选择性必修1第二章 化学反应速率与化学平衡实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素同步测试题

这是一份选择性必修1第二章 化学反应速率与化学平衡实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素同步测试题，共10页。试卷主要包含了水的电离，溶液的酸碱性与pH等内容，欢迎下载使用。
水的电离和溶液的酸碱性
一、水的电离
1．水的电离
（1）水是一种极弱的电解质。
（2）水的电离方程式为H2O＋H2OH3O＋＋OH－，简写为H2OH＋＋OH－。
（3）水的电离平衡常数K电离＝。
2．水的离子积常数
（1）概念：一定温度下，因为K电离为常数，所以c(H＋)·c(OH－)＝K电离·c(H2O)为一新常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记为Kw。
（2）表达式Kw＝c(H＋)·c(OH－)。
（3）影响因素
Kw只受温度的影响，与溶液的酸碱性无关；温度升高，Kw增大；25 ℃时，Kw＝1.0×10－14。
3．外界条件对水的电离平衡的影响（H2OH＋＋OH－　ΔH＞0）
改变条件
平衡移动方向
c(H＋)
c(OH－)
水的电离程度
Kw
升高温度
右移
增大
增大
增大
增大
加入酸
左移
增大
减小
减小
不变
加入碱
左移
减小
增大
减小
不变
加入活泼金属(如Na)
右移
减小
增大
增大
不变
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性与c(H＋)和c(OH－)的关系

c(H＋)与c(OH－)相对大小
c(H＋)/mol·L－1的范围(25 ℃)
中性溶液
c(OH－)＝c(H＋)
c(H＋)＝1.0×10－7
酸性溶液
c(OH－)1.0×10－7
碱性溶液
c(OH－)>c(H＋)
c(H＋)T2
B．KW的关系是：B>C>A=D=E
C．A点到D点：加入少量酸可实现
D．T2时：pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，溶液呈中性
【答案】C
【解析】水的电离是吸热反应，升高温度促进水电离，则水的离子积常数增大，根据图片知，Kw中A＞B，则T1＜T2，A项错误；相同温度下，水的离子积常数相同，温度越高，水的离子积常数越大，根据图片知，离子积常数A=E=D＞C＞B，B项错误；A点到D点是等温线，离子积常数不变，溶液的碱性减弱、酸性增强，所以A点到D点：加入少量酸可实现，C项正确；水的离子积常数未知，无法计算NaOH中氢氧根离子浓度，等体积混合，酸中氢离子、碱中氢氧根离子物质的量不一定相等，溶液酸碱性无法判断，如果是常温下，pH=2的硫酸与pH=12的NaOH溶液等体枳混合，溶液呈中性，D项错误。答案选C。
7．下列关于溶液的酸碱性，说法正确的是
A．pH＝7的溶液呈中性
B．中性溶液中一定有：c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1
C．c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性
D．在100°C时，纯水的pH＜7，因此显酸性
【答案】C
【解析】在100°C时，纯水的pH＝6，呈中性，该温度下pH＝7时溶液呈碱性，温度未知，不能根据pH大小判断溶液酸碱性，A项错误；常温下中性溶液中c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，温度未知，中性溶液中不一定有c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，B项错误；c(H＋)＝c(OH－)的溶液呈中性，与溶液温度高低无关，C项正确；在100°C时，纯水的pH＝6，呈中性，D项错误。答案为C。
【点睛】温度未知，不能根据pH大小判断溶液酸碱性，也不能根据氢离子或氢氧根浓度来判断溶液酸碱性，只能根据c(H＋)、c(OH－)相对大小来判断。
8．常温下，下列溶液中酸性最强的是
A．pH=3的盐酸溶液 B．c(H+)=5×10-5 mol/L的溶液
C．c(OH-)=1×10-12 mol/L的溶液 D．0.1 mol/L的盐酸溶液
【答案】D
【解析】常温下，溶液中c(H+)最大，溶液的酸性越强。A项，pH=3的盐酸溶液中c(H+)=0.001mol/L；B项，该溶液中c(H+)=5×10-5mol/L；C项，该溶液中c(H+)＝＝mol/L＝0.01mol/L；D项，0.1mol/L的盐酸溶液中c(H+)=0.1mol/L；通过以上分析知，c(H+)：D＞C＞A＞B，所以酸性最强的是D项。答案选D。
