高三水溶液離子平衡復(fù)習(xí)重點(diǎn)解析水溶液中的離子平衡是高中化學(xué)的核心內(nèi)容之一，也是高考化學(xué)的重點(diǎn)與難點(diǎn)。它貫穿于元素化合物、化學(xué)反應(yīng)原理等多個(gè)模塊，對(duì)學(xué)生理解物質(zhì)在水溶液中的行為、進(jìn)行化學(xué)計(jì)算以及解決實(shí)際問(wèn)題都具有重要意義。在高三復(fù)習(xí)階段，如何系統(tǒng)梳理、精準(zhǔn)把握這部分知識(shí)的核心要點(diǎn)，構(gòu)建清晰的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)，是提升復(fù)習(xí)效率、攻克高考難關(guān)的關(guān)鍵所在。本文將結(jié)合高考命題特點(diǎn)與學(xué)生學(xué)習(xí)的薄弱環(huán)節(jié)，對(duì)水溶液離子平衡的復(fù)習(xí)重點(diǎn)進(jìn)行深度解析，以期為同學(xué)們提供有益的指導(dǎo)。一、弱電解質(zhì)的電離平衡：理解平衡本質(zhì)，掌握影響因素弱電解質(zhì)的電離平衡是水溶液離子平衡的基石。其核心在于“部分電離”與“動(dòng)態(tài)平衡”。1.電離平衡的建立與特征弱電解質(zhì)（如弱酸、弱堿、水）在水溶液中并非完全電離，其分子會(huì)部分解離為離子，同時(shí)離子也會(huì)重新結(jié)合成分子，當(dāng)兩者速率相等時(shí)，便達(dá)到了電離平衡狀態(tài)。這一平衡具有“逆、等、動(dòng)”的特征——即電離過(guò)程是可逆的，正逆反應(yīng)速率相等，平衡狀態(tài)下各微粒濃度保持動(dòng)態(tài)穩(wěn)定。2.電離常數(shù)（Ka、Kb）的意義與應(yīng)用電離常數(shù)是衡量弱電解質(zhì)電離程度相對(duì)大小的物理量，它只與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)。Ka（弱酸的電離常數(shù)）或Kb（弱堿物的電離常數(shù)）值越大，表明該弱電解質(zhì)越易電離，酸性or堿性越強(qiáng)。復(fù)習(xí)時(shí)，不僅要理解其表達(dá)式的書寫（注意濃度項(xiàng)的指數(shù)與化學(xué)式中相應(yīng)離子的個(gè)數(shù)一致，純液體如水不寫入表達(dá)式），更要能運(yùn)用電離常數(shù)比較弱酸（或弱堿）的相對(duì)強(qiáng)弱，判斷鹽類水解程度的大小，并進(jìn)行相關(guān)的定量計(jì)算，如已知Ka和濃度求解氫離子濃度等。3.影響電離平衡的因素勒夏特列原理是分析平衡移動(dòng)的“萬(wàn)能鑰匙”在此同樣適用。*濃度：稀釋溶液，平衡向電離方向移動(dòng)（越稀越電離），但電離程度增大并不意味著離子濃度一定增大；增大弱電解質(zhì)濃度，平衡雖向電離方向移動(dòng)，但電離程度反而減小。*溫度：電離過(guò)程通常吸熱，升高溫度，平衡向電離方向移動(dòng)，電離常數(shù)增大。*同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)抑制弱電解質(zhì)電離。例如醋酸溶液中加入醋酸鈉固體，醋酸的電離平衡左移；氨水加入氯化銨，氨水的電離平衡左移。*外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。二、水的電離和溶液的酸堿性：把握核心矛盾，攻克pH計(jì)算水作為一種極弱的電解質(zhì)，其電離平衡是溶液酸堿性的根本來(lái)源。1.水的離子積常數(shù)（Kw）水的電離方程式為H?O?H?+OH?（或H?O+H?O?H?O?+OH?）。一定溫度下，水中c(H?)-c(OH?)的乘積為常數(shù)Kw。Kw只與溫度有關(guān)，溫度升高，Kw增大。常溫下（25℃），Kw=1.0×10?1?，此時(shí)純水中c(H?)=c(OH?)=1.0×10??mol/L，溶液呈中性。任何水溶液中，均存在水的電離平衡，故都有H?和OH?