2026届新高考化学冲刺复习水溶液中的离子平衡

2026届新高考化学冲刺复习水溶液中的离子反应和平衡常考内容：强、弱电解质的比较溶液的酸碱性、pH测定及计算溶液的混合与稀释微粒浓度大小比较、三个守恒盐水解的应用沉淀溶解平衡的应用平衡移动平衡计算电离平衡水解平衡溶解平衡研究对象平衡的表达平衡的建立和平衡的标志体系中存在的微粒平衡常数影响因素三大平衡的比较弱电解质部分盐难溶电解质一、电离平衡1.影响因素以0.1mol·L－1CH3COOH溶液为例改变条件平衡移动方向n(H＋)c(H＋)导电能力加水稀释向右________________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________________升高温度向右________________增大

减小

减弱

增大增大

增大

增强

减小增大

增大

增强

减小减小

减小

增强

增大减小

减小

增强

增大增大

增大

增强

增大体系变化条件平衡移动方向Kw水的电离程度c(OH－)c(H＋)HCl_______________________NaOH_______________________可水解的盐Na2CO3_______________________NH4Cl_______________________温度升温_______________________降温_______________________水的电离平衡的影响逆

不变

减小

减小

增大逆

不变

减小

增大

减小正

不变

增大

增大

减小正

不变

增大

减小

增大正

增大

增大

增大

增大逆

减小

减小

减小

减小一、电离平衡1.影响因素电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图，请指出哪条是HCl的曲线。思考请画出用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的电导率滴定曲线。思考思考：如何证明某酸是弱酸？2.强、弱电解质的判断和对比一、电离平衡1.影响因素某温度下，HCOOH和CH3COOH的电离常数分别为1.8×10-4和1.75×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。（1）从分子结构角度分析电离常数CH3CH2COOH＜CH3COOH＜HCOOH的原因_________________。（2）曲线Ⅰ代表_______。（3）溶液中水的电离程度：b点_____c点。思考某温度下，HCOOH和CH3COOH的电离常数分别为1.8×10-4和1.75×10-5。将pH和体积均相同的两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。（4）向c、d两点的溶液中加入同浓度的NaOH溶液至完全中和，所需NaOH溶液的体积：d点____c点。（5）相同体积a点的两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中c(Na+)：曲线Ⅰ代表物质的溶液____曲线Ⅱ代表物质的溶液。思考3.与平衡常数有关的计算2.强、弱电解质的判断和对比一、电离平衡1.影响因素溶液(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练习已知草酸为二元弱酸，常温下，向某浓度的H2C2O4溶液中逐滴加入一定浓度的KOH溶液，所得溶液中

三种微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的关系如图所示。练习

常温下将NaOH溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。练习4.酸碱中和滴定

用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。一、电离平衡4.酸碱中和滴定一、电离平衡步骤：(1)滴定前的准备①滴定管：

查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。(2)滴定控制滴定管的活塞锥形瓶内溶液的颜色变化摇动锥形瓶4.酸碱中和滴定一、电离平衡步骤：(3)终点判断等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。(4)数据处理按上述操作重复2-3次。4.酸碱中和滴定一、电离平衡指示剂变色范围的pH石蕊＜5.0红色5.0～8.0紫色>8.0蓝色甲基橙＜3.1红色3.1～4.4橙色>4.4黄色酚酞＜8.2无色8.2～10.0浅红色>10.0红色4.酸碱中和滴定一、电离平衡滴定管读数要领:以凹液面的最低点为基准(如图)4.酸碱中和滴定一、电离平衡4.酸碱中和滴定一、电离平衡滴定曲线4.酸碱中和滴定一、电离平衡思考：发现什么规律了？为什么有这个规律？思考298K时，向20.0mL0.10mol·L－1H2A溶液中滴加0.10mol·L－1NaOH溶液，滴定曲线如何画？分析W、X、Y、Z四个点的离子浓度大小关系；能否求出Ka1和Ka2？思考如何用滴定法测定Na2CO3溶液的浓度？如何用滴定法测定NaOH（含少量Na2CO3固体）的纯度？思考25℃时，在20mL0.1mol·L-1CH3COOH溶液中逐滴加入0.1mol·L-1NaOH溶液，pH变化曲线如下图所示：编号pH溶质离子浓度大小比较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·全国卷Ⅰ，11)NaOH溶液滴定邻苯二甲酸氢钾(邻苯二甲酸H2A的Kal＝1.1×10－3，Ka2＝3.9×10－6)溶液，混合溶液的相对导电能力变化曲线如图所示，其中b点为反应终点。练习分析a、b、c三个点的离子浓度大小关系(2020·全国卷Ⅰ，13)以酚酞为指示剂，用0.1000mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00mL未知浓度的二元酸H2A溶液。溶液中，pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积VNaOH的变化关系如下图所示。练习二、水解平衡1.水解平衡的本质破坏（促进）水的电离2.影响水解平衡的因素以FeCl3水解为例：条件平衡移动方向H＋数pH现象升温____________________________通HCl_____________________________加H2O_____________________________加NaHCO3_________________________________向右增多减小颜色变深向左增多减小颜色变浅向右增多增大颜色变浅向右减小增大生成红褐色沉淀，放出气体二、水解平衡3.水解规律有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性.4.水解平衡常数5.两个守恒6.离子浓度大小比较酸式盐电离大于水解，盐溶液呈酸性；酸式盐水解大于电离，盐溶液呈碱性。思考如何判断酸式盐水溶液的酸碱性？H3PO4的电离是分步进行的，常温下Ka1＝7.6×10－3，Ka2＝6.3×10－8，Ka3＝4.4×10－13。（1）判断NaH2PO4和Na2HPO4盐溶液酸碱性（2）向0.1mol·L－1的H3PO4溶液中通入HCl气体(忽略溶液体积的变化)，溶液pH＝1时，溶液中大约有_________的H3PO4电离。练习7.1%酸碱性举例解释pH＞7NaHCO3、KHS、Na2HPO4水解大于电离pH＜7NaHSO3、KHC2O4、NaH2PO4电离大于水解练习写出Na2HPO4的两个守恒；写出NaH2PO4盐溶液中的离子浓度大小比较。三、沉淀溶解平衡1.溶度积常数Ksp与Q关系Q=KspQ<Ksp生成沉淀沉淀溶解Q>Ksp饱和溶液三、沉淀溶解平衡2.沉淀生产、溶解、转化思考自来水中含有Ca2+、Mg2+、HCO3-、SO42-等离子，水垢的主要成分是CaCO3、Mg(OH)2、CaSO4。（1）CaCO3和Mg(OH)2是如何生产的？化学式Mg(OH)2MgCO3CaCO3CaSO4溶度积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思考自来水中含有Ca2+、Mg2+、HCO3-、SO42-等离子，水垢的主要成分是CaCO3、Mg(OH)2、CaSO4。（2）如何除去水垢？化学式Mg(OH)2MgCO3CaCO3CaSO4溶度积5.6×10－12

6.8×10－62.8×10－97.1×10－5某温度下，分别向10.00mL0.1mol·L－1的KCl和