(1)强、弱电解质的比较。(2)勒夏特列原理在“三大”平衡中的应用。(3)水的离子积常数、电离常数的应用与计算。(4)溶液酸碱性的判断。(5)pH的简单计算及应用(包括pH的变化规律、盐溶液pH的大小比较)。(6)微观粒子数的大小比较与计算(三大守恒的应用)。(7)溶度积常数的计算及应用(包括沉淀的生成、溶解及转化规律)。

水溶液中的离子平衡的考查题型既涉及选择题，又涉及非选择题；既有正误判断，也有大小比较、守恒关系、计算，还有图像分析、反应过程分析等等。

[命题解读]

　该部分内容的知识网络可以用下图概括：

角度一　弱电解质的电离平衡

弱电解质的电离平衡是很重要的基本理论知识，通过此类试题可以体现命题者对基本概念和基本理论的重视。此类试题的综合性较强，主要考查影响电离平衡的因素(内因和外因)、电离平衡常数、电离度以及pH的相关计算、图像分析等。

角度二　水的电离和溶液的酸碱性

水的电离和溶液的酸碱性判断是高考常考的知识点。这类试题难度不大，主要考查溶液的酸碱性判断、Kw和pH的简单计算，其中Kw只与温度有关是计算和判断pH的关键。

角度三　盐类的水解及应用

盐类的水解是重要的基本理论知识，该类试题综合性较强，注意考查影响盐类水解的本质及规律、水解平衡常数和盐类水解的应用，其中盐类水解的本质及规律、水解平衡常数的巧妙运用尤为重要。

角度四　溶液中粒子浓度的关系

粒子浓度的关系是重要的基本理论知识，此类试题体现了命题者对基本理论知识的重视。该类试题综合性强，主要考查单一电解质溶液、混合时不发生反应的电解质溶液、混合时反应的电解质溶液中粒子浓度大小关系及等量关系，其中弱电解质的电离、盐类的水解、“三大守恒”关系往往可以帮助解决粒子浓度关系问题。

角度五　酸碱中和反应综合运用

酸碱中和反应是重要的基本理论知识，此类试题综合性较强，考查面较广，主要考查酸碱中和滴定、弱电解质的电离、盐类的水解、粒子浓度大小关系比较等基本理论知识，其中结合图像进行滴定终点的判断、综合分析和电离平衡常数的计算等是考查重点。

角度六　难溶电解质的沉淀溶解平衡

该类试题主要考查外界因素对沉淀溶解平衡的影响、沉淀转化、结合图像进行有关溶度积Ksp的计算，注意Ksp只与温度有关，完全沉淀一般隐含了离子浓度为1×10－5 mol/L。

[突破训练]

1．化学平衡常数(K)、弱酸的电离平衡常数(Ka)、难溶物的溶度积常数(Ksp)是判断物质性质或变化的重要的平衡常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是(　　)

A．平衡常数的大小与温度、浓度、压强、催化剂等有关

B．当温度升高时，弱酸的电离平衡常数Ka变小

C．Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)，由此可以判断AgCl(s) ＋ I－(aq)===AgI(s)＋ Cl－(aq)能够发生

D．Ka(HCN)<Ka(CH3COOH)，说明物质的量浓度相同时，氢氰酸的酸性比醋酸强

解析：选C。平衡常数的大小与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，A不正确；电离是吸热的，加热促进电离，电离常数增大，B不正确；酸的电离常数越大，酸性越强，D不正确。

2．(2018·沈阳高三模拟)下列说法中错误的是(　　)

A．室温下，向NH4HSO4溶液中加入NaOH至中性，则c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)

B．Mg(OH)2沉淀转化为Fe(OH)3沉淀较容易实现，说明Fe(OH)3的Ksp更小

C．向醋酸溶液中加入水，不变(稀释过程中温度变化忽略不计)

D．25 ℃，a mol·L－1氨水与0.01 mol·L－1盐酸等体积混合液中c(NH)＝c(Cl－)，则Kb(NH3·H2O)＝

解析：选D。NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液，若二者物质的量相同，则溶质为等物质的量的(NH4)2SO4和Na2SO4，混合溶液呈酸性，若使混合溶液呈中性，即混合溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则滴加的NaOH溶液过量，根据电荷守恒可以得到c(Na＋)＋c(NH)＝2c(SO)，故混合溶液中离子浓度大小关系为c(Na＋)＞c(SO)＞c(NH)＞c(OH－)＝c(H＋)，A项正确；根据难溶物质容易转化为更难溶物质可知B项正确；将的分子、分母同时乘以c(H＋)：＝

