一、體系構(gòu)建

二、弱電解質(zhì)的電離平衡
1.弱電解質(zhì)
(1)概念

(2)與化合物類型的關(guān)系
強(qiáng)電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些共價(jià)化合物，弱電解質(zhì)主要是某些共價(jià)化合物。
2.弱電解質(zhì)的電離概念
(1)電離平衡的建立
在一定條件下(如溫度、壓強(qiáng)等)，當(dāng)弱電解質(zhì)電離產(chǎn)生離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到了平衡。
(2)電離平衡的建立與特征

①開(kāi)始時(shí)，v(電離)最大，而v(結(jié)合)為0。
②平衡的建立過(guò)程中，v(電離)＞v(結(jié)合)。
③當(dāng)v(電離)＝v(結(jié)合)時(shí)，電離過(guò)程達(dá)到平衡狀態(tài)。
3.外因?qū)﹄婋x平衡的影響
(1)濃度：在一定溫度下，同一弱電解質(zhì)溶液，濃度越小，越易電離。
(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。
(3)同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的方向移動(dòng)。
(4)化學(xué)反應(yīng)：加入能與弱電解質(zhì)電離出的離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，可使電離平衡向電離方向移動(dòng)。如：
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液為例，填寫(xiě)外界條件對(duì)CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影響。
改變條件
平衡移動(dòng)方向
n(H＋)
c(H＋)
導(dǎo)電能力
Ka
加水稀釋
向右
增大
減小
減弱
不變
加入少量冰醋酸
向右
增大
增大
增強(qiáng)
不變
通入HCl(g)
向左
增大
增大
增強(qiáng)
不變
加NaOH(s)
向右
減小
減小
增強(qiáng)
不變
加CH3COONa(s)
向左
減小
減小
增強(qiáng)
不變
加入鎂粉
向右
減小
減小
增強(qiáng)
不變
升高溫度
向右
增大
增大
增強(qiáng)
增大
三、電離平衡常數(shù)
1.表達(dá)式
(1)一元弱酸HA的電離常數(shù)：根據(jù)HAH＋＋A－，可表示為Ka＝。
(2)一元弱堿BOH的電離常數(shù)：根據(jù)BOHB＋＋OH－，可表示為Kb＝。
2.特點(diǎn)
(1)電離平衡常數(shù)與溫度有關(guān)，與濃度無(wú)關(guān)，升高溫度，K值增大。
(2)電離平衡常數(shù)反映弱電解質(zhì)的相對(duì)強(qiáng)弱，K越大，表示弱電解質(zhì)越易電離，酸性或堿性越強(qiáng)。
例如，在25 ℃時(shí)，K(HNO2)＝4.6×10－4，K(CH3COOH)＝1.8×10－5，因而HNO2的酸性比CH3COOH強(qiáng)。
(3)多元弱酸的各級(jí)電離常數(shù)的大小關(guān)系是K1?K2?K3……，故其酸性取決于第一步電離。
3.電離度
(1)概念
在一定條件下的弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原電解質(zhì)總數(shù)的百分比。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示為α＝×100%
(3)影響因素
①相同溫度下，同一弱電解質(zhì)，濃度越大，其電離度(α)越小。
②相同濃度下，同一弱電解質(zhì)，溫度越高，其電離度(α)越大。
四、強(qiáng)酸(堿)與弱酸(堿)的比較
1.一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)的比較
(1)相同物質(zhì)的量濃度、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項(xiàng)目
酸
c(H＋)
pH
中和堿的能力
與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量
開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
大
小
相同
相同
大
醋酸溶液
小
大
小
(2)相同pH、相同體積的鹽酸與醋酸溶液的比較
比較項(xiàng)目
酸
c(H＋)
c(酸)
中和堿的能力
與足量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量
開(kāi)始與金屬反應(yīng)的速率
鹽酸
相同
小
小
少
相同
醋酸溶液
大
大
多

2.一元強(qiáng)酸(HCl)與一元弱酸(CH3COOH)稀釋圖像比較
(1)相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數(shù)，醋酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，鹽酸加入的水多

