第一节　弱电解质的电离 （考点考法剖析）-【高考引领教学】高考化学一轮针对性复习方案（全国通用）

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第一节　弱电解质的电离
【必备知识要求】
1.了解电解质的概念，了解强电解质和弱电解质的概念。
2.理解电解质在水中的电离以及电解质溶液的导电性。
3.理解弱电解质在水中的电离平衡，能利用电离平衡常数(Ka、Kb)进行相关计算。
【关键能力及高考要求】
关键能力要求：理解辨析能力、分析推理能力、微观想象能力、探究创新能力。
高考要求：本节是高考的高频考点，在高考中考查主要有三个方面能力，一是强弱电解质的判断能力与比较能力；二是外界条件对电离平衡的影响，在不同的条件下，对电离平衡的应用能力；三是电离平衡常数的计算能力，它是高考新增热点，主要命题角度为电离平衡常数的计算及应用。本讲内容是电解质溶液理论的基础，以选择题为主。
【学科核心素养解析】
1.变化观念与平衡思想:认识弱电解质的电离有一定限度,是可以调控的。能多角度、动态地分析弱电解质的电离平衡,并运用电离平衡原理解决实际问题。
2.宏观辨识与微观探析：认识弱电解质的电离是部分电离，主要是以分子的形式存在，少部分电离出离子，从“宏微结合”的角度，认识强弱电解质的区别，以及电解质溶液导电的本质。以形成分析问题和解决问题的能力。
3.科学探究与创新意识:能发现和提出有关弱电解质的判断问题；能从问题和假设出发，确定探究目的,设计探究方案,进行实验探究。
4.证据推理与模型认知:知道可以通过分析、推理等方法认识电离平衡的本质特征、建立模型,能运用模型解释电离平衡的移动,揭示现象的本质和规律。
必备知识点1 强、弱电解质与弱电解质的电离平衡
一．强、弱电解质
1.概念

2.与化合物类型的关系
强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物，弱电解质主要是某些共价化合物。
二．弱电解质：包括 弱酸 、 弱碱 、极少数盐(如醋酸铅)、两性氢氧化物、 水等。
1.弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立

①开始时，v(电离)最大，而v(结合)为。
②平衡的建立过程中，v(电离)v(结合)。
③当v(电离)v(结合)时，电离过程达到平衡状态。
2.电离平衡的特征

3.影响因素
（1）内因：弱电解质本身的性质
（2）外因：外界条件对电离平衡的影响
电离平衡属于动态平衡，当外界条件改变时，电离平衡会发生移动，平衡移动遵循勒夏特列原理。
①一般结论
外界条件
电离平衡移动方向
电离程度变化
温度
升高温度
向移动
增大
浓度
稀释溶液
向移动
增大
相同离子
加入与弱电解质
相同离子的强电解质
向移动
减小
加入能与电解质离子反应的物质
向移动
增大
以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。
实例(稀溶液)
CH3COOHH＋＋CH3COO－ ΔH>0
改变条件
平衡移动方向
n(H＋)
c(H＋)
导电能力
Ka
加水稀释
→
增大
减小
减弱
不变
加入少量
冰醋酸
→
增大
增大
增强
不变
通入HCl(g)
←
增大
增大
增强
不变
加NaOH(s)
→
减小
减小
增强
不变
加入镁粉
→
减小
减小
增强
不变
升高温度
→
增大
增大
增强
增大
加
CH3COONa(s)
←
减小
减小
增强
不变
4. 电离方程中的书写
(1)多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3的电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
(2)多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3的电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
(3)强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4的电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
(4)弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3的电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
（5）氢氧化铝的两式电离：H++AlO2-+H2OAl（OH）3Al3++3OH-
（6）H3BO3的电离：H3BO3+H2OH4BO4-+H+
5.电解质溶液的导电能力与溶液中离子的关系
(1)电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数,自由移动离子的浓度越大、离子所带电荷数越多,导电能力越强。
(2)将冰醋酸和稀醋酸分别加水稀释,其导电能力随加水量的变化曲线如图:



