课时15 电离平衡常数
1. 认识弱电解质的电离平衡，能运用电离平衡描述和解释化学现象，并预测可能的结果。
2. 建立电离平衡常数模型，并能应用模型解释弱电解质在水溶液中发生的变化。
一、能力打底 概念辨析
判断下列说法的正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。
(1) 氨气溶于水，当NH3·H2O电离出的c(OH－)＝c(NH)时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态。( × )
(2) 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。( × )
(3) H2CO3的电离常数表达式：Ka＝。( × )
(4) 电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大。( × )
(5) 弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( × )
(6) 电离平衡常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离平衡常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( × )
[解析] 当NH3·H2O电离出的c(OH－)、c(NH) 保持不变时，表明NH3·H2O电离处于平衡状态，(1)错误；若将NH3·H2O 溶液加水稀释时，平衡右移，但c(OH－)、c(NH)减小，(2)错误；H2CO3是分步电离的，(3)错误；向稀醋酸中加入浓醋酸时，平衡向右移动，但电离度减小，(4)错误；若温度不变，电离平衡右移，电离平衡常数不变，(5)错误；弱酸溶液中的 c(H＋) 受弱酸的浓度及电离平衡常数共同影响，(6)错误。
二、 电离平衡状态
1. 弱电解质的电离平衡的建立
在一定条件下(如温度和浓度)， 弱电解质分子电离成离子 的速率和 离子结合成分子 的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
2. 电离平衡的特征
3. 影响因素
已知CH3COOH??CH3COO－＋H＋，分析改变下列条件对醋酸电离平衡的影响。
条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加水 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量CH3COONa(s) 向左移动 减小 减小 减小 增强
加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强
三、 电离平衡常数
1. 概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子 浓度幂的乘积 与未电离的分子的 浓度幂 的比值是一个常数。
2. 表达式：对于HA??H＋＋A－，K＝ 。
3. 影响因素及意义
(1) 电离平衡常数只与 温度 有关，升高 温度 ，K值 增大 。
(2) 表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越 大 ，酸(或碱)性越 强 。
类型1 电离平衡的影响因素
已知0.1 mol/L醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。要使溶液中的值增大，可以采取的措施是( D )
①加少量烧碱 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B.①③
C.③④ D.②④
[解析] 本题中提供的四种措施都会使醋酸的电离平衡正向移动，但①③会使的值减小。
类型2 弱碱稀释过程中，相关量的变化图像判断
25 ℃时不断将水滴入0.1 mol/L氨水中，下列图像变化合理的是( C )
A B C D
[解析] 氨水的pH不可能小于7，A错误；NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大，B错误；温度不变，Kb不变，D错误。
类型3 弱酸稀释过程中相关量的变化判断
一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是( C )
A．a、b、c三点溶液的pH：c
B．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC．用湿润的pH试纸测量a点处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol/L NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c[解析] 由导电能力知c(H＋)：b>a>c，pH：c>a>b，A错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，电离程度：c>b>a，B错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知a―→b过程中c(H＋)增大，则a点处的pH测量结果偏小，C正确；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗的n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c，D错误。
1. 在CH3COOH溶液中存在如下平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－。加入少量下列固体物质，能使平衡逆向移动的是( B )
A．NaCl B.CH3COONa
C.Na2CO3 D.NaOH
2. (2022·金陵中学)醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??H＋＋CH3COO－。下列叙述错误的是( D )
