高中化学人教版 (2019)选择性必修1实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素练习题

这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素练习题，共8页。

1．常温下，向20.00 mL 0.1 ml·L－1的HA溶液中滴入0.1 ml·L－1NaOH溶液，溶液中由水电离出的氢离子浓度的负对数[－lg c水(H＋)]与所加NaOH溶液体积的关系如图所示，下列说法中不正确的是( )
A．常温下，Ka(HA)约为10－5
B．M、P两点溶液对应的pH＝7
C．b＝20.00
D．M点后溶液中均存在c(Na＋)＞c(A－)
B [0.1 ml·L－1HA溶液中，－lg c水(H＋)＝11，c水(H＋)＝c水(OH－)＝10－11 ml·L－1，根据常温下水的离子积求出溶液中c(H＋)＝eq \f(Kw,c水OH－)＝10－3 ml·L－1，HAH＋＋A－，c(H＋)＝c(A－)＝10－3ml·L－1，Ka(HA)＝eq \f(cH＋·cA－,cHA)＝eq \f(10－6,0.1)＝10－5，A项正确；N点水电离出的H＋浓度最大，说明HA与NaOH恰好完全反应生成NaA，P点溶质为NaOH和NaA，溶液显碱性，即P点pH不等于7，B项错误；O～b段水的电离程度逐渐增大，当达到b点时水的电离程度达到最大，即溶质为NaA，说明HA和NaOH恰好完全反应，b＝20.00，C项正确；M点溶液pH＝7，根据溶液呈电中性，存在c(Na＋)＝c(A－)，M点后，c(Na＋)＞c(A－)，D项正确。]
2．向V mL 0.1 ml/L氨水中滴加等物质的量浓度的稀H2SO4，测得混合溶液的温度和pOH[pOH＝－lg c(OH－)]随着加入稀硫酸的体积的变化如图所示(实线为温度变化，虚线为pOH变化)，下列说法不正确的是( )
A．a、b、c三点由水电离的c(H＋)依次减小
B．V＝40
C．b点时溶液的pOH>pH
D．a、b、d三点对应NH3·H2O的电离常数：K(b)>K(d)>K(a)
A [向V mL 0.1 ml/L氨水中滴加等物质的量浓度的稀H2SO4，反应放热，溶液的温度升高，当二者恰好完全反应时，放热最多，溶液的温度最高，所以硫酸的体积为20 mL时，恰好完全反应。b点硫酸与氨水恰好反应生成硫酸铵，此时铵根离子水解促进了水的电离，则b点水的电离程度最大；a点加入10 mL硫酸，氨水过量使溶液呈碱性，c点加入40 mL硫酸，硫酸过量使溶液呈酸性，c点氢离子浓度大于a点氢氧根离子浓度，则水的电离程度a>c，所以水的电离程度大小为：b>a>c,A选；硫酸的体积为20 mL时，恰好完全反应，则消耗硫酸的物质的量为0.1 ml/L×0.02 L＝0.000 2 ml，则氨水的物质的量为0.004 ml，所以氨水的体积为：eq \f(0.004 ml,0.1 ml/L)＝0.04 L＝40 mL，即V＝40,B不选； b点时硫酸与氨水恰好反应生成硫酸铵，溶液显酸性，则c(H＋)>c(OH－)，所以pOH>pH,C不选；升高温度促进NH3·H2O的电离，电离常数增大，由图可知，温度：b>d>a，则a、b、d三点NH3·H2O的电离常数：K(b)>K(d)>K(a),D不选。]
3．25 ℃时，0.1 ml Na2CO3与盐酸混合所得的一组体积为1 L的溶液，溶液中部分微粒与pH的关系如下图所示。下列有关叙述正确的是( )
A．随pH增大，eq \f(cCO\\al(2－,3),cHCO\\al(－,3))数值先减小后增大
B．b点所示的溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)＋c(Cl－)＋c(HCOeq \\al(－,3))
C．25 ℃时，碳酸的第一步电离常数Ka1＝10－7
D．溶液呈中性时：c(HCOeq \\al(－,3))>c(COeq \\al(2－,3))>c(H2CO3)
