于醋酸根水解程度，溶液顯酸性，離子濃度順序為[CH?COO?]>[Na?]>[H?]>[OH?]2.3水解平衡的影響因素與應(yīng)用影響鹽類水解的因素包括：溫度升高促進水解（如加熱氯化鐵溶液顏色加深）；濃度越小水解程度越大（如稀釋碳酸鈉溶液，水解程度增大但堿性減弱）；溶液pH值影響顯著（如向氯化鐵溶液中加入鹽酸抑制Fe3?水解：Fe3?+3H?O?Fe(OH)?+3H?）。水解原理在生活生產(chǎn)中應(yīng)用廣泛：用熱的純堿溶液除油污（升溫促進CO?2?水解，堿性增強）；明礬凈水（Al3?水解生成Al(OH)?膠體吸附雜質(zhì)）；配制氯化鐵溶液時加入鹽酸抑制水解防止沉淀；泡沫滅火器中Al?(SO?)?與NaHCO?溶液混合發(fā)生雙水解反應(yīng)：Al3?+3HCO??=Al(OH)?↓+3CO?↑。三、沉淀溶解平衡3.1溶度積常數(shù)與溶解平衡難溶電解質(zhì)在水中存在沉淀溶解平衡，其平衡常數(shù)稱為溶度積（Ksp），表達(dá)式為溶解產(chǎn)生的離子濃度冪之積（如AgCl的Ksp=[Ag?][Cl?]）。溶度積反映物質(zhì)的溶解能力，Ksp越大，溶解度越大（同類型沉淀可直接比較，不同類型需計算溶解度）。當(dāng)溶液中離子濃度冪之積（Qc）大于Ksp時，會生成沉淀；等于Ksp時，達(dá)到溶解平衡；小于Ksp時，沉淀溶解。例如，向含Ag?的溶液中加入Cl?，若Qc>Ksp(AgCl)，則生成AgCl沉淀。3.2沉淀轉(zhuǎn)化與影響因素沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì)是溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化為更難溶的沉淀（或在特定條件下向溶解度大的方向轉(zhuǎn)化）。例如，向BaCO?沉淀中加入Na?CrO?溶液，當(dāng)[Ba2?][CrO?2?]>Ksp(BaCrO?)時，BaCO?可轉(zhuǎn)化為更難溶的BaCrO?（Ksp(BaCO?)=5.1×10??，Ksp(BaCrO?)=1.2×10?1?）。影響沉淀溶解平衡的因素包括溫度（多數(shù)難溶電解質(zhì)溶解吸熱，升溫溶解度增大）、同離子效應(yīng)（如向AgCl飽和溶液中加入NaCl，Cl?濃度增大，AgCl溶解度減小）、酸效應(yīng)（如CaCO?沉淀可溶于鹽酸，H?與CO?2?結(jié)合生成CO?和H?O，使CO?2?濃度減小，平衡向溶解方向移動）。3.3沉淀溶解平衡的應(yīng)用沉淀溶解平衡在物質(zhì)分離提純、廢水處理等領(lǐng)域有重要應(yīng)用。例如，工業(yè)廢水中Cu2?的去除可通過調(diào)節(jié)pH值，使Cu2?轉(zhuǎn)化為Cu(OH)?沉淀（當(dāng)pH>6.4時，Cu2?濃度可降至10??mol/L以下）；粗鹽提純中除去Mg2?、Fe3?等雜質(zhì)，可加入NaOH溶液使其生成氫氧化物沉淀；利用沉淀轉(zhuǎn)化原理，用FeS處理含Hg2?的廢水：FeS(s)+Hg2?(aq)=HgS(s)+Fe2?(aq)，因Ksp(HgS)遠(yuǎn)小于Ksp(FeS)，轉(zhuǎn)化可自發(fā)進行。四、綜合應(yīng)用與解題策略4.1離子平衡的聯(lián)動關(guān)系水溶液中可能同時存在多種離子平衡，需綜合分析。例如，在NaHSO?溶液中，HSO??既存在電離（HSO???H?+SO?2?）又存在水解（HSO??+H?O?H?SO?+OH?），溶液酸堿性取決于電離程度與水解程度的相對大?。℉SO??的電離常數(shù)Ka?=6.3×10??，水解常數(shù)Kh=Kw/Ka?=1×10?1?/1.54×10?2≈6.49×10?13，因Ka?>Kh，溶液顯酸性）。解題時需明確各平衡的主次關(guān)系，結(jié)合守恒思想進行分析。4.2典型題型解題方法離子濃度比較題：先確定溶液中存在的平衡過程（電離、水解），再根據(jù)平衡程度判斷粒子濃度大小，最后利用電荷守恒、物料守恒驗證。平衡常數(shù)計算題：嚴(yán)格按照定義式書寫表達(dá)式，代入平衡時的離子濃度（注意單位統(tǒng)一），對于多重平衡體系，可利用平衡常數(shù)的乘積關(guān)系（如Ka?·Ka?·Ka?=Kw3/Kh?·Kh?·Kh?，用于多元弱酸及其鹽的相關(guān)計算）。實驗設(shè)計與探究題：結(jié)合離子平衡原理設(shè)計實驗，如探究溫度對醋酸電離平衡的影響（測定不同溫度下0.1mol/L醋酸溶液的pH），或驗證鹽類水解的存在（測定NH?Cl溶液的pH并與NaCl溶液對比）。水溶液中的離子平衡是化學(xué)平衡理論的延伸與應(yīng)用，通過系統(tǒng)掌握弱電解質(zhì)電離、鹽類水解、沉淀溶解三大平衡的概念、原理及影