(完整版)1弱電解質(zhì)的電離平衡考點(diǎn)歸納

1、1弱電解質(zhì)的電離平衡考點(diǎn)歸納弱電解質(zhì)電離平衡是電解質(zhì)理論的基礎(chǔ)，也是中學(xué)化學(xué)基本理論中的重要組成部分，近幾年高考命題中反復(fù)考查。 在學(xué)生已經(jīng)學(xué)過化學(xué)平衡理論并了解電解質(zhì)在水溶液中發(fā)生電離 和離子間發(fā)生反應(yīng)等知識的基礎(chǔ)上，進(jìn)一步學(xué)習(xí)弱電解質(zhì)的電離平衡。高考命題的熱點(diǎn)主要有影響弱電解質(zhì)電離平衡因素，通過圖象分析弱電解質(zhì)和強(qiáng)電解質(zhì)，電離常數(shù)和電離度等， 為了更好的學(xué)習(xí)這一部分內(nèi)容，本文做了詳細(xì)的總結(jié)和歸納，希望對同學(xué)們的學(xué)習(xí)有所啟發(fā)， 達(dá)到觸類旁通的效果。一、弱電解質(zhì)電離平衡1電離平衡概念一定條件(溫度、濃度)下，分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等，溶 液中各分子和離子的濃度都保持不變的

2、狀態(tài)叫電離平衡狀態(tài)，簡稱電離平衡。任何弱電解質(zhì)在水溶液中都存在電離平衡，達(dá)到平衡時，弱電解質(zhì)在該條件下的電離程度最大。2電離平衡的特征電解質(zhì)的電離平衡屬于化學(xué)平衡中的一種形式，具有以下一些特征：逆”一一身電解質(zhì)的電離是可逆的，存在電離平衡動”一一離平衡是動態(tài)平衡等v(離子化)=v (分子化)工0定”一-到電離平衡狀態(tài)時，溶液中分子和離子的濃度保持不變，是一個定值變”一一離平衡是相對的，外界條件改變時，平衡被破壞，發(fā)生移動形成新的平衡。二、影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素(符合勒滾特列原理)1內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)，是決定性因素。2外因 溫度：升高溫度，由于電離過程吸熱 ，平衡向電離方向移動，電離程

3、度增大。 濃度：加水稀釋，使弱電解質(zhì)的濃度減小，電離平衡向電離的方向移動，電離程度增大。因?yàn)槿芤簼舛仍叫。?離子相互碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會越小，弱電解質(zhì)的電離程度就越大；所以，稀釋溶液會促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離。例如：在醋酸的電離平衡CH3COOHCH3C00-+H +A加水稀釋，平衡向正向移動，電離程度變大，但 C(CH3C00H)、c(H+)、C(CH3C00-)變?。?B加入少量冰醋酸，平衡向正向移動，C(CH3C00H)、C(H+)、C(CH3C00-)均增大但電離程2度??； 外加相關(guān)物質(zhì)(同離子效應(yīng))3例如：0.1 mol/L 的CH3COOH 溶液 CH3COOH= CH3COO一 + H

4、 +向其中加入CH3COONa固體，溶液中C（CH3COO-）增大，CH3COOH的電離平衡向左移動，電 離程度減小，C（ H+）減小，pH增大。如下表所示:電離程度n(H+)C(H+)導(dǎo)電能力加水增大增多減小減弱升溫增大增多增大增強(qiáng)力口 CH3COONa減小減少減小增強(qiáng)力口 HCl減小增多增大增強(qiáng)加 NaOH增大減少減小增強(qiáng)三、強(qiáng)弱電解質(zhì)的判斷方法潛蜒袪刖BIX噸；K譽(yù)刼StL強(qiáng)痢-水J1 依據(jù)物質(zhì)的類別進(jìn)行判斷一般情況下，強(qiáng)酸（HCl、H2SO4、HNO3卜強(qiáng)堿NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2、大 部分鹽、活潑金屬氧化物 （Na2O、W2O2、K2O、MgO）為強(qiáng)電解質(zhì)；而

