高考化學(xué)總復(fù)習(xí)專題八弱電解質(zhì)的電離平衡教學(xué)案

1、精品文檔課時1弱電解質(zhì)的電離平衡2018備考最新考綱1. 了解電解質(zhì)的概念；了解強電解質(zhì)和弱電解質(zhì)的概念。2.理解弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡，并能利用電離平衡常數(shù)進(jìn)行相關(guān)計算。考點一 弱電解質(zhì)的電離（考點層次A-自學(xué)、識記、辨析）1 .強、弱電解質(zhì)概念（HF等除外）。弱電解質(zhì)主（2）與化合物類型的關(guān)系強電解質(zhì)主要是大部分離子化合物及某些強極性鍵的共價化合物要是某些弱極性鍵的共價化合物。2 .電離方程式的書寫(1)弱電解質(zhì)多元弱酸分步電離，且第一步電離程度遠(yuǎn)遠(yuǎn)大于第二步，如H2CO的電離方程式：H2COH+十 HCOHC®J + CO-。多元弱堿電離方程式一步寫成，如Fe(OH)3電

2、離方程式：Fe(OH)3Fe3+ + 3OH。(2)酸式鹽強酸的酸式鹽在溶液中完全 .電離，如：NaHSO=Nm + J + SO-。弱酸的酸式鹽中酸式酸根在溶液中不能完全電離，如：NaHC3=NU+ HCO, HC§H*+ CO-。提醒：電解質(zhì)、非電解質(zhì)均是化合物，鹽酸、銅雖能導(dǎo)電，但它們既不是電解質(zhì)也不是非 電解質(zhì)。CO、SO、SO、NH等溶于水也導(dǎo)電，是它們與水反應(yīng)生成新物質(zhì)后而導(dǎo)電的，而它們液 態(tài)時不導(dǎo)電，故屬于非電解質(zhì)。BaSO等雖難溶于水，但溶于水的部分卻能完全電離，屬于強電解質(zhì)。3 .弱電解質(zhì)的電離平衡(1)電離平衡的建立在一定條件(如溫度、濃度等)下，當(dāng)弱電解質(zhì)分子電

3、離成離子的速率和離子結(jié)合成弱電解質(zhì)分子的速率相等時，電離過程就達(dá)到平衡。平衡建立過程如圖所示：(2)電離平衡的特征精品文檔（3）外界條件對電離平衡的影響溫度：溫度升高，電離平衡向右移動,電離程度增大。濃度：稀釋溶液，電離平衡向右移動,電離程度增大。同離子效應(yīng)：加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向左移動，電離程度減_小。加入能反應(yīng)的物質(zhì)：電離平衡向右移動,電離程度增大。提醒：稀醋酸加水稀釋時，溶液中的各離子濃度并不是都減小，如C（OHI ）是增大的。電離平衡右移，電解質(zhì)分子的濃度不一定減小，如稀醋酸中加入冰醋酸。電離平衡右移，電離程度也不一定增大。VS教材高考1. （RJ選彳4 P

4、443改編）判斷下列說法是否正確（1）強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子，弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子（V）（2）氨氣溶于水，當(dāng)C（OH ） =C（N）時，表明NH H 2。電離處于平衡狀態(tài)（X）（3）共價化合物一定是弱電解質(zhì)（X）（4）強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力一定比弱電解質(zhì)溶液強 （X ）（5）中和等體積、等物質(zhì)的量濃度的鹽酸和醋酸溶液，鹽酸所需氫氧化鈉多于醋酸（X）2. （RJ選彳4 - P 432改編）某酸堿指示劑是一種有機酸，其在水溶液中的電離平衡與其呈現(xiàn)顏色相關(guān)：HIn（紅色）U + In 一（黃色），若向含此指示劑的 5 mL 0.1 mol L 一的鹽酸中加入10 mL 0.1 mol L