A.升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B.0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，溶液中增大
C.向CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D.25 ℃时，向某0.10 mol/L CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，该溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小
[解析] 醋酸的电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离平衡向正反应方向移动，醋酸的电离常数Ka增大，A正确；0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，醋酸的电离程度增大，醋酸电离产生的n(H＋)增大，n(CH3COOH)减小，溶液中＝增大，B正确；CH3COOH溶液中加入少量的CH3COONa固体，固体溶解后，溶液中c(CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动，C正确；25 ℃时，向某 0.10 mol/L CH3COOH溶液中加入少量冰醋酸，c(CH3COOH)增大，电离程度减小，但溶液中c(H＋)增大，该溶液的pH减小，由于温度不变，所以电离常数Ka不变，D错误。
3. 在含少量酚酞的0.1 mol/L氨水中加入少量NH4Cl晶体，则溶液颜色( B )
A．变蓝色 B.变浅
C.变深 D.不变
[解析] 加入NH4Cl晶体，c(NH)增大，抑制了NH3·H2O的电离，碱性变弱，颜色变浅，B正确。
4. (2022·扬州模拟)部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
下列说法错误的是( A )
A．根据电离常数，可判断酸性HCOOH>H2CO3>HCN
B. 中和等体积、等pH的HCOOH和HCN消耗NaOH的量前者小于后者
C. 2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
D. 25℃时，反应HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化学平衡常数为3.67×105
[解析] 由电离常数可知，三种酸的酸性强弱顺序为HCOOH＞H2CO3＞HCN，A正确；由电离常数可知，HCOOH和HCN的酸性强弱顺序为HCOOH＞HCN，则等体积、等pH的HCN的浓度大于HCOOH，中和能力强于HCOOH，消耗NaOH的量大于HCOOH，B正确；由分析可知，酸的电离程度的大小顺序为H2CO3＞HCN＞HCO，由强酸制弱酸的原理可知，溶液中CN－与CO2反应生成HCN和HCO，反应的离子方程式为CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，C错误；由化学方程式可知，25℃时反应的化学平衡常数K＝＝＝＝＝3.67×105，D正确。
1. 在醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOH??CH3COO－＋H＋。要使电离平衡右移且c(H＋)增大，应采取的措施是( D )
A.加入NaOH(s) B. 加入盐酸
C. 加蒸馏水 D. 升高温度
[解析] 加入NaOH(s)、蒸馏水、升高温度均能使平衡右移，加入NaOH(s)、蒸馏水时c(H＋)减小，升高温度时c(H＋)增大；加入盐酸，电离平衡左移，c(H＋) 增大。D正确。
2.(2023·高邮模拟)向10 mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1 L后，下列变化中正确的是( C )
A．NH3·H2O的电离程度减小 B.氨水的Kb增大
C. NH的数目增多 D.减小
[解析] 在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O??NH＋OH－，加水稀释，NH3·H2O电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，最终使溶液中NH的数目增多，A错误，C正确；氨水的Kb只与温度有关，温度不变Kb不变，B错误；加水稀释时，c(OH－)减小，Kb＝不变，故增大，D错误。
3. 在100 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液中，欲使醋酸的电离程度增大，H＋的浓度减小，可采用的方法是( D )
A.加热 B. 加入100 mL 0.1 mol/L的醋酸溶液
C.加入少量0.5 mol/L的硫酸 D. 加入少量1 mol/L的NaOH溶液
4. (2022·木渎中学)常温下，稀释0.5 mol/L的醋酸溶液，图中的纵坐标不能表示( D )
A.CH3COOH的电离程度
B.溶液中H＋的数目
C.溶液中OH－的浓度
D.溶液中CH3COOH的浓度
[解析] 稀释0.5 mol/L的醋酸溶液，醋酸的电离程度增大，溶液中H＋的数目增大，所以纵坐标能表示CH3COOH的电离程度和溶液中H＋的数目，A、B符合题意；稀释0.5 mol/L 的醋酸溶液，氢离子的浓度减小，c(OH－) 增大，所以纵坐标能表示溶液中OH－的浓度，C符合题意；稀释0.5 mol/L的醋酸溶液，CH3COOH 的浓度减小，所以纵坐标不能表示溶液中CH3COOH 的浓度，D不符合题意。
5. 将浓度为0.1 mol/L 的HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是( D )
A.c(H＋) B. Ka(HF)
