Question

在t℃時，稀硫酸和鹽酸混合液中，c（H⁺）=10^-a mol?L^-1，c（OH^-）=10^-b mol?L^-1，已知a+b=12．向20mL該混合酸溶液中逐滴加入pH=11Ba（OH）₂溶液，生成BaSO₄的量如圖所示，當加入60mL Ba（OH）₂溶液時，C點溶液的pH=6（體積變化忽略不計），試計算：
（1）最初混合酸溶液中c（H₂SO₄）=

0.05mol/L

，c（HCl）=

0.2mol/L

；
（2）A點pH=

1

；
（3）B點比最初混合酸的pH增加多少（寫出計算過程）？（lg3=0.48）

Answer 1

分析：（1）該溫度下，K_w=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12，pH=11的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=

10-12

10-11

mol/L=0.1mol/L，c（Ba²⁺）=

1

2

c（OH^-）=0.05mol/L，加入20mLBa（OH）₂溶液時，沉淀量達最大，鋇離子與硫酸根離子恰好反應，根據(jù)n=cV計算該階段消耗的n（Ba²⁺），由離子守恒可知n（H₂SO₄）=n（BaSO₄）．
加入60mLBa（OH）₂溶液時，溶液的pH=6，呈中性，氫離子與氫氧根離子恰好反應，據(jù)此計算混合溶液中n（H⁺），溶液中n（HCl）=n（H⁺）-2n（H₂SO₄），再根據(jù)c=

n

V

計算原混合溶液中c（H₂SO₄）、c（HCl）；
（2）A點沉淀量達最大，硫酸與氫氧化鋇恰好反應，溶液中的HCl沒有反應，計算此時溶液中H⁺濃度，根據(jù)
pH=-lgc（H⁺）計算；
（3）根據(jù)消耗的氫氧化鋇計算B點參加反應的氫離子物質(zhì)的量，進而計算溶液中氫離子濃度，根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算B點pH值、原混合溶液的pH值，據(jù)此計算解答．

解答：解：（1）該溫度下，K_w=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12，pH=11的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=

10-12

10-11

mol/L=0.1mol/L，c（Ba²⁺）=

1

2

c（OH^-）=0.05mol/L，
加入20mLBa（OH）₂溶液時，沉淀量達最大，鋇離子與硫酸根離子恰好反應，該階段消耗的n（Ba²⁺）=0.02L×0.05mol/L=0.001mol，由離子守恒可知n（H₂SO₄）=n（BaSO₄）=0.001mol，
故原溶液中c（H₂SO₄）=

0.001mol

0.02mol

=0.05mol/L；
加入60mLBa（OH）₂溶液時，溶液的pH=6，呈中性，氫離子與氫氧根離子恰好反應，故混合溶液中n（H⁺）=n（OH^-）=0.06L×0.1mol/L=0.006mol，溶液中n（HCl）=0.006mol-2×0.001mol=0.004mol，
故原混合溶液中c（HCl）=

0.004mol

0.02L

=0.2mol/L，
故答案為：0.05mol/L；0.2mol/L；
（2）A點沉淀量達最大，硫酸與氫氧化鋇恰好反應，溶液中的HCl沒有反應，溶液總體積為40mL，此時溶液中H⁺濃度為

0.004mol

0.04L

=0.1mol/L，故pH=-lg0.1=1，
故答案為：1；
（3）B點加入的氫氧化鋇溶液中氫氧根離子物質(zhì)的量為0.04L×0.1mol/L=0.004mol，故參加反應的氫離子為=0.004mol，溶液中剩余氫離子為0.006mol-0.004=0.002，氫離子濃度為

0.002mol

0.06L

=

1

30

mol/L，此時溶液pH=-lg

1

30

=1.48，原混合溶液中氫離子濃度為

0.006mol

0.02L

=0.3mol/L，pH=-lg0.3=0.52，故B點比最初混合酸的pH增加1.48-0.52=0.96，
答：B點比最初混合酸的pH增加0.96．

點評：本題考查混合溶液pH值的有關計算，關鍵是計算該溫度下水的離子積，確定氫氧化鋇的溶液中氫氧根離子的濃度，確定C點為中性，難度中等．