學生用書P237
(選擇題每小題3分)
1.(2024·浙江臺州一模)25 ℃時,某小組通過調(diào)節(jié)0.1 ml·L-1的FeCl3溶液的pH,獲取Fe(OH)3飽和溶液并對其進行研究。已知,25 ℃時,Fe(OH)3(aq)的電離常數(shù):Kb1=3.2×10-9,Kb2=5.0×10-10,Kb3=1.5×10-12,Fe(OH)3(s)的
Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,lg5=0.69。下列說法正確的是( )
A.25 ℃,pH為3.0時,體系中無Fe(OH)3固體
B.25 ℃時,Fe(OH)3的溶解度為s(ml·L-1),s=c[Fe(OH)2+]+c[Fe(OH)2+]+c(Fe3+)
C.25 ℃時,Fe(OH)3飽和溶液中Fe(OH)3分子的濃度約為1.7×10-8 ml·L-1
D.25 ℃,pH約為9.31時,溶液中Fe(OH)2+與Fe(OH)2+的濃度相等
答案:C
解析:25 ℃,pH為3.0時,c(H+)=1×10-3 ml·L-1,c(OH-)=KWc(H+)=10-1410-3 ml·L-1=1×10-11 ml·L-1,Qc=c(Fe3+)c3(OH-)=0.1×(10-11)3>Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38,體系中有Fe(OH)3固體析出,故A錯誤;根據(jù)題干信息,氫氧化鐵的電離是不完全電離,所以溶解的氫氧化鐵會以Fe(OH)3、Fe(OH)2+、Fe(OH)2+、Fe3+四種形式存在,不是三種,則s=c[Fe(OH)2+]+c[Fe(OH)2+]+c(Fe3+)+c[Fe(OH)3],B錯誤;Kb1×Kb2×Kb3=c(Fe3+)c3(OH-)c[Fe(OH)3]=Ksp[Fe(OH)3]c[Fe(OH)3]=4.0×10-38c[Fe(OH)3]=2.4×10-30,c[Fe(OH)3]≈1.7×10-8 ml·L-1,故C正確;溶液中Fe(OH)2+與Fe(OH)2+的濃度相等,c(OH-)=Kb2=c[Fe(OH)2+]c(OH-)c[Fe(OH)2+]=5.0×10-10 ml·L-1,c(H+)=KWc(OH-)=10-145.0×10-10 ml·L-1=2×10-5 ml·L-1,pH=-lgc(H+)=-lg 2×10-5=5-lg2≈4.69,故D錯誤。
2.(2024·山東德州一模)25 ℃下,在含一定質(zhì)量Mg(OH)2的懸濁液中,分6次快速注入等量鹽酸,體系pH變化曲線如圖。下列說法不正確的是( )
A.由圖可知,酸堿中和反應速率大于Mg(OH)2沉淀溶解速率
B.第6次加入鹽酸時,Mg(OH)2沉淀消耗完全
C.由圖可知Ksp[Mg(OH)2]=5×10-32.8
D.上述過程中Mg(OH)2沉淀溶解平衡常數(shù)保持不變
答案:C
解析:中和反應是一個進行的極快的反應,瞬間就可完成,A正確;由圖可知第6次加入鹽酸時,溶液的pH不變,Mg(OH)2沉淀消耗完全,B正確;由圖可知未加入稀鹽酸時溶液的pH=10.6,c(H+)=1×10-10.6 ml·L-1,則c(OH-)=1×10-3.4 ml·L-1,c(Mg2+)=12×10-3.4 ml·L-1,Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+)·c2(OH-)=12×10-3.4×(1×10-3.4)2=5×10-11.2,C錯誤;沉淀溶解平衡常數(shù)只與溫度有關,溫度不變沉淀溶解平衡常數(shù)保持不變,D正確。