5、 一的NaOH§液，則溶液的顏色變化為 （）A.紅色變?yōu)闊o色B.黃色變?yōu)闊o色C.紅色變?yōu)辄S色D.黃色變?yōu)榧t色答案 C3. （溯源題）（2016 上?；瘜W(xué)，6）能證明乙酸是弱酸的實驗事實是。CHCOO解液與Zn反應(yīng)放出H20.1 mol/L CH 3COON溶液的pH大于7CHCOOHg液與N&CO反應(yīng)生成CQ0.1 mol/L CH 3CQQHg液可使紫色石蕊變紅探源：本考題源于教材 RJ選彳4 P41 "思考與交流”及其拓展，對弱電解質(zhì)電離的影響因素 （加水稀釋）進(jìn)行了考查。診斷性題組1 .基礎(chǔ)知識判斷，正確的打“，”，錯誤的打“x”。（1）HClQ是弱酸，所以N

6、aClQ是弱電解質(zhì)（X）（2）弱電解質(zhì)溶液中存在溶質(zhì)分子，而強電解質(zhì)溶液中不存在溶質(zhì)分子（V）（3）AgCl的水溶液不導(dǎo)電，而 CHCQQHJ水溶液能導(dǎo)電，故 AgCl是弱電解質(zhì)，CHCQQIM強 電解質(zhì)（X）（4）由0.1 mol - L 1氨水的pH為11,可知溶液中存在 NH3 - H 2QNF4+QH（ V）為確定某酸 HA是強酸還是弱酸，可測NaHA§液的pH若pH>7則H2A是弱酸；若pH<7, 則H2A是強酸（X）（6）弱電解質(zhì)在溶液里達(dá)到電離平衡時，分子的濃度和離子的濃度一定相等（X ）（7）對CHCQQ進(jìn)行稀釋時，會造成溶液中所有離子濃度減?。╔ ）2

7、.稀氨水中存在著下列平衡：NH-H2QNhJ + QH,若要使平衡向逆反應(yīng)方向移動，同時使c（QH ）增大，應(yīng)加入的物質(zhì)或采取的措施是（）NHCl固體硫酸NaQH固體水加熱加入少量MgSQK體A.B.C.D.解析 若在氨水中加入 NHCl固體，c（N甫）增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，c（QH ）減小，不合題意；硫酸中的 h+與OH反應(yīng)，使C(OH )減小，平衡向正反應(yīng)方向移動，不合題意； 當(dāng)在氨水中加入 NaOHK體后，c(OHI )增大，平衡向逆反應(yīng)方向移動，符合題意；若在氨 水中加入水，稀釋溶液，平衡向正反應(yīng)方向移動，但c(OH )減??；不合題意；電離屬吸熱過程，加熱平衡向正反應(yīng)方向移動，c

8、(OH )增大，不合題意；加入少量MgSO固體發(fā)生反應(yīng)M+20H=Mg(OHH,溶液中c(OH )減小，不合題意。答案 C3 .25 C時，把0.2 mol L T的醋酸加水稀釋，則圖中的縱軸y表示的是()A.溶?中0H的物質(zhì)的量濃度B.溶液的導(dǎo)電能力C.溶液中的c CHCOOc CHCOOHD. CHCOOH勺電離程度解析 25 c時，0.2 mol L -的醋酸稀釋過程中，隨著水的加入溶液中ON的濃度增大(但不會超過107mol”T), CHCOOHJ電離程度增大，CHCO0數(shù)目增多，CHCOOH目減少， 但溶液中CHCOO的濃度減小，溶液的導(dǎo)電能力減弱。答案 B【練后歸納】從“定性”和“

9、定量”兩個角度理解電離平衡：(1)從定性角度分析電離平衡：應(yīng)該深刻地理解勒夏特列原理一一平衡向“減弱”這種改變 的方向移動，移動結(jié)果不能“抵消”或“超越”這種改變。(2)從定量角度分析電離平衡：當(dāng)改變影響電離平衡的條件后分析兩種微粒濃度之比的變化 時，若通過平衡移動的方向不能作出判斷時，應(yīng)采用化學(xué)平衡常數(shù)定量分析。拓展以0.1 mol L TCHCOO解液為例:實例（稀溶液）CHCOOH H + CHCOOAH>0改變條件平衡移動力向n(H+)c(H+)導(dǎo)電能力Ka加水稀釋向右增大減小減弱小小力口 CHCOONas)向左減小減小增強不變加入少量冰醋酸向右增大增大增強不變通 HCl(g)向