9．（1）不同温度下水的离子积的数据：Kw(25℃)=1×10-14；Kt1=a；Kt2=1×10-12，试回答以下问题：
①若25＜t1＜t2，则a__1×10-14(填“＞”“＜”或“＝”)，做此判断的理由是__。
②25℃时，某Na2SO4溶液中c(SO42-)=5×10-4mol/L，取该溶液1mL加水稀释至10mL，则稀释后溶液中c(Na+)：c(OH-)=__。
（2）在一定温度下，有以下三种酸：a.醋酸 b.硫酸 c.盐酸
①当三种酸物质的量浓度相同时，三种溶液中水的电离程度由大到小的顺序是_(用a、b、c表示，下同)。
②当c(H+)相同、体积相同时，同时加入形状、密度、质量完全相同的锌，若产生相同体积的H2(相同状况)，则开始时反应速率的大小关系为__。
【答案】（1）①＞ 升高温度，水的电离程度增大，离子积增大 ②1000∶1
（2）①a＞c＞b ②a＝b＝c
【解析】（1）①水的电离是吸热过程，温度越高水的电离程度越大，离子积越大，而25＜t1＜t2，所以a＞1×10-14；
②硫酸钠溶液中一定满足c(Na+)：c(SO42- )=2：1，所以c(Na+)=2×5×10-4 mol•L-1，稀释后c(Na+)=1×10-4 mol•L-1；硫酸钠溶液显中性，稀释后依然为中性，所以c(OH-)=1×10-7 mol•L-1，所以c(Na+)：c(OH-)=1×10-4 mol•L-1：1×10-7 mol•L-1=1000：1；
（2）①酸可以电离出氢离子抑制水的电离，酸电离出的氢离子浓度越大，对水的电离抑制作用越大，物质的量浓度相同时三种溶液中氢离子浓度：b＞c＞a，所以水的电离程度a＞c＞b；
②锌的形状、密度、质量完全相同，则反应速率与氢离子浓度有关，当c(H+)相同、体积相同时，开始时反应速率：a＝b＝c。
10．氨水是氨气的水溶液，主要用作化肥。现有25℃时0.1 mol/L的氨水，请回答以下问题：
(1)若向氨水中加入少量硫酸铵固体，此时溶液中的c(NH4+)_________，溶液的pH_________(填“增大”“减小”“不变”)。
(2)若向氨水中加入稀硫酸，使其恰好中和，写出反应的离子方程式：____________；所得溶液的pH_________7(填“>”、“c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)
(4)NH3(g)+H2O(l)NH3·H2O(aq)NH4+(aq)+ OH-(aq)，加入CaO后温度升高，OH-浓度增大，平衡逆向移动，NH3逸出
【解析】(1)硫酸铵电离出NH4+而导致溶液中c(NH4+)增大，结合一水合氨电离平衡分析溶液中c(OH-)，再根据水的离子积常数及pH与溶液中c(H+)关系分析判断；
(2)根据酸、碱发生中和反应的物质的量关系，结合电解质强弱书写离子方程式，产生的盐(NH4)2SO4是强酸弱碱盐，利用盐的水解规律，结合溶液中c(OH-)、c(H+)关系分析；
(3)pH=1的硫酸中c(H+)=0.1 mol/L，二者等体积混合，恰好完全反应生成硫酸氢铵，结合盐的电离、铵根离子水解可知导致溶液呈酸性，分析比较溶液中离子浓度关系；
(4)根据CaO与水反应，消耗溶剂，反应放出热量，从温度、物质的浓度改变分析平衡移动。
【详解】(1)氨水是氨气的水溶液，存在电离平衡：NH3·H2ONH4++H+，向氨水中加入(NH4)2SO4，盐电离产生NH4+，使溶液中c(NH4+)增大，对电离平衡起抑制作用，导致NH3·H2O电离程度减小，最终达到平衡时溶液中c(OH-)减小，由于温度不变，Kw不变，所以溶液中c(H+)增大，由于pH=-lgc(H+)，所以溶液pH减小；
(2)向氨水中加入硫酸，二者发生中和反应产生(NH4)2SO4和水，反应的离子方程式为：NH3·H2O+H+=NH4++H2O；由于(NH4)2SO4是强酸弱碱盐，在溶液中NH4+发生水解反应：NH4++H2ONH3·H2O+H+，破坏了水的电离平衡，最终达到平衡时溶液中c(H+)>c(OH-)溶液显酸性，所以溶液的pHc(OH-)；故溶液中各种离子浓度关系为：c(H+)>c(SO42-)>c(NH4+)>c(OH-)；
(4)氨水中存在平衡：NH3(g)+H2O(l)NH3·H2ONH4++H+，向其中加入CaO，会发生反应：CaO+H2O=Ca(OH)2，消耗溶剂水，使平衡逆向移动，CaO与水的反应是放热反应，会使溶液温度升高，加快NH3·H2O分解放出NH3；且Ca(OH)2是强碱，电离产生OH-，使溶液中c(OH-)增大，也会使平衡逆向移动，导致NH3逸出。
