专题3水溶液中的离子平衡学案考情解读：1.了解弱电解质在水溶液中存在电离平衡。
2.了解水的电离、离子积常数。
3.了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
4.了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
5.了解难溶电解质的溶解平衡。
了解溶度积的含义，能用平衡移动原理分析沉淀溶解、生成和转化过程。
水溶液中的离子平衡是化学平衡的延伸和应用，也是高考中考点分布较多的内容之一。
其中沉淀溶解平衡是新课标中新增的知识点，题型主要是选择题和填空题，其考查主要内容有：①电离平衡。
②酸、碱混合溶液酸碱性的判断及pH的简单计算。
③盐对水电离平衡的影响及盐溶液蒸干(或灼烧)后产物的判断。
④电解质溶液中离子浓度的大小比较。
⑤沉淀的溶解平衡及沉淀的转化。
从高考命题的变化趋势来看，溶液中离子浓度的大小比较及沉淀的溶解平衡和转化是主流试题。
此类题目考查的内容既与盐的水解有关，又与弱电解质的电离平衡有关。
题目不仅偏重考查粒子的浓度大小顺序，而且还侧重溶液中的各种守恒(电荷守恒、物料守恒、质子守恒)关系的考查，从而使题目具有一定的综合性、灵活性和技巧性。
重点知识梳理：一、电解质1.强、弱电解质与物质分类的关系2.强、弱电解质与化学键的关系一般电解质的键型不同，电离程度就不同，已知典型的离子化合物，如强碱(NaOH、KOH等)、大部分盐类(如NaCl、CaCl2)以及强极性共价化合物(如HCl、H2SO4)，在水分子作用下能够全部电离，我们称这种在水溶液中能够完全电离的物质为强电解质。
而含弱极性键的共价化合物如CH3COOH、NH3·H2O、H2O等，在水中仅部分电离，为弱电解质。
但是，仅从键型来区分强、弱电解质是不全面的，即使强极性共价化合物也有属于弱电解质的情况，如HF。
3.弱电解质的判断在中学化学电解质溶液这一知识点的学习中，常常需要根据一些性质对强弱电解质进行有关判断和分析，属于高考的热点。
现以弱酸为例进行分析，常见的判断方法有：（1）测定已知物质的量浓度的弱酸的pH。
如已知酸HB，物质的量浓度为0.01 mol·L－1，若为强酸，则完全电离，c(H＋)＝0.01 mol·L－1，pH＝2；若为弱酸，则部分电离，c(H＋)<0.01 mol·L－1，pH>2。
（2）取一定体积的酸HB溶液(设取1体积)，测定其pH，稀释至体积扩大100倍，再测定其pH。
若pH增大2个单位，则为强酸；若pH增大小于2个单位，则为弱酸。
二、酸碱稀释时pH的变化1．强酸、强碱的稀释在稀释时，当它们的浓度大于10－5mol·L－1时，不考虑水的电离；当它们的浓度小于10－5mol·L －1时，应考虑水的电离。
例如：(1)pH=6的HCl溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能大于7)；(2)pH=8的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH≈7(不能小于7)；(3)pH=3的HCl溶液稀释100倍，混合液pH=5；(4)pH=10的NaOH溶液稀释100倍，混合液pH=8。
2．弱酸、弱碱的稀释在稀释过程中有浓度的变化，又有电离平衡的移动，不能求得具体数值，只能确定其pH范围。
例如：(1)pH=3的CH3COOH溶液，稀释100倍，稀释后3<pH<5；(2)pH=10的NH3·H2O溶液，稀释100倍，稀释后8<pH<10；(3)pH=3的酸溶液，稀释100倍，稀释后3<pH≤5；(4)pH=10的碱溶液，稀释100倍，稀释后8≤pH<10。
3．对于pH相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)溶液稀释相同的倍数，强酸(或强碱)溶液的pH变化幅度大。
