【推荐1】根据题意，完成下列问题。
（1）常温下，将1 mL pH＝1的H₂SO₄溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液pH＝_____。
（2）某温度时，测得0.01 mol·L^－1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数K_w＝______。该温度__________25℃(填“高于”、“低于”或“等于”)。
（3）常温下，设pH＝5的H₂SO₄的溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₁；pH＝9的Ba(OH)₂溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₂，则c₁/ c₂＝__________。
（4）常温下，pH＝13的Ba(OH)₂溶液aL与pH＝3的H₂SO₄溶液bL混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。
若所得混合溶液呈中性，则a∶b＝__________。若所得混合溶液pH＝12，则a∶b＝__________。
（5）向明矾溶液中逐渐加入Ba(OH)₂溶液至硫酸根离子刚好沉淀完全时，溶液的pH______7(填>，<，=)，离子反应总方程式为______________________。
（6）用实验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是：
甲：a.称取一定质量的HA配制成0.1mol・L^－1的溶液100mL；
b.用pH试纸测出该溶液的pH，即可证明HA是弱电解质。
乙：a.用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pH＝1的两种酸溶液各 100mL；
b.分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；
c.各取相同体积的两种稀释液装入两个试管中，同时加入纯度相同的锌粒，观察反应现象，即可证明HA是弱电解质。
①在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是_______。
②甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH____1(选填“＞”、“＜”或“＝”)。
乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是_______(多选扣分)。
A.装HCl溶液的试管中放出H₂的速率快
B.装HA溶液的试管中放出H₂的速率快
C.两个试管中生成气体的速率一样快

【推荐2】完成下列小题
(1)下列叙述不正确的是_____。

A．植物燃料燃烧时放出的能量来源于太阳能

B．Na与H2O的反应是熵增的放热反应，该反应能自发进行

C．测定中和反应的反应热时，将碱缓慢倒入酸中，所测温度值偏小

D．1molH2燃烧放出的热量为H2的燃烧热

(2)已知：CO₂(g)+3H₂(g)=CH₃OH(g)+H₂O(g)　ΔH=-50kJ•mol^-1；
CO(g)+2H₂(g)=CH₃OH(g)　ΔH=-91kJ•mol^-1，则1molCO断键吸收的能量为_____。

	C=O	H-H	H-O
键能/(kJ•mol-1)	803	436	463

A．1075kJ

B．1157kJ

C．735kJ

D．817kJ

(3)已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示。

①25℃时水的电离平衡曲线应为_____(填“A或“B”)，请说明理由：_____。
②95℃时，若100体积pH=a的某强酸溶液与1体积pH=b的某强碱混合后溶液呈中性，则a与b之间应满足的关系是_____。
(4)如图是某温度下，将足量的BaSO₄固体溶于一定量水中达到溶解平衡后，假定溶液体积不变的情况下，加入Na₂CO₃使c()增大过程中，溶液中c(Ba²⁺)和c()的变化曲线。根据图中的数据分析、计算。

①该温度下，BaSO₄的K_sp=_____。
②当c()大于_____mol•L^-1时开始有BaCO₃沉淀生成；BaCO₃的K_sp=_____。
(5)工业上常用如下反应消除氮氧化物的污染：
CH₄(g)+2NO₂(g)⇌N₂(g)+CO₂(g)+2H₂O(g)　ΔH<0
①书写该反应的平衡常数表达式K=_____
②反应达到平衡后，为提高反应速率的同时提高NO₂的转化率，可采取的措施有_____。
A．改用高效催化剂B．升高温度C．缩小容器的体积D．增加CH₄的浓度
③在体积一定的容器中进行上述反应并达到平衡，保持其它条件不变，通入一定量的CH₄，下列说法正确的是_____。(双选)
A．正反应速率先增大后减小B．混合气体的平均密度增大
C．化学平衡常数增大D．达到新平衡时增大
(6)食醋的有效成分主要为醋酸(用HAc表示)。25℃时，HAc的，K_a=1.75×10^-5=10^-4.76.
某小组研究25℃下HAc电离平衡的影响因素。
提出假设：稀释HAc溶液或改变AC浓度，HAc电离平衡会发生移动。
设计方案并完成实验：用浓度均为0.1mol•L^-1的HAc和NaAc溶液，按下表配制总体积相同的系列溶液：测定pH，记录数据。

