Question

8．（1）常溫下，已知0.1mol•L^-1一元酸HA溶液中$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$=1×10^-8．
①常溫下，0.1mol•L^-1HA溶液的pH=3
寫出該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式HA+OH^-=A^-+H₂O
②pH=3的HA與pH=11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系是c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
③0.2mol•L^-1 HA溶液與0.1mol•L^-1 NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：
c（H⁺）+c（HA）-c（OH^-）=0.05mol•L^-1．（溶液體積變化忽略不計）
（2）t℃時，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性，則該溫度下 水的離子積常數(shù)K_w=10^-13
①該溫度下（t℃），將100mL 0.1mol•L^-1的稀硫酸與100mL 0.4mol•L^-1的NaOH溶液混合后（溶液體積變化忽略不計），溶液的pH=12
②該溫度下（t℃），1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則稀硫酸的pH（pH_a）與NaOH溶液的pH（pH_b）的關(guān)系是pH_a+pH_b=12．

Answer 1

分析 （1）①0.1mol•L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，則c（OH^-）=10^-11mol/L，c（H⁺）=1.0×10^-3mol/L，依據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算該溶液的pH；根據(jù)計算判斷HA為弱電解質(zhì)，然后寫出其與氫氧化鈉溶液的反應的離子方程式；
②根據(jù)酸和堿的物質(zhì)的量的相對大小確定溶液中的溶質(zhì)，從而確定溶液的酸堿性，結(jié)合電離平衡、水解平衡、電荷守恒等確定溶液中各種離子濃度的相對大��；
③根據(jù)電荷守恒與物料守恒進行計算．
（2）pH=2的H₂SO₄溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度為10^-2mol/L，設該溫度下水的離子積常數(shù)K_w=10^-a，則pH=11的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為：$\frac{1{0}^{-a}}{1{0}^{-11}}$mol/L，據(jù)此計算出a即可；
①根據(jù)硫酸中氫離子與氫氧化鈉中氫氧根離子的物質(zhì)的量判斷過量，然后計算出反應后溶液中氫離子濃度，最后計算出其余的pH；
③混合溶液呈中性，說明酸中氫離子的物質(zhì)的量等于堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量．

解答 解：（1）①0.1mol•L^-1一元酸HA溶液中c（OH^-）/c（H⁺）=1×10^-8，根據(jù)水的離子積可得：c（OH^-）=10^-11mol/L、c（H⁺）=1.0×10^-3mol/L，該溶液的pH=-lgc（H⁺）=3；說明HA在溶液中只能部分電離出氫離子，則HA為弱酸，該酸（HA）與NaOH溶液反應的離子方程式為：HA+OH^-=A^-+H₂O，
故答案為：3；HA+OH^-=A^-+H₂O；
②常溫下pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol•L^-1，HA是弱酸，酸的濃度遠遠大于氫離子濃度，溶液中的溶質(zhì)是酸和鹽，溶液呈酸性，所以溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，酸根離子濃度大于鈉離子濃度，溶液中4種離子物質(zhì)的量濃度大小關(guān)系為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：c（A^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
②0.2mol•L^-1HA溶液與0.1mol•L^-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中，由電荷守恒可得：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（A^-）+c（OH^-），由物料守恒可得：2c（Na⁺）=c（A^-）+c（HA），二者結(jié)合可得：c（H⁺）+c（HA）-c（OH^-）=c（Na⁺）=$\frac{1}{2}$×0.1mol/L=0.05mol/L，
故答案為：0.05．
（2）設該溫度下設該溫度下水的離子積常數(shù)K_w=10^-a，pH=2的H₂SO₄溶液中氫離子的濃度為10^-2mol/L，
pH=11的NaOH溶液中氫離子濃度為10^-11mol/L，則氫氧根離子濃度為：$\frac{1{0}^{-a}}{1{0}^{-11}}$mol/L=10^（11-a）mol/L，
等體積的氫氧化鈉、稀硫酸恰好反應，則氫離子與氫氧根離子濃度相等，即10^-2mol/L=10^（11-a）mol/L，解得a=13，
水的離子積常數(shù)K_w=10^-13；故答案為：10^-13；
①100mL 0.1mol•L^-1的稀H₂SO₄溶液中氫離子的物質(zhì)的量為：0.1mol/L×2×0.1L=0.02mol，
100mL 0.4mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量為：0.4mol/L×0.1mol=0.04mol，
兩溶液混合后氫氧根離子過量，反應后氫氧根離子的濃度為：$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，
根據(jù)水的離子積常數(shù)K_w=10^-13可得，溶液中氫離子濃度為：$\frac{1{0}^{-13}}{0.1}$mol/L=10^-12mol/L，該溶液的pH=12，
故答案為：12；
②若1體積pH₁=pH_a的稀硫酸溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度=10^-pH_a mol/L，10體積pH₂=b的某強堿溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度=10 ^pH_b-13 mol/L，混合后溶液呈中性，則氫離子的物質(zhì)的量等于氫氧根離子的物質(zhì)的量，所以1×10^-pH_a mol/L=10×10 ^pH_b-13 mol/L，所以pH_a+pH_b=12，
故答案為：pH_a+pH_b=12．

點評 本題考查了酸堿混合后溶液定性判斷及溶液pH的計算，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系，能夠根據(jù)電荷守恒、物料守恒、鹽的水解原理正確判斷溶液中各離子濃度大�。