这是因为强酸(或强碱)已完全电离，随着加水稀释，溶液中H＋(或OH－)数(除水电离的以外)不会增多，而弱酸(或弱碱)随着加水稀释，电离程度增大，H＋(或OH－)数会增多。
4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。
三、关于pH值的计算1．单一溶液pH的计算强酸溶液(H n A)，其物质的量浓度为c mol/L，则：c(H＋)＝nc mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc；强碱溶液[B(OH)n]，其物质的量浓度为c mol/L，则c(OH－)＝nc mol/L，c(H＋)＝mol/L，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg nc。
2．强酸、强碱混合液的pH计算(1)强酸与强酸混合求pH①非等体积混合c(H＋)＝，然后再求pH。
②等体积混合可近似计算pH＝pH小＋0.3(2)强碱与强碱混合求pH①非等体积混合先计算：c(OH－)＝，再求c(H＋)＝，最后求pH。
②等体积混合，可近似计算pH＝pH大－0.3。
(3)强酸与强碱混合①恰好完全反应，溶液呈中性，pH＝7。
②酸过量：先求c(H＋)余＝，再求pH。
③碱过量：先求c(OH－)余＝，再求c(H＋)＝，然后求pH。
四、酸碱中和滴定及误差分析（一）如何选择指示剂？1、选择指示剂时，一般要求变色明显（所以一般不选用石蕊），指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要吻合。
①在酸碱中和滴定的实验中，不用石蕊作指示剂，主要原因是：石蕊的“红色→紫色”、“紫色→蓝色”的颜色变化不够明显，不利于及时、准确地作出酸碱是否恰好完全中和的判断。
②强酸强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液显中性，可选择酚酞或甲基橙作指示剂。
③强酸弱碱相互滴定时，由于生成强酸弱碱盐使溶液显酸性，所以应选择甲基橙作指示剂。
④强碱弱酸相互滴定时，由于生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，而应选用酚酞作指示剂。
2、滴定终点的现象：酚酞：酸滴定碱——颜色由红刚好褪色；碱滴定酸——颜色由无色到浅红色。
甲基橙：酸滴定碱——颜色由黄色到橙色；碱滴定酸——颜色由红色到橙色。
●说明：①根据指示剂的变色判断出的滴定终点，并不是酸和碱完全反应的等当点，但没有一种指示剂的变色恰好是酸碱完全中和之点，因此把滴定终点看作等当点。
②指示剂用量常用2—3滴，因指示剂本身也是弱酸或弱碱。
若用量过多，会使滴定时酸或碱的消耗量增加。
（二）滴定误差分析1．原理c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测)，所以c(待测)＝，因c(标准)已确定，因此只要分析出不正确操作引起V(标准)与V(待测)的变化，即分析出结果。
2．引起误差的原因中和滴定实验中，产生误差的途径主要有操作不当、读数不准等，分析误差要根据计算式分析，c(待测)＝，当用标准酸溶液滴定待测碱溶液时，c(标准)、V(待测)均为定值，c(待测)的大小取决于V(标准)的大小。
下列为不正确操作导致的实验结果偏差：(1)仪器洗涤①酸式滴定管水洗后，未润洗(偏高)；②酸式滴定管水洗后，误用待测液润洗(偏高)；③碱式滴定管水洗后，未润洗(偏低)；④锥形瓶水洗后，用待测液润洗(偏高)。
(2)量器读数①滴定前俯视酸式滴定管，滴定后平视(偏高)；②滴定前仰视酸式滴定管，滴定后俯视(偏低)如图所示；③滴定完毕后，立即读数，半分钟后颜色又褪去(偏低)。
