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9．25℃時，部分物質的電離平衡常數如表所示：

化學式	CH3COOH	H2C2O4	H2S
電離平衡常數	1.8×10-5	Ka1=5.4×10-2 Ka2=5.4×10-5	Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15

請回答下列問題：
（1）H₂S的一級電離常數表達式為K_a1=K_a1=$\frac{c（{H}^{+}）．c（H{S}^{-}）}{c（{H}_{2}S）}$
（2）CH₃COOH、H₂C₂O₄、H₂S的酸性由強到弱的順序H₂C₂O₄＞CH₃COOH＞H₂S
（3）H₂C₂O₄與少量的KOH溶液反應的化學方程式：H₂C₂O₄+KOH═KHC₂O₄+H₂O
（4）NaHS溶液與NaHC₂O₄溶液反應的離子方程式：HS^-+HC₂O₄^-═H₂S+C₂O₄^2-
（5）H⁺濃度相同等體積的兩份溶液A（鹽酸）和B（CH₃COOH）分別與鋅粉反應，若最后僅有一份溶液中存在鋅，放出氫氣的質量相同，則下列說法正確的是③④ （填寫序號）．
①反應所需要的時間B＞A           
②開始反應時的速率A＞B
③參加反應的鋅的物質的量A=B      
④反應過程的平均速率B＞A
⑤B中有鋅剩余．

8．在25℃時，pH=12的NaOH溶液100mL，欲使它的pH降為11，需加入pH=10的NaOH溶液1000 mL；
在25℃時，有pH為a的鹽酸和pH為b的NaOH溶液等體積混合：若a+b=13，則溶液呈酸性；pH為2的鹽酸和pH為12的NaOH溶液，由水電離的氫離子濃度之比為1：1．

7．向甲、乙、丙三個密閉容器中充入一定量的A和B，發生反應：A（g）+xB（g）?2C（g）．各容器的反應溫度、反應物起始量，反應過程中C的濃度隨時間變化關系分別以如表和如圖表示：

容器	甲	乙	丙
容積	0.5 L	0.5 L	1.0 L
溫度/℃	T1	T2	T2
反應物 起始量	1.5 mol A 0.5 mol B	1.5 mol A 0.5 mol B	6.0 mol A 2.0 mol B

下列說法正確的是（　�。�

	A．	平衡后，向甲容器中再充入0.5 mol A，A和B的轉化率均增大
	B．	達到平衡時反應吸收的熱量：Q丙＞2Q乙
	C．	若平衡時保持溫度不變，改變容器體積平衡不移動
	D．	T1℃，起始時甲容器中充入0.5 mol A、1.5 mol B，平衡時A的轉化率為25%

6．已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：

（1）則25℃時水的電離平衡曲線應為A（填“A”或“B”），請說明理由水的電離是吸熱過程，溫度低時，水的電離程度小，c（H⁺）、c（OH^-）�。�
（2）95℃時，若10體積pH₁=a的某強酸溶液與1體積pH₂=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應滿足的關系是a+b=13或 pH₁+pH₂=13．
（3）25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=10，則NaOH溶液與H₂SO₄溶液的體積比為2：9．
（4）曲線B對應溫度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5．請分析其原因：曲線B對應95℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA和NaOH中和后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續電離出H⁺，使溶液pH=5．

5．甲、乙兩同學用一種標準鹽酸去測定同一種未知濃度的NaOH溶液的濃度，但操作不同；甲把一定體積的NaOH溶液放入錐形瓶，把標準鹽酸放入滴定管進行滴定；乙把一定體積的標準鹽酸放入錐形瓶，把未知液NaOH溶液放入滴定管進行滴定．
（1）甲同學使用的是酸式滴定管，乙同學使用的是堿式滴定管．
（2）甲同學的滴定管在用蒸餾水洗凈后沒有用標準鹽酸潤洗，乙同學的滴定管在用蒸餾水洗凈后也沒有用待測NaOH 溶液潤洗，其余操作均正確，這樣甲同學測定結果偏大（偏大、偏小、無影響，下同），乙同學測定結果偏�。�
（3）乙同學選擇酚酞作指示劑進行試驗，如何來判斷滴定終點：滴入最后一滴NaOH溶液，錐形瓶中溶液由無色變為粉紅色，且30秒內不褪色
（4）甲同學根據三次實驗分別記錄有關數據如表：

