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溶液与离子平衡高考复习欢迎来到溶液与离子平衡高考复习课程！本课程将系统地梳理高中化学中溶液与离子平衡的核心知识点，帮助同学们构建完整的知识体系，掌握解题技巧，提高应试能力溶液与离子平衡是高考化学的重要考察内容，涉及溶液基础知识、电解质、酸碱平衡、沉淀平衡等多个方面通过本课程的学习，同学们将能够全面掌握相关概念和计算方法，提高解决复杂问题的能力课程概述1课程目标2重点与难点通过系统学习，使学生掌握溶重点包括溶液浓度计算、电离液与离子平衡的基本原理和计平衡、盐类水解、缓冲溶液和算方法，能够独立分析和解决沉淀溶解平衡难点主要在于相关问题培养学生的化学思多重平衡的分析、复杂计算题维和实验探究能力，为高考取和实验设计题，需要掌握系统得优异成绩打下坚实基础分析方法和熟练的计算技巧3高考考点分布近年高考中，溶液与离子平衡相关内容占化学试卷的25%-30%，主要以选择题、计算题和实验题的形式出现掌握这部分内容对于提高高考化学成绩至关重要第一部分溶液基础知识基础概念掌握溶液的基本概念、分类及特性，理解溶质与溶剂的关系，为后续学习打下基础溶解度学习溶解度的定义、表示方法及影响因素，能够熟练阅读和分析溶解度曲线图浓度计算掌握各种浓度表示方法及相互转换，能够进行溶液配制、稀释和混合计算溶液基础知识是理解离子平衡的前提，也是高考化学的基础性内容本部分将系统讲解溶液的各个方面，帮助同学们打牢基础，为学习后续内容做好准备溶液的概念与分类溶液定义溶质与溶剂溶液是由两种或两种以上物质所溶质是指溶解在溶剂中的物质，组成的均
一、稳定的混合物其溶剂是指能溶解其他物质的物质中，含量较多的组分称为溶剂，在水溶液中，水通常作为溶剂含量较少的组分称为溶质溶液判断溶质与溶剂时，一般以物具有均一性、稳定性等特点，没质的量或质量较少的为溶质，较有明确的沸点和凝固点多的为溶剂不同类型的溶液按物理状态可分为气体溶液（如空气）、液体溶液（如盐水）和固体溶液（如合金）按溶质是否电离可分为电解质溶液和非电解质溶液按浓度可分为稀溶液、饱和溶液和过饱和溶液溶解度定义与单位影响因素溶解度曲线溶解度是指在一定温度下，某种溶质在温度是影响固体溶质溶解度的最主要因溶解度曲线是表示溶质的溶解度随温度一定量的溶剂中达到饱和状态时所溶解素，大多数固体溶质的溶解度随温度升变化的关系图线通过溶解度曲线，可的质量通常表示为在100克溶剂中所能高而增大，少数固体溶质（如CaOH₂以判断溶液的状态（不饱和、饱和或过溶解的溶质的最大质量（克）在实际）则随温度升高而减小对于气体溶质饱和），计算结晶或溶解的物质量，以应用中，有时也用物质的量溶解度，即，其溶解度随温度升高而减小，随压力及确定分离混合物的条件理解和运用在1kg溶剂中所能溶解的溶质的最大物质增大而增大，符合亨利定律溶解度曲线是高考的重要考点的量（mol）溶液的浓度表示方法质量分数1溶质质量与溶液总质量的比值，常用w表示，单位为%计算公式w=m溶质÷m溶液×100%质量分数是最基础的浓度表示方法，适用于所有溶液，不受温度影响，但不直接反映物质的量比例关系物质的量浓度2单位体积溶液中所含溶质的物质的量，常用c表示，单位为mol/L计算公式c=n溶质÷V溶液物质的量浓度直接反映了溶液中溶质粒子的多少，是化学反应计算中最常用的浓度表示方法，但受温度影响摩尔分数3某组分的物质的量与混合物中所有组分物质的量之和的比值，常用x表示，无单位计算公式x=n某组分÷n溶质+n溶剂摩尔分数反映了混合物中各组分粒子数的比例关系，不受温度影响，在物理化学中应用广泛此外，还有溶解度、质量摩尔浓度、体积分数等表示方法，学生需要掌握各种浓度表示方法之间的换算，尤其是质量分数与物质的量浓度之间的转换，这是高考的常见考点溶液的稀释与混合稀释计算稀释是指向溶液中加入溶剂，使溶液体积增大、浓度降低的过程稀释过程中，溶质的量保持不变，即c₁V₁=c₂V₂（c为物质的量浓度，V为体积）对于质量分数，则需要考虑加入溶剂的质量，即m₁w₁=m₂w₂（m为溶液质量，w为质量分数）混合计算混合是指将两种或多种溶液混合成一种新溶液的过程混合过程中，溶质的总量保持不变，即n₁+n₂=n₃，可转化为c₁V₁+c₂V₂=c₃V₃对于质量分数，则有m₁w₁+m₂w₂=m₃w₃混合计算是高考常考的内容典型例题例如将100mL
0.2mol/L的NaOH溶液与150mL
0.1mol/L的NaOH溶液混合，混合后溶液的物质的量浓度为多少？解c=
0.2×
0.1+
0.1×
0.15÷
0.1+
0.15=
0.14mol/L理解这些计算原理对于解决高考中的复杂问题至关重要第二部分电解质溶液电解质概念电离平衡1了解电解质的定义、特性及分类，区分掌握电离理论，理解电离平衡的动态性2电解质与非电解质质离子反应强弱电解质4学习离子反应的特点及离子方程式的书分析强弱电解质的区别，掌握电离度及3写规则电离常数概念电解质溶液是理解酸碱反应、沉淀反应和氧化还原反应的基础本部分将重点介绍电解质的电离特性、强弱电解质的区别以及离子反应的原理，帮助同学们建立电解质溶液的微观认识，为后续学习奠定基础电解质与非电解质定义与区别常见电解质电离程度电解质是指溶于水或熔融状态下能导电常见的电解质包括酸（如HCl、电离程度是指电解质电离出的离子数与的物质，它们在这些状态下能够分解为H₂SO₄、HNO₃）、碱（如NaOH、原有分子数之比，用α表示根据电离程离子而非电解质在溶液或熔融状态下KOH、CaOH₂）、盐（如NaCl、度的大小，电解质可分为强电解质（α≈1不导电，不能分解为离子电解质导电KNO₃、CuSO₄）以及一些特殊的化）和弱电解质（α
0.3）电离程度受浓的本质是带电粒子的定向移动，而非电合物（如糖酸、氨基酸等）这些物质度、温度等因素影响，是衡量电解质强解质中不存在自由移动的带电粒子在水溶液中能够电离出离子，使溶液导弱的重要指标电强电解质与弱电解质特征对比常见强弱电解质强电解质在水溶液中几乎完全电离常见强电解质包括强酸（HCl、，电离程度α≈1，电离过程不可逆，HNO₃、H₂SO₄等）、强碱（不存在电离平衡弱电解质在水溶NaOH、KOH、BaOH₂等）、可液中部分电离，电离程度α
