人教版高中化学选修4教学讲义，复习补习资料（含知识讲解，巩固练习）：12【基础】电离平衡的移动

电离平衡的移动(基础）

【学习目标】
1、了解电离平衡状态及特征；
2、掌握影响电离平衡的因素。
【要点梳理】
要点一、影响电离平衡的因素。

当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律是：
1、浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度会减小。
2、温度：温度越高，电离程度越大。因电离过程是吸热过程，升温时平衡向右移动。
3、同离子效应：如在醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀HCl，平衡也会左移，电离程度也减小。
4、能反应的物质：如在醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
要点诠释：使弱酸稀释和变浓，电离平衡都向右移动，这二者之间不矛盾。我们可以把HA的电离平衡HAH++A－想象成一个气体体积增大的化学平衡：A（g）B（g）+C（g），稀释相当于增大体积，A、B、C的浓度同等程度地减小即减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动，B、C的物质的量增加但浓度减小，A的转化率增大；变浓则相当于只增大A的浓度，v（正）加快使v（正）＞v（逆），平衡向正反应方向移动，A、B、C的物质的量和浓度均增大，但A的转化率降低了，A的物质的量分数增大了而B、C的物质的量分数减小了。A的转化率即相当于弱酸的电离程度。
要点二、电离平衡常数

1．概念：在一定条件下，弱电解质的电离达到平衡时，弱电解质电离形成的各种离子的浓度的乘积跟溶液中未电离的分子的浓度的比值是—个常数，这个常数叫做电离平衡常数。用K表示。
2．数学表达式。
对一元弱酸（HA）：HAH++A－
。
对一元弱碱（BOH）：BOHB++OH－
。
3．K的意义：K值越大，表示该弱电解质越易电离，所对应的弱酸（弱碱）越强。从Ka和Kb的大小，可以判断弱酸和弱碱的相对强弱，例如弱酸的相对强弱：H2SO3（Ka1=1.5×10－2）＞H3PO4（Ka1=7.5×10－3）＞HF（Ka=3.5×10－4）＞H2S（Ka1=9.1×10－8）。
[说明] （1）多元弱酸只比较其Ka1；（2）同化学平衡常数一样，电离平衡常数K值不随浓度而变化，仅随温度而变化。
4．多元弱酸的电离：多元弱酸的电离是分步（级）进行的，且一步比一步困难，故多元弱酸的溶液的酸性主要由第一步电离来决定。如H3PO4的电离（如图）：
/
H3PO4H++H2PO4－ Ka1
H2PO4－H++HPO42－ Ka2
HPO42－H++PO43－ Ka3
要点诠释：Ka1＞Ka2＞Ka3，在H3PO4溶液中，由H3PO4电离出来的离子有H+、H2PO4－、PO43－等，其离子浓度的大小关系为c (H+)＞c (H2PO4－)＞c (HPO42－)＞c (PO43－)。
要点三、弱电解质的电离度
1．概念：当弱电解质在溶液里达到电离平衡时，溶液中已电离的电解质分子数占原来分子总数（包括已电离的和未电的）的百分率叫做电离度。常用表示。
2．数学表达式。
[说明] 上式中的分子数也可用物质的量、物质的量浓度代替。
3．影响电离度的因素
（1）内因：电解质的本性，不同的弱电解质由于结构不同，电离度也不同。通常电解质越弱，电离度越小。
（2）外因。
浓度：加水稀释。电离平衡向电离方向移动，故溶液浓度越小，电离度越大。
温度：电解质的电离过程是吸热过程，故温度升高，电离度增大。
由此可见，可以根据相同条件下（温度、浓度）电离度的大小来判断不同弱电解质的相对强弱。例如：25℃时，0.1 mol·L－1的氢氟酸的=7.8％，0.1 mol·L－1的醋酸的=1.3％，所以酸性：HF＞CH3COOH。
要点四、一元强酸与一元弱酸的比较
1．物质的量浓度相同、体积相同时。
比较项目
酸
c (H+)
pH
中和碱的能力
与活泼金属产生H2的量
开始与金属反应的速率
一元强酸
大
小
相同
相同
大
一元弱酸
小
大
小
2．pH相同、体积相同时。
酸
c (H+)
c (酸)