提点:（1）.OA段导电能力随加水量的增多而增强,原因是冰醋酸发生了电离,溶液中离子浓度增大。
（2）.AB段导电能力随加水量增多减弱的原因是随水的加入,溶液的体积增大,离子浓度减小,导电能力减弱。
【知识理解提点】
1.稀醋酸加水稀释时,溶液中的各离子浓度并不是都减小,如c(OH-)是增大的。
2.电离平衡右移,电解质分子的浓度不一定减小,如稀醋酸中加入冰醋酸。
3.电离平衡右移,离子的浓度不一定增大,电离程度也不一定增大。
4.影响电解质溶液的导电能力的主要因素：电解质溶液的导电能力主要取决于离子的浓度、离子在电场中的运动速率以及离子所带的电荷数目。
(1)相同条件下溶液的离子浓度越大，其导电能力越强。
(2)相同离子浓度时，离子所带的电荷数越多，溶液的导电能力越强。
(3)温度越高，溶液的导电能力越强。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.HCl为强电解质,故盐酸中不存在电离平衡。(　　)
2.H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离。(　　)
3.氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(NH4+)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)
4.电离平衡右移,弱电解质的电离程度一定增大。(　　)
5.稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
6.向0.1 mol·L-1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时,都会引起溶液中c(H+)减小。(　　)
7.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　)
8.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)的值减小。(　　)
答案:1.×　2.×　3.×　4.×　5.×　6.√　7.× 8.√
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】弱电解质的电离特点
例1．（2022·四川南充市·高三一模）将浓度为0.1 mol·L－1 HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是(　　)
A．c(H＋) B．Ka(HF)
C. D.
【答案】　D
【解析】A项:HF为弱酸，存在电离平衡：HFH＋＋F－。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，故加水稀释，平衡正向移动，但c(H＋)减小，A错误；
B项：电离平衡常数只受温度的影响，温度不变，电离平衡常数Ka不变，B错误；
C项：当溶液无限稀释时，c(F－)不断减小，但c(H＋)接近10－7 mol·L－1，所以减小，C错误；
D项：＝，由于加水稀释，平衡正向移动，所以溶液中n(H＋)增大，n(HF)减小，所以增大，D正确。
【跟踪演练】
1. H2S水溶液中存在电离平衡H2SH＋＋HS－和HS－H＋＋S2－。若向H2S溶液中 (　　)
A．加水，平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值增大
C．滴加新制氯水，平衡向左移动，溶液pH值减小
D．加入少量硫酸铜固体(忽略体积变化)，溶液中所有离子浓度都减小
【答案】　C
【解析】A项：　加水促进电离，但氢离子浓度减小，A错误；
B项：发生反应2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O，当SO2过量时溶液显酸性，而且酸性比H2S强，pH值减小，错误；
C项：滴加新制氯水，发生反应Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，平衡向左移动，溶液pH值减小，C项正确；
D项：加入少量硫酸铜固体，发生反应H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋， H＋浓度增大，D项错误。
【基础例析】溶液导电性图像分析
例2.(2022·北京四十九中高三月考)在两份相同的Ba(OH)2溶液中，分别滴入物质的量浓度相等的H2SO4、NaHSO4溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。

