高考化學水溶液離子平衡真題集錦水溶液中的離子平衡是高考化學的核心內容之一，也是同學們學習的重點和難點。它不僅考查對基本概念的理解，更注重對知識綜合運用能力和分析問題能力的檢驗。本文將結合高考命題趨勢，選取具有代表性的典型例題進行深度剖析，旨在幫助同學們梳理知識脈絡，掌握解題方法，提升應試能力。一、溶液酸堿性判斷與pH相關計算溶液的酸堿性是由溶液中氫離子濃度和氫氧根離子濃度的相對大小決定的。pH作為衡量溶液酸堿性的指標，其計算與判斷是高考的?？贾R點，通常涉及單一溶液、混合溶液以及酸堿中和過程中的pH變化。例1：常溫下，下列溶液一定呈酸性的是（）A.含H?的溶液B.加酚酞顯無色的溶液C.pH<7的溶液D.c(H?)>c(OH?)的溶液解析：本題考查溶液酸堿性的本質判斷。A選項，任何水溶液中都含有H?和OH?，故A錯誤；B選項，酚酞的變色范圍是8.2-10.0，加酚酞顯無色的溶液可能呈酸性、中性或弱堿性（pH<8.2），不一定是酸性，B錯誤；C選項，常溫下pH=7為中性，但溫度改變時，水的離子積常數(shù)Kw會變化，例如100℃時Kw=1×10?12，此時pH=6為中性，pH<6才為酸性，故C錯誤；D選項，溶液酸堿性的本質就是c(H?)與c(OH?)的相對大小，c(H?)>c(OH?)的溶液一定呈酸性，D正確。答案：D反思與拓展：本題的關鍵在于理解溶液酸堿性的根本原因，而非僅僅依賴pH值。pH的大小受溫度影響，而c(H?)與c(OH?)的相對大小是絕對判據(jù)。在解題時，需特別注意題目是否給出溫度條件，若未明確說明，通常默認為常溫（25℃）。例2：常溫下，將pH=3的鹽酸與pH=11的氨水等體積混合，所得溶液的pH值（）A.等于7B.大于7C.小于7D.無法確定解析：鹽酸是強酸，pH=3則c(H?)=1×10?3mol/L；氨水是弱堿，pH=11則c(OH?)=1×10?3mol/L。若兩者均為強電解質，等體積混合后恰好中和，溶液呈中性。但氨水為弱堿，其溶液中存在電離平衡NH?·H?O?NH??+OH?，已電離出的OH?濃度為1×10?3mol/L，說明氨水的實際濃度遠大于1×10?3mol/L。因此，等體積混合時，氨水過量，反應后溶液中除了生成的NH?Cl，還有過量的NH?·H?O。NH?Cl水解呈酸性，但過量的氨水會電離出OH?使溶液呈堿性，且一般情況下，弱堿過量對溶液pH的影響大于強酸弱堿鹽的水解，故最終溶液呈堿性，pH>7。答案：B反思與拓展：酸堿混合后溶液酸堿性的判斷，不僅要考慮酸堿的強弱，還要比較它們的物質的量濃度或提供的H?、OH?的物質的量。對于弱電解質，不能簡單地根據(jù)pH計算其初始濃度。此類題目應先判斷是否恰好完全反應，若有過量，則過量的弱電解質會對溶液酸堿性起主導作用。二、溶液中離子濃度大小的比較離子濃度大小比較是水溶液離子平衡部分的重點題型，綜合性強，常涉及電離平衡、水解平衡以及電荷守恒、物料守恒和質子守恒等思想的應用。解題時需明確溶液中的溶質成分及其濃度關系，再結合平衡原理進行分析。例3：常溫下，0.1mol/L的CH?COOH溶液中，下列關系正確的是（）A.c(CH?COOH)>c(H?)>c(CH?COO?)>c(OH?)B.c(CH?COOH)>c(CH?COO?)>c(H?)>c(OH?)C.c(CH?COO?)=c(H?)D.c(H?)=c(CH?COO?)+c(OH?)解析：CH?COOH是弱電解質，在水溶液中部分電離：CH?COOH?CH?COO?+H?，同時水也會微弱電離：H?O?H?+OH?。因此，溶液中的H?來源于CH?COOH的電離和水的電離，而CH?COO?僅來源于CH?COOH的電離。所以c(H?)略大于c(CH?COO?)。由于CH?COOH的電離程度較小，大部分仍以分子形式存在，故c(CH?COOH)>c(H?)>c(CH?COO?)>c(OH?)，A正確，B錯誤。C選項忽略了水的電離，故錯誤。D選項是電荷守恒式，在任何電解質溶液中都成立，故D也正確。答案：AD反思與拓展：對于單一弱電解質溶液，離子濃度大小關系一般為：c(溶質分子)>c(電離出的主要離子)>c(水電離出的微量離子)。同時，電荷守恒是永恒成立的，可以用于驗證選項的正確性。例4：常溫下，將等體積、等濃度的CH?COOH溶液和NaOH溶液混合，所得溶液中各離子濃度由大到小的順序是________。解析：等體積、等濃度的CH?COOH和NaOH混合，恰好完全反應生成CH?COONa，即溶液為0.05mol/L的CH?COONa溶液（假設原濃度為0.1mol/L，等體積混合后濃度減半）。CH?COONa是強堿弱酸鹽，CH?COO?會發(fā)生水解：CH?COO?+H?O?CH?COOH+OH?，導致溶液顯堿性，故c(OH?)>c(H?)。根據(jù)電荷守恒：c(Na?)+c(H?)=c(CH?COO?)+c(OH?)，因為c(OH?)>c(H?)，所以c(Na?)>c(CH?COO?)