9．25℃时，部分物质的电离平衡常数如表所示：

化学式	CH3COOH	H2C2O4	H2S
电离平衡常数	1.8×10-5	Ka1=5.4×10-2 Ka2=5.4×10-5	Ka1=1.3×10-7 Ka2=7.1×10-15

请回答下列问题：
（1）H₂S的一级电离常数表达式为K_a1=K_a1=$\frac{c（{H}^{+}）．c（H{S}^{-}）}{c（{H}_{2}S）}$
（2）CH₃COOH、H₂C₂O₄、H₂S的酸性由强到弱的顺序H₂C₂O₄＞CH₃COOH＞H₂S
（3）H₂C₂O₄与少量的KOH溶液反应的化学方程式：H₂C₂O₄+KOH═KHC₂O₄+H₂O
（4）NaHS溶液与NaHC₂O₄溶液反应的离子方程式：HS^-+HC₂O₄^-═H₂S+C₂O₄^2-
（5）H⁺浓度相同等体积的两份溶液A（盐酸）和B（CH₃COOH）分别与锌粉反应，若最后仅有一份溶液中存在锌，放出氢气的质量相同，则下列说法正确的是③④ （填写序号）．
①反应所需要的时间B＞A           
②开始反应时的速率A＞B
③参加反应的锌的物质的量A=B      
④反应过程的平均速率B＞A
⑤B中有锌剩余．

8．在25℃时，pH=12的NaOH溶液100mL，欲使它的pH降为11，需加入pH=10的NaOH溶液1000 mL；
在25℃时，有pH为a的盐酸和pH为b的NaOH溶液等体积混合：若a+b=13，则溶液呈酸性；pH为2的盐酸和pH为12的NaOH溶液，由水电离的氢离子浓度之比为1：1．

7．向甲、乙、丙三个密闭容器中充入一定量的A和B，发生反应：A（g）+xB（g）?2C（g）．各容器的反应温度、反应物起始量，反应过程中C的浓度随时间变化关系分别以如表和如图表示：

容器	甲	乙	丙
容积	0.5 L	0.5 L	1.0 L
温度/℃	T1	T2	T2
反应物 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

下列说法正确的是（　　）

	A．	平衡后，向甲容器中再充入0.5 mol A，A和B的转化率均增大
	B．	达到平衡时反应吸收的热量：Q丙＞2Q乙
	C．	若平衡时保持温度不变，改变容器体积平衡不移动
	D．	T1℃，起始时甲容器中充入0.5 mol A、1.5 mol B，平衡时A的转化率为25%

6．已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示：

（1）则25℃时水的电离平衡曲线应为A（填“A”或“B”），请说明理由水的电离是吸热过程，温度低时，水的电离程度小，c（H⁺）、c（OH^-）小．
（2）95℃时，若10体积pH₁=a的某强酸溶液与1体积pH₂=b的某强碱溶液混合后溶液呈中性，则混合前，该强酸的pH₁与强碱的pH₂之间应满足的关系是a+b=13或 pH₁+pH₂=13．
（3）25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=10，则NaOH溶液与H₂SO₄溶液的体积比为2：9．
（4）曲线B对应温度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH=5．请分析其原因：曲线B对应95℃，此时水的离子积为10^-12，HA为弱酸，HA和NaOH中和后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H⁺，使溶液pH=5．

5．甲、乙两同学用一种标准盐酸去测定同一种未知浓度的NaOH溶液的浓度，但操作不同；甲把一定体积的NaOH溶液放入锥形瓶，把标准盐酸放入滴定管进行滴定；乙把一定体积的标准盐酸放入锥形瓶，把未知液NaOH溶液放入滴定管进行滴定．
（1）甲同学使用的是酸式滴定管，乙同学使用的是碱式滴定管．
（2）甲同学的滴定管在用蒸馏水洗净后没有用标准盐酸润洗，乙同学的滴定管在用蒸馏水洗净后也没有用待测NaOH 溶液润洗，其余操作均正确，这样甲同学测定结果偏大（偏大、偏小、无影响，下同），乙同学测定结果偏小．
（3）乙同学选择酚酞作指示剂进行试验，如何来判断滴定终点：滴入最后一滴NaOH溶液，锥形瓶中溶液由无色变为粉红色，且30秒内不褪色
（4）甲同学根据三次实验分别记录有关数据如表：

滴定次数	待测氢氧化钠溶液的体积/mL	0.1000mol/L盐酸的体积（mL）
		滴定前刻度	滴定后刻度	溶液体/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

请选用其中合理的数据计算c（NaOH）=0.1044mol/L．

4．Ⅰ．反应：aA（g）+bB（g）?cC（g）△H＜0 在2L恒容容器中进行．改变其他反应条件，在第一、第二和第三阶段体系中各物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示：

回答问题：
（1）反应的化学方程式中，a：b：c═1：3：2．
（2）由第一次平衡到第二次平衡，平衡移动的方向是平衡正向移动，采取的措施是从反应体系中移出产物C，
（3）比较第二阶段反应温度（T₂）和第三阶段反应温度（T₃）的高低：T₂＞T₃（填“＞”“＜”或“=”），判断的理由是此反应为放热反应，降低温度，平衡向正反应方向移动．
（4）第三阶段平衡常数K₃ 的计算式$\frac{{0.5mol/L}^{2}}{0.25mol/L×（0.75mol）^{3}}$．
Ⅱ．利用图①中的信息，按图②装置链接的A、B瓶中已充有NO₂气体．

（5）B瓶中的气体颜色比A瓶中的浅（填“深”或“浅”），其原因是2NO?N₂O₄△H＜0，A瓶加热，平衡左移颜色加深，B瓶降低温度，平衡右移颜色变浅．

3．（1）下列物质中，属于弱电解质的是（填序号，下同）②，属于非电解质是③⑥．
①硫酸氢钠固体  ②冰醋酸  ③蔗糖  ④氯化氢气体  ⑤硫酸钡  ⑥氨气  ⑦次氯酸钠
（2）写出下列物质在水中的电离方程式：醋酸：CH₃COOH?H⁺+CH₃COO^-．次氯酸钠：NaClO=Na⁺+ClO^-．
（3）甲、乙两瓶氨水的浓度分别为1mol•L^-1、0.1mol•L^-1，则c（OH^-）_甲：c（OH^-）_乙小于10（填“大于”、“等于”或“小于”）．
（4）现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1mol•L^-1的NaOH溶液，乙为0.1mol•L^-1的HCl溶液，丙为0.1mol•L^-1的CH₃COOH溶液，甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c（OH^-）的大小关系为丙＞甲=乙．

2．下列说法正确的是（　　）

	A．	电离平衡常数可以表示弱电解质的相对强弱
	B．	电离平衡常数受溶液浓度的影响
	C．	H2CO3的电离常数表达式：K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{O}_{3}^{2-}）}{c（{H}_{2}C{O}_{3}）}$
	D．	电离常数大的酸溶液中c（H+）一定比电离常数小的酸中大

1．与纯水的电离相似，液氨中也存在着微弱的电离：2NH₃?NH₄⁺+NH₂^-．据此判断，以下叙述错误的是（　　）

	A．	一定温度下液氨中c（NH4+）•c（NH2-）是一个常数
	B．	液氨中含有NH3、NH4+、NH2-等粒子
	C．	只要不加入其他物质，液氨中c（NH4+）=c（NH2-）
	D．	液氨达到电离平衡时c（NH3）=c（NH4+）=c（NH2-）

20．常温下，下列各组离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．	由水电离产生的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+