下列分析不正确的是(　　)
A．代表滴加NaHSO4溶液的变化曲线
B．b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C．c点，两溶液中含有相同量的OH－
D．a、d两点对应的溶液均显中性
【答案】　C
【解析】试题所涉及的化学方程式为向Ba(OH)2溶液中滴入H2SO4溶液：Ba(OH)2H2SO4===BaSO4↓＋2H2O(反应ⅰ)；向Ba(OH)2溶液中滴入NaHSO4溶液：Ba(OH)2＋NaHSO4===BaSO4↓＋NaOH＋H2O(反应ⅱ)，NaOH＋NaHSO4===Na2SO4＋H2O(反应ⅲ)。
A项：由题图可知曲线①在a点溶液导电能力最低，说明此时溶液中离子浓度最小，当Ba(OH)2和H2SO4完全反应时生成BaSO4沉淀，此时溶液导电能力最低，故反应ⅰ符合，正确；
B项:曲线②中b点进行的反应是反应ⅱ，溶液中含有Ba(OH)2与NaHSO4反应生成的NaOH，正确；
C项:c点曲线①表示Ba(OH)2已经完全反应，并剩余H2SO4，溶液显酸性，c点曲线②表示NaOH与NaHSO4反应，且NaOH还有剩余，故溶液中含有反应ⅲ生成的Na2SO4和剩余的NaOH，溶液显碱性，所以c点两溶液中含有OH－的量不相同，错误；
D项:a点为Ba(OH)2和 H2SO4完全反应时生成BaSO4沉淀，溶液呈中性，d点溶液中溶质只有Na2SO4，溶液也呈中性，正确。
【跟踪演练】
2.（2022·湖北沙市中学模拟）电导率是衡量电解质溶液导电能力大小的物理量，根据溶液电导率变化可以确定滴定反应的终点。如图是KOH溶液分别滴定HCl溶液和CH3COOH溶液的滴定曲线示意图。下列示意图中，能正确表示用NH3·H2O溶液滴定HCl和CH3COOH混合溶液的滴定曲线的是(　　)


【答案】D
解析：HCl为强电解质，CH3COOH为弱电解质，滴加NH3·H2O，先与HCl反应，生成同样为强电解质的NH4Cl，但溶液体积不断增大，溶液稀释，所以电导率下降。当HCl被中和完后，继续与CH3COOH弱电解质反应，生成CH3COONH4，为强电解质，所以电导率增大。HCl与CH3COOH均反应完后，继续滴加弱电解质NH3·H2O，电导率变化不大，因为溶液被稀释，有下降趋势。
必备知识点2电离度　电离平衡常数(简称电离常数)
1．电离度
(1)概念
在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质总分子数的分数。
(2)表示方法
α＝×100%
也可表示为α＝×100%
(3)影响因素
温度的影响
升高温度，电离平衡向右移动，电离度增大；
降低温度，电离平衡向左移动，电离度减小
浓度的影响
当弱电解质溶液浓度增大时，电离度减小；
当弱电解质溶液浓度减小时，电离度增大
2．电离常数
(1)概念：电离平衡的常数叫做电离常数。
(2)表达式
①对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离常数Ka＝。
②对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离常数Kb＝。
(3)特点
多元弱酸各级电离常数的大小关系是K1≫K2≫K3，故其酸性取决于第一步电离。
(4)影响因素
内因：弱电解质本身的性质
外因：电离常数只与温度有关，升高温度，K值增大。
(5)意义
―→―→
如相同条件下常见弱酸的酸性强弱：
H2C2O4＞H2SO3＞H3PO4＞HF＞HCOOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO。
3.电离常数的四大应用
①判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。
②判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
③判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
④计算弱酸、弱碱溶液中的c(H＋)、c(OH－)。有关电离平衡常数的计算(以弱酸HX为例)
(1)已知c(HX)和c(H＋)，求电离平衡常数。
　 HX　　　H＋　＋　　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则K＝，代入数值求解即可。
(2)已知c(HX)和电离平衡常数，求c(H＋)。
　 HX　　　　H＋　　＋　　X－
起始： c(HX) 0 0
平衡： c(HX)－c(H＋) c(H＋) c(X－)
则：K＝＝
由于c(H＋)的数值很小，可做近似处理：c(HX)－c(H＋)≈c(HX)，则c(H＋)＝，代入数值求解即可。
稀溶液中、弱酸溶液中，c(H＋)＝，弱碱溶液中c(OH－)＝。用来计算PH值。
4.电离度和电离常数的关系α≈或K≈cα2。
【惑点辨析】
判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
1.HCl为强电解质,故盐酸中不存在电离平衡。(　　)
2.H2SO4在其稀溶液和浓溶液中均能完全电离。(　　)
3.氨气溶于水,当NH3·H2O电离出的c(OH-)=c(NH4+)时,表明NH3·H2O电离处于平衡状态。(　　)
4.电离平衡右移,弱电解质的电离程度一定增大。(　　)
5.稀释弱电解质溶液时,所有粒子浓度都一定会减小。(　　)
6.向0.1 mol·L-1 HF溶液中加水稀释或加入少量NaF晶体时,都会引起溶液中c(H+)减小。(　　)
7.常温下,将pH=3的醋酸溶液稀释到原体积的10倍后,溶液的pH=4。(　　)
8.CH3COOH溶液加水稀释后,溶液中c(CH3COOH)c(CH3COO-)的值减小。(　　)
答案:1.×　2.×　3.×　4.×　5.×　6.√　7.× 8.√
【知识理解提点】
1.判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同温度下，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。注意，必须是相同温度。
2.判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，相同温度下，电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。
3.判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。尤其是二元酸的一级电离常数比一元弱酸的电离常数大，但是，二级电离常数比一元弱酸的电离常数小，这种情况下，只能生成酸式盐。
【夯基例析·跟踪演练】
【基础例析】电离常数的应用
例1．下表是几种常见弱酸的电离常数(25 ℃)
弱酸
电离方程式
电离常数K
CH3COOH
CH3COOH
CH3COO－＋H＋
1.26×10－5
H2CO3
H2CO3H＋＋HCO
HCOH＋＋CO
K1＝4.31×10－7
K2＝5.61×10－11
H2S
H2SH＋＋HS－
HS－H＋＋S2－
K1＝9.1×10－8
K2＝1.1×10－15
H3PO4
H3PO4H＋＋H2PO
H2POH＋＋HPO
HPOH＋＋PO
K1＝7.52×10－3
K2＝6.23×10－8
K3＝4.2×10－13