中和碱的能力
与活泼金属产生H2的量
与金属反应的速率
一元强酸
相同
小
小
少
开始相同，后来弱酸大
一元弱酸
大
大
多
[说明] 一元强碱与一元弱碱的比较规律与上类似。
【典型例题】
类型一：弱电解质的电离平衡
例题1 在0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+
对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）。
A．加入水时，平衡向逆反应方向移动
B．加入少量NaOH固体，平衡向正反应方向移动
c．加入少量0.1 mol·L－1 HCl溶液，溶液中c (H+)减小
D．加入少量CH3COONa固体，平衡向正反应方向移动
【思路点拨】本题考查影响弱电解质电离平衡的因素。溶液浓度越小，电离程度越大；温度越高，电离程度越大，除此之外还需要考虑其他离子的间接影响。
【答案】B
【解析】根据勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个条件，平衡会向着能够减弱这种改变的方向移动，但平衡的移动不能完全消除这种改变。A项加入水时，c (CH3COOH)+c (CH3COO－)+c (H+)减小，平衡向其增大的方向（也就是正方向）移动；B项加入NaOH与H+反应，c (H+)变小，平衡向正反应方向移动；C项加入HCl时c (H+)变大，平衡向其减小的方向（也就是逆方向）移动，但最终c (H+)比未加HCl前还是要大；D项加入CH3COONa，c (CH3COO－)增大，平衡向逆反应方向移动。
【总结升华】（1）电离平衡状态特征的核心是“等”，“等”决定了“定”。“动”是“变”的基础，没有“动”也就没有“变”，“变”又是“动”的表现。（2）化学平衡原理（勒夏特列原理）也适用于电离平衡。
举一反三：
【变式1】（2019 西城检测）保持温度不变，用水稀释0.1 mol·L―1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ）。
A．c (OH―) / c (NH3·H2O) B．c (NH3·H2O) / c (OH―)
C．NH4+的物质的量 D．OH―的物质的量
【答案】B
【解析】氨水中存在电离平衡：NH3·H2ONH4 ++OH―，稀释时，平衡右移，NH3·H2O的电离程度增大，NH4+、OH―的物质的量增大，C、D项错误；稀释时，NH3·H2O的物质的量减小，OH―的物质的量增大，由于，故该比值增大，A项错误，B项正确。
【变式2】在CH3COOHH＋＋CH3COO－的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是(　　)
A．加入NaOH B．加入盐酸 C．加水 D．升高温度
【思路点拨】加入水时平衡应向正反应方向移动。
【答案】D
【解析】加入NaOH，中和了H＋，使电离平衡右移但氢离子浓度减小，A错；加入盐酸，氢离子浓度增大但电离平衡左移，B错；加水使电离平衡右移且氢离子浓度减小，C错；升高温度促进电离平衡右移且氢离子浓度增大，故答案为D。
【总结升华】加入水时，溶液中氢离子的物质的量增多但由于溶液体积增大的倍数更多，故氢离子的浓度减小。
类型二：电离平衡常数和电离度
例题2 在25℃时，相同浓度的HF、CH3COOH和HCN（氢氰酸）溶液，它们的电离平衡常数分别是3.5×10－4、1.8×10－5、4.9×10－10，其中，氢离子的浓度最大的是______，未电离的溶质分子浓度最大的是______。
【思路点拨】本题考查弱电解质的电离平衡常数。平衡常数越大，表明弱电解质的电离程度越大，相应未电离的溶质分子数越少。
【答案】HF HCN
【解析】一定温度下，弱酸溶液中氢离子浓度与电离常数（K）和溶液的物质的量浓度的关系可以从以下过程推出，设弱酸为HA，其物质的量浓度为c，c (H+)记作x。
HA H+ + A－
起始 c 0 0
平衡 c－x x x
则
对于难电离的弱酸（K很小）溶液，，故，则上式可变为，即。
一定温度下，当溶液的浓度一定时，c (H+)随电离常数的增大而增大。题中K (HF)＞K (CH3COOH)＞K (HCN)，故氢离子浓度HF溶液最大，余下的未电离的HF分子最少，而HCN溶液中未电离的HCN分子最多。