序号	V(HAc)/Ml	V(NaAc)/mL	V(H2O)/mL	n(NaAc)：n(HAc)	pH
Ⅰ	40.00			0	2.86
Ⅱ	4.00	/	36.00	0	3.36
…
Ⅶ	4.00	a	b	3：4	4.53
Ⅷ	4.00	4.00	32.00	1：1	4.65

①配制：250mL0.1000mol•L^-1的HAc溶液，需要的定量仪器是_____。
②根据表中信息，补充数据：a=_____，b=_____。
③由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HAc溶液，电离平衡_____(填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由：_____。
④查阅资料获悉：一定条件下，按配制的溶液中，[H⁺]的值等于HAc的K_a．对比数据发现，实验Ⅷ中pH=4.65与资料数据K_a=10^-4.76存在一定差异：推测可能由HAc浓度不够准确引起，故先准确测定HAc溶液的浓度再验证。
i、用移液管取20.00mLHAc溶液于锥形瓶中，加入2滴酚酞溶液，用0.1000mol•L^-1NaOH溶液滴定至终点，判断滴定至终点的现象是_____。
ii、若测定结果偏低，可能原因是_____(双选)。
A．滴定管用蒸馅水洗净后未用氢氧化钠润洗
B．盛装待测液的锥形瓶水洗后未烘干
C．滴定过程中振荡锥形瓶时不慎有少量液体溅出
D．滴定前滴定管内无气泡，滴定后滴定管内出现气泡
(7)在日常生活和工农业生产中常用到盐的水解反应。
①实验室在保存FeCl₃溶液时，常在溶液中加入_____，以抑制其水解；把AlCl₃溶液蒸干并充分灼烧，最后得到的固体是_____。
②热的纯碱溶液去油污能力增强，请结合离子方程式和平衡移动原理进行解释_____。

【推荐3】回答下列问题：
(1)已知室温时，0.1 mol∙L^-1某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列问题：
① 该溶液中c(H⁺)=___________ mol∙L^-1
② HA的电离平衡常数K=___________。
③ 由HA电离出的c(H⁺)约为水电离出的c(H⁺)的___________倍。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如表：用“＞”“＜”或“=”填空。

弱酸	HCOOH	H2CO3	HClO
电离平衡常数/25 ℃	K=1.77×10-4	K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11	3.0×10-8

①在相同浓度的HCOOH和HClO的溶液中，溶液导电能力：HCOOH___________HClO。
②将少量CO₂气体通入NaClO溶液中，写出该反应离子方程式___________。
(3)用0.1mol/LNaOH溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1mol/L的盐酸和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线。

①滴定醋酸的曲线是___________(填“I”或“Ⅱ”)。
②滴定开始前，三种溶液中由水电离出的c(H⁺)最大的是___________。
③V₁和V₂的关系：V₁___________V₂(填“＞”、“=”或“＜”)。

【推荐1】运用化学反应原理研究物质的性质具有重要意义。请回答下列问题：
（1）一定压强下，在容积为2 L的密闭容器中充入1mol CO与2 mol H₂，在催化剂作用下发生反应：CO(g)＋2H₂(g) CH₃OH(g) ΔH ，平衡转化率与温度、压强的关系如图所示。
p₂ _____________p₁ (填“大于”、“小于”或“等于”)；
（2）25℃，两种酸的电离平衡常数如下表。

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

①HSO₃^-的电离平衡常数表达式K=_________。
②0.10 mol·L^-1 Na₂SO₃溶液中离子浓度由大到小的顺序为___________。
③H₂SO₃溶液和NaHCO₃溶液混合，主要反应的离子方程式为________________________。

【推荐2】完成下列填空
(1)常温下，已知一元酸HA溶液中，则溶液的pH＝________；当溶液与溶液等体积混合后所得溶液呈________性，该溶液中存在的质子守恒关系为________。
(2)t℃时，有pH＝2的稀硫酸和pH＝11的NaOH溶液等体积混合后溶液呈中性，则该温度下水的离子积常数________。该温度下（t℃），将的溶液与的NaOH溶液混合后（溶液体积变化忽略不计），溶液的pH＝________。
(3)已知碳酸、亚硫酸、次氯酸的电离平衡常数如下表，下列说法正确的是________。