B [0.1 ml Na2CO3与盐酸混合，根据图像，随pH增大，在溶液中出现COeq \\al(2－,3)后，c(COeq \\al(2－,3))增大，c(HCOeq \\al(－,3))减小，因此eq \f(cCO\\al(2－,3),cHCO\\al(－,3))数值增大，故A错误；b点所示的溶液中，c(COeq \\al(2－,3))＝c(HCOeq \\al(－,3))，根据电荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))＋c(OH－)＋c(Cl－)＋c(HCOeq \\al(－,3))，故B正确；根据图像，pH＝6时，c(HCOeq \\al(－,3))＝c(H2CO3)，则25 ℃时，碳酸的第一步电离常数Ka1＝eq \f(cHCO\\al(－,3)·cH＋,cH2CO3)＝10－6，故C错误；溶液呈中性时pH＝7，根据图像，c(HCOeq \\al(－,3))>c(H2CO3)>c(COeq \\al(2－,3))，故D错误。]
4．常温下用Na2S沉淀Cu2＋、Mn2＋、Fe2＋、Zn2＋四种金属离子(M2＋)，所需S2－最低浓度的对数值lg c(S2－)与lg c(M2＋)的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．室温时向ZnS悬浊液中加入ZnSO4固体，Ksp(ZnS)将随之减小
B．Na2S溶液中：c(OH－)C．为除去MnCl2溶液中混有的少量CuCl2，可加入适量Na2S固体，充分搅拌后过滤
D．向100 mL浓度均为1×10－5ml·L－1的Fe2＋、Zn2＋混合溶液中逐滴加入1×10－4ml·L－1Na2S溶液，Fe2＋先沉淀，证明Ksp(FeS)D [Ksp只与温度有关，温度不变，Ksp不变，故A项错误；根据质子守恒，Na2S溶液中存在：c(OH－)＝c(H＋)＋c(HS－)＋2c(H2S)，因此c(OH－)>c(H＋)＋c(HS－)＋c(H2S)，故B项错误；除杂时不能引入新的杂质，加入Na2S固体，引入了Na＋，故C项错误；FeS、ZnS属于同类型沉淀，且Fe2＋、Zn2＋的起始浓度相等，加入Na2S溶液，Fe2＋先沉淀，说明Ksp(FeS)5．298 K时，二元弱酸H2X溶液中含X微粒的分布系数如图所示。下列叙述正确的是( )
A．溶液呈中性时：c(Na＋)＝2c(X2－)
B．Ka2(H2X)为10－7
C．NaHX溶液c(H＋)D．溶液pH由1升至2.6时主要存在的反应：H2X＋OH－===HX－＋H2O
B [溶液显中性的时，pH＝7溶液中的HX－和X2－相等，存在的电荷守恒为c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(X2－)＋c(HX－)＋c(OH－)，因为溶液显中性有c(H＋)＝c(OH－)，所以得到c(Na＋)＝2c(X2－)＋c(HX－)，选项A错误。溶液显中性的时，pH＝7溶液中的HX－和X2－相等，所以Ka2＝eq \f(cX2－·cH＋,cHX－)＝c(H＋)＝1×10－7，选项B正确。从图中得到当HX－占主导的时候，溶液显酸性，所以NaHX溶液显酸性，即c(H＋)>c(OH－)，选项C错误。溶液pH由1至2.6时，图中看出主要是将H3X＋转化为H2X，选项D错误。]
6．常温下，将稀盐酸滴加到等浓度的弱碱AOH溶液中，测得混合液的pH和lgeq \f(cAOH,cA＋)的关系如图所示，其中a点表示未加盐酸时的数据，e点表示HCl和AOH恰好完全反应时的数据。下列说法错误的是( )
A．常温下，A＋的水解平衡常数为1.0×10－10
B．e点溶液中水电离出的H＋浓度为10－6.23 ml·L－1
C．c点溶液中的n(A＋)＋n(AOH)等于e点溶液中的n(Cl－)
D．d点溶液中：c(Cl－)＞c(AOH)＞c(A＋)
D [由题图可知，a点时lgeq \f(cAOH,cA＋)＝1，eq \f(cAOH,cA＋)＝10，pH＝11，Kb＝eq \f(cA＋·cOH－,cAOH)＝eq \f(10－3,10)＝10－4，则A＋的水解平衡常数Kh＝eq \f(Kw,Kb)＝eq \f(10－14,10－4)＝1.0×10－10，A正确；由题中信息可知，e点表示HCl和AOH恰好完全反应，溶液中溶质为ACl，ACl为强酸弱碱盐，水解使溶液显酸性，溶液中的H＋来自水的电离，所以e点溶液中水电离出的H＋浓度为10－6.23 ml·L－1，B正确；e点表示HCl和AOH恰好完全反应，根据物料守恒：n(A＋)＋n(AOH)＝n(Cl－)，从c点到e点继续滴加盐酸，n(Cl－)增大，但n(A＋)＋n(AOH)不变，所以c点溶液中的n(A＋)＋n(AOH)等于e点溶液中的n(Cl－)，C正确；d点溶液盐酸过量，A＋水解受到抑制，水解程度微弱，所以d点溶液中：c(Cl－)＞c(A＋)＞c(AOH)，D错误。]