5、常見的弱酸、弱堿 和少部分鹽為弱電解質(zhì)，如 H2CO3、H2SO3、HClO、H2SQ3、NH3H2O、（CH3COO）2Pb、HgCl2、Hg(CN) 2 等。2依據(jù)強(qiáng)、弱電解質(zhì)的定義或弱電解質(zhì)電離平衡的移動進(jìn)行判斷（見下表）濃度均為0.01 mol L 一1的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH均為2的強(qiáng)酸HA與弱酸HBpH或物質(zhì)的量濃度2 = pHHAVpHHB濃度：0.01 mol LC(HA)HBHA = HB體積相同時與過量的堿反 應(yīng)時消耗堿的量HA = HBHAHB體積相同時與過量活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量HA = HBHAC(B)C(A)= C(B)分別加入固體 NaA、NaB后pH變化HA

6、:不變 HB :變大HA :不變 HB :變大加水稀釋10倍后3 = PHHApH HB2溶液的導(dǎo)電性HAHBHA = HB水的電離程度HA7。 在相同濃度、相同溫度下，與強(qiáng)電解質(zhì)溶液進(jìn)行導(dǎo)電性對比實(shí)驗(yàn)；在相同濃度、相同溫度下，比較反應(yīng)速率的快慢，如將鋅粒投入等濃度的鹽酸和醋酸 中，前者大。 濃度與pH的關(guān)系； 利用鹽類水解的知識，測定對應(yīng)鹽的酸堿性；如CHsCOONa溶液呈堿性，則證明CH3C00H是弱酸。 采用同離子效應(yīng)的實(shí)驗(yàn)證明存在電離平衡； 利用強(qiáng)酸制備弱酸的方法來判斷電解質(zhì)的強(qiáng)弱；稀釋前后的pH與稀釋倍數(shù)的變化關(guān)系， 如將pH=2的酸稀釋1000倍，若pH小于5, 則證明為弱酸； 利

7、用元素周期律進(jìn)行判斷。三、電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性的關(guān)系強(qiáng)、弱電解質(zhì)的區(qū)分依據(jù)不是看該物質(zhì)溶解度的大小，也不是看其水溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱，而是看溶于水的部分是否完全電離。CaC03、Fe(0H)3的溶解度都很小，CaC03屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而 Fe(0H)3屬于弱電解質(zhì)； CH3C00H、HCl的溶解度都很大，HCI屬于強(qiáng)電解質(zhì)，而 CH3C00H屬于弱電解質(zhì)。電解質(zhì)的強(qiáng)弱在一定情況下影響著溶液導(dǎo)電性的強(qiáng)弱。導(dǎo)電性的強(qiáng)弱是由溶液中離子濃度大小決定的。如果某強(qiáng)電解質(zhì)溶液濃度很小，那么它的導(dǎo)電性可以很弱(CaC03、AgCI )；而某弱電解質(zhì)雖然電離程度小，但濃度較大時，該溶液的導(dǎo)電能力也可以較強(qiáng)。因此，

8、強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定強(qiáng)，弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力也不一定弱。四、一元強(qiáng)酸、弱酸的比較相同體積、相同物質(zhì)的量濃度的比較一元強(qiáng)酸(HCI )和一元弱酸(CH3C00H )酸的濃度C (H+)pH開始與金屬反應(yīng)的速率中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量一兀強(qiáng)酸大小大一兀弱酸相同小大小相同相同相同體積、相同pH的比較 一元強(qiáng)酸(HCI)和一元弱酸(CH3C00H )酸的濃度C (H+)pH開始與金屬反應(yīng)的速率中和堿的能力與活潑金屬反應(yīng)產(chǎn)生H2的量一兀強(qiáng)酸小小小一兀弱酸大相同相同相同大大五、電離平衡常數(shù)1電離平衡常數(shù)弱電解質(zhì)的電離是一個可逆過程，在一定條件下達(dá)到電離平衡時，溶液中弱電解質(zhì)電離5(