滴定次數	待測氫氧化鈉溶液的體積/mL	0.1000mol/L鹽酸的體積（mL）
		滴定前刻度	滴定后刻度	溶液體/mL
第一次	25.00	0.00	26.11	26.11
第二次	25.00	1.56	30.30	28.74
第三次	25.00	0.22	26.31	26.09

請選用其中合理的數據計算c（NaOH）=0.1044mol/L．

4．Ⅰ．反應：aA（g）+bB（g）?cC（g）△H＜0 在2L恒容容器中進行．改變其他反應條件，在第一、第二和第三階段體系中各物質的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示：

回答問題：
（1）反應的化學方程式中，a：b：c═1：3：2．
（2）由第一次平衡到第二次平衡，平衡移動的方向是平衡正向移動，采取的措施是從反應體系中移出產物C，
（3）比較第二階段反應溫度（T₂）和第三階段反應溫度（T₃）的高低：T₂＞T₃（填“＞”“＜”或“=”），判斷的理由是此反應為放熱反應，降低溫度，平衡向正反應方向移動．
（4）第三階段平衡常數K₃ 的計算式$\frac{{0.5mol/L}^{2}}{0.25mol/L×（0.75mol）^{3}}$．
Ⅱ．利用圖①中的信息，按圖②裝置鏈接的A、B瓶中已充有NO₂氣體．

（5）B瓶中的氣體顏色比A瓶中的淺（填“深”或“淺”），其原因是2NO?N₂O₄△H＜0，A瓶加熱，平衡左移顏色加深，B瓶降低溫度，平衡右移顏色變淺．

3．（1）下列物質中，屬于弱電解質的是（填序號，下同）②，屬于非電解質是③⑥．
①硫酸氫鈉固體  ②冰醋酸  ③蔗糖  ④氯化氫氣體  ⑤硫酸鋇  ⑥氨氣  ⑦次氯酸鈉
（2）寫出下列物質在水中的電離方程式：醋酸：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-．次氯酸鈉：NaClO=Na⁺+ClO^-．
（3）甲、乙兩瓶氨水的濃度分別為1mol•L^-1、0.1mol•L^-1，則c（OH^-）_甲：c（OH^-）_乙小于10（填“大于”、“等于”或“小于”）．
（4）現有常溫條件下甲、乙、丙三種溶液，甲為0.1mol•L^-1的NaOH溶液，乙為0.1mol•L^-1的HCl溶液，丙為0.1mol•L^-1的CH₃COOH溶液，甲、乙、丙三種溶液中由水電離出的c（OH^-）的大小關系為丙＞甲=乙．

2．下列說法正確的是（　　）

	A．	電離平衡常數可以表示弱電解質的相對強弱
	B．	電離平衡常數受溶液濃度的影響
	C．	H2CO3的電離常數表達式：K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{O}_{3}^{2-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$
	D．	電離常數大的酸溶液中c（H+）一定比電離常數小的酸中大

1．與純水的電離相似，液氨中也存在著微弱的電離：2NH₃?NH₄⁺+NH₂^-．據此判斷，以下敘述錯誤的是（　�。�

	A．	一定溫度下液氨中c（NH4+）•c（NH2-）是一個常數
	B．	液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等粒子
	C．	只要不加入其他物質，液氨中c（NH4+）=c（NH2-）
	D．	液氨達到電離平衡時c（NH3）=c（NH4+）=c（NH2-）

20．常溫下，下列各組離子在指定溶液中能大量共存的是（　　）

	A．	c（Fe3+）=0.1 mol•L-1的溶液中：K+、ClO-、SO42-、SCN-
	B．	$\frac{c（{H}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$=1012的溶液中：NH4+、Al3+、NO3-、Cl-
	C．	由水電離產生的c（OH-）=1×10-13mol/L的溶液中：Ca2+、K+、Cl-、HCO3-
	D．	pH=1的溶液中：Fe2+、NO3-、SO42-、Na+