Question

（1）常溫下，將1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，稀釋后的溶液中pH=

 

．　　
（2）某溫度時，測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則該溫度下水的離子積常數(shù)K_W=

 

．該溫度

 

25℃．
（3）常溫下，設pH=5的H₂SO₄的溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁；pH=5的Al₂（SO₄）₃溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂，則c₁：c₂=

 

．
（4）常溫下，pH=13的Ba（OH）₂溶液aL與pH=3的H₂SO₄溶液b L混合（混合后溶液體積變化忽略不計）．若所得混合溶液呈中性，則a：b=

 

．若所得混合溶液pH=12，則a：b=

 

．
（5）在（2）所述溫度下，將pH=a的NaOH溶液Va L與pH=b的硫酸Vb L混合．
①若所得混合液為中性，且a=12，b=2，則Va：Vb=

 

．
②若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，則Va：Vb=

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L變?yōu)?.001mol/L；
（2）常溫下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為12，而某溫度時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則K_W增大；
（3）pH=5的H₂SO₄的溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁=

10-14

10-5

=10^-9mol/L，pH=5的Al₂（SO₄）₃溶液溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂=10^-5mol/L；
（4）若所得混合溶液呈中性，aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L；若所得混合溶液pH=12，則堿過量，所以

a×0.1-b×0.001

a+b

=0.01mol/L；
（5）將pH=a的NaOH溶液V_a L與pH=b的硫酸V_b L混合，
①若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，根據(jù)c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b計算；
②若所得混合溶液的pH=10，堿過量，列式找出c（OH^-）與酸堿的物質的量的關系，再計算出V_a：V_b．

解答： 解：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L變?yōu)?.001mol/L，則稀釋后溶液的pH=-lg0.001=3，
故答案為：3；
（2）常溫下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為12，而某溫度時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則K_W=0.01×10^-11=1.0×10^-13，溫度高于25℃，
故答案為：1.0×10^-13；高于；
（3）硫酸溶液中的氫氧根離子、硫酸鋁溶液中的氫離子是水電離的，pH=5的硫酸溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁=

10-14

10-5

=10^-9mol/L，pH=5的Al₂（SO₄）₃溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂=10^-5mol/L，則c₁：c₂=10^-9mol/L：10^-5mol/L=1：10000，
故答案為：1：10000；
（4）若所得混合溶液呈中性，則硫酸中的氫離子與氫氧化鋇的氫氧根離子的物質的量相等，即：aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L，解得a：b=1：100；
若所得混合溶液pH=12，溶液顯示堿性，堿過量，則：

a×0.1-b×0.001

a+b

=0.01mol/L，解得a：b=11：90，
故答案為：1：100；11：90；
（5）①若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，因c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b，a=11，溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，b=2，則氫離子濃度為0.01mol/L，則0.1×V_a=0.01V_b，則V_a：V_b=1：10，
故答案為：1：10；
②若所得混合溶液的pH=10，混合液中堿過量，該溫度下氫氧根離子濃度為0.001mo/L，a=12，氫氧根離子濃度為0.1mol/L，b=2，溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，則c（OH^-）=

0.1Va-0.01Vb

Va+Vb

=0.001mol/L，
解得：V_a：V_b=1：9，
故答案為：1：9．

點評：本題考查酸堿混合pH的計算、水的電離及其影響因素，明確濃度與pH的換算、酸堿混合溶液為中性、堿性時離子濃度的關系等是解答本題的關鍵，題目難度中等．