9、X =溶液中原有電解質(zhì)的分子總數(shù)已電離的電解質(zhì)物質(zhì)的量.溶液中原有電解質(zhì)中物質(zhì)的量已電離的電解質(zhì)物質(zhì)的量濃度X100%生成的各種離子平衡濃度的乘積， 與溶液中未電離分子的平衡濃度的比值是一個常數(shù)， 叫做 該弱電解質(zhì)的電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)。弱酸在水中的電離常數(shù)通常用 Ka表示，弱堿 的電離常數(shù)用Kb表示。女口 CH3C00H= CH3C00-+H + ,說明：(1) 電離平衡常數(shù)只用于弱電解質(zhì)的計(jì)算。(2) 電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)。因電離過程是吸熱過程，故它隨溫度的升高 而增大。(3) 電離平衡常數(shù)是表征了弱電解質(zhì)的電離能力大小，也是弱酸、弱堿是否達(dá)到平衡狀態(tài)的 標(biāo)志。2電離

10、平衡常數(shù)的應(yīng)用(1) 外界條件改變(如溫度，濃度)對弱電解質(zhì)溶液中離子濃度大小的影響(2) 根據(jù)電離常數(shù)判斷電離平衡移動方向(3) 計(jì)算弱酸或弱堿溶液中 H +、OH-的濃度(4) 根據(jù)電離常數(shù)大小判斷弱酸的相對強(qiáng)弱(5) 聯(lián)系水解常數(shù)、電荷守恒式等信息能計(jì)算電離平衡常數(shù)。六、弱電解質(zhì)的電離度當(dāng)弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時，溶液中已經(jīng)電離的電解質(zhì)分子數(shù)占原來總分子數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分?jǐn)?shù)叫做電離度。常用a表示。1數(shù)學(xué)表達(dá)式：2意義：表示了弱電解質(zhì)的電離程度相對強(qiáng)弱。3元弱酸、弱堿電離度的計(jì)算。設(shè)c為一元弱酸、一元弱堿的物質(zhì)的量濃度。一元弱酸:HA f H+A-, a =X 100

11、%c ( H+)=C a 一元弱堿：BOHB+OH-, a =X 100%c ( OH-) =c a4影響因素內(nèi)因一電解質(zhì)的本質(zhì)。相同條件下，電解質(zhì)越弱，電離度越小。常見弱酸有強(qiáng)到弱的順 序如下：亞硫磷酸氫氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氫硫次氯酸氫氰后面石炭酸外因一溶液的濃度、溫度和加入的試劑等。以 0.1mol L-1的CH3COOH為例:X100%已電離的電解質(zhì)分子數(shù)(X =(X =溶液中原有電解質(zhì)的總物質(zhì)的量x100%變化外因加水升溫加 NaOH加 H2SO4電離度（a）增大增大增大減小H+數(shù)量增多增多減少增多C (H +) / ( mol -L-1)減小增大減小增大導(dǎo)電能力減弱增強(qiáng)增強(qiáng)增強(qiáng)濃度

12、大小對電離程度影響的解釋有兩種方法:a.從碰撞結(jié)合成分子的機(jī)會解釋。b.從水合離子的生成解釋。對比分析強(qiáng)、弱酸稀釋時 c（ H+）變化的倍數(shù)。強(qiáng)酸稀釋到n倍，c（ H+）變?yōu)?倍；弱酸稀釋到n倍，c（ H+）變化小于-倍nn七、高考真題及典型模擬題解析1.強(qiáng)、弱電解質(zhì)的判斷方法【例1（ 2016上海卷）能證明乙酸是弱酸的實(shí)驗(yàn)事實(shí)是（）A . CH3C00H溶液與Zn反應(yīng)放出 H2B.O.1mol/L CH 3C00Na 溶液的 pH 大于 7C.CH3COOH溶液與NaCO3反應(yīng)生成 CO2D.0.1 mol/L CH 3COOH溶液可使紫色石蕊變紅【解析A.只能證明乙酸具有酸性不能證明其酸性

13、強(qiáng)弱，錯誤；CH3COONa溶液顯堿性，由于NaOH是強(qiáng)堿，所以乙酸是弱酸，B正確；反應(yīng)生成 CO2證明乙酸的酸性比碳酸強(qiáng)，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，C錯誤；紫色石蕊變紅，可以證明乙酸具有酸性，但是不能證明其酸性強(qiáng)弱，錯誤?！敬鸢窧【名師點(diǎn)睛強(qiáng)酸與弱酸的區(qū)別在于溶解于水時是否完全電離，弱酸只能部分發(fā)生電離、水溶液中存在電離平衡。以 CH3COOH為例，通常采用的方法是：測定 0.1mol/LCH 3COOH 溶液pH 1，說明CH3COOH沒有完全電離；將 pH=1CH3COOH溶液稀釋100倍后測定 3pH 1,說明溶液中存在電離平衡，且隨著稀釋平衡向電離方向移動；測定0.1mol/LCH3C