0.3，电溶性盐（NaCl、K₂SO₄等）常离过程可逆，存在电离平衡强电见弱电解质包括弱酸（解质溶液导电能力强，弱电解质溶CH₃COOH、H₂CO₃、H₂S等液导电能力弱）、弱碱（NH₃·H₂O、AlOH₃等）、水（H₂O）电离方程式强电解质的电离方程式用单向箭头表示，如NaCl=Na⁺+Cl⁻弱电解质的电离方程式用双向箭头表示，表明存在平衡，如CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺正确书写电离方程式是理解电解质性质和反应的关键电离理论阿伦尼乌斯电离理电离平衡电离常数论弱电解质在水溶液中的电离常数是表示弱电解阿伦尼乌斯于1887年提电离是一个可逆过程，质电离程度的物理量，出电离理论，认为电解当正反应速率等于逆反常用Ka（酸）或Kb（质在水溶液中分解为带应速率时，体系达到动碱）表示对于弱酸正电荷的阳离子和带负态平衡，称为电离平衡HA的电离HA⇌H⁺电荷的阴离子，这一过此时，溶液中电解质+A⁻，其电离常数Ka程称为电离这一理论分子与电离出的离子同=[H⁺][A⁻]/[HA]成功解释了电解质溶液时存在，且各自浓度不Ka值越大，表明弱电解导电性、酸碱反应、盐再随时间变化质的电离程度越大，酸类水解等现象，是现代性或碱性越强溶液化学的基础离子的性质与反应离子的带电性1离子是带电的原子或原子团，阳离子带正电荷，阴离子带负电荷离子的电荷数等于失去或得到的电子数离子的带电性决定了它们之间的相互作用及其在电场中的运动方向，这是电解质溶液导电的本质原因离子间的作用2带异种电荷的离子之间存在静电引力，带同种电荷的离子之间存在静电斥力离子间的相互作用是影响溶液性质的重要因素，如粘度、沸点升高、凝固点降低等此外，离子还可能与溶剂分子发生相互作用，形成水合离子离子反应3离子反应是指溶液中的离子之间发生的反应，通常导致生成难溶物、难电离物质或气体，使反应向正方向进行离子反应方程式是用离子符号表示的化学方程式，它能更清晰地反映溶液中实际参与反应的粒子第三部分水的电离与pH水的电离1理解水的自动电离过程及离子积的概念概念pH2掌握pH的定义、计算方法及溶液酸碱性的判断计算pH3学会各类溶液的pH值计算方法及应用水的电离与pH是理解酸碱性的基础，也是高考的重要考点本部分将详细介绍水的电离平衡、pH的概念及计算方法，帮助同学们建立对溶液酸碱性的准确认识，为后续学习盐类水解和缓冲溶液奠定基础水的电离电离方程式纯水是一种极弱的电解质，会发生自动电离H₂O⇌H⁺+OH⁻实际上，水电离后的氢离子会与水分子结合形成水合氢离子（H₃O⁺），但为简便起见，通常仍用H⁺表示这一电离过程是可逆的，在纯水中达到动态平衡水的离子积在25℃时，纯水中[H⁺]=[OH⁻]=1×10⁻⁷mol/L水的离子积常数Kw=[H⁺][OH⁻]=1×10⁻¹⁴（mol/L）²这一常数适用于任何水溶液，无论是酸性、中性还是碱性溶液，都有[H⁺][OH⁻]=1×10⁻¹⁴（mol/L）²温度对水电离的影响水的电离是吸热过程，温度升高会使电离平衡向正方向移动，导致电离程度增大，Kw值增大例如，在0℃时Kw=
1.2×10⁻¹⁵（mol/L）²，在100℃时Kw=
5.5×10⁻¹³（mol/L）²但在任何温度下，纯水都保持电中性，即[H⁺]=[OH⁻]的概念pH1定义与计算2pH值与溶液酸碱性的关系pH是表示溶液酸碱性强弱的指标，定义为溶液中氢离子浓在25℃时，中性溶液的pH=7度的负对数pH=-lg[H⁺]，酸性溶液的pH7，碱性溶类似地，pOH=-lg[OH⁻]液的pH7对于强酸溶液，在25℃时，有pH+pOH=14pH≈-lgc酸；对于强碱溶液，pH值越小，溶液的酸性越pOH≈-lgc碱，pH≈14+lgc强；pH值越大，溶液的碱性碱对于弱电解质溶液，pH越强值的计算需要考虑电离平衡3pH计算题型高考中pH计算的常见题型包括强酸（碱）溶液的pH计算、弱酸（碱）溶液的pH计算、盐溶液的pH计算、混合溶液的pH计算以及计算pH随浓度变化的规律掌握这些题型的解题方法是备考的重点常见溶液的值pH强酸溶液（如HCl、HNO₃）完全电离，[H⁺]=c酸，pH=-lgc酸例如，
0.01mol/L HCl溶液的pH=2强碱溶液（如NaOH、KOH）完全电离，[OH⁻]=c碱，pOH=-lgc碱，pH=14+lgc碱例如，
0.01mol/L NaOH溶液的pH=12弱酸溶液（如CH₃COOH）部分电离，需考虑电离平衡对于HA，[H⁺]=√Ka·c酸，pH=-lg[H⁺]弱碱溶液（如NH₃·H₂O）部分电离，需考虑电离平衡对于BOH，[OH⁻]=√Kb·c碱，pH=14+lg[OH⁻]计算专题练习pH典型例题解题技巧常见误区例1计算
0.01mol/L CH₃COOH溶液的
1.先确定溶液类型（强酸、强碱、弱酸、
1.忽略弱电解质的电离平衡，直接用浓度pH值（Ka=
1.8×10⁻⁵）弱碱或盐溶液）计算解CH₃COOH⇌CH₃COO⁻+H⁺
2.对于强酸强碱，直接计算；对于弱酸
2.计算弱酸弱碱时不合理地使用近似，，设电离度为α，则[H⁺]=c·α=
0.01×α弱碱，利用电离平衡如浓度较大时Ka=
3.对于浓度很小的弱电解质，可以运用
3.混淆[H⁺]与[OH⁻]，计算pH与pOH[H⁺][CH₃COO⁻]/[CH₃COOH]=近似计算法时出现错误c·α·c·α/c·1-α=c·α²/1-α由于α很小，可近似认为1-α≈1，则Ka≈
4.对于盐溶液，需要判断其水解类型再
4.忽略共同离子效应对弱电解质电离的c·α²，α=√Ka/c≈
0.042计算抑制作用因此，[H⁺]=
0.01×
0.042=
5.对于混合溶液，需要考虑共同离子效
5.未考虑水的电离对极稀溶液pH的影响
4.2×10⁻⁴mol/L，pH=-lg
4.2×10⁻⁴=应或酸碱中和