【总结升华】弱电解质的电离平衡仍然是化学平衡中的一种，仍然可以用勒夏特列原理理解。电离平衡常数的表达及意义也是相同的。
举一反三：
【变式1】18℃时，H2A（酸）：K1=4.3×10－7，K2=2.1×10－12，H2B（酸）：K1=1.0×10－7，K2=6.3×10－13，在浓度相同的两种溶液中，用“＞”“＜”或“＝”填空：
（1）H+的浓度：H2A________H2B；
（2）酸根离子的浓度：c (A2－)________c (B2－)；
（3）酸分子的浓度：c (H2A)________c (H2B)；
（4）溶液导电能力：H2A________H2B。
【答案】（1）＞ （2）＞ （3）＜ （4）＞
类型三：一元强酸（碱）和一元弱酸（碱）的比较
例题3 对室温下pH相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别采取下列措施，有关叙述正确的是（ ）。
A．加适量的醋酸钠晶体后，两溶液的pH均增大
B．使温度都升高20℃，两溶液的pH均不变
C．加水稀释2倍后，两溶液的pH均减小
D．加足量的锌充分反应后，两溶液中产生的氢气一样多
【思路点拨】溶质浓度相同的一元强酸、一元弱酸，由于弱酸是部分电离，所以其溶液中电离出的氢离子浓度小，相应pH大。但溶质所能全部电离出的氢离子总数是相同的。
【答案】A
【解析】醋酸是弱酸，存在电离平衡；盐酸是强酸，不存在电离平衡。pH相同即c (H+)相同，体积又相同，则两者已电离出n (H+)相同，但盐酸中的H+已全部电离，而醋酸中还有许多醋酸分子未电离，A选项加入CH3COONa晶体，前者抑制CH3COOH电离，使c (H+)减小，后者直接发生反应：CH3COO－+H+＝CH3COOH，c (H+)也减小，两者pH均增大。A选项正确；B选项，升高温度，二者pH均改变；C选项，加水稀释，溶液的pH均增大；D选项，足量锌与二者充分反应，由于CH3COOH的物质的量远大于HCl，故CH3COOH产生的H2多。
【总结升华】弱酸中c (H+)下降后，可进一步电离。c (H+)相同、体积相同时，弱酸中所含溶质的物质的量要比强酸大得多。
举一反三：
【变式1】在a、b两支试管中，分别装上形态相同、质量相等的一颗锌粒，然后向两支试管中分别加入相同物质的量浓度、相同体积的稀盐酸和稀醋酸。填写下列空白：
（1）a、b两支试管中的现象：相同点是________；不同点是________；原因是________。
（2）a、b两支试管中生成气体的体积开始时是V（a）________V（b）；反应完毕后生成气体的总体积是V（a）________V（b）；原因是________。
【答案】
（1）都产生无色气泡 a中反应速率较快 盐酸是强酸，醋酸是弱酸，盐酸溶液中c (H+)比醋酸中的大
（2）大于 等于 开始反应时，盐酸溶液中H+浓度较大，但H+的总的物质的量相等
【变式2】（2019 无锡模拟）在下列实验方法中，不能证明醋酸是弱酸的是(　　)
A．25 ℃时，醋酸钠溶液呈碱性
B．25 ℃时，0.1mol·L－1的醋酸的pH约为3
C．25 ℃时，等体积的盐酸和醋酸，前者比后者的导电能力强
D．25 ℃时，将pH＝3的盐酸和醋酸稀释成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多
【答案】C
【解析】A项：25 ℃时，醋酸钠溶液呈碱性，是醋酸根水解所造成的，能说明醋酸是弱酸；
B项：25 ℃时，0.1mol·L－1的醋酸的pH约为3，得出醋酸溶液中c(H＋)<0.1mol·L－1，说明醋酸未完全电离，是弱酸；
C项：溶液的导电能力与溶液中离子浓度大小有关，25 ℃时等体积的盐酸和醋酸，前者比后者的导电能力强，只说明盐酸中自由移动的离子浓度大于醋酸溶液，不能说明盐酸、醋酸的电离程度大小，不能证明醋酸为弱酸；D项：25 ℃时，将pH＝3的盐酸和醋酸稀释成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多，说明醋酸溶液存在电离平衡是弱酸，C项符合题意。
【巩固练习】
一、选择题
1．在CH3COOHCH3COO－+H+的电离平衡中，要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是( )。