14、OONa溶液的pH 7,說明CHsCOONa是強(qiáng)堿弱酸鹽，弱酸陰離子 CH3COO-水解使溶 液呈堿性。2.弱電解質(zhì)與pH結(jié)合的考查【例2 （ 2015新課標(biāo)I）濃度均為0.10mol/L、體積均為V。的MOH和ROH溶液，分別加水稀釋至體積V, pH隨的變化如圖所示，下列敘述錯誤的是（ ）A.MOH的堿性強(qiáng)于ROH的堿性B.ROH的電離程度：b點(diǎn)大于a點(diǎn)C. 若兩溶液無限稀釋，則它們的c（OH-）相等7酸和醋酸，滴定曲線如圖所示,D .當(dāng).=2時，若兩溶液同時升高溫度，則增大【解析】由圖像可知0.10mol/L MOH溶液的pH=13，所以MOH為強(qiáng)堿，而ROH溶液pH10-5 mol L-

15、1B. pH=a的氨水溶液，稀釋10倍后，其pH=b,則a=b+1C. pH=2的H2C2O4溶液與pH=12的NaOH溶液任意比例混合：c(Na+)+c(H +)=c(OH )+c(HC 八)D.pH相同的CH3COONa NaHCO3 NaClO三種溶液的c(Na+): 【解析】H2S是二元弱酸，在水溶液中分步電離：H2S H+HS-、HS-一 H+S2-,故 pH=5的H2S溶液中,c(HS-)0-5 mol L-1 ,A項(xiàng)錯誤；加水稀釋，會使電離平衡向正方向移動， 促進(jìn)了 NH3H2O的電離，所以PH=a的氨水溶液，稀釋10倍后，其PH=b，則aH2CO3HCIO,根據(jù) 越弱越水解”的

16、原理知，水解程 度:CIOHCL、CH3COO-,所以PH相同CH3COONaNaHCOsNaClO三種溶液的c(Na+): ，D正確。【答案】D2.強(qiáng)堿滴定同濃度強(qiáng)酸、弱酸的圖形考查【例3】(2014海南)室溫下，用 0.100mol/L NaOH溶液分別滴定 20.00ml 0.100mol/L 的鹽A.n表示的是滴定鹽酸的曲線B. PH=7時，滴定醋酸消耗 V(NaOH)小于20mlC. V(NaOH) =20ml 時，C(Cl ) = C(CH 3COO)8D. V(NaOH) =10ml 時，醋酸溶液中： C(Na+ ) C(CH 3COO) C(H+ ) C(OH )【解析】滴定開

17、始時 0.1000mol/L鹽酸pH=1 , 0.1000mol/L醋酸pH 1,所以滴定鹽酸的曲 線是圖H,滴定醋酸的曲線是圖I,故 A錯誤；醋酸鈉水解呈堿性，氯化鈉不水解，pH=7時，醋酸所用 NaOH溶液的體積小，故 B正確；V ( NaOH ) =20.00 mL時，二者反應(yīng)生成 氯化鈉和醋酸鈉，醋酸根發(fā)生水解，濃度小于氯離子，故C錯誤；加入10ml氫氧化鈉時，溶液中恰好為同濃度的醋酸和醋酸鈉，醋酸電離大于醋酸根的水解程度，所以C(CH3COO ) C(Na+ ), D 錯誤?！敬鸢浮緽【例4】(2013浙江)25 C時，用濃度為0.100 0 mol 1_廠1的NaOH溶液滴定20.