3.38第四部分盐类水解盐类水解原理1理解盐类水解的本质及影响因素不同类型盐的水解2掌握各类盐的水解规律及pH计算水解程度与水解常数3理解水解程度的影响因素及应用盐类水解应用4解决实际问题的能力培养盐类水解是高考重点考查内容之一，也是理解许多化学现象的基础本部分将系统讲解盐类水解的概念、类型以及水解度和水解常数的计算，帮助同学们掌握盐溶液pH的计算方法，提高分析和解决盐类水解相关问题的能力盐类水解的概念定义与本质水解反应方程式盐类水解是指盐溶于水后，其阴盐类水解的离子方程式一般有以、阳离子与水反应，使溶液呈酸下形式弱酸的阴离子水解性或碱性的现象水解的本质是A⁻+H₂O⇌HA+OH⁻；弱盐的阴、阳离子与水分子发生反碱的阳离子水解B⁺+H₂O⇌应，生成弱电解质（弱酸或弱碱BOH+H⁺水解反应是可逆的）的过程只有由弱酸（或弱碱，存在水解平衡正确书写水解）形成的盐才会发生水解反应方程式是理解盐类水解的关键水解程度水解程度是指盐在水溶液中水解的离子数与原有离子总数之比，用h表示h值越大，表明水解越充分，溶液的酸性或碱性越强水解程度受盐的种类、浓度和温度等因素影响，是衡量盐水解程度的重要指标不同类型盐的水解强酸弱碱盐弱酸强碱盐弱酸弱碱盐由强酸和弱碱形成的盐由弱酸和强碱形成的盐由弱酸和弱碱形成的盐（如NH₄Cl、（如CH₃COONa、（如CH₃COONH₄、FeNO₃₃），其阳离Na₂CO₃），其阴离NH₄F），其阴、阳离子会水解NH₄⁺+子会水解子都会水解溶液的酸H₂O⇌NH₃·H₂O+CH₃COO⁻+H₂O⇌碱性取决于阴、阳离子H⁺，生成H⁺，使溶液CH₃COOH+OH⁻，水解能力的对比如果呈酸性（pH7）水生成OH⁻，使溶液呈碱KaKb，溶液呈酸性；解程度与弱碱的电离能性（pH7）水解程如果KaKb，溶液呈碱力有关，弱碱越弱，水度与弱酸的电离能力有性；如果Ka=Kb，溶液解程度越大，酸性越强关，弱酸越弱，水解程呈中性这类盐的水解度越大，碱性越强比较复杂强酸强碱盐（如NaCl、KNO₃）不发生水解，溶液呈中性（pH=7）了解不同类型盐的水解特点，有助于判断盐溶液的酸碱性，这是高考的常见考点盐溶液的判断pH水解常数计算方法典型例题pH水解常数是表示盐水解程度的物理量，对于弱酸强碱盐（如CH₃COONa），例计算
0.1mol/L CH₃COONa溶液的常用Kh表示对于弱酸的盐，Kh=[OH⁻]=√Kh·c盐，pH=14+pH值（Ka=
1.8×10⁻⁵）Kw/Ka；对于弱碱的盐，Kh=Kw/Kb lg[OH⁻]对于强酸弱碱盐（如NH₄Cl解CH₃COONa是弱酸强碱盐，水解水解常数越大，表明水解程度越大，溶），[H⁺]=√Kh·c盐，pH=-lg[H⁺]产生OH⁻液的酸性或碱性越强水解常数与电离对于弱酸弱碱盐（如CH₃COONH₄常数之间存在密切关系），需要比较Ka与Kb的大小，再进行计Kh=Kw/Ka=10⁻¹⁴/
1.8×10⁻⁵=算
5.56×10⁻¹⁰[OH⁻]=√Kh·c=√
5.56×10⁻¹⁰×
0.1=
7.46×10⁻⁶mol/LpOH=-lg
7.46×10⁻⁶=
5.13，pH=14-
5.13=
8.87影响盐类水解的因素温度盐类水解是吸热反应，温度升高使平衡向吸热方向移动，水解程度增大例如，将NH₄Cl溶液加热，溶液的酸性增强；将Na₂CO₃溶液加热，溶液的碱性增强这一特性常用于实验室制备弱电解质，如加热NH₄Cl溶液制备NH₃浓度随着盐浓度的降低，水解程度增大，但水解产物的浓度降低对于弱酸盐，cOH⁻=√Kh·c盐；对于弱碱盐，cH⁺=√Kh·c盐由于cOH⁻或cH⁺与√c盐成正比，盐浓度减小时，cOH⁻或cH⁺也减小，pH值变化较小共同离子效应向盐溶液中加入与其水解产物有共同离子的强电解质，会抑制盐的水解例如，向CH₃COONa溶液中加入NaOH，OH⁻浓度增大，根据勒夏特列原理，水解平衡向逆方向移动，水解程度减小这一效应在分析化学中有重要应用第五部分缓冲溶液缓冲原理理解缓冲溶液抵抗pH变化的机制缓冲系统掌握常见缓冲系统的组成与特点计算pH学会缓冲溶液pH的计算方法及应用缓冲容量了解影响缓冲容量的因素及其意义缓冲溶液是一类能抵抗pH变化的特殊溶液，在生物体内和化学实验中有广泛应用本部分将详细介绍缓冲溶液的原理、组成以及pH计算方法，帮助同学们理解缓冲溶液的特性，掌握相关计算技能，为解决高考中的缓冲溶液问题做好准备缓冲溶液的概念定义与组成缓冲原理缓冲溶液是指加入少量强酸或强碱缓冲溶液抵抗pH变化的原理是当时，pH值变化不大的溶液常见的加入强酸时，共轭碱与H⁺反应，缓冲溶液由弱酸和其共轭碱（如转化为弱酸；当加入强碱时，弱酸CH₃COOH/CH₃COONa）或弱与OH⁻反应，转化为共轭碱这样碱和其共轭酸（如，溶液中的H⁺或OH⁻浓度变化不NH₃·H₂O/NH₄Cl）组成缓冲大，pH值基本保持不变缓冲作用溶液中弱电解质和其共轭盐的浓度有一定限度，超过缓冲容量会失效比决定了溶液的pH值常见缓冲系统常见的缓冲系统包括乙酸-乙酸钠系统（pH≈4-6）、碳酸氢钠-碳酸钠系统（pH≈9-11）、磷酸二氢钾-磷酸氢二钾系统（pH≈6-8）以及氨水-氯化铵系统（pH≈8-10）人体内也存在多种缓冲系统，如碳酸氢盐-碳酸系统和磷酸盐系统缓冲溶液的计算pH1Henderson-Hasselbalch方程Henderson-Hasselbalch方程是计算缓冲溶液pH的基本方程对于弱酸型缓冲溶液，pH=pKa+lg[盐]/[酸]；对于弱碱型缓冲溶液，pH=14-pKb-lg[盐]/[碱]其中，pKa=-lgKa，pKb=-lgKb这一方程揭示了缓冲溶液pH与组分浓度比的关系计算步骤2计算缓冲溶液pH的基本步骤
1.确定缓冲系统类型（弱酸型或弱碱型）；
2.计算各组分的浓度；
3.应用Henderson-Hasselbalch方程计算pH若加入强酸或强碱，需先计算反应后各组分的浓度变化，再代入公式计算新的pH值典型例题3例一缓冲溶液中含
0.1mol/L CH₃COOH和
0.2mol/L CH₃COONa，其pH值为多少？（Ka=
