1．CD 2.D 3.AC
讲析：1.pH=12的溶液，可能是碱溶液，也可能是盐溶液。忽略了强碱弱酸盐的水解，就会漏选D. 2．由水电离的H+浓度为1.0×10－13mol/L-1的溶液可能是酸或者碱溶液。3．HCl溶于水完全电离，而CH3COOH溶于水存在电离平衡：CH3COOH=CH3COO－+H+，加水该平衡向右移动，H+物质的量增大，需加更多的水才能与盐酸c(H+)相同；加CH3COONa时，c(CH3COO－)增大，上述平衡向左移动。c(H+)降低，pH变化大，而盐酸加NaCl后pH基本不变。故A、C符合题意。B只能说明盐酸和醋酸具有挥发性，D只说明c(H+)相同，速率相同，与醋酸是否完全电离均无关，故B、D不符题意。
14．(1)62.3kg (2)2.7 (3)82.2kg
第15课时 (B卷)
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13．1000 mL，81.8 mL ,大于81.8 mL , 0<V2≤81.8
9.CD 10.C 11.AD 12.D
讲析：5.因为pH相同的强酸和弱酸等倍稀释时，弱酸的pH小，所以如果稀释后的pH要相同，弱酸的稀释倍数要大，所以a>b 7.强酸中c(H+)＝10-amol·L-1，强碱中1，混合后pH=7，即n(H+)＝n(OH-)，故V(碱)=102V(酸)
1.D 2.C 3.D 4. CD 5.D 6.B 7.B 8.B
4．(Ⅰ)组CH3COOH>HCl，(Ⅱ)组NH3·H2O>NaOH。
讲析：用图示分析如下。
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1.AD 2.B 3.B
讲析：1．中性溶液中， ，AG＝0；酸性溶液中，，AG＜1，AG＜0。常温下0.1mol·L－1氢氧化钠溶液中，，AG＝－12；常温下0.1mol·L－1盐酸溶液中，，AG＝12。 2．纯水的pH值是由其[H+]决定的。[H+]对水的离子积Kw有关，而Kw在不同温度时数值不一样，常温(25℃)时水的Kw=1×10-14，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol/L。因水的电离是吸热反应，温度升高到80℃，平衡向右移动，电离程度加大，Kw>1×10-14，[H+]=[OH-]>1×10-7mol/L，所以pH<7。由于是纯水[H+]=[OH-]，纯水仍是中性，不是酸性，任何温度下纯水都是中性。答案：因水的电离是吸热反应，温度升高到80℃，平衡向右移动，电离程度加大，Kw>1×10-14，[H+]=[OH-]>1×10-7mol/L，所以pH<7 3．本题的特点是：由实验结果分析，酸和碱溶液混合后所得溶液呈酸性，原因有两种可能：一是这两种溶液恰好完全反应，但参与反应的是弱碱和强酸，生成强酸弱碱盐，易水解而显酸性；二是酸和碱并没有恰好完全反应，反应后酸有剩余，因而溶液显酸性。本题中的酸溶液[H+]=1×10-3mol/L，如此应是强酸，它是完全电离，可见它是一种稀溶液；如是弱酸，因它只有少部分电离，则弱酸的浓度可能较大。碱溶液[OH-]=1×10-3mol/L，当然也适于上述分析，即或是强碱的稀溶液，或是弱碱的较浓溶液，根据选项，依照题意，可确定(B)为正确选项。
4.难溶化合物的饱和溶液存在着溶解平衡，例如： 在一定温度下，难溶化合物得饱和溶液的离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。 已知：Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)=1.8×10-10 Ksp(Ag2CrO4)={c(Ag+)}2c(CrO42-)=1.9×10-12 现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答： (1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀? (2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少? CrO42-与Cl-能否达到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5摩/升时，则认为可以达到有效分离)
23． 已知氢氧化钠和氢氧化钡混合溶液的pH = 14, 现取 100毫升该混合溶液, 缓缓通入CO2, 当通入的 CO2 气体体积为 0.56升时, 生成的沉淀已达最多(设CO2 被完全吸收, 气体的体积均为标准状况下测定, 溶液的体积变化忽略不计), 则:
(1) 原混合溶液中氢氧化钠和氢氧化钡的物质的量浓度为多少?
(2) 当通入的CO2 总体积为 2.24升时, 溶液中各离子(除H+ 和 OH-)的物质的量的浓度为多少?
22．在25℃时，有pH=a的盐酸与pH=b的NaOH溶液，取VaL该盐酸同该NaOH溶液恰好反应，需VbLNaOH溶液，问：
(1)若a+b=14时，则Va/Vb= (填数值)；
(2)若a+b=13时，则Va/Vb= (填数值)；
(3)若a+b>14时，则Va/Vb= (填表达式)，且Va Vb(填>、<或=)。
1，混合后pH=7，即n(H+)＝n(OH-)，故V(碱)=102V(酸)
，AG＝0；酸性溶液中，
，AG＜1，AG＜0。常温下0.1mol·L－1氢氧化钠溶液中，
，AG＝－12；常温下0.1mol·L－1盐酸溶液中，
，AG＝12。 2．纯水的pH值是由其[H+]决定的。[H+]对水的离子积Kw有关，而Kw在不同温度时数值不一样，常温(25℃)时水的Kw=1×10-14，纯水中[H+]=[OH-]=10-7mol/L。因水的电离是吸热反应，温度升高到80℃，平衡向右移动，电离程度加大，Kw>1×10-14，[H+]=[OH-]>1×10-7mol/L，所以pH<7。由于是纯水[H+]=[OH-]，纯水仍是中性，不是酸性，任何温度下纯水都是中性。答案：因水的电离是吸热反应，温度升高到80℃，平衡向右移动，电离程度加大，Kw>1×10-14，[H+]=[OH-]>1×10-7mol/L，所以pH<7 3．本题的特点是：由实验结果分析，酸和碱溶液混合后所得溶液呈酸性，原因有两种可能：一是这两种溶液恰好完全反应，但参与反应的是弱碱和强酸，生成强酸弱碱盐，易水解而显酸性；二是酸和碱并没有恰好完全反应，反应后酸有剩余，因而溶液显酸性。本题中的酸溶液[H+]=1×10-3mol/L，如此应是强酸，它是完全电离，可见它是一种稀溶液；如是弱酸，因它只有少部分电离，则弱酸的浓度可能较大。碱溶液[OH-]=1×10-3mol/L，当然也适于上述分析，即或是强碱的稀溶液，或是弱碱的较浓溶液，根据选项，依照题意，可确定(B)为正确选项。
在一定温度下，难溶化合物得饱和溶液的离子浓度的乘积为一常数，这个常数用Ksp表示。
已知：Ksp(AgCl)=c(Ag+)c(Cl-)=1.8×10-10
Ksp(Ag2CrO4)={c(Ag+)}2c(CrO42-)=1.9×10-12
现有0.001摩/升AgNO3溶液滴定0.001摩/升KCl和0.001摩/升的K2CrO4的混和溶液，试通过计算回答：
(1)Cl-和CrO42-中哪种先沉淀?
(2)当CrO42-以Ag2CrO4形式沉淀时，溶液中的Cl-离子浓度是多少? CrO42-与Cl-能否达到有效的分离?(设当一种离子开始沉淀时，另一种离子浓度小于10-5摩/升时，则认为可以达到有效分离)