Question

19．（1）25℃時，pH=3的鹽酸中水電離的c（H⁺）為10^-11 mol•L^-1
（2）25℃時，某強酸溶液pH=a，某強堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合后pH=7，則酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的正確關(guān)系為V_堿=10²V_酸
（3）25℃時，將pH=5的硫酸溶液稀釋500倍，稀釋后溶液中的c（SO₄^2-）：c（H⁺）約為1：10
（4）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1 的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的Kw=10^-13，在此溫度下某溶液的pH=3，在該溶液中c（H⁺）：c（OH^-）=10⁴．
（5）純水中c（H⁺）=5.0×10^-7 mol/L，則此時純水中的c（OH^-）=5.0×10^-7 mol/L．

Answer 1

分析 （1）酸或堿抑制水電離，pH=3的鹽酸中水電離的c（H⁺）=c（OH^-）=$\frac{{K}_{w}}{1{0}^{-pH}}$；
（2）25℃時，水的離子積Kw=10^-14，某強酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-amol/L，強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10^b-14 mol/L，混合后pH=7說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，結(jié)合a+b=12列式計算酸溶液體積V_酸和堿溶液體積V_堿的關(guān)系；
（3）稀釋過程中硫酸的物質(zhì)的量不變，當溶液接近中性時要考慮水的電離，所以將pH=5的硫酸溶液稀釋500倍后，溶液中的SO₄^2-與H⁺濃度的比值約為1：10；
（4）根據(jù)溶液的pH計算溶液中氫離子濃度，根據(jù)氫氧化鈉的濃度計算氫氧根離子濃度，再結(jié)合Kw=c（H⁺）．c（OH^-）計算即可；該溶液中c（H⁺）=10^-pHmol/L=10^-3mol/L，c（OH^-）=$\frac{{K}_{w}}{c（{H}^{+}）}$，從而計算c（H⁺）：c（OH^-）；
（5）純水中c（H⁺）=c（OH^-）．

解答 解：（1）酸或堿抑制水電離，pH=3的鹽酸中水電離的c（H⁺）=c（OH^-）=$\frac{{K}_{w}}{1{0}^{-pH}}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-11 mol/L，故答案為：10^-11；
（2）該強酸溶液pH=a，溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，
強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10^b-14mol/L，
常溫下混合后pH=7，說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，
則：10^-a mol/L×V_酸=10^b-14 mol/L×V_堿，
整理可得：V_酸=10^a+b-14 V_堿，而a+b=12，
則：V_堿=10²V_酸，
故答案為：V_堿=10²V_酸；
（3）pH為5的溶液中氫離子濃度為：c（H⁺）=1×10^-5mol/L，硫酸根離子的濃度為：c（SO₄^2-）=5×10^-6mol/L，
溶液稀釋500倍后，氫離子濃度不可能小于1×10^-7mol/L，只能無限接近1×10^-7mol/L，而硫酸根離子濃度為：c（SO₄^2-）=1×10^-8mol/L，
所以稀釋后溶液中硫酸根離子與氫離子濃度之比為：1×10^-8mol/L：1×10^-7mol/L=1：10，
故答案為：1：10；
（4）0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，則氫離子濃度=10^-11 mol/L，氫氧化鈉是強電解質(zhì)完全電離，所以溶液中氫氧根離子濃度是0.01mol/L，則Kw=c（H⁺）．c（OH^-）=0.01×10^-11=10^-13，
該溶液中c（H⁺）=10^-pHmol/L=10^-3mol/L，c（OH^-）=$\frac{{K}_{w}}{c（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-3}}$mol/L=10^-10mol/L，則c（H⁺）：c（OH^-）=10^-3mol/L：10^-7mol/L=10⁴；
故答案為：10^-13；10⁴；
（5）純水中c（H⁺）=c（OH^-），則純水中c（OH^-）=5.0×10^-7 mol/L，
故答案為：5.0×10^-7 mol/L．

點評 本題考查pH有關(guān)計算，為高頻考點，側(cè)重考查學(xué)生分析計算能力，明確離子積常數(shù)計算方法、純水中c（H⁺）和c（OH^-）的關(guān)系是解本題關(guān)鍵，易錯點是（3）題，酸或堿稀釋接近中性時要考慮水的電離，且溶液接近中性不能是中性，題目難度中等．