1.8×10⁻⁵）解缓冲系统为弱酸型，pH=pKa+lg[盐]/[酸]pKa=-lg
1.8×10⁻⁵=
4.74pH=
4.74+lg
0.2/
0.1=
4.74+lg2=
4.74+
0.30=
5.04缓冲容量定义与影响因素计算方法12缓冲容量是指缓冲溶液抵抗pH变缓冲容量β可以通过理论计算或化的能力，通常定义为使1L缓冲实验测定理论上，β=溶液pH值改变1个单位所需的强
2.303·c·Ka·[H⁺]/[H⁺]+Ka²酸或强碱的物质的量（mol），其中c为组分总浓度当[盐]/[缓冲容量受组分浓度、组分浓度酸]=1（即pH=pKa）时，缓冲比以及弱电解质电离常数的影响容量达到最大值，此时β=组分总浓度越高，缓冲容量越
0.576·c这一特性在设计缓冲溶大液时很重要应用实例3例如，在配制pH=
4.74的醋酸-醋酸钠缓冲溶液时，如果希望得到最大的缓冲容量，应当使[CH₃COONa]/[CH₃COOH]=1，即两者的浓度相等在血液检测、酶催化反应等实验中，常需要配制特定pH和缓冲容量的缓冲溶液，以维持反应环境的稳定缓冲溶液的应用生物体内的缓冲系统工业生产中的应用实验室应用人体血液中存在多种缓冲系统，如碳酸氢在食品工业中，缓冲溶液用于控制发酵过在实验室中，缓冲溶液广泛应用于分析化盐-碳酸缓冲系统（H₂CO₃/HCO₃⁻）程的pH值，影响产品的风味和质量在制学、生物化学和物理化学实验例如，在、磷酸盐缓冲系统（药工业中，缓冲溶液用于药物的制备和保酶活性测定、色谱分析、电泳实验、pH计H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻）以及蛋白质缓冲存，保证药效和稳定性在染料生产中，校准等过程中，都需要使用特定pH的缓冲系统这些系统共同维持血液pH值在染色过程的pH值对染色效果有重要影响，溶液理解缓冲溶液的原理和应用对于化
7.35-
7.45的狭窄范围内，是人体内环境稳需要使用缓冲溶液进行精确控制学实验很重要态的重要保证第六部分沉淀溶解平衡-沉淀溶解平衡溶度积-1理解沉淀-溶解的动态平衡过程掌握溶度积常数的概念及应用2影响因素沉淀条件43分析影响沉淀-溶解平衡的各种因素学会判断沉淀生成和溶解的条件沉淀-溶解平衡是化学平衡的一种重要类型，在分析化学和工业生产中有广泛应用本部分将详细介绍溶度积常数的概念、沉淀生成和溶解的条件，以及各种影响因素，帮助同学们掌握相关计算方法，提高解决沉淀溶解平衡问题的能力沉淀溶解平衡的概念-定义与特征溶度积常数溶度与溶度积的关系Ksp沉淀-溶解平衡是指难溶电解质在溶液中溶度积常数Ksp是表示难溶电解质溶解平溶度s是指难溶电解质在一定温度下饱和的固体与其电离出的离子之间达到的动衡的平衡常数对于难溶电解质AmBn，溶液中的浓度对于AmBn，若完全电离态平衡在饱和溶液中，沉淀的溶解速其溶度积常数Ksp=[A]ᵐ[B]ⁿKsp值只，则s=[A]/m=[B]/n根据溶度与溶度率与离子结晶的速率相等，宏观上表现与温度有关，与溶液中是否有沉淀无关积的关系，可以得出Ksp=mᵐ为沉淀量和溶液浓度不变这种平衡是Ksp越大，表明电解质的溶解度越大；nⁿs^m+n通过这一关系，可以利用可逆的，受多种因素影响Ksp越小，溶解度越小Ksp计算溶度，或根据溶度计算Ksp难溶电解质的溶解平衡1溶解平衡方程2Ksp的计算难溶电解质的溶解平衡可以用化学Ksp可以通过实验测定或根据溶度方程式表示例如，对于氯化银计算例如，25℃时AgCl的溶度AgCls⇌Ag⁺aq+Cl⁻aq；为
1.3×10⁻⁵mol/L，则Ksp=对于碳酸钙CaCO₃s⇌[Ag⁺][Cl⁻]=s²=
1.3×10⁻⁵²=Ca²⁺aq+CO₃²⁻aq这些
1.7×10⁻¹⁰对于CaOH₂，溶解平衡方程式表明，溶解是一个动态平衡为CaOH₂s⇌的过程，固体不断溶解，离子不断Ca²⁺aq+2OH⁻aq，Ksp=结晶[Ca²⁺][OH⁻]²=s·2s²=4s³3影响因素难溶电解质的溶解平衡受多种因素影响温度（大多数沉淀的溶解是吸热过程，温度升高溶解度增大）；同离子效应（加入与沉淀中离子相同的离子，溶解度减小）；pH（对于含有碱性阴离子或酸性阳离子的沉淀，pH对溶解度有影响）；络合作用（形成配合物可增大溶解度）沉淀的生成与溶解判断沉淀生成的条件沉淀的溶解分步沉淀当离子积[A]ᵐ[B]ⁿKsp时，溶液为过沉淀的溶解可以通过以下方法实现加分步沉淀是指通过控制pH值或加入沉淀饱和状态，会形成沉淀；当离子积[A]ᵐ入能与沉淀中离子反应的物质（如加酸剂的量，使不同的离子在不同条件下依[B]ⁿ=Ksp时，溶液为饱和状态，沉淀溶解碳酸盐沉淀）；加入能与沉淀中离次沉淀，从而实现分离的方法这种方与溶液处于平衡；当离子积[A]ᵐ[B]ⁿ子形成配合物的物质（如加NH₃溶解法基于不同难溶电解质的溶度积不同Ksp时，溶液为不饱和状态，不会形成AgCl沉淀）；加热（对于溶解吸热的沉例如，通过控制pH值可以实现Fe³⁺、沉淀通过比较离子积与溶度积可以判淀）这些方法在分析化学和化工生产Al³⁺和Ca²⁺的分步沉淀分步沉淀在断沉淀是否生成中有重要应用分析化学中应用广泛同离子效应与盐效应定义与原理同离子效应是指向难溶电解质的饱和溶液中加入含有与该电解质共同离子的可溶性电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象根据勒夏特列原理，增加共同离子的浓度，平衡向沉淀生成的方向移动，导致溶解度减小盐效应是指加入与沉淀无共同离子的强电解质，通常使难溶电解质的溶解度增大对溶解度的影响对于难溶电解质AgCl，加入含Ag⁺或Cl⁻的可溶性盐，会使AgCl的溶解度降低例如，在AgCl饱和溶液中加入AgNO₃，增加了Ag⁺浓度，导致AgCl溶解度减小计算时，需考虑共同离子的浓度，不能直接用Ksp=s²计算盐效应主要是由于强电解质增加了溶液的离子强度，影响活度系数应用实例同离子效应在分析化学中有重要应用，如提高沉淀完全性、控制沉淀形态、减少沉淀的胶体性等例如，在重铬酸