7．改变0.1 ml·L－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示[已知δ(X)＝eq \f(cX,cH2A＋cHA－＋cA2－)]。
下列叙述错误的是( )
A．pH＝1.2时，c(H2A)＝c(HA－)
B．lg[K2(H2A)]＝－4.2
C．pH＝2.7时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)
D．pH＝4.2时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋)
D [根据题给图像，pH＝1.2时，δ(H2A)＝δ(HA－)，则c(H2A)＝c(HA－)，A项正确；根据HA－H＋＋A2－，可确定K2(H2A)＝eq \f(cH＋·cA2－,cHA－)，根据题给图像，pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)，即lg[K2(H2A)]＝lg c(H＋)＝－4.2，B项正确；根据题给图像，pH＝2.7时，δ(HA－)>δ(H2A)＝δ(A2－)，则c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－)，C项正确；根据题给图像，pH＝4.2时，δ(HA－)＝δ(A2－)，则c(HA－)＝c(A2－)≈0.05 ml·L－1，而c(H＋)＝10－4.2ml·L－1，则c(HA－)＝c(A2－)>c(H＋)，D项错误。]
8．(双选)常温下将NaOH溶液分别滴加到两种一元弱酸HA和HB中，两种混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．电离常数：Ka(HB)＜Ka(HA)
B．Ka(HA)的数量级为10－5
C．当HA与NaOH溶液混合至中性时：c(A－)＝c(HA)
D．等浓度等体积的HA和NaB混合后所得溶液中：c(H＋)>c(OH－)
AC [Ka(HB)＝eq \f(cH＋·cB－,cHB)，Ka(HA)＝eq \f(cH＋·cA－,cHA)，该图是混合溶液的pH与lg eq \f(cA－,cHA)、lgeq \f(cB－,cHB)变化的图像。A项，当横坐标相同时，即eq \f(cA－,cHA)与eq \f(cB－,cHB)相同时，HA的pH大于HB的pH，说明此时HA溶液的c(H＋)小，则Ka(HB)＞Ka(HA)，错误；B项，当lg eq \f(cA－,cHA)＝0时，eq \f(cA－,cHA)＝1，此时c(H＋)在10－5～10－4.5之间，Ka(HA)也在10－5～10－4.5之间，故Ka(HA)的数量级为10－5，正确；C项，根据图像，当c(A－)＝c(HA)时，lg eq \f(cA－,cHA)＝0，此时溶液呈酸性，错误；D项，由A项知，Ka(HB)>Ka(HA)，则Kh(A－)>Kh(B－)，又由B项知，Ka(HA)≈10－5，Kh(A－)＝eq \f(Kw,KHA)≈10－9Kh(A－)>Kh(B－)，等浓度等体积的HA和NaB混合后所得溶液中，HA的电离程度大于NaB的水解程度，溶液呈酸性，c(H＋)＞c(OH－)，正确。]
9．常温下，某0.1 ml·L－1的NH4HCO3溶液的pH＝7.8。已知含氮(或含碳)各微粒的分布系数(平衡时某种微粒的浓度占各种微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A．当溶液的pH＝9时，溶液中存在下列关系：c(NHeq \\al(＋,4))＞c(HCOeq \\al(－,3))＞c(NH3·H2O)＞c(COeq \\al(2－,3))
B．该NH4HCO3溶液中存在下列守恒关系：c(NHeq \\al(＋,4))＋c(NH3·H2O)＋c(H＋)＝c(OH－)＋2c(COeq \\al(2－,3))＋c(H2CO3)
C．往该溶液中逐滴滴加氢氧化钠溶液时，NHeq \\al(＋,4)和HCOeq \\al(－,3)浓度均逐渐减小