(2)相同體積、相同pH值的鹽酸、醋酸


加水稀釋相同的倍數(shù)，鹽酸的pH大
加水稀釋到相同的pH，醋酸加入的水多

【典題精練】
考點(diǎn)1、弱電解質(zhì)的電離平衡特點(diǎn)
1．在醋酸溶液中，CH3COOH的電離達(dá)到平衡的標(biāo)志是(　　)
A．溶液顯電中性
B．溶液中無(wú)CH3COOH分子
C．氫離子濃度恒定不變
D．c(H＋)＝c(CH3COO－)
解析：溶液中存在的電離平衡有：CH3COOHCH3COO－＋H＋，H2OH＋＋OH－，陰離子所帶負(fù)電荷總數(shù)與陽(yáng)離子所帶正電荷總數(shù)永遠(yuǎn)相等，與是否達(dá)到電離平衡無(wú)關(guān)，A錯(cuò)；CH3COOH是弱電解質(zhì)，溶液中一定存在CH3COOH分子，B錯(cuò)；依據(jù)電離方程式，不管是否達(dá)到平衡，都有c(H＋)>c(CH3COO－)，所以D錯(cuò)；氫離子濃度恒定不變時(shí)，電離達(dá)到平衡，所以C對(duì)。
答案：C

考點(diǎn)2、考查外界條件對(duì)電離平衡的影響
例2．在0.1 mol·L－1 NH3·H2O溶液中存在如下平衡：NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－。下列敘述中正確的是(　　)
A．加入少量濃鹽酸，鹽酸與NH3反應(yīng)生成NH4Cl，使NH3濃度減小，NH濃度增大，平衡逆向移動(dòng)
B．加入少量NaOH固體，OH－與NH結(jié)合生成NH3·H2O，使NH濃度減小，平衡正向移動(dòng)
C．加入少量0.1 mol·L－1 NH4Cl溶液，電離平衡常數(shù)不變，溶液中c(OH－)減小
D．加入少量MgSO4固體，溶液pH增大
解析：A選項(xiàng)，加入少量濃鹽酸，首先發(fā)生H＋＋OH－===H2O，使OH－濃度降低，平衡正向移動(dòng)；B選項(xiàng)，加入少量NaOH固體，使OH－濃度升高，平衡逆向移動(dòng)；C選項(xiàng)，溫度不變，Kb不變，使NH濃度升高，平衡逆向移動(dòng)，溶液中c(OH－)減??；D選項(xiàng)，Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓，溶液中c(OH－)減小，溶液pH減小。
答案：C
名師點(diǎn)睛：電離平衡屬于動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，弱電解質(zhì)的電離平衡會(huì)發(fā)生移動(dòng)，平衡移動(dòng)遵循勒夏特列原理。
考點(diǎn)3、考查電離平衡常數(shù)的影響因素及應(yīng)用
例3．下列關(guān)于電離常數(shù)的說(shuō)法正確的是(　　)
A．電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)濃度的增大而增大
B．CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝
C．電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無(wú)關(guān)
D．向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離常數(shù)減小
解析：A．電離常數(shù)與弱電解質(zhì)濃度無(wú)關(guān)，只與電解質(zhì)本身的強(qiáng)弱和所處溫度有關(guān)，錯(cuò)誤。B.電離常數(shù)是弱電解質(zhì)達(dá)到電離平衡時(shí)，電離產(chǎn)生的離子濃度的乘積與未電離的電解質(zhì)分子的濃度之比。因此CH3COOH的電離常數(shù)表達(dá)式為Ka＝，錯(cuò)誤。C.電離需要吸收能量，所以電離常數(shù)只受溫度影響，與濃度無(wú)關(guān)，正確。D.向CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固體，電離平衡逆向移動(dòng)，c(H＋)減小，c(CH3COO－)增大，但是電離常數(shù)不變，錯(cuò)誤。
答案：C
名師歸納：電離常數(shù)的4大應(yīng)用
(1)判斷弱酸(或弱堿)的相對(duì)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，酸性(或堿性)越強(qiáng)。
(2)判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強(qiáng)弱，電離常數(shù)越大，對(duì)應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。
(3)判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強(qiáng)酸制弱酸”規(guī)律。
(4)判斷微粒濃度比值的變化：弱電解質(zhì)加水稀釋時(shí)，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會(huì)發(fā)生相應(yīng)的變化，但電離常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離常數(shù)來(lái)判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
考點(diǎn)4、考查電離平衡常數(shù)的計(jì)算
4．(1)在25℃下，將a mol·L－1的氨水與0.01 mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)平衡時(shí)溶液中c(NH)＝c(Cl－)，則溶液顯____________(填“酸”、“堿”或“中”)性；用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離常數(shù)Kb__________。
(2)①已知常溫常壓下，空氣中的CO2溶于水，達(dá)到平衡時(shí)，溶液的pH＝5.60，c(H2CO3)＝1.5×10－5mol·L－1。若忽略水的電離及H2CO3的第二級(jí)電離，則H2CO3HCO＋H＋的平衡常數(shù)K1＝____________。(已知10－5.60＝2.5×10－6)
②已知H2CO3的第二級(jí)電離常數(shù)K2＝5.6×10－11，HClO的電離常數(shù)K＝3.0×10－8，寫(xiě)出下列條件下所發(fā)生反應(yīng)的離子方程式：
a．少量Cl2通入到過(guò)量的Na2CO3溶液中：__________________________________。