钾法测定铁时，加入过量的铬酸根，利用同离子效应使PbCrO₄完全沉淀在工业生产中，利用同离子效应可以提高产品纯度和收率，如在制碱工业中的应用第七部分酸碱滴定滴定原理1掌握酸碱滴定的基本原理和应用滴定曲线2理解不同类型酸碱滴定的曲线特征指示剂3学习指示剂的选择原则和应用滴定计算4掌握酸碱滴定中的各种计算方法酸碱滴定是一种重要的分析方法，广泛应用于实验室和工业生产中本部分将详细介绍酸碱滴定的原理、滴定曲线的特征、指示剂的选择以及相关计算方法，帮助同学们掌握酸碱滴定的理论和技能，提高解决实际问题的能力酸碱滴定原理中和反应滴定曲线等当量点与终点酸碱滴定是基于酸碱中和反应的一种容滴定曲线是表示滴定过程中pH值随滴定等当量点是指滴加的滴定剂与被测物质量分析方法中和反应的本质是H⁺与剂体积变化的图线不同类型的酸碱滴恰好反应完全的点，在理论上，此时nOH⁻结合生成H₂O H⁺+OH⁻=定（强酸-强碱、强酸-弱碱、弱酸-强碱酸=n碱终点是指指示剂变色，表明H₂O在滴定过程中，随着滴定剂的不、弱酸-弱碱）有不同的滴定曲线特征滴定结束的点理想情况下，终点应与断加入，溶液中的pH值不断变化，直到滴定曲线上最陡峭的部分对应于等当量等当量点尽可能接近，以减小滴定误差达到等当量点，此时所加入的滴定剂的点附近，这也是选择指示剂的依据不同类型的酸碱滴定，等当量点的pH物质的量等于被测物质的物质的量值不同，需要选择合适的指示剂指示剂的选择指示剂是一类能随pH变化而变色的弱酸或弱碱常用的指示剂包括酚酞（变色范围
8.2-
10.0，无色到红色）、甲基橙（变色范围
3.1-
4.4，红色到黄色）、甲基红（变色范围
4.2-
6.2，红色到黄色）、溴麝香草酚蓝（变色范围
6.0-
7.6，黄色到蓝色）等指示剂的选择原则是变色范围应包含滴定的等当量点pH值对于强酸-强碱滴定（等当量点pH=7），可选用溴麝香草酚蓝；对于强酸-弱碱滴定（等当量点pH7），可选用甲基橙；对于弱酸-强碱滴定（等当量点pH7），可选用酚酞正确选择指示剂是减小滴定误差的关键强酸强碱滴定滴定体积mL pH值强酸强碱滴定是最基本的酸碱滴定类型其滴定曲线特征是等当量点处pH=7，曲线在等当量点附近变化最陡峭，形成明显的拐点滴定前期和末期，pH值变化缓慢；接近等当量点时，pH值变化迅速这种滴定可选用多种指示剂，如酚酞、甲基红或溴麝香草酚蓝pH计算设滴加V₁体积、c₁浓度的NaOH溶液到V₀体积、c₀浓度的HCl溶液中当V₁V当量时，过量的NaOH浓度为[OH⁻]=V₁·c₁-V₀·c₀/V₀+V₁，pH=14+lg[OH⁻]弱酸（碱）滴定滴定体积mL弱酸滴定pH弱碱滴定pH弱酸-强碱滴定滴定曲线的特征是等当量点pH7，曲线在等当量点附近的变化较强酸-强碱滴定缓和在滴定前半段存在缓冲区，pH变化缓慢等当量点处，pH=7+1/2pKa这种滴定通常选用酚酞作为指示剂强酸-弱碱滴定滴定曲线的特征是等当量点pH7，曲线在等当量点附近的变化较强酸-强碱滴定缓和在滴定后半段存在缓冲区，pH变化缓慢等当量点处，pH=7-1/2pKb这种滴定通常选用甲基橙作为指示剂弱酸-弱碱滴定滴定曲线在等当量点附近变化很小，不适合用指示剂法滴定等当量点的pH值取决于酸碱的相对强弱，若KaKb，则pH7；若KaKb，则pH7；若Ka=Kb，则pH=7第八部分配位平衡配合物基础了解配合物的结构、命名及特点配位平衡掌握配位平衡常数及其应用影响因素分析影响配合物稳定性的因素应用实例学习配位平衡在分析化学中的应用配位平衡是研究配合物形成和解离的平衡理论，在分析化学和无机化学中有重要应用本部分将详细介绍配合物的基本概念、配位平衡常数以及配合物的稳定性，帮助同学们理解配位化学的基本原理，掌握相关计算方法，为解决高考中的配位平衡问题做好准备配合物的基本概念1定义与组成2配位数配合物是由中心原子（通常是金属配位数是指与中心原子直接结合的离子）和配位体（能提供电子对的配位体上的原子数常见的配位数原子、离子或分子）通过配位键结有
2、
4、6等例如，合而成的化合物配合物具有一定[CuNH₃₄]²⁺的配位数为4，的空间构型，可能带电也可能不带[FeCN₆]³⁻的配位数为6配电配合物的结构可以用配位式表位数与中心原子的电子构型、配位示，如[CuNH₃₄]²⁺、体的性质以及立体效应有关，决定[FeCN₆]³⁻等了配合物的空间构型3常见配合物常见的配合物包括氨配合物（如[CuNH₃₄]²⁺、[AgNH₃₂]⁺）、氰配合物（如[FeCN₆]³⁻、[AgCN₂]⁻）、卤配合物（如[AlF₆]³⁻、[PtCl₄]²⁻）、水配合物（如[AlH₂O₆]³⁺、[FeH₂O₆]²⁺）以及EDTA配合物（如[CaEDTA]²⁻）等理解这些配合物的性质对于分析化学很重要配位平衡平衡常数影响因素计算方法配位平衡是配体与中心配位平衡受多种因素影配位平衡的计算主要包离子之间形成配合物的响温度（对于放热的括已知平衡常数和总可逆过程以配位反应，温度升高使浓度，计算各形态的浓[CuNH₃₄]²⁺的形平衡向逆方向移动）；度；已知各形态的浓度成为例Cu²⁺+浓度（增加配体浓度，，计算平衡常数；计算4NH₃⇌平衡向配合物形成方向配合物形成的条件（如[CuNH₃₄]²⁺，其移动）；pH值（对于pH值、配体浓度等）平衡常数K=含质子的配体，如这些计算通常需要建[[CuNH₃₄]²⁺]/[NH₃，pH值影响其与立物料平衡方程和电荷Cu²⁺][NH₃]⁴实际中心离子的配位能力）平衡方程，结合平衡常上，配合物的形成通常；共存离子（可能与配数进行求解是逐步进行的，每一步体或中心离子竞争）等都有对应的逐步配位常数配合物的稳定性稳定常数影响配合物稳定性的因素稳定常数是表示配合物稳定性的量化影响配合物稳定性的主要因素包括指标，通常用β表示β值越大，表明中心离子的性质（电荷、半径、电子配合物越稳定例如，构型）；配位体的性质（给电子能力[CuNH₃₄]²⁺的总稳定常数β₄=、立体结构）；螯合效应（多齿配体
