高考化学水溶液离子平衡真题集锦

高考化学水溶液离子平衡真题集锦水溶液中的离子平衡是高考化学的核心内容之一，也是同学们学习的重点和难点。它不仅考查对基本概念的理解，更注重对知识综合运用能力和分析问题能力的检验。本文将结合高考命题趋势，选取具有代表性的典型例题进行深度剖析，旨在帮助同学们梳理知识脉络，掌握解题方法，提升应试能力。一、溶液酸碱性判断与pH相关计算溶液的酸碱性是由溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的相对大小决定的。pH作为衡量溶液酸碱性的指标，其计算与判断是高考的常考知识点，通常涉及单一溶液、混合溶液以及酸碱中和过程中的pH变化。例1：常温下，下列溶液一定呈酸性的是（）A.含H⁺的溶液B.加酚酞显无色的溶液C.pH<7的溶液D.c(H⁺)>c(OH⁻)的溶液解析：本题考查溶液酸碱性的本质判断。A选项，任何水溶液中都含有H⁺和OH⁻，故A错误；B选项，酚酞的变色范围是8.2-10.0，加酚酞显无色的溶液可能呈酸性、中性或弱碱性（pH<8.2），不一定是酸性，B错误；C选项，常温下pH=7为中性，但温度改变时，水的离子积常数Kw会变化，例如100℃时Kw=1×10⁻¹²，此时pH=6为中性，pH<6才为酸性，故C错误；D选项，溶液酸碱性的本质就是c(H⁺)与c(OH⁻)的相对大小，c(H⁺)>c(OH⁻)的溶液一定呈酸性，D正确。答案：D反思与拓展：本题的关键在于理解溶液酸碱性的根本原因，而非仅仅依赖pH值。pH的大小受温度影响，而c(H⁺)与c(OH⁻)的相对大小是绝对判据。在解题时，需特别注意题目是否给出温度条件，若未明确说明，通常默认为常温（25℃）。例2：常温下，将pH=3的盐酸与pH=11的氨水等体积混合，所得溶液的pH值（）A.等于7B.大于7C.小于7D.无法确定解析：盐酸是强酸，pH=3则c(H⁺)=1×10⁻³mol/L；氨水是弱碱，pH=11则c(OH⁻)=1×10⁻³mol/L。若两者均为强电解质，等体积混合后恰好中和，溶液呈中性。但氨水为弱碱，其溶液中存在电离平衡NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻，已电离出的OH⁻浓度为1×10⁻³mol/L，说明氨水的实际浓度远大于1×10⁻³mol/L。因此，等体积混合时，氨水过量，反应后溶液中除了生成的NH₄Cl，还有过量的NH₃·H₂O。NH₄Cl水解呈酸性，但过量的氨水会电离出OH⁻使溶液呈碱性，且一般情况下，弱碱过量对溶液pH的影响大于强酸弱碱盐的水解，故最终溶液呈碱性，pH>7。答案：B反思与拓展：酸碱混合后溶液酸碱性的判断，不仅要考虑酸碱的强弱，还要比较它们的物质的量浓度或提供的H⁺、OH⁻的物质的量。对于弱电解质，不能简单地根据pH计算其初始浓度。此类题目应先判断是否恰好完全反应，若有过量，则过量的弱电解质会对溶液酸碱性起主导作用。二、溶液中离子浓度大小的比较离子浓度大小比较是水溶液离子平衡部分的重点题型，综合性强，常涉及电离平衡、水解平衡以及电荷守恒、物料守恒和质子守恒等思想的应用。解题时需明确溶液中的溶质成分及其浓度关系，再结合平衡原理进行分析。例3：常温下，0.1mol/L的CH₃COOH溶液中，下列关系正确的是（）A.c(CH₃COOH)>c(H⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)B.c(CH₃COOH)>c(CH₃COO⁻)>c(H⁺)>c(OH⁻)C.c(CH₃COO⁻)=c(H⁺)D.c(H⁺)=c(CH₃COO⁻)+c(OH⁻)解析：CH₃COOH是弱电解质，在水溶液中部分电离：CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺，同时水也会微弱电离：H₂O⇌H⁺+OH⁻。因此，溶液中的H⁺来源于CH₃COOH的电离和水的电离，而CH₃COO⁻仅来源于CH₃COOH的电离。所以c(H⁺)略大于c(CH₃COO⁻)。由于CH₃COOH的电离程度较小，大部分仍以分子形式存在，故c(CH₃COOH)>c(H⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)，A正确，B错误。C选项忽略了水的电离，故错误。D选项是电荷守恒式，在任何电解质溶液中都成立，故D也正确。答案：AD反思与拓展：对于单一弱电解质溶液，离子浓度大小关系一般为：c(溶质分子)>c(电离出的主要离子)>c(水电离出的微量离子)。同时，电荷守恒是永恒成立的，可以用于验证选项的正确性。例4：常温下，将等体积、等浓度的CH₃COOH溶液和NaOH溶液混合，所得溶液中各离子浓度由大到小的顺序是________。解析：等体积、等浓度的CH₃COOH和NaOH混合，恰好完全反应生成CH₃COONa，即溶液为0.05mol/L的CH₃COONa溶液（假设原浓度为0.1mol/L，等体积混合后浓度减半）。CH₃COONa是强碱弱酸盐，CH₃COO⁻会发生水解：CH₃COO⁻+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻，导致溶液显碱性，故c(OH⁻)>c(H⁺)。