b．Cl2與Na2CO3按物質(zhì)的量之比1∶1恰好反應(yīng)：__________________________________。
c．少量CO2通入到過(guò)量的NaClO溶液中：__________________________________。
解析：(1)氨水與鹽酸等體積混合后的溶液中電荷守恒關(guān)系式為c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，因c(NH)＝c(Cl－)，故有c(H＋)＝c(OH－)，溶液顯中性。Kb＝c(NH)·c(OH－)/c(NH3·H2O)＝(0.005 mol·L－1×10－7 mol·L－1)/(a/2 mol·L－1－0.005 mol·L－1)＝10－9/(a－0.01) mol·L－1。
(2)①K1＝＝＝4.2×10－7。
②按題給的量的關(guān)系書(shū)寫(xiě)即可，但應(yīng)注意因K2(H2CO3)②>④>③
D．V1 L④與V2 L①混合，若混合后溶液pH＝7，則V1c(OH－)，B正確；分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動(dòng)，那么①②溶液的pH均為10，但稀釋氨水使平衡NH3·H2ONH＋OH－右移，使①pH>10，同理醋酸稀釋后pHV2，D錯(cuò)誤。
答案：D
名師助學(xué)：我們?cè)谧鲇嘘P(guān)強(qiáng)酸、弱酸、強(qiáng)堿、弱堿的試題時(shí)，不妨用假設(shè)法給自己搭建一個(gè)平臺(tái)，用這個(gè)平臺(tái)進(jìn)行分析。如2題中的C選項(xiàng)，分別加水稀釋10倍，假設(shè)平衡不移動(dòng)，那么①②溶液的pH均為10，然后再根據(jù)平衡移動(dòng)進(jìn)行分析；再如D選項(xiàng)，假設(shè)均是強(qiáng)酸強(qiáng)堿，則V1＝V2，然后再根據(jù)弱堿的電離平衡及濃度進(jìn)行分析。
考點(diǎn)6、考查弱電解質(zhì)的判斷方法
例6.能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是(　　)
A.CH3COOH溶液與Zn反應(yīng)放出H2
B.0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH大于7
C.CH3COOH溶液與Na2CO3反應(yīng)生成CO2
D.0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液可使紫色石蕊變紅
解析：A項(xiàng)，只能證明乙酸具有酸性，不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，該鹽水溶液顯堿性，故可以證明乙酸是弱酸，正確；C項(xiàng)，可以證明乙酸的酸性比碳酸強(qiáng)，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤；D項(xiàng)，可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯(cuò)誤。
答案：B
練后總結(jié)：弱電解質(zhì)的判斷方法
(1)弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測(cè)0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液的pH>1。
(2)弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動(dòng)，如pH＝1的CH3COOH加水稀釋10倍后，1c
C.將a、b兩點(diǎn)溶液混合，所得溶液中：c（Cl－）=c(NH4+)+c(NH3·H2O)
D.氨水稀釋過(guò)程中，c(NH4+)/ c(NH3·H2O)不斷減小
【答案】B
【解析】A.加水稀釋時(shí)，一水合氨進(jìn)一步電離，導(dǎo)電能力變化較小，則曲線I為氨水稀釋曲線，故A錯(cuò)誤；B.鹽酸顯酸性，氨水顯堿性，導(dǎo)電能力越大，說(shuō)明離子濃度越大，則a、b、c三點(diǎn)溶液的pH：a>b>c，故B正確；C. 將a、b兩點(diǎn)溶液混合，由于氨水濃度大于鹽酸濃度，反應(yīng)后氨水過(guò)量，所以溶液顯堿性，c（Cl－）pH(NaHB)>pH(NaA)
B．將等濃度的 HA溶液與NaA溶液等體積混合，混合液中：c(A-)c(Na+)，B錯(cuò)誤；C.酸性H2B＞HA＞HB-，向Na2B溶液中加入足量的HA溶液發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為：B2-+HA=A-+HB-，C錯(cuò)誤；D.根據(jù)物料守恒可得NaHB溶液中部分微粒濃度的關(guān)系為c(Na+)=c(HB-) +c(H2B)+c(B2-)，故D正確。
9．（2019·山東濟(jì)南一中高三月考）下列說(shuō)法正確的一組是
①不溶于水的鹽都是弱電解質(zhì)?、诳扇苡谒柠}都是強(qiáng)電解質(zhì)?、?.5 mol/L的一元酸溶液中H＋濃度為0.5 mol/L?、軓?qiáng)酸溶液中的H＋濃度一定大于弱酸溶液中的H＋濃度?、蓦娊赓|(zhì)溶液導(dǎo)電的原因是溶液中有自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子　⑥熔融的電解質(zhì)都能導(dǎo)電
A．①③⑤⑥ B．②④⑤⑥ C．只有⑤ D．只有⑥
【答案】C
【解析】①電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性無(wú)關(guān)，不溶于水的鹽可能是強(qiáng)電解質(zhì)，如硫酸鋇，故①錯(cuò)誤；②電解質(zhì)的強(qiáng)弱與溶解性無(wú)關(guān)，可溶于水的鹽可能是弱電解質(zhì)，如醋酸鉛，故②錯(cuò)誤；③0.5mol·L－1一元酸溶液H＋濃度不一定為0.5mol·L－1，如醋酸，故③錯(cuò)誤；
④強(qiáng)酸溶液中的H＋濃度不一定大于弱酸溶液中的H＋濃度，H＋濃度與酸的濃度、分子中氫離子的個(gè)數(shù)以及電離程度有關(guān)，與電解質(zhì)的強(qiáng)弱無(wú)關(guān)，故④錯(cuò)誤；⑤電解質(zhì)溶液導(dǎo)電的原因是溶液中有自由移動(dòng)的陰陽(yáng)離子，故⑤正確；⑥酸在熔融態(tài)時(shí)均不導(dǎo)電，只有溶于水時(shí)才導(dǎo)電，故⑥錯(cuò)誤；故選：C。
10．（2019·山東濟(jì)寧一中高三開(kāi)學(xué)考試）25℃時(shí)不斷將水滴入0.1mol·L－1的氨水中，下列圖像變化合理的是（ ）