1.0×10¹³，表明这个配合物相当稳定形成的配合物通常比单齿配体形成的逐步稳定常数K₁、K₂、...通常随配合物更稳定）；溶剂效应；离子大着配位数的增加而减小，这是由于静小的匹配程度等了解这些因素有助电作用和空间位阻的影响于预测配合物的稳定性应用实例配合物稳定性的研究在多个领域有重要应用在分析化学中，用于设计分离和测定方法；在环境化学中，研究重金属的迁移和转化；在生物化学中，理解金属酶的作用机制；在医药领域，设计螯合治疗药物等例如，EDTA能与多种金属离子形成稳定的配合物，广泛用于滴定分析配位平衡在分析化学中的应用掩蔽作用萃取分离掩蔽作用是指通过加入某种物质（掩蔽剂），使溶液中的某种离子失去正常反应性许多金属离子能与有机试剂形成疏水性配合物，可以被有机溶剂萃取，实现从水相的现象这种作用通常基于配位反应，形成稳定的配合物例如，加入F⁻可以掩蔽的分离例如，Fe³⁺可以与8-羟基喹啉形成配合物被氯仿萃取，Cu²⁺可以与二乙Al³⁺，加入CN⁻可以掩蔽Ag⁺掩蔽作用在选择性分析和干扰消除中有重要应用基二硫代氨基甲酸钠形成配合物被四氯化碳萃取萃取分离技术在环境分析、矿石，能够提高分析的准确性和灵敏度分析等领域有广泛应用123显色反应许多金属离子与特定配体形成的配合物具有特征色，这为比色分析提供了基础例如，Fe³⁺与SCN⁻形成红色的[FeSCN]²⁺，Cu²⁺与NH₃形成蓝色的[CuNH₃₄]²⁺，Ni²⁺与二甲基乙二胺形成红色配合物通过测量配合物的吸光度，可以定量测定金属离子的含量第九部分氧化还原平衡氧化还原基础电极电势1巩固氧化还原反应的基本概念掌握电极电势及其应用2电解池原电池43学习电解原理及应用理解原电池工作原理及电动势计算氧化还原平衡是研究电化学反应的重要内容，涉及电极电势、电池工作原理等方面本部分将系统介绍氧化还原反应的基础知识、电极电势的概念以及原电池和电解池的原理，帮助同学们建立电化学的思维方式，掌握相关计算方法，为解决高考中的电化学问题做好准备氧化还原反应基础1氧化数概念2氧化还原方程式配平氧化数是表示原子在化合物中氧化配平氧化还原方程式的常用方法有程度的一个量度，用正负数表示两种氧化数法和离子电子法氧确定氧化数的基本规则单质的氧化数法适用于简单的反应，基于氧化数为0；自由离子的氧化数等于其化剂得电子数等于还原剂失电子数电荷数；氧元素的氧化数通常为-2的原理离子电子法（半反应法）；氢元素的氧化数通常为+1；金属将反应拆分为氧化半反应和还原半元素的氧化数通常为正值氧化数反应，分别配平后相加，适用于复的变化反映了氧化还原反应的本质杂的反应正确配平氧化还原方程式是解决问题的基础3常见氧化还原反应类型常见的氧化还原反应类型包括金属与非金属的反应（如铁与氯气）；金属与盐溶液的反应（金属活动性顺序）；非金属间的反应（如碳还原氧化铁）；氧化剂与还原剂的反应（如高锰酸钾与亚铁盐）；自身氧化还原反应（歧化反应，如过氧化氢的分解）理解这些反应类型对于预测反应方向很重要原电池工作原理电极电势方程Nernst原电池是将化学能转化为电能的装置，电极电势是表示电极得失电子能力的物Nernst方程描述了电极电势与离子浓度由两个半电池组成在原电池中，氧化理量，用E表示，单位为伏特V标准的关系E=E°+RT/nFln[氧化型]/[还反应在负极发生，还原反应在正极发生电极电势E°是指在标准状态下（25℃，原型]在25℃时，可简化为E=E°+，电子从负极经外电路流向正极，形成1mol/L，
101.3kPa）测得的电极电势
0.059/nlg[氧化型]/[还原型]Nernst电流例如，在锌铜原电池中，锌作为电极电势数值越大，表明电极越容易得方程表明，增加氧化型物质的浓度或减负极被氧化，铜作为正极被还原，电子电子（还原）；数值越小，表明电极越少还原型物质的浓度，电极电势增大；从锌极流向铜极了解原电池的工作原容易失电子（氧化）电极电势表是预反之，电极电势减小这一方程是计算理对于理解电化学反应至关重要测氧化还原反应方向的重要工具非标准状态下电极电势的基础电解池原理与应用电解池是将电能转化为化学能的装置，通过外加电源强制电流按特定方向流动，使非自发的氧化还原反应发生在电解池中，与原电池相反，氧化反应在正极（阳极）发生，还原反应在负极（阴极）发生电解在工业生产（如电解制备金属、非金属）和实验室制备（如制备气体）中有广泛应用电解产物的判断电解产物的判断基于两个原则
①还原电势较大的离子（或分子）优先在阴极被还原；
②氧化电势较大的离子（或分子）优先在阳极被氧化例如，在电解NaCl溶液时，阴极得电子反应2H₂O+2e⁻=H₂↑+2OH⁻；阳极失电子反应2Cl⁻-2e⁻=Cl₂↑产物的种类与电解质的性质、电极材料和电解条件有关法拉第定律法拉第定律是电解定量关系的基本定律，包括两个定律
①电解产生的物质的量与通过溶液的电量成正比；
②电解产生等物质的量的不同物质所需的电量相等用公式表示m=M·Q/n·F，其中m为产物质量，M为摩尔质量，Q为电量，n为转移电子数，F为法拉第常数这一定律是电解计算的基础氧化还原滴定原理与应用常用氧化还原滴定方法指示剂的选择氧化还原滴定是基于氧化还原反应的一种容常用的氧化还原滴定方法包括高锰酸钾法氧化还原滴定中的终点判断可以通过以下方量分析方法其基本原理是将浓度已知的（用于Fe²⁺、C₂O₄²⁻等的测定）；二式
①滴定剂本身的颜色变化（如高锰酸钾氧化剂或还原剂溶液（标准溶液）滴入待测氯酸钾法（用于Fe²⁺的测定）；碘量法（由紫色变为无色）；
②加入氧化还原指示剂溶液中，当反应恰好完全时（等当量点），用于Cu²⁺、氧化性物质的测定）；硫代硫（如邻菲罗啉铁，在一定电势范围内变色）根据标准溶液的用量计算被测物质的含量酸钠法（用于I₂的测定）；铈量法（用于；
③使用电位计（测量溶液的电势变化）氧化还原滴定广泛应用于铁、铜等金属离子Fe²⁺、U⁴⁺等的测定）不同的方法适用正确选择指示方法对于准确判断终点至关重的测定以及有机物的分析于不同的分析对象，选择合适的方法是获得要，影响分析结果的准确性准确结果的关键第十部分综合应用多重平衡1掌握处理多种平衡共存的方法图像分析2学会对各类平衡图像进行分析和应用实验设计3培养设计和分析化学实验的能力计算综合4提高解决复杂计算题的能力综合应用是对前面所学知识的整合和提升，也是高考中的重点和难点本部分将重点讲解多重平衡、图像分析、实验设计以及复杂计算题的解题策略，帮助同学们提高分析和解决问题的能力，应对高考中的综合性题目多重平衡概念与特点典型例题解题策略多重平衡是指在同一溶液中同时存在多种化学平衡的例计算