回答下列问题：
(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________________________________________________________________________。
(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCO、H2S、HS－、H3PO4、H2PO、HPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________。
(4)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离常数，对于同一种多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律是K1∶K2∶K3≈1∶105∶1010，产生此规律的原因是
________________________________________________________________________。
【答案】：(1)增大
(2)相同温度下K值越大，对应酸的酸性越强
(3)H3PO4　HS－
(4)上一级电离出的H＋对下一级电离有抑制作用
【跟踪演练】
1.部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
HCOOH
H2S
H2CO3
HClO
电离平衡
常数(25 ℃)
K＝1.77×10－4
K1＝1.3×10－7
K2＝7.1×10－15
K1＝4.4×10－7
K2＝4.7×10－11
3.0×10－8
按要求书写离子方程式：
(1)将少量Na2CO3溶液滴加到HCOOH溶液中
(2)将少量CO2气体通入NaClO溶液中
(3)将少量CO2气体通入到Na2S溶液中
【答案】（1）2HCOOH＋CO===2HCOO－＋H2O＋CO2↑。
（2）ClO－＋CO2＋H2O===HClO＋HCO。
（3）CO2＋H2O＋S2－===HS－＋HCO。
【基础例析】电离常数的计算
例2.0.1 mol·L－1醋酸溶液中，存在电离平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。经测定溶液中c(CH3COO－)为1.4×10－3mol·L－1，此温度下醋酸的电离常数Ka＝ 。
【答案】　1.96×10－5
【解析】
　　　　 CH3COOHCH3COO－＋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
K＝＝≈＝1.96×10－5。
【跟踪演练】
1.常温下，0.056mol/L的氨水，PH=11，则氨水的电离度为________,电离常数K=________.
【答案】1.8% ；1.8×10-5
【解析】PH=11的氨水,C(OH-)=10-3 mol·L－1
NH3.H2O NH4+ ＋ OH-
起始(mol·L－1))0.056 0 0
平衡(mol·L－1) 0.056－10－3 10－3 10－3
氨水的电离度=10−30.056×100%=1.8%
K=0.001×0.0010.056−0.001=1.8×10-5
2.(2022·漯河模拟改编)常温下，浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V0的HA和HB溶液，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化如图所示，求该温度下HB的电离平衡常数约等于_______
【答案】1.11×10－5
【解析】　根据图像可知，lg=2时,PH=4,即稀释100倍时HB的浓度变为0.001 mol·L－1，而此时溶液中c(H＋)为10－4 mol·L－1，即发生电离的HB是10－4 mol·L－1，该温度下HB的电离平衡常数K＝＝≈1.11×10－5，
必备知识点3一元弱酸（碱）与一元强酸（碱）的比较
1.相同物质的量浓度、相同体积的一元强酸与一元弱酸