物质				HClO
电离平衡常数
				—

A．相同条件下，同浓度的NaClO溶液和溶液的碱性，前者更强

B．溶液中通入少量：

C．溶液中通入少量：

D．向氯水中分别加入等浓度的和溶液，均可提高氯水中HClO的浓度

(4)联氨（又称联肼，无色液体）是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料。联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为________（已知：的；）。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为________。

【推荐3】已知硫化氢的水溶液为氢硫酸，它是一种二元弱酸。
(1)H₂S溶于水的电离方程式为___________。
(2)向H₂S的水溶液中加入CuSO₄溶液时，电离平衡向___________(填写左或右，下同)移动，c(H^＋)___________，c(S^2-)___________。
(3)向H₂S的水溶液中加入NaOH固体时，电离平衡向___________移动，c(H^＋)___________，c(S^2-)___________。

【推荐1】在一定条件下,CH₃COOH溶液中存在电离平衡：CH₃COOH CH₃COO^-+H⁺   ΔH>0。
（1）25 ℃时，浓度均为0.1mol/L的盐酸和醋酸溶液，下列说法正确的是___________；
①两溶液的pH相同
②两溶液的导电能力相同
③由水电离出的c(OH^-)相同
④中和等物质的量的NaOH溶液，消耗两溶液的体积相同
（2）25℃时，pH =5的稀醋酸溶液中，由水电离的c(OH^-)=____________mol·L^-1 ，c(CH₃COO^-)=_____________mol·L^-1 (填数字表达式)；
（3）25 ℃时，向pH均为1的盐酸和醋酸溶液中分别加水，随加水量的增多，两溶液pH的变化如图所示，则符合盐酸pH变化的曲线是_______________；

（4）25 ℃时，向体积为Va mLpH=3的醋酸溶液中滴加pH=11的NaOH溶液Vb mL至溶液恰好呈中性，则Va与的Vb关系是Va________________Vb（填“＞”、“＜”或“＝”）。
（5）25 ℃时，若向氨水中加入稀盐酸至溶液的pH＝7，此时c(NH₄^＋)＝a mol/L，则c(Cl^－)＝________ mol/L。

【推荐2】表中是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)：

酸	电离方程式	电离平衡常数
CH3COOH	CH3COOHCH3COO-+H+	K=1.75×10-5
H2CO3	H2CO3H++HCO HCOH++CO	K1=4.5×10-7 K2=4.7×10-11
H2S	H2SH++HS- HS-H++S2-	K1=1.1×10-7 K2=1.3×10-13
H3PO4	H3PO4H++H2PO H2POH++HPO HPOH++PO	K1=6.9×10-3 K2=6.2×10-8 K3=4.8×10-13

回答下列各题：
(1)当温度升高时，K值___________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)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___________。
(3)多元弱酸是分步电离的，每一步都有相应的电离平衡常数。对于同一种多元弱酸的K₁、K₂、K₃之间的相对大小关系为___________
(4)请设计一个简单的实验验证醋酸与碳酸的酸性强弱的方案：___________。
(5)向Na₂S的水溶液中通入少量CO₂，写出反应的化学方程式___________。

【推荐3】现有HA、HB和H₂C三种酸。室温下用0.1mol·L^－1NaOH溶液分别滴定20.00 mL浓度均为0.1mol·L^－1的HA、HB两种酸的溶液，滴定过程中溶液的pH随滴入的NaOH 溶液体积的变化如图所示。