10、左增大增大增強不變加 NaOHs)向右減小減小增強不變加入鎂粉向右減小減小增強不變升高溫度向右增大增大增強增大考點二電離平衡常數(shù)（考點層次B一共研、理解、整合）對一元弱酸HA HAHl+ + AcKa=c HA對一元弱堿BOH BOHB+OHb+ c OHc BOH2 .特點及影響因素Kai? Ka2? K.3,所以其酸性主要決定(1)多元弱酸是分步電離的，各級電離常數(shù)的大小關(guān)系是 于第二步電離。(2)影響因素3 .意義電離常數(shù)反映了弱電解質(zhì)的電離程度的大小，K值越大，電離程度越大，酸 (或堿)性越強。如相同條件下常見弱酸的酸性強弱：HSQ>HPO>HF>CbCOOH)CO&

11、gt;H2S>HClQ提醒：電離平衡常數(shù)與化學(xué)平衡常數(shù)一樣，只與溫度有關(guān)，與其他條件無關(guān)。電離平衡常數(shù)除了可以比較弱電解質(zhì)的電離能力外，還能定量判斷電離平衡的移動方向。在運用電離平衡常數(shù)表達(dá)式進(jìn)行計算時，濃度必須是平衡時的濃度。VS教材高考1. (SJ選彳4 P 706改編)已知25 c下，醋酸溶液中存在下述關(guān)系:c h+ c CHCOOc CHCOOH= 1.69 X 10其中的數(shù)值是該溫度下醋酸的電離平衡常數(shù)。試回答下述問題：(1)向上述溶液中加入一定量的NaOH溶液，上述數(shù)值將不變(填“增大” “減小”或“不變”)。(2)若醋酸的起始濃度為 0.001 0 mol/L ,平衡時氫離

12、子濃度 c(H+)是1.3 X10 4 mol/L(提示：醋酸的電離常數(shù)很小，平衡時的c(CHCOOH)T近似視為仍等于 0.001 0 mol/L)。2. 2016 課標(biāo)全國H ,26(4)聯(lián)氨為二元弱堿，在水中的電離方式與氨相似。聯(lián)氨第一步電離反應(yīng)的平衡常數(shù)值為8.7 X10 7 (已知：N2H4+ 4M常的K= 8.7X107; 6= 1.0X10 14)。聯(lián)氨與硫酸形成的酸式鹽的化學(xué)式為N2H3(HSC4)2o探源：本考題源于教材 SJ選彳4 P66 “例題”，對電離度概念理解及與濃度和電離常數(shù)的關(guān) 系和計算進(jìn)行了考查。拓展性題組題組一電離平衡常數(shù)的理解和應(yīng)用1 .基礎(chǔ)知識判斷(正確的

13、打“，”，錯誤的打“X”)。(1)電離平衡右移，電離常數(shù)一定增大(X)c2 hT c cO(2)H 2CO的電離常數(shù)表達(dá)式：Ka =( X )C H2CO(3)電離常數(shù)可以表示弱電解質(zhì)的相對強弱(V)(4)電離常數(shù)隨著弱電解質(zhì)的濃度增大而增大(X)(5)電離常數(shù)只與溫度有關(guān)，與濃度無關(guān)(V)(6)電離常數(shù)大的酸溶液中的c(H+)一定比電離常數(shù)小的酸溶液中的c(H+)大(X)2 .液態(tài)化合物 AB會發(fā)生微弱的自身電離，電離方程式為ABA+B,在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25 C) = 1.0 X10 14, K(35 C) = 2.1 X 10 4。則下列敘述正確的是 ()A. c(A+)隨溫度

14、的升高而降低B. 35 C時，c(A + ) >c(B )C. AB的電離程度：a (25 C) >a (35 )D. AB的電離是吸熱過程解析 由于K(25 C)< K(35 C),故c(A+)隨溫度的升高而增大，A錯；由電離方程式可知， 在任何溫度下，都存在 c(A+) =c(B ) , B錯；由25 c和35 C時的平衡常數(shù)可知，溫度越 高，電離程度越大，C錯；由于K(25 C)< K(35 C),因此AB的電離是吸熱過程，D正確。答案 D3 . (2017 江西吉安檢測)硫酸、硝酸、高氯酸在水溶液中都是強酸，下表是某溫度下這三種酸在冰醋酸中的電離常數(shù)。下列說法正