，且在一定溫度下，c(H?)-c(OH?)=Kw恒成立。這是解決溶液酸堿性問(wèn)題的基本出發(fā)點(diǎn)。2.溶液的酸堿性與pH值溶液的酸堿性取決于c(H?)和c(OH?)的相對(duì)大小，而非單一離子的絕對(duì)濃度。pH值是c(H?)的負(fù)對(duì)數(shù)，即pH=-lgc(H?)，是表示溶液酸堿性強(qiáng)弱的一種簡(jiǎn)便方法。復(fù)習(xí)時(shí)需重點(diǎn)掌握：*pH的取值范圍及與溶液酸堿性的關(guān)系（常溫下，pH=7為中性，pH<7為酸性pH越小酸性越強(qiáng)，pH>7為堿性pH越大堿性越強(qiáng)）。*pH的有關(guān)計(jì)算：包括單一溶液（強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、弱酸、弱堿）pH的計(jì)算，混合溶液（強(qiáng)酸混合、強(qiáng)堿混合、強(qiáng)酸強(qiáng)堿混合）pH的計(jì)算。計(jì)算的關(guān)鍵在于準(zhǔn)確判斷混合后溶液的酸堿性，并求出混合溶液中c(H?)orc(O?H?)。對(duì)于酸堿混合，應(yīng)先判斷是否恰好完全反應(yīng)，若有過(guò)量，再計(jì)算剩余H?或OH?的濃度。對(duì)于弱酸或弱堿溶液，由于其不完全電離，計(jì)算pH時(shí)需考慮電離程度，通常需利用電離常數(shù)進(jìn)行估算。*酸堿溶液稀釋時(shí)pH的變化規(guī)律：強(qiáng)酸強(qiáng)堿稀釋時(shí)，pH的變化幅度較大；弱酸弱堿稀釋時(shí)，由于存在電離平衡的移動(dòng)（越稀越電離），pH的變化幅度較小，且無(wú)論怎樣稀釋，都不能改變其酸堿性（即pH不會(huì)越過(guò)7）。三、鹽類的水解平衡：明晰水解規(guī)律，巧解離子濃度鹽類的水解是中和反應(yīng)的逆反應(yīng)，其本質(zhì)是鹽電離出的弱酸根離子或弱堿陽(yáng)離子結(jié)合水電離出的H?或OH?，從而促進(jìn)水的電離，使溶液呈現(xiàn)一定的酸堿性。i.水解的規(guī)律與實(shí)質(zhì)“有弱才水解，無(wú)弱不水解；誰(shuí)弱誰(shuí)水解，誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性；越弱越水解，都弱都水解?！边@是對(duì)鹽類水解規(guī)律的精辟概括。復(fù)習(xí)時(shí)要深刻理解其內(nèi)涵：*強(qiáng)酸弱堿鹽（如NH?Cl）：弱堿陽(yáng)離子（NH??）水解，溶液顯酸性。*強(qiáng)堿弱酸鹽（如CH?COONa）：弱酸根離子（CH?COO?）水解，溶液顯堿性。*強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽（如NaCl）：不水解，溶液顯中性。*弱酸弱堿鹽（如CH?COONH?）：陰、陽(yáng)離子都水解，溶液的酸堿性取決于水解生成的弱酸和弱堿的相對(duì)強(qiáng)弱，即比較Ka（弱酸的電離常數(shù)）和Kb（弱堿物的電離常數(shù)）的相對(duì)大小。ii.水解方程式的書寫水解反應(yīng)是可逆反應(yīng)，書寫水解方程式時(shí)需使用可逆符號(hào)“?”。多元弱酸根離子水解分步進(jìn)行，以第一步為主，一般只寫第一步水解方程式；多元弱堿陽(yáng)離子水解過(guò)程復(fù)雜，通常一步寫出。水解程度一般較小，產(chǎn)物中若有難溶物或氣體，一般不標(biāo)沉淀符號(hào)“↓”或氣體符號(hào)“↑”，也不寫成分解產(chǎn)物（如NH?·H?O通常不寫成NH?和H?O）。iii.影響水解平衡的因素與電離平衡類似，鹽類水解平衡也受溫度、濃度、溶液酸堿性等因素的影響。*溫度：水解反應(yīng)吸熱，升高溫度促進(jìn)水解。*濃度：稀釋溶液，促進(jìn)水解（越稀越水解）。*溶液的酸堿性：向水解顯酸性的鹽溶液中加入酸，會(huì)抑制水解；加入堿，會(huì)促進(jìn)水解。反之亦然。*外加試劑：加入能與水解產(chǎn)物反應(yīng)的物質(zhì)，會(huì)促進(jìn)水解。