c(H+)
pH
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
由H2O电离出的c(H+)
一元
强酸
大
小
相同
相同
大
小
一元
弱酸
小
大
小
大
2.相同pH、相同体积的一元强酸与一元弱酸

c(H+)
c(酸)
中和碱的能力
与足量活泼金属反应产生H2的量
开始与金属反应的速率
由H2O电离
出的c(H+)
一元
强酸
相同
小
弱
少
开始相同后较小
相同
一元
弱酸
大
强
多
开始相同后较大
注:一元强碱与一元弱碱的比较规律与以上类似。
3.图像法理解一强一弱的稀释规律
(1)相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数,醋酸的pH大
加水稀释到相同的pH,盐酸加入的水多
(2)相同体积、相同pH的盐酸、醋酸


加水稀释相同的倍数,盐酸的pH大
加水稀释到相同的pH,醋酸加入的水多
【知识理解提点】
1．H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.3×10－7，Ka2＝5.6×10－11，它的Ka1、Ka2差别很大的原因
(从电离平衡的角度解释)。
【答案】　第一步电离产生的H＋对第二步的电离起抑制作用
2.判断弱电解质的三个思维角度
角度一:弱电解质的定义,即弱电解质不能完全电离,如测0.1 mol·L-1的CH3COOH溶液的pH>1。
角度二:弱电解质溶液中存在电离平衡,条件改变,平衡移动,如pH=1的CH3COOH溶液加水稀释10倍后,1H2CO3>HClO
(2)CO>ClO－>HCO>CH3COO－
(3)大于　稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的pH变化大，酸性强，电离平衡常数大
【解析】　电离平衡常数越大，酸性越强，电离平衡常数越小，其对应酸根离子结合H＋能力越强。
(3)根据图像分析知，起始时两种溶液中c(H＋)相同，故c(较弱酸)＞c(较强酸)，稀释过程中较弱酸的电离程度增大的多，故在整个稀释过程中较弱酸的c(H＋)一直大于较强酸的c(H＋)，稀释相同倍数，HX的pH变化比CH3COOH的大，故HX酸性强，电离平衡常数大。
【跟踪演练】
1.(2022·浙江温州适应性测试)25 ℃时，关于0.01 mol·L－1 HCl和0.1 mol·L－1 CH3COOH两种溶液的比较，下列说法正确的是(　　)
A．稀释10倍后浓度变化：c(CH3COOH)＝10c(Cl－)
B．中和1 mol NaOH时消耗酸的体积：V(HCl)＝10V(CH3COOH)
C．上述两种溶液与足量的NaOH溶液反应，后者放热更多
D．分别与NaOH固体反应后呈中性的溶液中(忽略溶液体积变化)：c(CH3COO－)＝10c(Cl－)
【答案】B
【解析】A项：两种溶液稀释10倍后，Cl－浓度减小到原HCl溶液浓度的，但由于CH3COOH为弱酸，稀释促进CH3COOH的电离，故稀释后CH3COOH的浓度小于原CH3COOH溶液浓度的，即c(CH3COOH)＜10c(Cl－)，A项错误；
B项：中和1 mol NaOH需要HCl和醋酸的物质的量均为1 mol，由于HCl和CH3COOH溶液浓度比为1∶10，则消耗二者的体积比为10∶1，B项正确；
C项：由于没有给出两种酸溶液的体积，所以不能确定与足量的NaOH溶液反应后放出热量的多少，C项错误；