A．加入NaOH固体 B．加浓盐酸 C．加水 D．加热
2．将0.05mol NaOH固体加入到100mL下列溶液中，溶液导电能力变化不大的是( )。
A．自来水 B．0.5mol/L盐酸
C．0.5mol/L醋酸 D．0.5mol/L NH4Cl
3．已知0.1 moL/L的醋酸溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO－+H+，要使溶液中c (H+)/c (CH3COOH)值增大，可以采取的措施是( )。
A．加少量烧碱溶液 B．升高温度 C．加少量冰醋酸 D．加水
4．HClO是比H2CO3还弱的酸，为了提高氯水中HClO的浓度，可加入( )。
A．HCl B．CaCO3(s) C．H2O D．NaOH(s)
5．(2019 衡水中学)稀氨水中存在着下列平衡：NH3·H2ONH4+＋OH－，若要使平衡逆向移动，同时使
c(OH－)增大，应加入适量的物质是(　　)
A．NaOH固体 B．硫酸 C．NH4Cl固体 D．水
6．一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为减缓反应速率不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的( )。
A．NaOH(固) B．H2O
C．NH4Cl(固) D．CH3COONa(固)
7．在100 mL 0.1mol·L－1的CH3COOH溶液中欲使CH3COOH的电离度增大且c (H+)降低，可采用的方法是( )。
①加少量l mol·L－1的NaOH溶液 ②加少量1 mol·L－1的盐酸 ③加100 mL水 ④加热
A．①② B．①③ C．③④ D．①④
8．（2019 北京西城期中）25 ℃时将水不断滴入0.1 mol·L－1的氨水中，下列变化的图像合理的是(　　)
/
9．硫化氢的水溶液中有如下的动态平衡关系：H2SH++HS-；HS-H++S2-；H2OH++OH-。在浓度为0.1mol/L的H2S溶液中，下列各离子浓度间的关系正确的是( )。
A．c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
B．2c(H+)=2c(HS-)+c(S2-)+2c(OH-)
C．c(H+)=c(HS-)+c(S2-)
D．c(S2-)+c(HS-)+ c(H2S)=0.1mol/L
10．下列关于电解质溶液的正确判断是( )　　
　　A．在pH=12的溶液中，K+、Cl-、HCO3-、Na+可以常量共存
　　B．在pH=0的溶液中，Na+、NO3-、SO32-、K+可以常量共存
　　C．由0.1 mol·L-1一元碱BOH溶液的pH=10，可推知BOH溶液存在BOH＝B++OH-
　　D．由0.1 mol·L-1一元酸HA溶液的pH=3，可推知NaA溶液存在A-+H2O/HA+OH-
二、非选择题
1．在0.2 mol/L氨水中存在下列平衡：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH－，当改变条件时，表中各项有何变化？请填入表格中。
改变条件
平衡移动方向
c (OH－)
c (NH4+)
通NH3至饱和
加少量HCl
加少量NaOH
加适量水
加少量NH4Cl
加少量AlCl3
2．在一定温度下，无水醋酸加水稀释的过程中，溶液的导电能力I随加入水的体积V变化的曲线如图所示。
请回答：
(1)“O”点导电能力为0的理由是________________。
(2)a、b、c三点处，溶液的c (H+)由小到大的顺序为________。
(3)a、b、c三点处，电离程度最大的是________。
(4)若要使c点溶液中c(Ac－)增大，溶液c (H+)减小，可采取的措施是：①________，②________，③________。
3．Al(OH)3的电离方程式可表示为：H2O+AlO2－+H+Al(OH)3Al3++3OH－。
试根据平衡移动原理，解释下列有关问题。
(1)向Al(OH)3沉淀中加入盐酸，沉淀溶解，其原因是________，有关离子方程式为________。