C. D.
[解析] 在0.1 mol/L HF溶液中存在电离平衡HF??H＋＋F－，加水稀释，平衡向右移动，但 c(H＋)减小，A错误；电离常数与浓度无关，其数值在稀释过程中不变，B错误；＝＝，加水后c(F－)变小，Ka不变，则变小，C错误，D正确。
6. 高氯酸、硫酸、盐酸和硝酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。以下是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，下列说法错误的是( C )
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A.在冰醋酸中这四种酸都没有完全电离
B. 在冰醋酸中高氯酸是这四种酸中酸性最强的酸
C.在冰醋酸中硫酸的电离方程式为H2SO4===2H＋＋SO
D. 水对这四种酸的强弱没有区分能力，但冰醋酸可以区分这四种酸的强弱
[解析] 由H2SO4的Ka可知，H2SO4在冰醋酸中不能完全电离，C错误。
7. 室温下，将10 mL 0.1 mol/L醋酸溶液加水稀释。下列有关说法正确的是( D )
A.溶液中离子的数目减少
B. 再加入CH3COONa固体能促进醋酸的电离
C.醋酸的电离程度增大，c(H＋)亦增大
D. 溶液中增大
[解析] 醋酸是弱电解质，存在电离平衡，稀释促进醋酸电离出H＋和CH3COO－，故最终溶液中离子的数目增加，A错误；加入CH3COONa固体后，CH3COO－的浓度升高，抑制醋酸的电离，B错误；稀释醋酸溶液，醋酸电离程度增大，但c(H＋)减小，C错误；溶液中＝，温度不变，Ka的值不变，加水稀释后c(H＋)减小，故增大，D正确。
8.(2022·高淳模拟)醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOH??H＋＋CH3COO－，下列叙述错误的是( D )
A．升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数Ka增大
B. 将0.10 mol/L CH3COOH溶液加水稀释，溶液的pH变大
C. CH3COOH溶液中加少量的CH3COONa固体，平衡逆向移动
D. 25 ℃时，欲使醋酸溶液的pH、电离常数Ka和电离程度都减小，可加入少量冰醋酸
[解析] 电离是一个吸热过程，升高温度，醋酸的电离常数增大，平衡正向移动，A正确；将醋酸溶液加水稀释，电离程度增大，但溶液体积也在增大，氢离子浓度减小，溶液的pH增大，B正确；增大生成物的浓度，平衡逆向移动，C正确；加入冰醋酸，电离常数不变，D错误。
9. 下列关于电离常数的说法正确的是( C )
A.电离常数随着弱电解质浓度的增大而增大
B.CH3COOH的电离常数表达式为Ka＝
C.电离常数只受温度影响，与浓度无关
D.CH3COOH溶液中加入少量CH3COONa固体，电离常数减小
10．(2022·连云港模拟)常温下，下列操作(忽略过程中温度变化)可以使亚硫酸稀溶液中的值增大的是( C )
A．通入HCl气体 B.通入SO2气体
C. 加入NaOH固体 D.加入NaHSO4固体
[解析] 亚硫酸溶液中，有＝。向亚硫酸稀溶液中通入氯化氢气体，氯化氢在溶液中电离出氢离子，溶液中的c(H＋)增大，则的值减小，A错误；向亚硫酸稀溶液中通入二氧化硫气体，亚硫酸的浓度增大，溶液中的c(H＋)增大，则的值减小，B错误；向亚硫酸稀溶液中加入氢氧化钠固体，氢氧根离子与溶液中的氢离子反应，溶液中c(H＋) 减小，则的值增大，C正确；向亚硫酸稀溶液中加入硫酸氢钠固体，硫酸氢钠在溶液中电离出氢离子，溶液中的c(H＋)增大，则的值减小，D错误。
11．(2023·仪征模拟)醋酸的电离方程式为CH3COOH??CH3COO－＋H＋ ΔH>0。25℃时，0.1 mol/L醋酸溶液中存在下述关系：＝1.75×10－5，其数值是该温度下醋酸的电离平衡常数(Ka)。下列说法错误的是( C )
A．0.1 mol/L CH3COOH溶液中的c(H＋)约为1.3×10－3 mol/L
B. 等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液(25℃时，Ka＝6.2×10－10)，则pH：CH3COOHC. 该温度下0.01 mol/L醋酸溶液Ka<1.75×10－5
D. 升高温度，c(H＋)增大，Ka变大
[解析] 对于CH3COOH溶液，Ka＝，且c(CH3COO－)≈c(H＋)，则c(H＋)＝≈1.3×10－3 mol/L，A正确；弱酸的K值越大，等浓度的酸溶液的酸性越强，溶液的pH就越小，Ka：CH3COOH＞HA，则等物质的量浓度的CH3COOH溶液与HA溶液的pH：CH3COOH＜HA，B正确；因为电离平衡常数只和温度有关，该温度下0.01 mol/L醋酸溶液的Ka＝1.75×10－5，C错误；由于CH3COOH电离是吸热过程，所以升高温度，促进醋酸的电离正向移动，导致溶液中c(H＋)增大，Ka变大，D正确。