18、00 mL濃度均 為0.100 0 mol L廠1的三種酸HX、HY、HZ ,滴定曲線如圖0所示。下列說法正確的是( )1412 -10-9HX-!43-Di 1 1 1 51020304QA .在相同溫度下，同濃度的三種酸溶液的導(dǎo)電能力順序：HZHYc(Y +)c(OH )c(H )D. HY 與 HZ 混合，達(dá)到平衡時：c(H + )= ( c(丫-( + c(Z ) + c(OH )【解析】由圖中起始時溶液的 pH可知，HZ為強(qiáng)酸，HY、HX為弱酸，且酸性 HY HX。 由于電離度 HZ HY HX，所以溶液的導(dǎo)電性 HZ HY HX , A項(xiàng)錯誤；0.1 mol/L HY的(103)

19、2pH = 3,即 c(H +) = 103 mol/L , Ka= 喬 =105, B 項(xiàng)正確；由于 HX 的酸性比 HY 弱， 越弱越水解，故X 的水解程度比Y 大，C(X ) v (Y ), C項(xiàng)錯誤；HY與HZ混合達(dá)到平Ka ( HY ) c (HY )+衡時，一=c(H ), D項(xiàng)錯誤。c (Y )【答案】B【例5】(2015山東卷)室溫下向10mL0.1 mol -L 1NaOH溶液中加入0.1 mol L 1的一元酸HA溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是9A. a 點(diǎn)所示溶液中 c(Na+)c(A )c(H +)c(HA)B. a、b兩點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同C.

20、pH=7 時，c(Na+)= c(A )+ c(HA)10D. b點(diǎn)所示溶液中c(A ) c(HA)【解析】a點(diǎn)HA與NaOH恰好完全反應(yīng)生成 NaA溶液，此時pH為8.7，說明HA為弱酸，NaA溶液發(fā)生水解反應(yīng)，c(Na+) c(A) c(HA) c(H +), A錯誤；a點(diǎn)所示溶液為NaA溶 液，NaA水解促進(jìn)水的電離，b點(diǎn)為NaA和HA等濃度的混合液，顯酸性，說明HA的電離程度大于NaA的水解程度，HA電離抑制水的電離，故水的電離程度ab, B錯誤；根據(jù)電荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(OH _)+c(A), pH=7 時，c(Na+)= c(A)，C 錯誤；b 點(diǎn)顯酸性， 故HA

21、溶液電離程度大于 NaA溶液的水解程度，所以 c(A) c(HA) , D正確?！敬鸢浮緿【例6】(2016年天津)室溫下，用相同濃度的NaOH溶液，分別滴定濃度均為O.lmol L1的三種酸(HA、HB和HD)溶液，滴定的曲線如圖所示，下列判斷錯誤的是()1191電31A .三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHAKHBKHDB .滴定至 P 點(diǎn)時，溶液中：c(B )c(Na*)c(HB)c(H *)c(OH )C.pH=7 時，三種溶液中： c(A )=c(B )=c(D )D. 當(dāng)中和百分?jǐn)?shù)達(dá) 100%時，將三種溶液混合后：c(HA) + c(HB) + c(HD)=c(OH) c(H +)【答案】

22、C【解析】根據(jù)圖像，0.1mol L 1的三種酸(HA、HB和HD)溶液的起始PH , HA最小，酸性 最強(qiáng)，HD的PH最大，酸性最弱，酸性越強(qiáng)，電離平衡常數(shù)越大，三種酸的電離常數(shù)關(guān)系：KHAKHBKHD , A正確；滴定至P點(diǎn)時溶質(zhì)為等物質(zhì)的量濃度的HB和NaB,溶液顯酸性，HB的電離大于B 的水解，但HB的電離程度較小，因此 c(B)c(Na + )c(HB)c(H +)c(OH ),B項(xiàng)正確；PH=7時，根據(jù)電荷守恒，三種離子濃度分別等于鈉離子濃度相等，但三種 11溶液中陰離子的水解程度不同，加入NaOH的體積不同，因此三種溶液中鈉離子濃度不等，C錯誤；根據(jù)質(zhì)子守恒關(guān)系式，c(HA) +

23、 c(HB) + c(HD)=c(OH ) c(H +), D正確。3.與電離度結(jié)合的考查【例7】(2015海南)下列曲線中，可以描述乙酸(甲，Ka=1 . 8X10-5)和一氯乙酸(乙，Ka=1 . 4 X10-3)在水中的電離度與濃度關(guān)系的是()【解析】由Ka值可以看出，這兩種物質(zhì)都是弱電解質(zhì)，在溫度不變、濃度相等時，電離程12度CH3C00HCH 2CIC00H，排除A、C;當(dāng)濃度增大時，物質(zhì)的電離程度減小，排除D選項(xiàng)，正確選項(xiàng)是 B?！敬鸢浮緽【例8】(2016新課標(biāo)I卷)298K時，在20.0mL 0.10mol/L氨水中滴入0.10 mol/L的鹽酸， 溶液的pH與所加鹽酸的體積關(guān)