A．A B．B C．C D．D
【答案】C
【解析】A、稀釋時(shí)氫氧根離子濃度下降，pH下降，趨近于7，但不可能小于7，故A錯(cuò)誤；B、隨著水的滴入，電離度始終增大，故B錯(cuò)誤；C、隨著水的滴入，離子濃度下降，導(dǎo)電能力下降，故C正確；D、隨著水的滴入，氫氧根離子濃度下降，氫離子濃度增大，最后基本不變，故D錯(cuò)誤；綜上所述，本題正確答案為C。
11．（2019·山東新泰市第一中學(xué)高三月考）氫硫酸中存在電離平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式鹽NaHS溶液呈堿性，若向10ml濃度為0.1mol/L的氫硫酸中加入以下物質(zhì)，下列判斷正確的是
A．加水，會(huì)使平衡向右移動(dòng)，溶液中氫離子濃度增大
B．加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-)
C．通入過(guò)量SO2氣體，平衡向左移動(dòng)，溶液pH值始終增大
D．加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，則c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)
【答案】D
【解析】A．加水稀釋促進(jìn)硫化氫電離，但氫離子濃度減小，選項(xiàng)A錯(cuò)誤；B. 加入20ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，得到硫化鈉溶液，根據(jù)物料守恒有c(Na+)=2c(HS-)+2c(H2S)+2c(S2-)，選項(xiàng)B錯(cuò)誤；C、通入過(guò)量SO2氣體，二氧化硫與硫化氫反應(yīng)生成硫和水，平衡向左移動(dòng)，開(kāi)始時(shí)溶液pH值增大，后當(dāng)二氧化硫過(guò)量時(shí)生成亞硫酸則ｐＨ值減小，選項(xiàng)C錯(cuò)誤；D、加入10ml濃度為0.1mol/L NaOH溶液，NaHS溶液，溶液呈堿性，則HS-水解大于電離，離子濃度大小為c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)，選項(xiàng)D正確。答案選D。
12．（2019·河北武邑中學(xué)高考模擬）醋酸溶液中存在電離平衡CH3COOHH+ + CH3COO－，下列敘述正確的是