0.1mol/L NH₄F溶液的pH值（KaHF=解决多重平衡问题的一般策略包括
①识别系统中存情况，如酸碱平衡与沉淀平衡、酸碱平衡与配位平衡
6.8×10⁻⁴，KbNH₃=
1.8×10⁻⁵）在的各种平衡；
②根据问题要求确定需要求解的未知等共存多重平衡的特点是各平衡之间相互影响，一量；
③建立物料平衡方程、电荷平衡方程和各平衡常解NH₄F溶液中存在NH₄⁺的水解（NH₄⁺+个平衡的移动可能引起其他平衡的变化解决多重平数表达式；
④根据具体情况进行合理简化；
⑤求解方H₂O⇌NH₃+H₃O⁺）和F⁻的水解（F⁻+衡问题需要综合考虑各平衡之间的关系，建立完整的程组得到未知量；
⑥检验结果的合理性多重平衡题H₂O⇌HF+OH⁻）数学模型目通常较为复杂，需要综合运用多个知识点比较Ka与Kb Ka/Kb=
6.8×10⁻⁴/
1.8×10⁻⁵≈381，弱酸较弱碱强，因此溶液呈酸性设水解度为x，则[H⁺]=[NH₃]=c·x=
0.1x，[F⁻]≈
0.1，[HF]=[OH⁻]=c·y=
0.1y代入水解平衡Ka·Kb=Kw，得x·y=10⁻¹⁴/
6.8×10⁻⁴×
1.8×10⁻⁵=
8.2×10⁻⁷由电荷平衡[H⁺]+[NH₄⁺]=[OH⁻]+[F⁻]，得
0.1x+
0.11-x=
0.1y+
0.11-y，即x=y结合x·y=
8.2×10⁻⁷和x=y，得x=y=
9.1×10⁻⁴，故[H⁺]=
0.1×
9.1×10⁻⁴=
9.1×10⁻⁵，pH=
4.04离子平衡图像分析离子平衡图像是表示化学平衡中各组分浓度或其他参数变化的直观方式常见的图像类型包括滴定曲线（pH-V曲线）、溶解度曲线、分布图（描述不同形态组分随pH变化的分布）以及电位-pH图（或称Pourbaix图）等这些图像能够直观地反映平衡的变化规律，是理解和分析化学平衡的重要工具图像特征点分析对于理解平衡过程至关重要例如，滴定曲线中的拐点对应等当量点，曲线的陡峭程度反映了指示剂选择的范围；溶解度曲线的交叉点表示不同晶体形态的转变；分布图中各曲线的交叉点对应平衡常数的pK值掌握这些特征点的分析方法，有助于从图像中获取更多的化学信息实验设计题常见实验类型设计原则典型例题分析高考中的实验设计题常见类型包括物质的分实验设计应遵循以下原则
①科学性（实验设例设计实验测定醋酸溶液的浓度离和提纯（如混合物的分离）；物质的检验和计必须符合科学原理）；
②可行性（实验在实解
①取一定体积的醋酸溶液于锥形瓶中；
②鉴别（如离子的检验）；反应条件的探究（如际条件下可以实现）；
③安全性（避免使用危加入2-3滴酚酞指示剂；
③用已知浓度的影响化学平衡的因素）；溶液性质的测定（如险药品或进行危险操作）；
④经济性（尽量使NaOH标准溶液滴定至溶液呈持久的淡红色；pH值、浓度的测定）；综合性实验（如探究某用常见试剂和简单装置）；
⑤系统性（实验步
④记录NaOH溶液的用量；
⑤根据种物质的性质）了解这些实验类型的基本原骤应系统、完整）；
⑥对比性（设置对照组，cNaOH·VNaOH=理和操作方法是解答实验设计题的基础便于结果分析）遵循这些原则有助于设计出cCH₃COOH·VCH₃COOH计算醋酸的浓合理的实验方案度；
⑥重复实验2-3次，取平均值这一设计利用了酸碱中和滴定原理，简单实用计算题综合训练1多步骤计算题2解题思路与方法多步骤计算题是指需要多个计算步解答复杂计算题的一般思路是
①骤才能解决的题目，如配制特定pH分析题目，明确已知条件和求解目的缓冲溶液、计算复杂体系中的离标；
②确定解题的理论基础和关键子浓度等解答此类题目需要清晰方程；
③划分解题步骤，建立完整的思路和正确的计算方法例如，的数学模型；
④根据具体情况进行计算混合后溶液的pH值可能涉及物合理简化；
⑤逐步计算，得出结果料平衡、多重平衡等多个方面，需；
⑥检验结果的合理性，注意单位要综合运用所学知识，逐步推导求换算遵循这一思路有助于系统性解地解决复杂问题3常见陷阱计算题中的常见陷阱包括
①忽略共同离子效应；
②忽略水的电离对极稀溶液pH的影响；
③错误地应用近似计算（如浓度较大时仍使用简化公式）；
④忽略多重平衡间的相互影响；
⑤单位换算错误；
⑥计算结果超出合理范围避免这些陷阱需要对基本原理有深入理解，并保持谨慎的计算态度第十一部分高考真题解析真题价值1理解高考真题的重要性及学习方法题型分布2掌握离子平衡各类题型在高考中的分布情况解题技巧3学习高考中常见题型的解题思路和方法得分策略4了解高考答题的得分点和常见失分原因高考真题是最好的复习资料，通过分析近年来的高考题，可以把握命题趋势和考查重点本部分将对近三年高考中的离子平衡相关题目进行分类和解析，提炼解题技巧和方法，帮助同学们提高解题能力和考试得分率近三年高考真题分类计算题选择题实验题图像分析题其他近三年高考中，溶液与离子平衡相关内容的题型分布如上图所示计算题占比最大，约为40%，主要考查酸碱平衡、沉淀平衡和多重平衡的计算；选择题占比约25%，主要考查基本概念和规律；实验题占比约20%，包括溶液配制、滴定和离子检验等；图像分析题占比约10%，主要是滴定曲线和溶解度曲线的分析；其他题型占比约5%从难度分析来看，近年高考题呈现出基础题稳定、中等难度题增多、难题降低难度的趋势考点变化上，传统考点如酸碱平衡、沉淀平衡仍是重点，但对多重平衡、实验设计和图像分析的考查有所增加，注重考查学生的综合分析能力和实验能力典型题目详解
（一）选择题精讲答题技巧易错点分析例题25℃时，下列溶液中NH₄⁺浓度最大的解答选择题的技巧包括上题的易错点包括是（）
1.明确考查的核心知识点（如上题考查的是电
1.忽略NH₄Cl是强电解质，完全电离A.