15、確的是（）酸H2SQHNQHClQK一一一 一96.3 X 10_ 104.2 X 10-51.6 x 10A.在冰醋酸中 HkSQ的電離方程式為:一HSO2H + SOB.在冰醋酸中，HNO的酸性最強C.在冰醋酸中，0.01 mol/L 的HC1O4,其離子總濃度約為 4X10 4mol/LD.高氯酸水溶液與氨水反應(yīng)的離子方程式為HI +NH - H2Q=2O NH解析 在冰醋酸中，HSQ分步電離，其第一步電離方程式為H2SQH+ + HSQ, A項錯誤;根據(jù)在冰醋酸中的電離常數(shù)，三種酸的酸性強弱順序為HClQ>H2SQ>HNQ, B項錯誤；設(shè)在冰醋酸中0.01 mol/L 的H

16、CIQ4的H物質(zhì)的量濃度為x,HC1C4H + ClQ 4c（起始）/mol/L 0.0100c（變化）/mol/Lxxxc（平衡）/mol/L 0.01- x x x22則電離常數(shù) K= -一二丁 =1.6 X105, x = 4X10 4 mol/L，離子總濃度約為8X100.01 -x 0.01mol/L , C項錯誤；在水溶液中，HClQ是一元強酸，NH 匕。是一元弱堿，D項正確。答案 D【練后歸納】電離常數(shù)的4大應(yīng)用（1）判斷弱酸（或弱堿）的相對強弱，電離常數(shù)越大，酸性（或堿性）越強。（2）判斷鹽溶液的酸性（或堿性）強弱，電離常數(shù)越大，對應(yīng)的鹽水解程度越小，堿性（或酸性） 越弱。（3

17、）判斷復(fù)分解反應(yīng)能否發(fā)生，一般符合“強酸制弱酸”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，能促進(jìn)弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子的濃度會發(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)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。1、c CHCQQ c CHCQQ - c 4如：0.1 mol L ChlCQQH溶液中加水稀釋，cchcqqh = cCHCQQH cH -=,加水稀釋時,c(H + )減小,K值不變，則CHCQQCHCQQH增大。拓展化學(xué)式電離平衡常數(shù)（25 C ）HCNK= 4.9 X1010CHCOOHK= 1.8 X10 5H2COK = 4.3 X10 

18、9;, Ka=5.6 X1011(1)寫出NaC"通入少量 CO的離子方程式 CN + CO+ H2O=HCN HCO;(2)寫出NaCO溶液中加入足量 CHCOOH勺離子方程式 CO2-+ 2CHCOOH=CO+ 2CHCOO + H2Oo題組二電離平衡常數(shù)及電離度的定量計算4.已知室溫時，0.1 mol I-某一元酸HA在水中有0.1%發(fā)生電離，下列敘述錯誤的是()A.該溶液的pH= 4B.升高溫度，溶液的 pH增大C.此酸的電離平衡常數(shù)約為1X107D.由HA電離出的C(H + )約為水電離出的 C(H+)的106倍解析 根據(jù)HA在水中的電離度可算出 C(H + ) =0.1

19、mol”T><0.1%= 10-4mol L t,所以pH =4;因HA在水中有電離平衡，升高溫度促進(jìn)平衡向電離的方向移動，所以C(H + )增大，pHC H C A7會減小；c選項可由平衡常數(shù)表達(dá)式算出k=cha=1X1。，所以c正確；C(H ) = 10 4mol L 1,所以c(H + ,水電離)=10T°mol L I 前者是后者的106倍。答案 B5. (2017 貴州適應(yīng)性考試)弱電解質(zhì)在水中的電離達(dá)到平衡狀態(tài)時，已電離的溶質(zhì)的分子 數(shù)占原有溶質(zhì)分子總數(shù)(包括已電離的和未電離的)的百分率，稱為電離度。某溫度下，0.1mol L t的某一元弱酸溶液的電離度為a%

20、則該溶液的pH為()A. 1B. 1-aC. 2 lg aD. 3 Ig a解析 該一元弱酸的電離度為a%則該酸電離出的c(H ) =0.1 mol L 1x a%= ax 10 3mol L 1,故 pH= lg( ax 10 3) = 3 lg a, D項正確。答案 D6.常溫下，將 a mol - L 1的醋酸與b mol L -1Ba(OH)2溶液等體積混合，充分反應(yīng)后，溶液中存在2c(Ba") = c(CHbCOO),則該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)K =(用含a和b的代數(shù)式表示)。解析 根據(jù) 2c(Ba2+) + C(H+) = C(OH ) + c(CH3COO)2+-1由