A．圖甲表示向CH3COOH溶液中逐步加入CH3COONa固體后，溶液pH的變化
B．圖乙表示向CH3COOH溶液中加水時(shí)溶液的導(dǎo)電性變化，則CH3COOH溶液的pH：a>b
C．醋酸溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：c(H+)=c(OH－) + c(CH3COO－)
D．0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c(OH－)減小
【答案】C
【解析】A．CH3COOH溶液中存在醋酸的電離平衡，逐步加入CH3COONa固體后，增大了醋酸根離子的濃度，抑制醋酸的電離，溶液pH逐漸增大，故A錯(cuò)誤；B．a(chǎn)點(diǎn)導(dǎo)電性大于b點(diǎn)，表示溶液中的離子濃度較大，則c（H+）a點(diǎn)大于b點(diǎn)，pH：a＜b，故B錯(cuò)誤；C．根據(jù)電荷守恒，醋酸溶液中離子濃度的關(guān)系滿足：c（H+）＝c（OH－）+c（CH3COO－），故C正確；D．0.10mol·L－1的CH3COOH溶液中加水稀釋，溶液中c（H+）減小，溫度不變，Kw不變，則c（OH－）增大，故D錯(cuò)誤；故選C。
13．（2019·山東新泰市第一中學(xué)高三月考）濃度均為0.1mol·L－1的鹽酸、硫酸和醋酸三種溶液，試分析：
（1）若溶液的c(H＋)分別為a、b、c，則它們的大小關(guān)系是__________________________。
（2）分別用三種酸中和等物質(zhì)的量的NaOH溶液，所需溶液的體積分別是a、b、c，則它們的大小關(guān)系是________________________________。
（3）等體積的三種酸分別與足量的鋅粒反應(yīng)，若它們的反應(yīng)速率分別為a、b、c，則反應(yīng)開(kāi)始時(shí)它們的大小關(guān)系是____________。
（4）等體積的三種酸分別與足量的鋅粒反應(yīng)，在相同條件下，若產(chǎn)生氣體的體積為a、b、c，則它們的關(guān)系是____________。
【答案】（1）b>a>c （2）a＝2b＝c （3）b>a>c （4） 2a＝b＝2c
【解析】(1)若溶液的c(H＋)分別為a、b、c，濃度均為0.1mol·L－1，a=0.1mol/L，b=0.2mol/L，ca>c；(2)酸中和等物質(zhì)的量的堿，與酸的物質(zhì)的量有關(guān)，V=n/c，則a＝2b＝c；(3)等體積的三種酸與足量的鋅粒反應(yīng)，反應(yīng)速率與c(H＋)有關(guān)，濃度越大，反應(yīng)速率越大，故b>a>c；(4)等體積的三種酸分別與足量的鋅粒反應(yīng)，生成氫氣的量與酸的物質(zhì)的量有關(guān)，故2a＝b＝2c。
14．（2019·云南省元江哈尼族彝族傣族自治縣第一中學(xué)高三開(kāi)學(xué)考試）已知：25 ℃時(shí)，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等。
（1）25 ℃時(shí)，取10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液測(cè)得其pH＝3。
①將上述（1）溶液加水稀釋至1 000 mL，溶液pH數(shù)值范圍為_(kāi)__________，溶液中c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)·c(OH-)]___________（填“增大”“減小”“不變”或“不能確定”）。
②25 ℃時(shí)，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝___________。用pH試紙測(cè)定該氨水pH的操作方法為_(kāi)____________________________________________。
③氨水（NH3·H2O溶液）電離平衡常數(shù)表達(dá)式Kb＝_______________________________，25 ℃時(shí)，氨水電離平衡常數(shù)約為_(kāi)__________。
（2）25 ℃時(shí)，現(xiàn)向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液，在滴加過(guò)程中c(NH4+)/c(NH3.H2O)___________（填序號(hào)）。
a．始終減小 b．始終增大 c．先減小再增大 d．先增大后減小
（3）某溫度下，向V1mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中逐滴加入等濃度的醋酸溶液，溶液中pOH與pH的變化關(guān)系如圖。已知：pOH＝- lgc(OH-)。