24、系如圖所示。已知 0.10 mol/L氨水的電離度為1.32%,下列 有關(guān)敘述正確的是()叭m-AA 該滴定過程應(yīng)該選擇酚酞作為指示劑B M點(diǎn)對應(yīng)的鹽酸體積為 20.0 mLC.M 點(diǎn)處的溶液中 C(NHJ) = c(CI ) = c(H、= c(OH )D.N點(diǎn)處的溶液中 pH C(H + )= c(OH)，C錯誤；N點(diǎn)氨水溶液中已經(jīng)電離的一水合氨濃度等于溶液中 氫氧根離子的濃度，c(OH-)=0.1mol/L 1怡2%=1.323mol/L，根據(jù)水的離子積常數(shù)可知：N處的溶液中氫離子濃度=知此時溶液中pH c(Na+)= C(NH3 H2O)B .加入 10mL 鹽酸時：C(NH4 +)

25、+ C(H +) = C(OH)C.加入鹽酸至溶液 pH=7時：c(C)= c(Na+)D .加入 20mL 鹽酸時：c(C)= C(NH 4+) + c(Na+)【解析】一水合氨是弱電解質(zhì)， 因此會發(fā)生微弱的電離，該選項(xiàng)中鈉離子的濃度應(yīng)當(dāng)大于一mol = 7.6 M0 12mol/L，13水合氨的濃度，A錯誤；當(dāng)加入HCI的體積為10ml的時候，溶液中鈉離子與氯離子的濃度14是相等的，根據(jù)電荷守恒c(NH 4+)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(CI-)，所以B正確；加入鹽酸至溶液pH=7時，溶液呈現(xiàn)中性，根據(jù)電何守恒式c(NH 4+)+c(H +)+c(Na +)=c(OH -

26、)+c(CI-)，而c(H+)=c(OH -),可得 c(NH4+)+c(Na+)= +c(CI-),所以 c(Na+) v c(CI-), C 錯誤；c(NH4+)+c(Na+)= c(CI-)是溶液呈現(xiàn)出中性條件下才會成立，加入鹽酸20ml時溶液不顯中性，所以 D錯誤?！敬鸢浮緽【例10】(2015浙江)40C時，在氨水體系中不斷通入CO2，各種離子的變化趨勢如下圖所示。下列說法不正確的是0060050040.030.020.010LI.O LDJ IQ0 925.5E.07.57.0pH第12題團(tuán)A .在 pH = 9.0 時，C(NH4+) c(HCO 3) c(NH2COb) c(C

27、O 32)B .不同 pH 的溶液中存在關(guān)系：c(NH 4+) + c(H +) = 2c(CO32) + c(HCO3)+ c(NH2COb)+ c(OH)C隨著CO2的通入，&罟盤不斷增大D .在溶液中pH不斷降低的過程中，有含NH2COO-的中間產(chǎn)物生成【解析】在pH = 9.0時，作直線垂直于橫坐標(biāo)，從圖上可直接看得出：c(NH4+)c(HCO3)c(NH2COb)c(CO32), A 正確；根據(jù)電荷守恒可得：c(NH4+)+ c(H+) = 2c(CO32 ) + c(HCO3 -“c(OH)+ c(NH2COb)+ c(OH - , B 正確；c(NH3 H2O),Kb不變，c(NH4+)不斷增大，則比值不斷減小，C不正確；從圖上看，pH降低過程中，有含NH2COO-的中間產(chǎn)物生成，D正確?！敬鸢浮緾【例11】(2015江蘇卷)室溫下，向下列溶液中通入相應(yīng)的氣體至溶液pH=7 (通入氣體對溶液體積的影響可忽略)，溶液中部分微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是()15A.向 0.10mol L%H4HCO3 溶液中通入 CO2： c(NH4+)=c(HCO 3)+ c(CO32)B. 向 O.IOmol LNaHSO3 溶液中通入 NH3: c(N