Question

6．（1）常溫下某強(qiáng)酸溶液pH=a，強(qiáng)堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的比值關(guān)系為1：100．
（2）現(xiàn)有濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①氫氧化鋇；②醋酸；③氫氧化鈉；④鹽酸，四種溶液中由水電離出的OH^-濃度由大到小的順序是（填序號）②＞③=④＞①．
（3）已知100℃K_W=10^-12，若將此溫度下pH=8的Ba（OH）₂溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，則Ba（OH）₂溶液與鹽酸的體積之比為2：9．

Answer 1

分析 （1）常溫下，Kw=10^-14，某強(qiáng)酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強(qiáng)堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10^b-14 mol/L，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等．
（2）酸、堿溶液抑制了水的電離，酸溶液中的氫氧根離子、堿溶液中的氫離子是水電離的，根據(jù)溶液中氫離子、氫氧根離子濃度計算出水電離的氫氧根離子濃度，然后進(jìn)行判斷，注意醋酸為弱酸，醋酸電離的氫離子小于0.1mol/L；
（3）先根據(jù)水的離子積常數(shù)計算氫氧化鋇溶液中c（OH^-），再根據(jù)鹽酸和氫氧化鋇之間的關(guān)系計算氫氧化鋇和鹽酸的體積之比．

解答 解：（1）25℃時，Kw=10^-14，某強(qiáng)酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強(qiáng)堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10^b-14 mol/L，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，酸的體積為V（酸），堿的體積為V（堿），10^-a mol/L×V（酸）L=10^b-14 mol/L×V（堿）L，則V（酸）=10^a+b-14 V（堿），而a+b=12，故V（堿）=100V（酸），即：V（酸）：V（堿）=1：100，
故答案為：1：100；
（2）現(xiàn)有濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①氫氧化鋇；②醋酸；③氫氧化鈉；④鹽酸，這四種溶液對水的電離都起到抑制作用；由水的離子積Kw=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-14，可計算①中c（OH^-）=0.2mol/L，氫離子只能由水電離，水電離出的c（OH^-）=c（H⁺）=$\frac{1×1{0}^{-14}}{0.2}$=5×10^-14mol/L；②中氫氧根離子只能由水電離，由于氫離子濃度小于0.1mol/L，則水電離出的c（OH^-）＞10^-13mol/L；③中c（OH^-）=0.1mol/L，氫離子只能由水電離，水電離出的c（OH^-）=c（H⁺）=10^-13mol/L；④鹽酸中氫氧根離子是水電離的，溶液中氫離子為0.1mol/L，則水電離的氫氧根離子濃度為c（OH^-）=10^-13mol/L，所以四種溶液中由水電離出的OH^-濃度由大到小的順序是：②＞③=④＞①，
故答案為：②＞③=④＞①；
（3）將pH=8的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=10^-4 mol/L，pH=5的稀鹽酸中c（H⁺）=10^-5 mol/L，
設(shè)氫氧化鋇的體積為x，鹽酸的體積為y，100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，溶液呈堿性，
c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-7}}$mol/L=10^-5 mol/L，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-4}x-1{0}^{-5}y}{x+y}$=10^-5 mol/L，
解得：x：y=2：9，
故答案為：2：9．

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算，題目難度中等，涉及水的電離及其影響、酸堿混合的定性判斷、溶液pH的計算等知識，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系及計算方法，明確酸堿溶液抑制了水的電離，酸溶液中的氫氧根離子、堿溶液中的氫離子是水電離的．