D．通过分析可知常温下Kb(NH3·H2O)大于Ka1(H2CO3)
D [由题图可知，当溶液的pH＝9时，溶液中存在下列关系：c(HCOeq \\al(－,3))＞c(NHeq \\al(＋,4))＞c(NH3·H2O)＞c(COeq \\al(2－,3))，A项错误；NH4HCO3溶液中存在电荷守恒：c(NHeq \\al(＋,4))＋c(H＋)＝2c(COeq \\al(2－,3))＋c(HCOeq \\al(－,3))＋c(OH－)，若B项守恒关系式成立，则用该守恒关系式与电荷守恒关系式相减，可得c(HCOeq \\al(－,3))＋c(NH3·H2O)＝c(H2CO3)，由图像可知，当pH＝7.8时，HCOeq \\al(－,3)分布分数接近1，而NH3·H2O、H2CO3分布分数均接近0，故c(HCOeq \\al(－,3))＋c(NH3·H2O)≠c(H2CO3)，B项错误；根据图像可知，当pH＜7.8时，往该溶液中逐滴滴加氢氧化钠溶液，HCOeq \\al(－,3)浓度逐渐增大，C项错误；因为0.1 ml·L－1的NH4HCO3溶液pH＝7.8，说明HCOeq \\al(－,3)的水解程度大于NHeq \\al(＋,4)的水解程度，根据越弱越水解的规律可得：Kb(NH3·H2O)＞Ka2(H2CO3)，D项正确。]
10．H3AsO3和H3AsO4水溶液中含砷的各种微粒的分布分数(平衡时某物种的浓度占各物种浓度之和的分数)与pH的关系分别如图所示。
回答下列问题：
(1)以酚酞为指示剂(变色范围：pH 8.0～10.0)，将NaOH溶液逐滴加入到H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时停止滴加。该过程中主要反应的离子方程式为___________________________________________________。
(2)pH＝11时，H3AsO3水溶液中三种微粒浓度由大到小的顺序为_________________________________________________________________。
(3)H3AsO4第一步电离方程式为____________________________________
________________________________________________________________。
(4)若pKa2＝－lg Ka2，H3AsO4第二步电离的电离常数为Ka2，则pKa2＝_________________________________________________________________。
[解析] (1)以酚酞为指示剂，将NaOH溶液逐滴加入H3AsO3溶液中，当溶液由无色变为浅红色时，溶液pH在8.0～10.0之间，结合图像可知溶液中H3AsO3减少而H2AsOeq \\al(－,3)增加，则该过程中主要反应的离子方程式为OH－＋H3AsO3===H2AsOeq \\al(－,3)＋H2O。(2)结合图像可知pH＝11时，H3AsO3水溶液中c(H2AsOeq \\al(－,3))最大，c(H3AsO3)最小，各含砷微粒浓度关系为c(H2AsOeq \\al(－,3))＞c(HAsOeq \\al(2－,3))＞c(H3AsO3)。(3)结合题图知，H3AsO4为多元弱酸，存在电离平衡，其第一步电离方程式为H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋。(4)H3AsO4第二步电离方程式为H2AsOeq \\al(－,4)HAsOeq \\al(2－,4)＋H＋，其电离常数Ka2＝eq \f(cHAsO\\al(2－,4)·cH＋,cH2AsO\\al(－,4))，由图像可知当pH＝7.0时，c(H2AsOeq \\al(－,4))＝c(HAsOeq \\al(2－,4))，则Ka2＝10－7.0，pKa2＝7.0。
[答案] (1)OH－＋H3AsO3===H2AsOeq \\al(－,3)＋H2O
(2)c(H2AsOeq \\al(－,3))＞c(HAsOeq \\al(2－,3))＞c(H3AsO3)
(3)H3AsO4H2AsOeq \\al(－,4)＋H＋ (4)7.0