(3)操作不当①滴定前酸式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定结束后气泡消失(偏高)；②滴定过程中，振荡锥形瓶时，不小心将溶液溅出(偏低)；③滴定过程中，锥形瓶内加少量蒸馏水(无影响)。
(4)自指示剂选择欠佳带误差:①强酸滴定弱碱指示剂选酚酞析:恰好反应溶液显酸性，若选酚酞滴定终点显碱性，故标准液强酸加的量偏少，所得结果偏低②强碱滴定弱酸指示剂选甲基橙析:恰好反应溶液显碱性，若选甲基橙滴定终点显酸性，故标准液加的量偏少，所得结果偏(5)自滴定终点判断准带误差:①强酸滴定弱碱甲基橙由黄色变红色停止滴定………… 偏高②强碱滴定弱酸酚酞由无色变粉红色半钟变色…………偏低(6)自操作带误差:①滴定终点盛标准液滴定管尖嘴外挂液滴标准液液珠未滴落析:读标准液体积=实际消耗标准液体积 + 尖嘴外挂滴标准液液珠体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高②滴标准溶液附锥形瓶内壁上，未用蒸馏水冲下析:读标准液体积=实际消耗标准液体积 + 锥形瓶内壁附着液珠体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高③滴定标准液溅出锥形瓶外或滴定管漏液析:读标准液体积=实际消耗标准液体积 + 溅出液珠体积或漏出液体的体积，读标准液体积偏大，故所得结果偏高④到达滴定终点立即读数析:读标准液体积=实际消耗标准液体积 + 滴定管内壁附着标准液体积（内壁附着的标准液没有完全流下），读标准液体积偏大，故所得结果偏高⑤待测液溅在锥形瓶液面以上的内壁上或摇匀时待测液溅出锥形瓶以外析:实际参与反应的待测液减少，故所用的标准液偏少，所得结果偏低⑥临近终点用洗瓶蒸馏水洗滴定管尖嘴口半滴标准液于锥形瓶中，无影响(7)自用含杂质品配制标准液带误差:a.用已知浓度标准酸液滴定未知浓度碱液(含杂质)①若配制碱液时所用碱含有中和酸能力更强的杂质，滴定时必然消耗更多的标准酸液，所测结果必偏高②若所用碱中含中和酸能力弱物质，必然消耗较少的标准酸液，所测结果必然偏低b.用已知浓度的标准碱液滴定未知浓度的酸液，若配标准碱液中含中和酸能力更强杂质，滴定时必然消耗较少碱液，所测结果偏低，反之则偏高。
例如：配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸钠。
(偏高) ；配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有碳酸氢钠。
(偏高)；配制标准NaOH滴定盐酸时，NaOH中如混有KOH。
(偏高)3．常见误差分析以标准酸溶液滴定未知浓度的碱(酚酞作指示剂)为例，常见的因操作不正确而引起的误差有：取液放出碱液的滴定管开始有气泡，放出液体后气泡消失变小偏低滴定酸式滴定管滴定前有气泡，滴定终点时气泡消失变大偏高振荡锥形瓶时部分液体溅出变小偏低部分酸液滴出锥形瓶外变大偏高读数滴定前读数正确，滴定后俯视读数(或前仰后俯) 变小偏低滴定前读数正确，滴定后仰视读数(或前俯后仰) 变大偏高减小误差的三点做法：为了减小误差，除了按照上面的操作正确操作以外，还要注意以下三点：1、半分钟：振荡半分钟内颜色不复原，即为滴定终点;2、1～2分钟：滴定停止后，必须等待1～2分钟，让附着在滴定管内壁的溶液流下后，再进行读数;3、重做一次：同一实验，要做两至三次，两次滴定所用标准溶液的体积相差不能超过0•02ml，再取平均值。
五、盐类水解离子方程式的书写1.水和弱电解质应写成分子式，不能写成相应的离子。
2．水解反应是可逆过程，因此要用“”符号，不能用“＝”。
通常情况下，中和反应是趋于完成的反应，所以盐的水解程度很小，产物的量很少，因此方程式中不标“↑”“↓”符号，也不把易分解的生成物(如NH 3·H2O、H2CO3等)写成其分解产物的形式。