D项：由于醋酸为弱酸，所以当用NaOH中和醋酸时，若是完全中和，所得溶液呈碱性，如果得到中性溶液，则需要醋酸过量，即加入的NaOH固体的量要小于醋酸的量，则加入NaOH固体反应后呈中性的两溶液中分别有c(CH3COO－)＝c(Na＋)＜0.1 mol·L－1，c(Cl－)＝c(Na＋)＝0.01 mol·L－1，故c(CH3COO－)＜10c(Cl－)，D项错误。
2.(2022·北京东城区期末)对室温下pH相同、体积相同的氨水与氢氧化钠两种稀溶液,分别采取下列措施,有关叙述正确的是(　　)
A.温度均升高20 ℃,两溶液的pH均不变
B.加入适量氯化铵固体后,两溶液的pH均减小
C.加水稀释100倍后,氨水中c(OH-)比氢氧化钠溶液中的小
D.与足量的氯化铁溶液反应,产生的氢氧化铁沉淀一样多
【答案】B
解析:A项：升高温度,水的离子积KW变大,所以两溶液的pH一定改变,A错误;
B项：加入氯化铵之后,由于同离子效应,NH3·H2O的电离程度减小,c(OH-)降低,溶液pH减小,而NaOH溶液中,NH4+和OH-反应,使得c(OH-)减小,溶液pH也减小,B正确;
C项：向pH相同的两溶液中加水稀释100倍,NaOH溶液的pH的变化量为2,而氨水的pH的变化量小于2,则氨水中c(OH-)比氢氧化钠溶液中的大,C错误;
D项：体积相同、pH相同的两溶液中,n(OH-)相同,但是氨水中存在电离平衡,未电离的 NH3·H2O 可以再提供OH-,故这两种溶液和足量的FeCl3反应,氨水产生的Fe(OH)3更多,D错误。
必备知识点4自偶电离和弱酸的分布曲线
1.定义：液态状况下溶剂分子在溶剂中自发发生的电离称为自偶电离。
2.条件：只要是液态极性共价分子化合物就可发生自偶电离，在部分酸的浓水溶液（如浓硝酸）也可发生类似反应。分子的极性越强则自偶电离的程度越大。
3.实例
(1)极性共价化合物的自偶电离
HNO3+HNO3H2NO3++NO3-
BrF3+BrF3BrF4⁻+ BrF2⁺
NH3+NH3NH4++NH2-
CH3CH2OH+CH3CH2OHCH3CH2OH2++CH3CH2O-
H2O+H2OH3O++OH-
SOCl2SOCl++Cl⁻
N2O4NO++NO3-
3HFH2F++HF2-
3HClH2Cl++HCl2-
（2）非极性共价分子在溶液中时也偶有自偶电离
例如：2PCl5PCl6- + PCl4+
PBr5PBr4++ Br_
如：（2021年湖北省高考试题） 超酸是一类比纯硫酸更强的酸，在石油重整中用作高效催化剂。某实验小组对超酸HSbF6的制备及性质进行了探究。由三氯化锑(SbCl3)制备HSbF6的反应如下：SbCl3+Cl2SbCl5、SbCl5+6HF=HSbF6+5HCl。制备SbCl5的初始实验装置如图(毛细管连通大气，减压时可吸人极少量空气，防止液体暴沸；夹持、加热及搅拌装置略)：

相关性质如表：
物质
熔点
沸点
性质
SbCl3
73.4℃
220.3℃
极易水解
SbCl5
3.5℃
140℃分解79℃/2.9kPa
极易水解
回答下列问题：
（5）为更好地理解超酸的强酸性，实验小组查阅相关资料了解到：弱酸在强酸性溶剂中表现出碱的性质，如冰醋酸与纯硫酸之间的化学反应方程式为CH3COOH+H2SO4=[CH3C(OH)2]+[HSO4]-。以此类推，H2SO4与HSbF6之间的化学反应方程式为___。
（6）实验小组在探究实验中发现蜡烛可以溶解于HSbF6中，同时放出氢气。已知烷烃分子中碳氢键的活性大小顺序为：甲基(—CH3)