＝，由于Ka(CH3COOH)和Kw在一定温度下均为定值，C项正确；在25 ℃下，混合后溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝0.005 mol·L－1，根据物料守恒得c(NH3·H2O)＝(0.5a－0.005) mol·L－1，又c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，故Kb(NH3·H2O)＝＝＝，D项错误。

3．CO2溶于水生成碳酸。已知下列数据：

弱电解质

H2CO3

NH3·H2O

电离常数

(25 ℃)

Ka1＝4.30×10－7

Ka2＝5.61×10－11

Kb＝1.77×10－5

现有常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液。已知NH的水解平衡常数Kh＝，CO第一步水解的平衡常数Kh＝。下列说法正确的是(　　)

A．由数据可判断该溶液呈酸性

B．c(NH)＞c(HCO)＞c(CO)＞c(NH3·H2O)

C．c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(CO)＋2c(HCO)＋2c(H2CO3)

D．c(NH)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋c(CO)

解析：选C。A.分析表中数据结合题给信息知碳酸根的水解程度大于铵根离子的水解程度，常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液呈碱性，错误；B.盐类的水解是微弱的，则常温下1 mol·L－1的(NH4)2CO3溶液中：c(NH)＞c(CO)＞c(HCO)＞c(NH3·H2O)，错误；C.根据物料守恒判断，正确；D.根据电荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(OH－)，错误。

4．(2018·廊坊高三模拟)水的电离平衡曲线如图所示，下列说法不正确的是(　　)

A．图中四点Kw间的关系：A＝D＜C＜B

B．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量酸

C．若从A点到C点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体

D．若从A点到D点，可采用：温度不变在水中加入少量NH4Cl固体

解析：选C。Kw是温度的函数，随温度升高而增大，A、D点温度相同，B点温度高于C点温度，A正确；从A点到D点，温度不变，酸性增强，B、D正确；A、C点温度不同，C错误。

5．某温度下，难溶物FeR的水溶液中存在平衡FeR(s)Fe2＋(aq)＋R2－(aq)，其沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)

A．可以通过升温实现由a点变到c点

B．b点对应的Ksp等于a点对应的Ksp

C．d点可能有沉淀生成

D．该温度下，Ksp＝4×10－18

解析：选B。升高温度，Fe2＋和R2－的浓度同时增大，A项错误；曲线上的点，均为平衡点，温度不变，Ksp不变，B项正确；d点相对于平衡点a点，c(Fe2＋)相同，d点c(R2－)小于a点，没有沉淀生成，C项错误；选a点或b点计算，Ksp(FeR)＝2×10－18，D项错误。

6．(2018·株洲高三模拟)草酸即乙二酸，是一种有机二元酸，在工业上有重要的作用。草酸在100 ℃开始升华，157 ℃时大量升华，并开始分解。

电离方程式	电离常数
H2C2O4H＋＋HC2O	Ka1＝5.4×10－2
HC2OH＋＋C2O	Ka2＝5.4×10－5
NH3·H2ONH＋OH－	Kb＝1.8×10－5

(1)(NH4)2C2O4溶液的pH________7(填“＞”“＜”或“＝”)。

(2)用惰性电极电解饱和草酸溶液可制得乙醛酸(OHC—COOH)。阴极的电极反应式为________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(3)草酸钠是一种重要的还原剂。合成草酸钠的操作如下：

草酸草酸钠晶体

①75%酒精的作用是____________________________________________。

②当草酸与碳酸钠的物质的量按2∶1充分混合后，溶液中pH＜7。请将该溶液中离子浓度按由大到小的顺序排列：____________________________________。

(4)已知某温度下CaC2O4的Ksp为2.5×10－9。将0.02 mol·L－1澄清石灰水和0.01 mol·L－1 H2C2O4溶液等体积混合，所得溶液中C2O的物质的量浓度为__________。

解析：(1)由题给表格可知，H2C2O4、HC2O、NH3·H2O的电离常数大小为H2C2O4＞HC2O＞NH3·H2O，故草酸铵溶液显酸性。(2)阴极得电子发生还原反应：2H＋＋HOOC—COOH＋2e－===HOOC—CHO＋H2O。(3)①加入酒精是为了降低草酸钠的溶解度，便于晶体析出。②二者反应后溶质为草酸氢钠，因为溶液显酸性，所以HC2O的电离程度大于其水解程度，则离子浓度大小顺序为c(Na＋)＞c(HC2O)＞c(H＋)＞c(C2O)＞c(OH－)。(4)混合后所得溶液中c(Ca2＋)＝0.005 mol·L－1，Ksp(CaC2O4)＝c(Ca2＋)·c(C2O)＝2.5×10－9，则c(C2O)＝ mol·L－1＝5×10－7 mol·L－1。