(2)向Al(OH)3沉淀中加入苛性钠溶液，沉淀溶解，其原因是________，有关离子方程式为________。
4．将6 g CH3COOH溶于水制成1 L溶液，此溶液的物质的量浓度为________，经测定溶液中含CH3COO－为1.4×10－3 mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数：Ka=________，升高温度，Ka将________(填“变大”“不变”或“变小”)。
5．（2019 山东滨州）（1）为了证明一水合氨是弱碱，甲、乙、丙三位同学分别设计以下实验进行探究。
①甲同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L―1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，理由是______
__________________________________________。
②乙同学取10 mL 0.10 mol·L―1氨水，用pH试纸测出其pH为a，然后用蒸馏水稀释至1000 mL，再用pH试纸测出其pH为b，若要确认一水合氨是弱电解质，则a、b应满足的关系是________（用等式或不等式表示）。
③丙同学取出10 mL 0.1 mol·L―1氨水，滴入2滴酚酞溶液，显粉红色，再加入NH4Cl晶体少量，观察到的现象是_______________________________，则证明一水合氨是弱电解质。
（2）向25 mL 0.10 mol·L―1的盐酸中滴加氨水至过量，该过程中离子浓度大小关系可能正确的是________。
a．c (Cl―)=c (NH4+)＞c (H+)=c (OH―)
b．c (Cl―)＞c (NH4+)=c (H+)＞c (OH―)
c．c (NH4+)＞c (OH―)＞c (Cl－)＞c (H+)
d．c (NH4+)＞c (Cl―)＞c (H+) ＞c (OH－)
（3）常温下，0.10 mol·L―1的NH4Cl溶液pH为5，则一水合氨的电离常数Kb=________。
【答案与解析】
1．D
【解析】根据平衡移动原理，要使平衡右移，可采取的措施是加入NaOH固体、加水稀释或加热。而要氢离子浓度增大，则可采取的措施是加入浓盐酸或加热，所以要使电离平衡右移，且氢离子浓度增大，应采取的措施是加热。
2．BD
【解析】自来水以及0.5mol/L的醋酸溶液导电能力很弱，但加入NaOH后可使溶液中自由移动离子浓度增大，进而使得溶液导电能力增强，A、C均不能选；在0.5mol/L的盐酸及NH4Cl中，溶质均为强电解质，导电能力相对较强，加入NaOH后发生反应仍然生成等量的强电解质，所以溶液导电能力变化不大，B、D选项符合题意。
3．BD
【解析】选项A，加少量NaOH时，H+与OH―结合生成难电离的H2O，使c (H+)/c (CH3COOH)值减小。选项B，CH3COOH的电离是吸热反应，升温c (H+)增大，c (CH3COOH)减小，故c (H+)/c (CH3COOH)值增大。选项C，加入无水CH3COOH时，c (CH3COOH)增大量大于c (H+)增大量，致使c (H+)/c (CH3COOH)值减小。选项D，对于弱电解质来说，加水稀释促进电离，故c (H+)/c (CH3COOH)值增大，故选B、D。
4．B
【解析】根据Cl2+H2OHCl+HClO，加入CaCO3与HCl反应使平衡正向移动(注意：因酸性HClO＜H2CO3，故CaCO3不与HClO反应)。
5．A
【解析】加入NaOH固体，c(OH－)增大，平衡逆向移动，A符合题意；当加入硫酸时，H＋中和OH－，使平衡右移，c(OH－)减小，当加入NH4Cl固体，c(NH)增大，平衡逆向移动，c(OH－)减小，加入水，平衡右移，c(OH－)减小，故B、C、D都错。

6．BD
【解析】解答本题时注意减缓反应速率的同时不影响生成氢气的总量。A选项中的NaOH与盐酸反应，会永久性降低H+总量，不符合；C选项会使得溶液中H+增大，加快反应速率，不符合；B选项中加水可使得H+浓度降低但数量不变，符合题意；D选项中的醋酸钠可与盐酸反应生成醋酸，但随着反应的进行，醋酸仍可释放出H+，所以不会影响生成氢气的总量。本题选BD。
7．B