3.(2024·廣東江門一模)常溫下,向10.00 mL 0.1 ml·L-1 MOH堿溶液中滴加0.1 ml·L-1鹽酸,溶液的pH及導電能力隨滴加鹽酸體積的變化曲線如圖所示。下列說法正確的是( )
A.MOH的電離方程式為MOHM++OH-
B.水的電離程度:c>a>b
C.b點溶液中c(Cl-)=c(M+)+c(MOH)
D.c點溶液中c(Cl-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-)
答案:D
解析:向10.00 mL 0.1 ml·L-1 MOH堿溶液中滴加0.1 ml·L-1鹽酸,溶液的pH降低,由圖可知,c點為滴定終點。由圖可知,0.1 ml·L-1 MOH溶液的pH小于13,則其為弱堿,其電離方程式為MOHM++OH-,A錯誤;MOH電離出的氫氧根離子會抑制水的電離,隨著鹽酸的加入消耗MOH,水的電離程度增大,則水的電離程度:c>b>a,B錯誤;根據(jù)電荷守恒可知,c(Cl-)+c(OH-)=c(M+)+c(H+),此時溶液顯中性,則c(Cl-)=c(M+),C錯誤;由分析可知,c為滴定終點,則c點為MCl,且此時由于M+的水解,導致溶液顯酸性,則c(Cl-)>c(M+)>c(H+)>c(OH-),D正確。
4.(2024·廣西柳州一模)已知H3XO3是二元弱酸,常溫下,向10 mL 0.10 ml·L-1 K2HXO3溶液中滴加0.10 ml·L-1的鹽酸,溶液的pH與所加鹽酸體積的關系如圖所示,下列說法正確的是( )
A.b點溶液中存在c(Cl-)=c(HXO32-)+c(H2XO3-)+c(H3XO3)
B.常溫下,H3XO3的一級電離常數(shù)數(shù)量級是10-4
C.H3XO3與足量的KOH溶液反應的離子方程式為H3XO3+3OH-XO33-+3H2O
D.水的電離程度:c>b>a
答案:A
解析:由圖可知,a點鹽酸體積為5 mL,K2HXO3溶液與鹽酸反應得到等濃度的K2HXO3、KH2XO3、KCl的混合溶液,溶液pH為6.1;b點鹽酸體積為10 mL,K2HXO3溶液與鹽酸反應得到等濃度的KH2XO3和KCl的混合溶液;c點鹽酸體積為20 mL,K2HXO3溶液與鹽酸反應得到H3XO3和KCl的混合溶液,溶液pH為2.0。由分析可知,b點為等濃度的KH2XO3和KCl的混合溶液,溶液中存在元素守恒關系c(Cl-)=c(HXO32-)+c(H2XO3-)+c(H3XO3),故A正確。由分析可知,c點為H3XO3和KCl的混合溶液,溶液pH為2.0,由原子個數(shù)守恒可知,H3XO3的濃度為0.10ml·L-1×0.01 L0.03 L=130 ml·L-1,則H3XO3的一級電離常數(shù)約為10-2×10-2130=3×10-3,數(shù)量級為10-3,故B錯誤。H3XO3為二元弱酸,與足量的氫氧化鉀溶液反應生成K2HXO3和水,反應的離子方程式為H3XO3+2OH-HXO32-+2H2O,故C錯誤。HXO32-在溶液中水解促進水的電離、H3XO3在溶液中電離出的氫離子抑制水的電離,a到c的過程中,HXO32-的濃度減小、H3XO3的濃度增大,則水的電離程度的大小順序為a>b>c,故D錯誤。
5.(2024·全國新課標卷)常溫下CH2ClCOOH和CHCl2COOH的兩種溶液中,分布分數(shù)δ與pH的變化關系如圖所示。[比如:δ(CH2ClCOO-)=c(CH2ClCOO-)c(CH2ClCOOH)+c(CH2ClCOO-)]