21、于 c(CH3COO) = 2c(Ba ) =b mol L所以 C(H +) = C(OH )溶液呈中性CH3COOH CHCOO+ H10 710 7 bKa=ab22b - 10 7a2b答案10 7a 2b【思維模板】有關(guān)電離常數(shù)計算的兩種類型（以弱酸HX為例）1 .已知C(HX)始和c(H ),求電離常數(shù)HX4 + X起始/(mol ,): c(HX)始00平衡/(molL b： C(HX)始一C(h+) C(H + ) C(H+)C HI- C XC2 H則 Ka=。人C HXC HX始一C HC(HX)始一C(H+) = C(HX)由于弱酸只有極少一部分電離，C（H + ）的數(shù)值

22、很小，可做近似處理:C2 H始，則”=一R一，代入數(shù)值求解即可。C HX始2 .已知C(HX)始和電離常數(shù)，求 C(H )， C2 h+C2 h+同理可信K="hx_ HHHX，CHX始 CHCHX始則：C（h + ）=" C HX始，代入數(shù)值求解即可。微專題 十 強酸（堿）與弱酸（堿）的比較弱酸（堿）.的判斷1 .下列事實一定能說明 HNO為弱電解質(zhì)的是（）常溫下，NaNO溶液的pH>7用HNO溶液做導(dǎo)電實驗燈泡很.暗HNO不能與NaCl反應(yīng)常溫下0.1 mol L -的HNO溶?夜pH= 21 L pH = 1的HNO溶液加水稀釋至100 L后溶液的pH= 2.2

23、1 L pH= 1的HNO和1 L pH= 1的鹽酸與足量的 NaOH§液完全反應(yīng)，最終HNO消耗的NaOH 溶液多HNO溶液中加入一定量 NaNO晶體，溶液中c（OHI ）增大HNO溶液中加水稀釋，溶液中 c（OHI ）增大A.B.C.D.解析 如果鹽酸（強酸）的濃度很小燈泡也很暗；如果是強酸，pH= 1;如果是強酸，加水稀釋至100 L后溶液的pH= 3,實際pH= 2.2,這說明HNO容液中存在 HNOH+ + NG»,加水平衡右移，使 pH<3;依據(jù) HNO+ NaOH=NaNOHQ HCl +NaOH=NaCl H2O可知， c（HNQ）大于c（HCl）,而

24、溶液中c（H+）相同，所以HNO沒有全部電離；加入 NaNO溶液中 C（OH ）增大，說明化學(xué)平衡.移動；不論是強酸還是弱酸，加水稀釋，溶液中C（H + ）均減小， 而C（OH ）增大。答案 C2 .為了證明一水合氨（NH3- H2O）是弱電解質(zhì)，甲、乙、丙三人分別選用下列試劑進(jìn)行實驗： 0.010 mol - L 1氨水、0.1 mol - L 1NH4Cl溶液、NHCl晶體、酚酗:溶液、 pH試紙、蒸儲水。 已知pH均為常溫下測定。 甲用pH試紙測出0.010 mol L 1氨水的pH為10,就認(rèn)定一水合氨是弱電解質(zhì)，你認(rèn)為這一方法是否正確？ （填“正確”或“不正確”），并說明理由（2）乙

25、取出10 mL 0.010 mol L 一氨水，用pH試紙測其pH為a,然后用蒸儲水稀釋至 1 000 mL再用pH試紙測其pH= b,若要確認(rèn)NH,H2。是弱電解質(zhì)，則 a、b應(yīng)滿足什么關(guān)系？ （用“等式”或“不等式”表示 ）。（3）丙取出10 mL 0.010 mol L 1氨水，滴入2滴酚酬:試液，顯粉紅色，再加入少量 NHCl 晶體，顏色變 （填“深”或“淺”）。你認(rèn)為這一方法能否證明 .NH-H2。是弱電解 質(zhì)？ （填“能”或“否”），并說明原因： （4）請你根據(jù)所提供的試劑，再提出一個既合理又簡便的方案證明 NH H2。是弱電解質(zhì):解析 （1）若NH H2O是強電解質(zhì)，則 0.01