【点睛】本题考查了氨水的电离平衡的影响因素及盐的水解规律的应用。在弱电解质溶液中存在电离平衡，主要以电解质分子存在，也受温度、浓度、溶液酸碱性影响；盐的水解规律是：有弱才水解，谁弱谁水解，谁强显谁性，盐的水溶液中存在的水解平衡同样受外界条件影响，决定性因素是物质构成本身，化学平衡移动原理适用于任何平衡体系中的平衡，外界条件只能减弱这种改变，不能抵消这种变化趋势。



1．常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是
A．使酚酞变红色的溶液中：Na＋、Al3＋、SO42-、Cl－
B．＝1×10－13 mol·L－1的溶液中：NH4+、Ca2＋、Cl－、NO3-
C．与Al反应能放出H2的溶液中：Fe2＋、K＋、NO3-、SO42-
D．由水电离的c(H＋)＝1×10－13 mol·L－1的溶液中：K＋、Na＋、AlO2-、CO32-
【答案】B
【解析】使酚酞变红色的溶液显碱性，而Al3＋在碱性条件下不能大量存在，A项错误；＝1×10－13mol·L－1的溶液中显酸性，各离子之间不发生反应，也不与氢离子反应，可以大量共存，B项正确；与铝反应放出氢气的溶液可能显酸性也可能显碱性，若溶液显碱性，亚铁离子不能大量共存，若溶液显酸性，Fe2＋和NO不能大量共存，C项错误；由水电离的c(H＋)=1×10－13 mol·L－1的溶液中水的电离受到抑制，溶液可能显酸性也可能显碱性，如果显酸性，偏铝酸根离子和碳酸根离子不能大量共存，D项错误。答案选B。
2．常温下，下列四种溶液：①c(H＋)＝10－3mol·L－1的醋酸　②0.01mol·L－1的盐酸　③0.1mol·L－1的NaOH溶液　④c(OH－)＝1mol·L－1氨水溶液。由水电离出的氢离子浓度之比为
A．1000∶100∶10∶1 B．11∶12∶1∶0
C．11∶12∶13∶14 D．3∶2∶13∶14
【答案】A
【解析】根据溶液中水的离子积Kw=c(H+)×c(OH−)，其中c(H+)是溶液中所有的氢离子的浓度，c(OH−)是溶液中所有的氢氧离子的浓度，且在任何溶液中，由水电离的氢离子与氢氧根离子浓度相等，酸溶液中OH-全部来自水电离，碱溶液中H+全部来自水电离，据此分析作答。
【详解】根据常温下水的离子积为1×10-14 可知：①c(H＋)＝10－3 mol·L－1的醋酸中，由水电离出的氢氧根离子浓度c(OH−)＝＝1×10-11 mol/L，故由水电离的氢离子浓度等于c(OH−)＝1×10-11 mol/L；②0.01mol·L－1的盐酸中，由水电离出的氢氧根离子浓度c(OH−)＝＝1×10-12 mol/L，故由水电离的氢离子浓度等于c(OH−) ＝1×10-12 mol/L；③0.1mol·L－1的NaOH溶液中，由水电离出的氢离子浓度为：＝1×10-13 mol/L；④c(OH－)＝1 mol·L－1氨水溶液中，由水电离出的氢离子浓度为：＝1×10-14 mol/L；则四种溶液中由水电离出的氢离子浓度之比为：1000：100：10：1，A项正确。答案选A。
【点睛】水的离子积适用于任何溶液，理解氢离子和氢氧根离子的来源是解题的关键。如本题不管是强酸还是弱酸，其c(H＋)主要来源于溶质，c(OH－)则来源于水，而由水电离出的c(H＋)与c(OH－)相等，据此分析由水电离的c(H＋)这个问题便可迎刃而解。
3．对于常温下pH=1的硝酸溶液，有关叙述：
①该溶液1mL稀释至100mL后，pH=3
②向该溶液中加入等体积、pH=13的氢氧化钡溶液恰好完全中和
③该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比值为1×10﹣12
④向该溶液中加入等体积、等浓度的氨水，所得溶液pH=7
其中正确的是
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
【答案】A
【解析】pH=1的硝酸溶液c(H+)=0.1mol/L；①c=n/V==0.001mol/L，pH=3，①正确；②pH=13的溶液c(OH-)=0.1mol/L，等体积混合恰好完全中和，②正确；③硝酸电离出的c(H+)=0.1mol/L，由Kw=c(H+)×c(OH-)=10-14可知，水电离出的c(H+)=10-13mol/L，该溶液中硝酸电离出的c(H+)与水电离出的c(H+)之比值为1012，③错误；④氨水为弱电解质，不能完全电离，生成强酸弱碱盐，反应后溶液呈酸性，④错误。答案选A。
4．把1mL0.1mol·L－1的H2SO4加水稀释制成2L溶液，在此溶液中由水电离产生的H＋，接近于
A．1×10－4mol·L－1 B．1×10－8mol·L－1
