1 . 常温下，量取10.00mL溶液置于锥形瓶中，加入指示剂，用溶液滴定，所得溶液的随溶液体积的变化如图所示，达到滴定终点时，消耗溶液20.00mL。下列说法正确的是

A．溶液的浓度为

B．

C．当时，溶液中存在

D．、两点对应溶液中，由水电离出的a＞b

2 . 研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。
Ⅰ．室温下，有浓度均为0.1 mol·L的下列五种溶液，请回答问题。
①HCl②NaCl③④⑤
资料：室温下电离常数，醋酸；碳酸，。
(1)上述溶液中水的电离被抑制的是_______(填序号，下同)，水的电离被促进的是_______，溶液⑤中溶质与水作用的离子方程式表示为_______。
(2)上述溶液的pH由大到小的顺序为_______。
(3)比较溶液③和④中的物质的量浓度：③_______④(填“<”、“=”或“>”)。
(4)室温下，向溶液①中加水稀释至原体积的10倍，所得溶液的pH为_______。
(5)向20 mL 0.1 mol/L 中逐滴加入0.1 mol/L NaOH过程中，pH变化如图所示。

①滴加过程中发生反应的离子方程式是_______。
②下列说法正确的是_______。
a． A、C两点水的电离程度：
b．B点溶液中微粒浓度满足：
c．D点溶液中微粒浓度满足：
Ⅱ．已知：25°C时、和HClO的电离平衡常数如下表。

化学式			HClO
电离平衡常数()

(6)的电离平衡常数表达式_______。
(7)25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液中，碱性较强的是_______。
(8)25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01 mol⋅L，达到电离平衡时溶液中_______mol⋅L。(已知：)
(9)依据上表数据，下列方程式书写合理的是_______。(填字母)(已知：)
a．溶液中滴加次氯酸：
b．溶液中滴加少量醋酸：
c．NaClO溶液中通入：
d．溶液中滴加过量氯水：

3 . 化学是一门实验的科学，滴定法是化学上常用的定量分析的方法，有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定等。
I．酸碱中和滴定：常温下，用0.1000mol/LNaOH溶液分别滴定20.00mL等浓度的盐酸和醋酸溶液，得到两条滴定曲线，如图所示：

(1)滴定醋酸的曲线是图________(填“1”或“2”)，滴加2~3滴________作指示剂(填“甲基橙”或“酚酞”)。
(2)达到B、D状态时，反应消耗NaOH溶液的体积a___________b(填编号)。

A．>

B．<

C．=

D．不确定

(3)A、B、C、E四点水的电离程度由大到小顺序为：E>________。
(4)某次用氢氧化钠滴定未知浓度的醋酸的滴定结果如表所示：

滴定次数	待测液体积(mL)	标准溶液的体积(mL)
		滴定前读数	滴定后读数
1	20.00	1.02	18.97
2	20.00	0.60	见图
3	20.00	0.20	18.25

表中缺少的读数为________mL。
(5)下列操作中造成第2次所测测定结果明显偏差的是___________。

A．盛放醋酸溶液的锥形瓶用蒸馏水洗净后没有干燥

B．配制标准溶液的固体NaOH中混有KOH杂质

C．盛装NaOH标准溶液的滴定管在滴定前尖嘴处有气泡，滴定后气泡消失

D．读取NaOH标准溶液的体积时，开始时仰视读数，滴定结束时俯视读数

Ⅱ．氧化还原滴定：
如测定血液中钙的含量时，进行如下实验：
i．可将amL血液用蒸馏水稀释后，向其中加入足量草酸铵晶体，反应生成CaC₂O₄沉淀，过滤、洗涤，将沉淀用稀硫酸处理得H₂C₂O₄溶液。
ii．将i得到的H₂C₂O₄溶液，再用KMnO₄酸性溶液滴定，氧化产物为CO₂，还原产物为。
iii．终点时用去bmL的KMnO₄溶液。
(6)写出用KMnO₄酸性溶液滴定H₂C₂O₄的离子方程式___________。
(7)如何判定滴定终点___________。
(8)计算：血液中含钙离子的浓度为___________mol/L(用字母表示)。
Ⅲ．沉淀滴定法：
(9)用K₂CrO₄为指示剂，以AgNO₃标准溶液滴定溶液中，利用与生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中恰好沉淀完全(浓度等于)时，溶液中为___________(已知)。