【解析】NaOH与CH3COOH中和，使醋酸的电离程度增大了，但溶液中的氢离子浓度降低了，①可行；加入盐酸会抑制醋酸的电离，导致醋酸的电离程度减小，且氢离子浓度增大了，②不可行；③可行；加热会促进电离，使醋酸的电离程度增大，从而使氢离子浓度增大，④不可行。
8. A
【解析】B项：一水合氨的电离程度应逐渐增大。C项：导电性应减弱。D项：c(OH－)应减小。
9．AD
【解析】首先根据电荷守恒，溶液中阳离子所带电荷总数等于阴离子所带电荷总数，所以A选项正确而B、C错误，注意浓度前的系数等于离子所带的电荷数；再根据物料守恒，即溶液中硫的所有可能存在的形式的加和必然等于0.1mol/L，所以D选项也正确。
10．D
【解析】本题将离子共存、弱电解质的电离、盐的水解等知识融于一体，体现了综合的特点。解题的关键是要清楚电解质溶液的浓度与pH的关系。A项，HCO3-在碱性溶液中不能常量存在；B项，SO32-在酸性溶液中不能常量存在，且在酸性溶液中NO3-能将SO32-氧化为SO42-；C项，该碱属于弱碱，其电离过程应该是可逆的。
二、非选择题
1．
改变条件
平衡移动方向
c (OH－)
c (NH4+)
通NH3至饱和
向右移动
增大
增大
加少量HCl
向右移动
减小
增大
加少量NaOH
向左移动
增大
减小
加适量水
向右移动
减小
减小
加少量NH4Cl
向左移动
减小
增大
加少量AlCl3
向右移动
减小
增大
2．(1)在“O”点处醋酸未电离，无自由移动的离子存在 (2)c＜a＜b (3)c (4)加入NaOH固体 加入Na2CO3固体 加入镁、锌等活泼金属
【解析】因为被稀释的是纯醋酸，“O”点时只有分子，没有自由移动的离子，所以导电能力为0，而在以后的几点，导电能力强，说明自由移动的离子浓度大，因此a、b、c三点处溶液的c (H+)由小到大的顺序为c＜a＜b。在醋酸溶液中存在CH3COOHCH3COO―+H+，要使c (CH3COO―)增大、c (H+)减小，需要在溶液体积不变的情况下，使平衡向右移动，并消耗H+，可采取加NaOH固体、碳酸钠固体或镁、锌等活泼金属的措施。
3．(1)盐酸中的H+与OH―结合生成水，使平衡中c (OH―)减小，平衡向右移动，Al(OH)3沉淀不断溶解Al(OH)3+ 3H+＝Al3++3H2O (2)苛性钠溶液中OH―结合H+生成水，使上述平衡中c (H+)减小，平衡向左移动，Al(OH)3沉淀不断溶解 Al(OH)3+OH―＝AlO2―+2H2O
4．0.1 mol·L―1 1.96×10―5 mol·L―1 变大
【解析】。
因为 CH3COOH CH3COO― + H+
起始/(mol·L―1) 0.1 0 0
平衡/(mol·L―1) 0.1―1.4×10―3 1.4×10―3 1.4×10―3
所以。
5．（1）①如果一水合氨是强碱，0.10 mol·L－1氨水的pH为13，溶液的pH=10＜13，所以一水合氨是弱碱
②(a－2)＜b＜a ③溶液的颜色变浅
（2）abc （3）1×10―5
【解析】（1）①甲同学用pH试纸测得室温下0.10 mol·L－1氨水的pH为10，则认定一水合氨是弱电解质，理由是如果一水合氨是强碱，0.10 mol·L―1氨水的pH为13，溶液的pH=10＜13，所以一水合氨是弱碱；
②若是强碱，稀释100倍，pH减小2个单位，由于一水合氨是弱碱，稀释过程中，促进电离，c (OH―)变化的幅度变小，pH减小幅度小于2个单位，则有(a―2)＜b＜a；③如果一水合氨是弱碱，则存在电离平衡NH3·H2O NH4++OH―，向氨水中加入氯化铵后，c (NH4+)增大，平衡逆向移动，溶液中c (OH―)降低，溶液的碱性减弱，则溶液的颜色变浅。
（2）a项，氨水稍过量，混合液呈中性，c (Cl―)=c (NH4+)＞c (H+)=c (OH―)，a正确；b项，盐酸过量，符合电荷守恒，b正确；c项，氨水远远过量，溶液为氨水和氯化铵的混合液，一水合氨的电离程度大于铵根离子的水解程度，溶液呈碱性，c (NH4+)＞c (OH―)＞c (Cl―)＞c (H+)，c正确；d项，违反电荷守恒，d错误。
（3）常温下，0.10mol·L-l的NH4Cl溶液pH为5，NH4+的水解常数Kh==10—9，则一水合氨的电离常数Kb===Kw/Kh=1×10—5。