下列敘述正確的是( )
A.曲線M表示δ(CHCl2COO-)~pH的變化關系
B.若酸的初始濃度為0.10 ml·L-1,則a點對應的溶液中有c(H+)=c(CHCl2COO-)+c(OH-)
C.CH2ClCOOH的電離常數(shù)Ka=10-1.3
D.pH=2.08時,電離度α(CH2ClCOOH)電離度α(CHCl2COOH)=
答案:D
解析:由分析知,隨著pH的增大,c(CH2ClCOOH)和c(CHCl2COOH)減小,c(CH2ClCOO-)和c(CHCl2COO-)增大,由于—Cl為吸電子基團,則CHCl2COOH的酸性強于CH2ClCOOH的酸性,即Ka(CHCl2COOH)>Ka(CH2ClCOOH),δ(酸分子)=δ(酸根離子)=0.5時的pH分別約為1.3、2.8,則兩種酸的電離常數(shù)分別為Ka(CHCl2COOH)=c(H+)·c(CHCl2COO-)c(CHCl2COOH)≈10-1.3,Ka(CH2ClCOOH)=c(H+)·c(CH2ClCOO-)c(CH2ClCOOH)≈10-2.8,曲線M表示δ(CH2ClCOO-)~pH的變化關系,A、C兩項錯誤;a點所在曲線表示δ(CHCl2COOH)~pH的變化關系,初始c0(CHCl2COOH)=0.10 ml·L-1,若溶液中溶質(zhì)只有CHCl2COOH,則c(CHCl2COO-)=c(H+)≈Ka(CHCl2COOH)·c0(CHCl2COOH)=10-1.15 ml·L-1≈0.07 ml·L-1,由圖像知,a點對應的pH為1.0,即c(H+)=0.10 ml·L-1,則說明此時溶液中加入了酸性更強的酸,根據(jù)電荷守恒,c(H+)>c(CHCl2COO-)+c(OH-),B項錯誤;電離度α=n電離n始,n始=n電離+n未電離,則α(CH2ClCOOH)=δ(CH2ClCOO-),α(CHCl2COOH)=δ(CHCl2COO-),pH=2.08時,δ(CH2ClCOO-)=0.15,δ(CHCl2COO-)=0.85,D項正確。
6.(2024·陜西西安一模)常溫下,向C(NO3)2、Pb(NO3)2和HR的混合液中滴加NaOH溶液,pM與pH的關系如圖所示,已知pM=-lgc(M),c(M)代表c(C2+)、c(Pb2+)或c(R-)c(HR);Ksp[C(OH)2]>Ksp[Pb(OH)2];當被沉淀的離子的物質(zhì)的量濃度小于1×10-5 ml·L-1時,認為該離子已沉淀完全,下列敘述錯誤的是( )
A.X、Z分別代表-lgc(Pb2+)、-lgc(R-)c(HR)與pH的關系
B.常溫下,C(OH)2的Ksp=1×10-15
C.圖中a點對應溶液的pH為6.5,此時溶液中c(R-)1,則溶液中c(R-)大于c(HR),C錯誤;由方程式可知,反應的平衡常數(shù)K=c(C2+)c(Pb2+)=c(C2+)c2(OH-)c(Pb2+)c2(OH-)=Ksp[C(OH)2]Ksp[Pb(OH)2]=1.0×10-151.0×10-20=1×105,故D正確。
7.常溫下,用0.2 ml·L-1鹽酸滴定25.00 mL 0.2 ml·L-1 NH3·H2O溶液,所得溶液pH、NH4+和NH3·H2O的物質(zhì)的量分數(shù)與滴加鹽酸體積的關系如圖所示。下列說法不正確的是( )
A.曲線①代表φ(NH3·H2O),曲線②代表φ(NH4+)
B.當溶液顯中性時,滴入鹽酸的體積小于25 mL
C.NH3·H2O的電離常數(shù)的數(shù)量級為10-4
D.a點溶液中存在c(NH4+)=c(NH3·H2O)>c(Cl-)
