20．常溫下，將某一元酸HA和NaOH溶液等體積混合，兩種溶液的濃度和混合后所得溶液的pH如下表：

實驗 編號	HA物質的量 濃度（mol• L-1）	NaOH物質的 量濃度（mol• L-1）	混合溶液的 pH
甲	0.2	0.2	pH=a
乙	c1	0.2	pH=7
丙	0.2	0.1	pH＞7
丁	0.1	0.1	pH=9

請回答：
（1）不考慮其他組的實驗結果，單從甲組情況分析，
若a=7（填“＞”、“＜”或“=”），則HA為強酸；
若a＞7（填“＞”、“＜”或“=”），則HA為弱酸．
（2）在乙組中混合溶液中離子濃度c（A^-）與c（Na⁺）的大小關系是C
A．前者大  B．后者大C．二者相等  D．無法判斷
（3）從丙組實驗結果分析，HA是弱酸（填“強”或“弱”）．該混合溶液中離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（4）丁組實驗所得混合溶液中由水電離出的c（OH^-）=10^-5mol•L^-1．

19．某化學小組為了研究外界條件對化學反應速率的影響，進行了如下實驗：
【實驗原理】2KMnO₄+5H₂C₂O₄+3H₂SO₄═K₂SO₄+2MnSO₄+10CO₂↑+8H₂O
【實驗內容及記錄】

實驗編號	室溫下，試管中所加試劑及其用量/mL				溶液褪至無色所需時間/min
	0.6mol/L H2C2O4溶液	H2O	3mol/L 稀H2SO4溶液	0.05mol/L KMnO4溶液
1	3.0	2.0	2.0	3.0	1.5
2	2.0	3.0	2.0	3.0	2.7
3	1.0	4.0	2.0	3.0	3.9

請回答：
（1）根據表中的實驗數據，可以得到的結論是其他條件不變時，增大（減小）反應物濃度，加快（減慢）化學反應速率．
（2）利用實驗1中的數據，計算用KMnO₄表示的化學反應速率為1.0×10^-2mol/（L•min）．
（3）該小組同學根據經驗繪制了n（Mn²⁺）隨時間變化的趨勢如圖1所示，但有同學查閱已有的實驗資料發(fā)現，該實驗過程中n（Mn²⁺）隨時間變化的實際趨勢如圖2所示．
該小組同學根據圖2所示信息提出了新的假設，并繼續(xù)進行實驗探究．
①該小組同學提出的假設是Mn²⁺對該反應有催化作用．
②請你幫助該小組同學完成實驗方案，并填寫表中空白

實驗編號	室溫下，試管中所加試劑及其用量				再向試管中加入某種固體	溶液褪至無色所需時間/min
	0.6mol/L H2C2O4溶液	H2O	3mol/L 稀H2SO4溶液	0.05mol/L KMnO4溶液
4	3.0	2.0	2.0	3.0	MnSO4	t

③若該小組同學提出的假設成立，應觀察到反應過程中溶液褪色時間減少現象．

18．常溫下，用0.1000mol•L^-1NaOH溶液滴定 20.00mL0.1000mol•L^-1CH₃COOH溶液滴定曲線如圖．下說法正確的是（　�。�

	A．	點①所示溶液中：c（CH3COOH）+c（CH3COO-）＞2c（Na+）
	B．	點③所示溶液中：c（Na+）＞c（OH-）＞c（CH3COO-）＞c（H+）
	C．	點③所示溶液中：c（CH3COO-）＞c（Na+）
	D．	滴定過程中可能出現：c（CH3COOH）＞c（CH3COO-）＞c（H+）＞c（Na+）＞c（OH-）

17．草酸是二元弱酸，測得0.01mol•L^-1草酸氫鈉溶液顯酸性．常溫下向10mL 0.01mol•L^-1 NaHC₂O₄溶液中滴加0.01mol•L^-1 NaOH溶液，隨著NaOH溶液體積的增加，下列說法正確的是（　　）

	A．	V（NaOH）=0時，c（Na+）＞c（H+）＞c（HC2O4- ）＞c（C2O42-）＞c（OH-）
	B．	V（NaOH）=5 mL時，c（Na+）═c（C2O42-）+c（HC2O4- ）+c（H2C2O4）
	C．	V（NaOH）=10 mL時，c（Na+）═c（HC2O4-）+c（C2O42-）
	D．	V（NaOH）＞10 mL時，c（Na+）＞c（C2O42-）＞c（HC2O4- ）