根据电荷守恒：c(Na⁺)+c(H⁺)=c(CH₃COO⁻)+c(OH⁻)，因为c(OH⁻)>c(H⁺)，所以c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)。由于CH₃COO⁻的水解程度通常较小，所以c(CH₃COO⁻)仍大于c(OH⁻)（水电离出的H⁺和OH⁻浓度很小）。综上，离子浓度大小顺序为：c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)。答案：c(Na⁺)>c(CH₃COO⁻)>c(OH⁻)>c(H⁺)反思与拓展：酸碱恰好完全反应后得到盐溶液，需考虑盐的水解。分析此类问题的一般步骤是：确定溶质→分析盐的类型（强弱电解质盐）→判断离子是否水解及水解后溶液的酸碱性→利用电荷守恒、物料守恒等关系比较离子浓度。三、沉淀溶解平衡及其应用沉淀溶解平衡是水溶液离子平衡的重要组成部分，主要考查沉淀的生成、溶解与转化，以及溶度积常数（Ksp）的应用。Ksp反映了难溶电解质在水中的溶解能力，其大小只与温度有关。例5：已知常温下，Ksp(AgCl)=1.8×10⁻¹⁰，Ksp(AgBr)=5.0×10⁻¹³。下列说法正确的是（）A.向浓度均为0.1mol/L的Cl⁻和Br⁻混合溶液中逐滴加入AgNO₃溶液，先产生AgBr沉淀B.AgCl的悬浊液中加入少量NaCl固体，AgCl的溶解度增大C.向AgBr的悬浊液中加入足量浓NaCl溶液，不可能转化为AgCl沉淀D.AgCl和AgBr的饱和溶液中，c(Ag⁺)相等解析：A选项，对于同类型的难溶电解质（如AgCl和AgBr均为AB型），可以通过比较Ksp的大小判断沉淀的先后顺序。Ksp越小，对应离子浓度的乘积越容易达到Ksp，越先沉淀。Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl)，所以Br⁻先与Ag⁺结合生成AgBr沉淀，A正确。B选项，AgCl的悬浊液中存在溶解平衡：AgCl(s)⇌Ag⁺(aq)+Cl⁻(aq)，加入少量NaCl固体，c(Cl⁻)增大，平衡逆向移动，AgCl的溶解度减小，B错误。C选项，虽然Ksp(AgBr)<Ksp(AgCl)，但当Cl⁻浓度足够大时，c(Ag⁺)·c(Cl⁻)可能会大于Ksp(AgCl)，从而使AgBr沉淀转化为AgCl沉淀，这涉及到沉淀的转化，C错误。D选项，AgCl和AgBr的饱和溶液中，c(Ag⁺)分别为√Ksp(AgCl)和√Ksp(AgBr)，由于Ksp不同，故c(Ag⁺)不相等，D错误。答案：A反思与拓展：沉淀溶解平衡的应用包括沉淀的生成、溶解和转化。判断沉淀顺序时，同类型难溶物可直接比较Ksp；沉淀转化的可能性取决于两种难溶物Ksp的相对大小以及离子浓度的调控。四、电离平衡常数与水解平衡常数的应用电离平衡常数（Ka、Kb）和水解平衡常数（Kh）是衡量弱电解质电离程度和盐类水解程度的定量参数，高考中常结合离子浓度、pH等进行综合考查。例6：已知常温下，H₂CO₃的电离常数Ka₁=4.3×10⁻⁷，Ka₂=5.6×10⁻¹¹。则NaHCO₃溶液呈______性（填“酸”、“碱”或“中”），原因是________________（用必要的文字和离子方程式说明）。解析：NaHCO₃溶液中，HCO₃⁻既存在电离：HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻，其电离常数为Ka₂=5.6×10⁻¹¹；又存在水解：HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻，其水解常数Kh=Kw/Ka₁=(1.0×10⁻¹⁴)/(4.3×10⁻⁷)≈2.3×10⁻⁸。比较电离常数和水解常数的大小，Kh(2.3×10⁻⁸)>Ka₂(5.6×10⁻¹¹)，说明HCO₃⁻的水解程度大于其电离程度，水解产生的OH⁻多于电离产生的H⁺，因此溶液呈碱性。答案：碱；HCO₃⁻在溶液中存在电离平衡HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻(Ka₂=5.6×10⁻¹¹)和水解平衡HCO₃⁻+H₂O⇌H₂CO₃+OH⁻(Kh=Kw/Ka₁≈2.3×10⁻⁸)，由于Kh>Ka₂，水解程度大于电离程度，溶液中c(OH⁻)>c(H⁺)，故溶液呈碱性。反思与拓展：对于酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。可通过比较Ka（电离常数）与Kh（水解常数，Kh=Kw/Ka上一级）的大小来判断。总结与备考建议水溶液离子平衡是高考化学的重中之重，其知识点繁多，综合性强，对同学们的理解能力和逻辑思维能力要求较高。通过对上述典型例题的分析，我们可以看出，解决此类问题的关键在于：1.深刻理解基本概念：如电离平衡、水解平衡、沉淀溶解平衡的建立与特征，明确平衡移动原理的应用。2.熟练运用守恒思想：电荷守恒、物料守恒、质子守恒是解决离子浓度大小比较等问题的“金钥匙”，必须熟练掌握并灵活运用。3.掌握定量分析方法：理解电离常数、水解常数、溶度积常