5 . 按要求填空。
(1)已知室温时，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_______。
②HA的电离平衡常数K=_______。
③由HA电离出的约为水电离出的的_______倍。
(2)部分弱酸的电离平衡常数如下表：

弱酸	HCOOH			HClO
电离平衡常数(25℃)

按要求回答下列问题：
①HCOOH、、、HClO的酸性由强到弱的顺序为_______。
②同浓度的、、、、、结合的能力由强到弱的顺序为_______。
③运用上述电离常数及物质的特性写出下列反应的离子方程式
i.溶液中通入过量_______。
ii.过量通入NaClO溶液中_______。
(3)已知的氢氟酸中存在电离平衡：，要使溶液中增大，可以采取的措施是_______(填标号)。
①加少量烧碱       ②通入少量HCl气体       ③通入少量HF气体       ④加水

6 . 常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是

A．0.1mol•L-1的(NH4)2SO4溶液中：Na+、Cu2+、Cl-、OH-

B．=10-12的溶液中：Na+、NO、[Al(OH)4]-、CO

C．水电离的c(H+)=1×10-13mol•L-1溶液中：Na+、K+、NO、HCO

D．0.1mol•L-1的FeCl3溶液中：K+、Mg2+、SO、SCN-

7 . 常温下，浓度相同的一元弱酸稀溶液和一元弱碱稀溶液互相滴定，溶液中与或的关系如图所示。已知和的电离常数为和，且b和b′点的纵坐标之和为14。下列说法错误的是

A．	B．a和a′点的纵坐标之和为14
C．水的电离程度：	D．溶液中的：c点大于c′点

8 . 人体血液里最主要的缓冲体系是碳酸氢盐缓冲体系(H₂CO₃/HCO)，该体系的主要作用是维持血液中pH保持稳定。在人体正常体温时，H₂CO₃HCO+H⁺的K_a=10^−6.1，正常人的血液中c(HCO)：c(H₂CO₃)≈20：1，则下列判断正确的是(已知lg2=0.3)

A．正常人血液内Kw=10-14

B．当过量的碱进入血液中时，只发生反应HCO+OH-=CO+H2O

C．正常人血液中存在：c(HCO)+c(OH-)+2c(CO)=c(H+)+c(H2CO3)

D．由题给数据可算得正常人血液的pH约为7.4

9 . 常温下，向20 mL某浓度的硫酸溶液中滴入0.1 mol·L^-1氨水，溶液中水电离的氢离子浓度随加入氨水的体积变化如图。下列分析正确的是

A．V=40

B．c点所示溶液中：c(H＋)-c(OH-)=2c(NH3·H2O)

C．NH3·H2O的电离常数K=10-4

D．d点所示溶液中：c(NH)=2c(SO)

10 . 常温下，往20mL0.1mol·L^-1NH₄HSO₄溶液中逐滴加入0.1mol·L^-1的NaOH溶液，溶液中由水电离的c_水(H⁺)与所加NaOH溶液体积的关系如图所示(假设：混合后溶液体积的变化忽略不计，整个过程无氨气的逸出)。下列分析正确的是

A．a~c之间，主要反应为NH+OH—=NH3·H2O

B．b点、d点对应溶液的pH均为7

C．d~e之间，溶液中c(Na+)+c(SO)=0.05mol/L

D．pH=7时，溶液中c(Na+)>c(SO)>c(NH)>c(OH—)=c(H+)