16．25℃時，取濃度均為0.1mol/L的醋酸溶液和氨水溶液各20mL，分別用0.1mol/LNaOH溶液、0.1mol/L鹽酸進行中和滴定，滴定過程中，pH隨著滴加溶液的體積變化如圖所示．下列說法不正確的是（　�。�

	A．	曲線Ⅱ：滴加溶液到10mL時：c（CH3COO-）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH-）
	B．	曲線Ⅱ：滴加溶液到10mL時：c（CH3COO-）-c（CH3COOH）═2[c（OH-）-c（H+）]
	C．	曲線Ⅰ：滴加溶液在10mL-20mL之間存在：c（Cl-）═c（NH4+）＞c（OH-）═c（H+）
	D．	曲線Ⅰ：滴加溶液到20mL時：c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（NH3•H2O）＞c（OH-）

15．酸堿中和滴定是中學化學中重要的定量實驗之一．某研究性學習小組準確進行了如下實驗，稱取1.00g不純的苛性鈉樣品配成250ml溶液，取出10.00ml，用已知濃度為0.040mol•L^-1的鹽酸進行滴定（雜質不與鹽酸反應）．
根據要求回答下列問題：
（1）配制250mL 0.040mol•L^-1的鹽酸溶液時需要用到的玻璃儀器有量筒、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管和250mL容量瓶．
（2）為測定該苛性鈉樣品的純度，幾次滴定消耗鹽酸的體積如下：

實驗序號	1	2	3	4
消耗鹽酸溶液的體積（mL）	20.05	20.00	22.10	19.95

該苛性鈉樣品的純度=80%．
（3）若操作過程中未用鹽酸潤洗滴定管，則測定結果將偏大（填“偏大”、“偏小”或“無影響”）．
（4）在另一次實驗中，研究性小組將V₁ mL 1.0mol•L^-1 HCl溶液和V₂ mL 未知濃度的NaOH溶液均勻混合后，測量并記錄溶液溫度，實驗結果如圖所示（實驗中始終保持V₁+V₂=50mL）．
下列敘述中正確的是b．
a、該實驗的環(huán)境溫度為22℃
b、當V₁=40時，溶液中c（Na⁺）＜c（Cl^-）
c、NaOH溶液的濃度為1.0mol•L^-1
d、保持其他條件不變，只將HCl改為CH₃COOH進行實驗，也得到如圖的實驗結果．

14．下表是幾種常見弱酸的電離平衡常數（25℃）

酸	電離方程式	電離常數 K/mol•L-1
CH3COOH	CH3COOH?CH3COO-+H+	1.26×10-5
H2CO3	H2CO3?H++HCO3- HCO3-?CO32-+H+	K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11
H2S	H2S?H++HS- HS-?H++S2-	K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12
H3PO4	H3PO4?H++H2PO4- H2PO4-?H++HPO42- HPO42-?H++PO43-	K1=7.52×10-3 K2=6.23×10-8 K3=2.20×10-13

回答下列問題：
（1）K只與溫度有關，當溫度升高時，K值增大（填“增大”、“減小”或“不變”）．
（2）在溫度相同時，各弱酸的K值不同，那么K值的大小與酸性的相對強弱有何關系？K值越大，電離程度越大，酸性越強；
（3）若把CH₃COOH、H₂CO₃、HCO₃^-、H₂S、HS^-、H₃PO₄、H₂PO₄^-、HPO₄^2-都看作是酸，其中酸性最強的是H₃PO₄，最弱的是HPO₄^2-；
（4）H₃PO₄的K_a1、K_a2、K_a3之間存在數量上的規(guī)律，此規(guī)律是在數值上相差很大，產生此規(guī)律的原因是上一級電離產生的H⁺對下一級電離有抑制作用．

13．已知水在25℃和100℃時，其電離平衡曲線如圖所示：
（1）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^-）小．
（2）100℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H₂SO₄溶液的體積比為1：10．
（3）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100℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液pH=5．

12．下列用于硫酸銅結晶水含量測定的器具中名稱正確的是（　�。�

A．

三腳架

B．

研缽

C．

鑷子

D．

瓷坩堝

11．關于下圖的說法正確的是（　�。�

	A．	甲表示25℃時用0.1 mol/L的鹽酸滴定20 mL 0.1 mol/L KOH溶液，溶液的pH隨加入鹽酸體積的變化
	B．	乙表示醋酸溶液滴定NaOH和氨水混合溶液的電導率曲線
	C．	丙中曲線表示反應N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H＜0正、逆反應的平衡常數K隨溫度的變化
	D．	丁中①、②曲線分別表示反應CH2=CH2（g）+H2（g）→CH3CH3（g）△H＜0使用和未用催化劑時，反應過程中的能量變化