26、0 mol - L 1氨水中c（OHD應(yīng)為0.010 mol L pH= 12。用pH試紙測出0.010 mol - L 1氨水的pH為10,說明NH3 H2。沒有完全電離，為 弱電解質(zhì)。（2）若NH3 H2O是強電解質(zhì)，則10 mL pH = a的氨水用蒸儲水稀釋至 1 000 mL , 其pH= a-2,而此時pH= b,因為NH H2O是弱電解質(zhì)，不能完全電離，a、b應(yīng)滿足：a 2<b<a。（3）向0.010 mol - L 1氨水中加入少量 NHCl晶體，有兩種可能：一是氯化俊在水溶 液中電離出的Nht水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH減??；二是NhJ使NHT2。的電離平

27、衡NH-H2。NHt+OHT逆向移動，從而使溶液的pH減小，這兩種可能均會使溶液顏色變淺，可證明 NH-H2O是弱電解質(zhì)。（4）NHQl為強酸弱堿鹽，只需檢驗 NHCl溶液的酸堿 性，即可證明NH3 H2。是弱電解質(zhì)還是強電解質(zhì)。答案 （1）正確 若是強電解質(zhì)，則 0.010 mol L 1氨水中c（OHI ）應(yīng)為0.01 mol L 1, pH = 12;用pH試紙測出0.010 mol - L 1氨水的pH為10,說明NH H2。沒有完全電離，應(yīng)為 弱電解質(zhì)（2） a-2<b<a（3）淺 能0.010 mol - L 1氨水（滴有酚酬:試液）中加入氯化俊晶體后顏色變淺，有兩種可

28、 能：一是氯化俊在水溶液中電離出的Nhf水解使溶液顯酸性，加入氨水中使其pH減??；二是Nhf使NH3 H2O的電離平衡 NHT2ONF4 + OH逆向移動，從而使溶液的pH降低。這 兩種可能均證.明NH-H2O是弱電解質(zhì)（4）取一張pH試紙，用玻壬棒蘸取 0.1 mol - L 1 NHQl溶液，滴在pH試紙上，顯色后跟標(biāo) 準(zhǔn)比色卡比較測出 pH, pHv 7（方案合理即可）【思維建?！颗袛嗳蹼娊赓|(zhì)的三個思維角度角度一：弱電解質(zhì)的定義，即弱電解質(zhì)不能完全電離，如測 0.1 mol L -的CHCOO皤液的pH>1。角度二：弱電解質(zhì)溶液中存在電離平衡，條件改變，平衡移動，如pH= 1的CH

29、COO皤液加水稀釋10倍，1<pH<2角度三：弱電解質(zhì)形成的鹽類能水解，如判斷CHCOOH弱酸可根據(jù)下面兩個現(xiàn)象：（1）配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酬:試液。現(xiàn)象：溶液變?yōu)闇\紅色。（2）用玻璃棒蘸取一定濃度的醋酸鈉溶液滴在pH試紙上，測其pH?，F(xiàn)象：pH>7。弱酸（堿）或弱堿（酸）的比較及應(yīng)用3. （2016 廈門模擬）25 C時，相同 pH的兩種一元弱酸 HA與HB溶液分別加水稀釋，溶液pH隨溶液體積變化的曲線如圖所示。下列說法正確的是（）A.同濃度的 NaA與NaB溶液中，c(A-)小于c(B-)B a 點溶液的導(dǎo)電性大于b 點溶液C. a點的c(HA)大于b點的c(HB)D. HA的酸性強于HB解析 由于稀釋過程中 HA的pH變化較大，故HA的酸性強于HB D項正確；酸的酸性越強， 對應(yīng)的鹽的水解程度越小，故NaB的水解程度大，同濃度的NaA與NaB溶液中c(B)小于c(A),A項錯誤；b點溶液的pH小于a點溶液的pH,說明b點溶液中c(H+)較大、c(B )較大， 故溶液導(dǎo)電性較強，B項錯誤；HA酸性弓II于HB則相同pH的溶液，c(HA)<c(HB),稀