（1）a点时的溶液中由水电离出的c(H⁺)=________mol·L^－1，K_a(HB)=________。
（2）与曲线I 上的c点对应的溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________；b点对应的溶液中c(HB)____c(B^－)(填“>”“<”或“=”)。
（3）已知常温下向0.1mol·L^－1的NaHC 溶液中滴入几滴石蕊试液后溶液变成红色。
①若测得此溶液的pH=1，则NaHC的电离方程式为_______________。
②若在此溶液中能检测到H₂C 分子，则此溶液中c(C^2－)________c(H₂C)(填“>”“<”或“=”)。
③若H₂C的一级电离为H₂C=H⁺+ HC^－，常温下0.1mol·L^－1H₂C溶液中的c(H⁺ )=0.11mol·L^－1，则0.1mol·L^－1NaHC溶液中的c(H⁺)________0.01mol·L^－1(填“>”“<”或“=”)。
（4）已知温度时，0.1 mol·L^－1的某一元酸HB在水中有 0.1% 发生电离，回答下列各问题：
①该溶液的pH＝________。
②HB的电离平衡常数K＝________。
③由HB电离出的c(H^＋)约为水电离出的c(H^＋)的________倍。

【推荐1】I．正常体温下，人体动脉血液的大约在7.35～7.45之所以能够控制在该范围内，主要是因为分子与共存形成“缓冲溶液”(体温下。若血液超出正常范围，则可能导致酸中毒或碱中毒。
(1)若正常体温下人体动脉血为7.8，该血液中___________(填“>”、“<”或“=”)。
(2)理论上，也可通过血液中的比值为10：1时，人体发生___________(填“酸中毒”或“碱中毒”或“未中毒”)
Ⅱ．从心脏出发的动脉血会被输送至器官，为有机物的代谢(如葡萄糖的充分氧化)提供所需氧气。血液中氧气被消耗，并产生代谢产物，作为静脉血流回心脏。部分代谢产物可以在呼吸中排出。
(3)葡萄糖充分氧化的产物为___________(填物质化学式)
(4)可能导致血液比值变小的情况是___________

A．呼吸频率加快	B．糖类物质代谢速率变慢
C．呼吸频率减慢	D．糖类物质代谢速率变快

【推荐2】水溶液广泛存在于生命体及其赖以生存的环境中。弱电解质的电离平衡、盐类的水解平衡和难溶电解质的沉淀溶解平衡都与日常生活、工农业生产等息息相关。回答下列问题：
(1)25℃时，溶液呈酸性的原因是_______(用离子方程式表示)，把溶液蒸干并灼烧得到的固体产物是_______(填化学式)。
(2)已知25℃，的，的，。若氨水的浓度为，溶液中的_______，将通入该氨水中，当降至时，溶液中的_______。
(3)在25℃下，将的氨水与的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中，则溶液显性_______(填“酸”、“碱”或“中”)；用含a的代数式表示的电离常数_______。
(4)25℃时，柠檬酸(用表示)为三元弱酸，其电离常数：，，；电离常数的负对数：，，。
①在含有浓度均为的和的混合液中，_______(填“＜”、“>”或“=”)；_______(填写准确数值)；
②当时，溶液的pH=_______。(保留三位有效数字，已知：)

【推荐3】平衡思想是化学研究的一个重要观念，在水溶液中存在多种平衡体系。
(1)①室温下，0.1 mol/L的醋酸在水中有1%发生电离，则该温度下CH₃COOH的电离平衡常数K_a ≈___________。
②在25℃时，将a mol/L的氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合(忽略混合时的溶液体积变化)，反应平衡时溶液中c(NH)=c(Cl^-)，则溶液显___________ (填“酸“碱”或“中”)性。
(2)已知，常温下几种物质的电离常数如下：

化学式	H2CO3	HClO	H2SO3
电离平衡常数	Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11	Ka=3.0×10-8	Ka1=1.4×10-2 Ka2=6.0×10-8

①三种相同物质的量浓度的Na₂CO₃、NaClO、NaHSO₃的pH从小到大的排序是___________。
②下列说法正确的是___________。
A．Ca(ClO)₂溶液中通入少量SO₂：SO₂ + H₂O+Ca²⁺+2ClO^- = CaSO₃↓+2HClO
B．常温下，将SO₂通入氨水中，当c(OH⁻)降至1.0×10^-7mol/L时，溶液中的=0.6
C．等物质的量浓度的NaHSO₃与Na₂SO₃混合液中，3c(Na⁺)=2c()+2c()+2c(H₂SO₃)
D．Na₂CO₃溶液中加入少量水，则溶液中将减小
③根据表中数据，计算0.03 mol/L NaClO溶液的pH≈___________。