iv.溶液中離子濃度大小的比較這是鹽類水解部分的重點(diǎn)和難點(diǎn)，也是高考的高頻考點(diǎn)。解決此類問(wèn)題，需綜合運(yùn)用電離平衡和水解平衡的知識(shí)，并靈活運(yùn)用“三大守恒”：*電荷守恒：溶液中所有陽(yáng)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)。書寫時(shí)要注意離子所帶電荷數(shù)。*物料守恒（原子守恒）：溶液中某一組分的原始濃度等于它在溶液中各種存在形式的濃度之和，體現(xiàn)了元素的守恒。*質(zhì)子守恒：溶液中水電離出的H?和OH?總數(shù)相等，即由水電離出的H?濃度等于由水電離出的OH?濃度。質(zhì)子守恒可由電荷守恒和物料守恒聯(lián)立推導(dǎo)得出。在具體比較離子濃度大小時(shí)，通常先確定溶液的酸堿性，然后列出溶液中存在的所有電離平衡和水解平衡，再結(jié)合守恒關(guān)系進(jìn)行分析判斷。例如，在CH?COONa溶液中，離子濃度大小關(guān)系為：c(Na?)>c(CH?COO?)>c(OH?)>c(H?)。四、沉淀溶解平衡：理解溶度積，判斷沉淀轉(zhuǎn)化難溶電解質(zhì)在水中也存在溶解平衡，這是水溶液離子平衡的又一重要組成部分。1.沉淀溶解平衡與溶度積（Ksp）難溶電解質(zhì)的溶解平衡可表示為：AmBn(s)?mAn?(aq)+nBm?(aq)。溶度積Ksp是指在一定溫度下，難溶電解質(zhì)飽和溶液中各離子濃度冪的乘積，其表達(dá)式為Ksp=c??????·c??????。Ksp只與溫度有關(guān)，反映了難溶電解質(zhì)在水中的溶解能力。Ksp越小，通常表明該物質(zhì)越難溶解。2.沉淀的生成、溶解與轉(zhuǎn)化*沉淀的生成：當(dāng)溶液中離子濃度冪的乘積（離子積Qc）大于Ksp時(shí)，會(huì)有沉淀生成?？赏ㄟ^(guò)調(diào)節(jié)pH、加入沉淀劑等方法使某些離子沉淀。*沉淀的溶解：當(dāng)Qc小于Ksp時(shí)，沉淀會(huì)溶解?？赏ㄟ^(guò)加入酸、堿或配合劑等，使難溶電解質(zhì)的離子濃度降低，從而使Qc<Ksp，促進(jìn)沉淀溶解。*沉淀的轉(zhuǎn)化：一種難溶電解質(zhì)可以轉(zhuǎn)化為另一種更難溶的電解質(zhì)（即Ksp更小的物質(zhì)）。轉(zhuǎn)化的方向是由溶解度大的沉淀向溶解度小的沉淀轉(zhuǎn)化。沉淀轉(zhuǎn)化的實(shí)質(zhì)是沉淀溶解平衡的移動(dòng)。五、綜合運(yùn)用與備考建議水溶液離子平衡知識(shí)點(diǎn)多且綜合性強(qiáng)，復(fù)習(xí)時(shí)應(yīng)注重理解概念的內(nèi)涵與外延，掌握規(guī)律，形成知識(shí)體系。1.回歸教材，夯實(shí)基礎(chǔ)：教材是根本，要仔細(xì)研讀教材，深刻理解基本概念（如電離、水解、溶解平衡，Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp等），熟練掌握基本原理和規(guī)律。2.歸納總結(jié)，構(gòu)建網(wǎng)絡(luò)：將零散的知識(shí)點(diǎn)系統(tǒng)化、條理化，如將影響各類平衡移動(dòng)的因素進(jìn)行對(duì)比，將各種常數(shù)的意義和表達(dá)式進(jìn)行歸納，形成清晰的知識(shí)網(wǎng)絡(luò)。3.強(qiáng)化計(jì)算，規(guī)范步驟：離子平衡涉及較多的計(jì)算，如pH、電離度、水解程度、Ksp相關(guān)計(jì)算等。要掌握計(jì)算方法，規(guī)范解題步驟，注意有效數(shù)字的保留。4.注重聯(lián)系，靈活應(yīng)用：離子平衡與元素化合物知識(shí)聯(lián)系緊密，復(fù)習(xí)時(shí)要將兩者結(jié)合起來(lái)。同時(shí)，要關(guān)注生活、生產(chǎn)中的化學(xué)問(wèn)題，如水處理、物質(zhì)提純等，體會(huì)化學(xué)知識(shí)的實(shí)用價(jià)值。5.