。由于CH?COO?的水解程度通常較小，所以c(CH?COO?)仍大于c(OH?)（水電離出的H?和OH?濃度很?。?。綜上，離子濃度大小順序為：c(Na?)>c(CH?COO?)>c(OH?)>c(H?)。答案：c(Na?)>c(CH?COO?)>c(OH?)>c(H?)反思與拓展：酸堿恰好完全反應后得到鹽溶液，需考慮鹽的水解。分析此類問題的一般步驟是：確定溶質→分析鹽的類型（強弱電解質鹽）→判斷離子是否水解及水解后溶液的酸堿性→利用電荷守恒、物料守恒等關系比較離子濃度。三、沉淀溶解平衡及其應用沉淀溶解平衡是水溶液離子平衡的重要組成部分，主要考查沉淀的生成、溶解與轉化，以及溶度積常數(shù)（Ksp）的應用。Ksp反映了難溶電解質在水中的溶解能力，其大小只與溫度有關。例5：已知常溫下，Ksp(AgCl)=1.8×10?1?，Ksp(AgBr)=5.0×10?13。下列說法正確的是（）A.向濃度均為0.1mol/L的Cl?和Br?混合溶液中逐滴加入AgNO?溶液，先產生AgBr沉淀B.AgCl的懸濁液中加入少量NaCl固體，AgCl的溶解度增大C.向AgBr的懸濁液中加入足量濃NaCl溶液，不可能轉化為AgCl沉淀D.AgCl和AgBr的飽和溶液中，c(Ag?)相等解析：A選項，對于同類型的難溶電解質（如AgCl和AgBr均為AB型），可以通過比較Ksp的大小判斷沉淀的先后順序。Ksp越小，對應離子濃度的乘積越容易達到Ksp，越先沉淀。Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl)，所以Br?先與Ag?結合生成AgBr沉淀，A正確。B選項，AgCl的懸濁液中存在溶解平衡：AgCl(s)?Ag?(aq)+Cl?(aq)，加入少量NaCl固體，c(Cl?)增大，平衡逆向移動，AgCl的溶解度減小，B錯誤。C選項，雖然Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl)，但當Cl?濃度足夠大時，c(Ag?)·c(Cl?)可能會大于Ksp(AgCl)，從而使AgBr沉淀轉化為AgCl沉淀，這涉及到沉淀的轉化，C錯誤。D選項，AgCl和AgBr的飽和溶液中，c(Ag?)分別為√Ksp(AgCl)和√Ksp(AgBr)，由于Ksp不同，故c(Ag?)不相等，D錯誤。答案：A反思與拓展：沉淀溶解平衡的應用包括沉淀的生成、溶解和轉化。判斷沉淀順序時，同類型難溶物可直接比較Ksp；沉淀轉化的可能性取決于兩種難溶物Ksp的相對大小以及離子濃度的調控。四、電離平衡常數(shù)與水解平衡常數(shù)的應用電離平衡常數(shù)（Ka、Kb）和水解平衡常數(shù)（Kh）是衡量弱電解質電離程度和鹽類水解程度的定量參數(shù)，高考中常結合離子濃度、pH等進行綜合考查。例6：已知常溫下，H?CO?的電離常數(shù)Ka?=4.3×10??，Ka?=5.6×10?11。則NaHCO?溶液呈______性（填“酸”、“堿”或“中”），原因是________________（用必要的文字和離子方程式說明）。解析：NaHCO?溶液中，HCO??既存在電離：HCO???H?+CO?2?，其電離常數(shù)為Ka?=5.6×10?11；又存在水解：HCO??+H?O?H?CO?+OH?，其水解常數(shù)Kh=Kw/Ka?=(1.0×10?1?)/(4.3×10??)≈2.3×10??。比較電離常數(shù)和水解常數(shù)的大小，Kh(2.3×10??)>Ka?(5.6×10?11)，說明HCO??的水解程度大于其電離程度，水解產生的OH?多于電離產生的H?，因此溶液呈堿性。答案：堿；HCO??在溶液中存在電離平衡HCO???H?+CO?2?(Ka?=5.6×10?11)和水解平衡HCO??+H?O?H?CO?+OH?(Kh=Kw/Ka?≈2.3×10??)，由于Kh>Ka?，水解程度大于電離程度，溶液中c(OH?)>c(H?)，故溶液呈堿性。反思與拓展：對于酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小?？赏ㄟ^比較Ka（電離常數(shù)）與Kh（水解常數(shù)，Kh=Kw/Ka上一級）的大小來判斷?？偨Y與備考建議水溶液離子平衡是高考化學的重中之重，其知識點繁多，綜合性強，對同學們的理解能力和邏輯思維能力要求較高。通過對上述典型例題的分析，我們可以看出，解決此類問題的關鍵在于：1.深刻理解基本概念：如電離平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的建立與特征，明確平衡移動原理的應用。2.熟練運用守恒思想：電荷守恒、物料守恒、質子守恒是解決離子濃度大小比較等問題的“金鑰匙”，必須熟練掌握并靈活運用。3.掌握定量分析方法：理解電離常數(shù)、水解常數(shù)、溶度積常