圖中M、Q、N三點(diǎn)所示溶液呈中性的點(diǎn)是___________（填字母，下同）。
圖中M、Q、N三點(diǎn)所示溶液中水的電離程度最大的點(diǎn)可能是___________。
【答案】（1）①3＜pH＜5 不變 ②11 取一小段pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照讀取pH值 ③10-5 c(NH4+)· c(OH-)/c(NH3.H2O) （2）b （3） Q Q或N
【解析】在25 ℃時(shí)，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，在兩者濃度相同的稀溶液中，兩者的電離度相同，兩者pH之和為14。
（1）25 ℃時(shí)，取10 mL 0.1 mol·L-1醋酸溶液測(cè)得其pH＝3。
①將上述（1）溶液加水稀釋至1 000 mL，若是10 mL pH＝3的鹽酸加水稀釋至1 000 mL，pH將增大到5，由于稀釋過(guò)程中醋酸的電離度變大，故溶液pH數(shù)值范圍為3~5之間，溶液中c(CH3COO-)/[c(CH3COOH)′c(OH-)]＝c(CH3COO-)′c(H+)/[c(CH3COOH)′c(OH-)′c(H+)]=，溫度不變，該值不變，故不變。
②因?yàn)?5 ℃時(shí)，CH3COOH和NH3·H2O的電離常數(shù)相等，故25 ℃時(shí)，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝14-3=11。用pH試紙測(cè)定該氨水pH的操作方法為：取一小段pH試紙放在表面皿上，用潔凈的玻璃棒蘸取氨水溶液滴在pH試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)照讀取pH值。
③氨水（NH3·H2O溶液）電離平衡常數(shù)表達(dá)式Kb＝，25 ℃時(shí)，0.1 mol·L-1氨水（NH3·H2O溶液）的pH＝11，則氨水電離平衡常數(shù)約為10-5。
（2）25 ℃時(shí)，現(xiàn)向10 mL 0.1 mol·L-1氨水中滴加相同濃度的CH3COOH溶液，在滴加過(guò)程中Kb＝不變，但是溶液中減小，則c(NH4+)/c(NH3·H2O)變大，選b。
（3）某溫度下，向V1mL 0.1 mol·L-1NaOH溶液中逐滴加入等濃度的醋酸溶液。由圖中信息可知，只有Q點(diǎn)的pOH=pH，故圖中M、Q、N三點(diǎn)所示溶液呈中性的點(diǎn)是Q。圖中M點(diǎn)溶液顯酸性，且M點(diǎn)是因?yàn)榇姿徇^(guò)量而顯酸性，水的電離受到抑制。N點(diǎn)溶液顯堿性，可能是僅由醋酸根離子的水解使溶液顯堿性，這樣會(huì)促進(jìn)水的電離；也可能是因?yàn)镹aOH過(guò)量使溶液顯堿性，這樣會(huì)抑制水的電離。Q點(diǎn)為中性溶液，水的電離沒(méi)有受到抑制（或醋酸的電離程度與醋酸根離子的水解程度相同，對(duì)水的電離的影響相互抵消），故M、Q、N三點(diǎn)所示溶液中水的電離程度最大的點(diǎn)可能是Q或N。

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