C．1×10－11mol·L－1 D．1×10－10mol·L－1
【答案】D
【解析】水中加酸或碱时，抑制水电离。当溶液稀释为2L时，硫酸电离产生的c(H＋)为 ×2＝1×10－4mol·L－1。c(H＋)·c(OH－)＝(1×10－4)·c(OH－)＝1×10－14，水电离产生的c(OH－) =1×10－10mol·L－1，水电离产生的c(H＋)=c(OH－)，所以水电离产生的c(H＋)=1×10－10mol·L－1，答案选D。
【点睛】本题考查水的电离、物质的量浓度计算，酸、碱抑制水的电离，注意理解硫酸溶液中水电离的氢离子浓度等于溶液中氢氧根浓度，培养学生的分析问题的能力。
5．(1)某温度(t ℃)时，水的Kw＝1×10－12，则该温度____(填“＞”“＜”或“＝”)25 ℃，其理由是________________________________________________________________________。
(2)该温度下，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1的溶液呈______(填“酸性”“碱性”或“中性”)；若该溶液中只存在NaOH溶质，则由H2O电离出来的c(OH－)＝______________mol·L－1。
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________(填“向左”“向右”或“不”，下同)移动。在新制氯水中加入少量NaCl固体，水的电离平衡________移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的下列6种溶液，水电离出的c(H＋)由大到小的关系是_______________________________________(填序号)。
①盐酸　②H2SO4　③CH3COOH(Ka＝1.7×10－5)　④NH3·H2O(氨水)(Kb＝1.7×10－5)　⑤NaOH ⑥Ba(OH)2
(5)25 ℃时，pH＝4的盐酸中水的电离程度________pH＝10的Ba(OH)2溶液中水的电离程度。
(6)下列曲线中，可以描述0.1 mol·L－1乙酸(甲，Ka＝1.8×10－5)和0.1 mol·L－1氯乙酸(乙，Ka＝1.4×10－3)的水溶液中，水电离出的c(H＋)与加入水体积V的关系是________(填字母)。

【答案】(1)>　升温促进水的电离，Kw增大
(2)碱性　1×10－7
(3)向右　向右
(4)③＝④>①＝⑤＞②＝⑥
(5)等于
(6)c
【解析】(1)升高温度，Kw增大，现Kw＝1×10－12>1×10－14，因此温度大于25 ℃。
(2)该温度下该溶液中c(OH－)＝ mol·L－1＝1×10－5 mol·L－1，因为c(OH－)>c(H＋)，所以溶液呈碱性；NaOH溶液中由水电离出来的c(OH－)等于溶液中的 c(H＋)，即为1×10－7 mol·L－1。
(3)Zn与稀硫酸反应过程中，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。新制氯水中加入少量NaCl固体，平衡Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO向左移动，溶液中c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动。
(4)25 ℃时，0.1 mol·L－1的盐酸中c(H＋)与0.1 mol·L－1NaOH溶液中c(OH－)相等，故两溶液中水的电离程度相等。同理0.1 mol·L－1 H2SO4和0.1 mol·L－1 Ba(OH)2溶液中水的电离程度相等；0.1 mol·L－1 CH3COOH和0.1 mol·L－1氨水中水的电离程度相等，酸溶液中c(H＋)越大，或碱溶液中c(OH－)越大，水电离出的c(H＋)就越小，故6种溶液中水电离出的c(H＋)由大到小的关系为③＝④>①＝⑤>②＝⑥。
(5)pH＝4盐酸中，由水电离出的c(H＋)＝ mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝10的Ba(OH)2溶液中，由水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1(溶液中的H＋浓度)。
(6)乙酸Ka小于氯乙酸Ka，所以0.1 mol·L－1乙酸溶液中的c(H＋)小于0.1 mol·L－1氯乙酸溶液中的c(H＋)，故水的电离程度0.1 mol·L－1乙酸溶液的大，加水稀释，两种酸溶液中的c(H＋)减小，水的电离程度增大，故选c。