12. (2022·南菁高级中学)下表是几种弱酸在常温下的电离常数，下列说法中错误的是( D )
CH3COOH H2CO3 H2S H3PO4
Ka＝1.75×10－5 Ka1＝4.5×10－7 Ka2＝4.7×10－11 Ka1＝9.1×10－8 Ka2＝1.1×10－14 Ka1＝7.5×10－3 Ka2＝6.2×10－8 Ka3＝2.2×10－13
A.碳酸的酸性强于氢硫酸
B.多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定
C.向醋酸中逐滴滴入Na2CO3溶液发生反应：2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋H2O＋CO2↑
D.向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数变大
[解析] 由表格数据可知，Ka1(H2CO3)＞Ka1(H2S)，则碳酸的酸性强于氢硫酸，A正确；多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，则多元弱酸的酸性主要由第一步电离决定，B正确；由数据可知醋酸的酸性大于碳酸，向醋酸中逐滴滴入Na2CO3溶液，醋酸足量，则产生CO2，C正确；电离常数是温度的函数，向弱酸溶液中加少量NaOH溶液，电离常数不变，D错误。
13. 部分弱电解质的电离常数如下表，下列说法中错误的是( B )
弱电解质 HCOOH HCN H2CO3
电离常数(25 ℃) Ka＝1.8×10－4 Ka＝4.9×10－10 Ka1＝4.3×10－7Ka2＝5.6×10－11
A.结合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－
B.2CN－＋H2O＋CO2===2HCN＋CO
C.中和等体积、等c(H＋)的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者
D.25 ℃时，反应HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化学平衡常数为3.67×105
[解析]由HCOOH、HCN，H2CO3的电离常数可知，结合H＋的能力：CO>CN－>HCO>HCOO－，A正确；根据电离常数有CN－＋H2O＋CO2===HCN＋HCO，B错误；因为HCOOH的酸性比HCN强，中和等体积、等c(H＋)的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者，C正确；25 ℃时，反应HCOOH＋CN－??HCN＋HCOO－的化学平衡常数 K＝＝≈3.67×105，D正确。
14. (2022·海门中学)某温度下，将等体积、等c(H＋) 的盐酸和CH3COOH溶液分别加水稀释，溶液中的c(H＋)随溶液体积变化的曲线如右图所示。下列说法正确的是( B )
A.曲线Ⅱ表示的是盐酸的变化曲线
B.b点对应的溶液的导电能力比c点对应的溶液的导电能力强
C.取等体积的a点、b点对应的溶液与NaOH反应，消耗的NaOH的量相同
D.b点对应的酸的总浓度大于a点对应的酸的总浓度
[解析] CH3COOH属于弱电解质，稀释时会促进CH3COOH电离出H＋，故稀释时c(H＋)的变化要比盐酸中c(H＋)的变化慢一些，即曲线Ⅰ是盐酸的变化曲线，曲线Ⅱ是CH3COOH溶液的变化曲线，A错误；溶液的导电能力与溶液中离子的浓度有关，离子浓度：b>c，b、c点溶液中所含离子种类相同，故导电能力：b>c，B正确；a点、b点表示溶液稀释相同倍数，此时溶质的量没有发生变化，都等于稀释前溶质的物质的量，稀释前两溶液中c(H＋)相同，但CH3COOH为弱酸，则c(CH3COOH)>c(HCl)，稀释前n(CH3COOH)>n(HCl)，则CH3COOH消耗NaOH的量多，C错误；稀释前c(CH3COOH)>c(HCl)，稀释相同倍数后，c(CH3COOH)仍大于c(HCl)，D错误。
15. 25 ℃时，几种弱酸的电离常数如下：
弱酸 HNO2 CH3COOH HCN H2CO3
电离常数 Ka＝5.1×10－4 Ka＝1.96×10－5 Ka＝6.2×10－10 Ka1＝4.4×10－7Ka2＝4.7×10－11
(1)根据上表数据填空：
①物质的量浓度相同的四种酸，其酸性由强到弱的顺序是 HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN 。
②分别向等体积、等c(H＋)的盐酸和 CH3COOH 溶液中加入足量的Zn粉，反应刚开始时产生H2的速率：v(HCl) ＝ (填“＝”“>”或“<”，下同)v(CH3COOH)；反应完全后，盐酸与Zn粉反应所得氢气的质量 < 醋酸所得氢气的质量。