0.1mol/L NH₃溶液离平衡和共同离子效应）
2.误认为C中NH₄⁺浓度最大（实际上B和C基B.
0.1mol/L NH₄Cl溶液
2.运用排除法，先排除明显错误的选项本相同）C.
0.1mol/L NH₃和
0.1mol/L NH₄Cl的混合溶
3.对难以直接判断的选项，可通过简单计算或
3.对共同离子效应的影响判断错误液定性分析比较
4.忽略碱性条件下NH₃几乎不电离产生NH₄⁺D.
0.1mol/L NH₃和
0.1mol/L NaOH的混合溶液
4.注意题目中的条件限制，如温度、浓度等解答此类题目需要对电离平衡有清晰的认识，解析A中，NH₃电离产生NH₄⁺；B中，
5.检查答案的合理性，避免常见的思维陷阱注意区分不同条件下的离子浓度变化规律NH₄Cl完全电离，[NH₄⁺]=
0.1mol/L；C中，由于共同离子效应，NH₃的电离受到抑制，[NH₄⁺]≈
0.1mol/L；D中，NH₃几乎不电离，且OH⁻会抑制NH₃电离，[NH₄⁺]极小比较得B≈CAD，答案为B典型题目详解
（二）大题精讲例题25℃时，配制pH=
5.00的醋酸-醋酸钠缓冲溶液，已知KaCH₃COOH=
1.8×10⁻⁵1计算cCH₃COONa/cCH₃COOH的值；2若要配制100mL该缓冲溶液，需cCH₃COOH=
0.1mol/L，cCH₃COONa=
0.2mol/L，计算应取用质量分数为99%的固体醋酸钠CH₃COONa多少克？解析1对于醋酸-醋酸钠缓冲溶液，pH=pKa+lg[CH₃COONa]/[CH₃COOH]pKa=-lgKa=-lg
1.8×10⁻⁵=
4.74代入pH=
5.00，得
5.00=
4.74+lg[CH₃COONa]/[CH₃COOH]lg[CH₃COONa]/[CH₃COOH]=
5.00-
4.74=
0.26[CH₃COONa]/[CH₃COOH]=10^
0.26≈
1.822根据cCH₃COOH=
0.1mol/L，cCH₃COONa=
0.2mol/L，溶液体积V=100mL=
0.1L需要的CH₃COONa物质的量n=c·V=
0.2mol/L×
0.1L=
0.02molCH₃COONa的摩尔质量M=82g/mol考虑纯度99%，需要的质量m=n·M/99%=
0.02mol×82g/mol÷99%≈
1.66g解题思路此类计算题的解题思路为
1.明确题目所考查的核心知识点（如缓冲溶液的pH计算）
2.识别相关的平衡方程和常数（如醋酸的电离常数）
3.建立相应的数学模型（如Henderson-Hasselbalch方程）
4.逐步计算，注意单位换算和有效数字
5.检查计算结果的合理性得分要点此类题目的得分要点包括
1.正确写出缓冲溶液的pH计算公式（如Henderson-Hasselbalch方程）
2.pKa的计算过程和结果正确
3.正确求解cCH₃COONa/cCH₃COOH的值
4.计算固体醋酸钠质量时，考虑纯度因素
5.计算过程清晰、规范，注意单位和有效数字高考答题策略1时间分配2解题顺序3估分与舍取合理的时间分配对于高效完成高考试卷推荐的解题顺序为先易后难，先熟悉在答题过程中，要学会估分和舍取对至关重要建议的时间分配为选择题后陌生，先高分后低分具体来说，可于把握性不大的题目，可以先粗略估计（约40分钟）、填空题（约30分钟）、以先做选择题和基础填空题，然后做熟其分值和做题所需时间，进行性价比分实验与探究题（约20分钟）、计算题（悉的实验题，最后做计算题对于离子析如果时间紧迫，可以果断舍弃部分约40分钟）对于离子平衡部分，由于平衡计算题，可先做简单的酸碱平衡计难题，集中精力做好其他题目对于难计算相对复杂，应适当增加时间如遇算，再做复杂的多重平衡计算这样的度大的计算题，即使不能完全解出，也到难题，不要长时间停留，先做会做的顺序有助于保持良好的答题状态和信心应尽量写出思路和部分步骤，以获取部题目，确保得分，然后再回头思考难题分分数第十二部分复习策略与技巧重点突破题型分析针对薄弱环节，强化练习和综合应用理解熟悉各类题型，掌握解题思通过模拟训练，提高综合解路和方法题能力知识梳理查漏补缺系统梳理知识点，构建完整及时总结错题，完善知识网3知识体系络2415高效的复习是取得高考好成绩的关键本部分将介绍溶液与离子平衡的复习策略和技巧，包括知识梳理、错题分析、模拟训练等方面，帮助同学们制定科学的复习计划，提高复习效率，取得理想的成绩高效复习方法知识点梳理错题本使用模拟训练系统梳理知识点是高效复错题本是提高复习效率的模拟训练是检验学习成效习的基础建议采用思维有效工具对于溶液与离和提高应试能力的重要手导图或知识框架图的方式子平衡部分的错题，应记段可以选择近年的高考，将溶液与离子平衡的知录题目、错误原因、正确真题或模拟题，在规定时识体系化例如，可以按解法和相关知识点建议间内独立完成，然后对照照溶液基础-电解质-水将错题分类整理，如概答案进行自我评估特别的电离-酸碱平衡-盐类水念理解类、计算方法类是对于离子平衡的计算题解-缓冲溶液-沉淀溶解平、实验设计类等，定，需要通过反复训练来提衡-氧化还原平衡的顺序期复习和反思，避免重复高解题速度和准确性模进行梳理，明确各部分的犯错错题本不仅是记录拟训练还能帮助建立良好核心概念、基本原理和计错误的地方，更是深化理的考试心态，减轻考试焦算方法，建立知识点之间解的平台虑的联系考前准备与考试技巧心理调适考前复习要点良好的心理状态是考试成功的重要保考前一周应以回顾和巩固为主，不宜障考前应保持积极乐观的心态，避学习新内容重点复习常考知识点和免过度焦虑可以通过适当的体育锻解题方法，如酸碱平衡计算、盐类水炼、充足的睡眠和放松训练来缓解压解判断、缓冲溶液原理、沉淀溶解平力建立合理的期望值，相信自己的衡等浏览错题本和笔记，强化记忆能力，但也不要给自己过大压力记重要概念和公式考前一天应适当放住，紧张是正常的，适度的紧张有助松，不要熬夜复习，保证充足的睡眠于提高注意力和发挥水平，以最佳状态迎接考试考场注意事项进入考场后，首先应冷静审题，理解题意，明确要求对于计算题，要认真分析已知条件和求解目标，合理规划解题步骤书写要工整清晰，特别是化学方程式、计算公式和数据注意单位换算和有效数字，避免低级错误合理分配时间，确保每道题都有足够的思考和解答时间如遇难题，不要慌张，可先做其他题目，再回头思考。
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