答案:C
解析:往氨水溶液中加入稀鹽酸,隨著滴加稀鹽酸的體積變化,溶液pH的變化有一個突變過程,NH3·H2O逐漸與鹽酸反應生成氯化銨和水,NH3·H2O含量下降,為曲線①,NH4+的含量逐漸上升,為曲線②。由分析知,A項正確;當鹽酸和氨水恰好反應生成氯化銨和水時,消耗鹽酸25 mL,溶液顯酸性。當溶液顯中性時,溶液中存在氯化銨、氨水,氯化銨的水溶液呈酸性,氨水的溶液呈堿性,說明氨水未反應完,滴入鹽酸的體積小于25 mL,B項正確;NH3·H2O的電離常數(shù)表達式是Kb=c(OH-)·c(NH4+)c(NH3·H2O),當含量50%時,c(NH4+)=c(NH3·H2O),此時pH=9.26,常溫下,pOH=14-9.26=4.74,則Kb=10-4.74,則NH3·H2O的電離常數(shù)的數(shù)量級為10-5,C項錯誤;a點中溶液呈堿性,還有一部分氨水未被中和,溶液中存在氯化銨、一水合氨,剛好是曲線①和曲線②的交點,則c(NH4+)=c(NH3·H2O),所以存在c(NH4+)=c(NH3·H2O)>c(Cl-),D項正確。
8.(2024·浙江紹興一模)常溫下,用0.5 ml·L-1 NaHCO3溶液滴定25.00 mL 0.25 ml·L-1 CaCl2溶液,測得混合溶液的pH隨滴加NaHCO3溶液體積的變化如圖所示,當?shù)渭?5.00 mL NaHCO3溶液時出現(xiàn)較為明顯的白色沉淀[已知:常溫下,
Ksp(CaCO3)=3.5×10-9、Ka1(H2CO3)=4.4×10-7、Ka2(H2CO3)=4.5×10-11、100.8≈6.3]。
下列說法正確的是( )
A.從a點到b點,水的電離程度減小
B.從b點到c點,pH減小是因為發(fā)生反應:Ca2++HCO3-CaCO3↓+H+
C.c點溶液中:c(HCO3-)>c(CO32-)>c(H2CO3)
D.d點溶液中c(Ca2+)·c(HCO3-)≈4.9×10-6
答案:D
解析:a點是氯化鈣溶液,pH=7,溶液呈中性,b點是CaCl2溶液和NaHCO3混合溶液,兩者之間沒有發(fā)生反應,碳酸氫根離子水解呈堿性,c點溶液呈堿性,d點沉淀的量已經(jīng)不再變化,但溶液仍為堿性,說明碳酸氫根離子的水解大于電離。從a點到b點,NaHCO3溶液逐漸增多,促進水的電離,水的電離程度增大,A錯誤;從b點到c點,pH減小是因為HCO3-CO32-+H+、CO32-+Ca2+CaCO3↓,由于CO32-濃度減小,導致HCO3-的電離平衡正向移動,溶液中H+濃度增大,pH減小,B錯誤;c點溶液呈堿性,說明碳酸氫根離子的水解大于電離,c(HCO3-)>c(H2CO3)>c(CO32-),C錯誤;由題干圖示信息可知,d點溶液中的pH=7.20,則有c(Ca2+)·c(HCO3-)=c(Ca2+)·c(HCO3-)·c(CO32-)·c(H+)c(CO32-)·c(H+)=
Ksp(CaCO3)·c(H+)Ka2(H2CO3)=3.5×10-9×10-7.24.5×10-11≈4.9×10-6,D正確。
9.(2024·寧夏銀川一模)常溫下,向20 mL 0.1 ml·L-1 NaN溶液中滴入等濃度的HM溶液,所得溶液中l(wèi)gc(HM)c(HN)與lgc(M-)c(N-)的關系如圖所示。已知Ka(HN)=3.0×10-5,下列說法正確的是( )
A.Ka(HM)=3.0×10-6
B.滴入20 mLHM溶液后,溶液中存在:c(M-)

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