③将0.2 mol/L HCN溶液与0.1 mol/L Na2CO3溶液等体积混合，发生反应的化学方程式为 HCN＋Na2CO3===NaCN＋NaHCO3 。
(2)CO、NO、CN－、CH3COO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为 CO>CN－>CH3COO－>NO (用离子符号表示)。
(3)该温度下，0.1 mol/L的CH3COOH溶液中的c(H＋)＝ 1.4×10－3 mol/L。
[解析] (1)①电离常数越大酸性越强，酸性由强到弱的顺序为HNO2>CH3COOH>H2CO3>HCN。②c(H＋) 相同的不同弱酸中，氢离子浓度相同，与Zn粉反应的速率相同；醋酸的浓度大于盐酸的浓度，所以盐酸与Zn粉反应所得氢气的质量小于醋酸所得氢气的质量。③由电离常数可知，酸性：H2CO3>HCN>HCO，则将0.2 mol/L HCN溶液与 0.1 mol/L Na2CO3溶液等体积混合，发生反应的化学方程式为HCN＋Na2CO3===NaCN＋NaHCO3。
(2)酸越弱，酸根离子结合质子的能力越强，则CO、NO、CN－、CH3COO－结合H＋的能力由强到弱的顺序为CO>CN－>CH3COO－>NO。
(3) CH3COOH??CH3COO－＋H＋
c(起始)/(mol/L) 0.1 0 0
c(变化)/(mol/L) x x x
c(平衡)/(mol/L) 0.1－x x x
K＝≈＝1.96×10－5
x＝1.4×10－3mol/L(共16张PPT)
高中化学
人教版 选择性必修1
第一节 电离平衡
课时15 电离平衡常数
第三章 水溶液中的离子反应与平衡
目
录
Contents
关键能力
举题说法
关键能力
一、能力打底 概念辨析
判断下列说法的正误(正确的画“√”，错误的画“×”)。
(2) 电离平衡右移，电解质分子的浓度一定减小，离子浓度一定增大。( )
(4) 电离平衡向右移动，弱电解质的电离度一定增大。( )
(5) 弱电解质的电离平衡右移，电离平衡常数一定增大。( )
(6) 电离平衡常数大的酸溶液中的c(H＋)一定比电离平衡常数小的酸溶液中的c(H＋)大。( )
×
×
×
×
×
×
二、 电离平衡状态
1. 弱电解质的电离平衡的建立
在一定条件下(如温度和浓度)，________________________的速率和____________ _____的速率相等时，电离过程达到电离平衡状态。
弱电解质分子电离成离子
离子结合成
分子
2. 电离平衡的特征
3. 影响因素
条件改变 平衡移动方向 c(H＋) n(H＋) 电离程度 导电能力
升高温度 向右移动 增大 增大 增大 增强
加水 向右移动 减小 增大 增大 减弱
通HCl 向左移动 增大 增大 减小 增强
加少量NaOH(s) 向右移动 减小 减小 增大 增强
加少量CH3COONa(s) 向左移动 减小 减小 减小 增强
加少量CH3COOH 向右移动 增大 增大 减小 增强
三、 电离平衡常数
1. 概念：在一定温度下，当弱电解质在水溶液中达到电离平衡时，溶液中电离出的各离子________________与未电离的分子的__________的比值是一个常数。
3. 影响因素及意义
(1)电离平衡常数只与________有关，升高________，K值________。
(2)表示弱电解质的电离能力。一定温度下，K值越大，弱电解质的电离程度越______，酸(或碱)性越______。
浓度幂的乘积
浓度幂
温度
温度
增大
大
强
举题说法
1
类型1 电离平衡的影响因素
D
①加少量烧碱 ②升高温度 ③加少量冰醋酸 ④加水
A．①② B.①③
C.③④ D.②④
2
类型2 弱碱稀释过程中，相关量的变化图像判断
25 ℃时不断将水滴入0.1 mol/L氨水中，下列图像变化合理的是( )
C
[解析] 氨水的pH不可能小于7，A错误；NH3·H2O的电离程度在稀释过程中始终增大，B错误；温度不变，Kb不变，D错误。
3
类型3 弱酸稀释过程中相关量的变化判断
一定温度下，将一定质量的冰醋酸加水稀释过程中，溶液的导电能力变化如图所示，下列说法中正确的是( )
C
A．a、b、c三点溶液的pH：cB．a、b、c三点CH3COOH的电离程度：cC．用湿润的pH试纸测量a点处溶液的pH，测量结果偏小
D．a、b、c三点溶液用1 mol/L NaOH溶液中和，消耗NaOH溶液的体积：c[解析] 由导电能力知c(H＋)：b>a>c，pH：c>a>b，A错误；加水体积越大，越利于CH3COOH电离，电离程度：c>b>a，B错误；用湿润的pH试纸测量a处溶液的pH，相当于稀释a点溶液，由图可知a―→b过程中c(H＋)增大，则a点处的pH测量结果偏小，C正确；a、b、c三点n(CH3COOH)相同，用NaOH溶液中和时消耗的n(NaOH)相同，故消耗V(NaOH)：a＝b＝c，D错误。