Question

【題目】已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如右圖所示：

(1)則25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為______（填“A”或“B”），請說明理由______________。

(2)95℃時，若10體積pH1=a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH2=b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強(qiáng)酸的pH1與強(qiáng)堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是_______。

(3)25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=10，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為__________________。

(4)曲線B對應(yīng)溫度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH = 5。請分析其原因：________________________。

Answer 1

【答案】A 水的電離是吸熱過程，溫度低，電離程度小，c(H+)、c(OH-)小 a+b=13或 pH1+pH2=13 2：9 曲線B對應(yīng)95℃，此時水的離子積為10-12，HA為弱酸，HA和NaOH中和后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H+，使溶液pH=5

【解析】

(1)根據(jù)水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大分析；

(2) 95℃時水的離子積常數(shù)Kw=1×10-12，根據(jù)兩種溶液恰好反應(yīng)時，n(H+)=n(OH-)計算；

(3) 25℃時水的離子積常數(shù)Kw=1×10-14，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=10，溶液顯堿性，根據(jù)酸、堿反應(yīng)的物質(zhì)的量關(guān)系，計算出過量的OH-的濃度，利用pH=-lgc(H+)計算NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比；

(4)根據(jù)曲線B對應(yīng)溫度下水的離子積常數(shù)Kw=1×10-12，混合溶液pH=5，說明反應(yīng)后溶液顯示酸性，根據(jù)反應(yīng)后氫離子過量分析。

(1)水是一種極弱的電解質(zhì)，在溶液中存在電離平衡，電離過程吸收熱量，當(dāng)溫度升高時，促進(jìn)水電離，水的離子積也增大，水中氫離子濃度、氫氧根離子濃度都增大，但由于c(H+)=c(OH-)，實驗溶液仍然呈中性；因此結(jié)合圖象中A、B曲線變化情況可知A曲線上c(H+)、c(OH-)較小，水電離程度較弱，因此可以判斷25℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為A；

(2)根據(jù)圖象可知：95℃時，水的離子積常數(shù)Kw=1×10-12，若10體積pH1=a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH2=b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則10×10-a=1×，10(1-a)=10(b-12)，1-a= b-12，所以a+b=13，即混合前，該強(qiáng)酸的pH1與強(qiáng)堿的pH2之間應(yīng)滿足的關(guān)系是pH1+ pH2=13；

(3)25℃時，水的離子積常數(shù)Kw=1×10-14，pH=11的NaOH溶液，c(OH-)=10-3mol/L，pH=4的H2SO4溶液c(H+)=10-4mol/L，兩種溶液混合，發(fā)生反應(yīng)：H++OH-=H2O，二者反應(yīng)的物質(zhì)的量的比是1：1，若所得混合溶液的pH=10，說明堿過量，反應(yīng)后溶液中c(OH-)=10-4mol/L則=10-4mol/L，解得V(NaOH)：V(H2SO4)=2：9；

(4)95℃時，水的離子積為：c(H+)c(OH-)=10-12，在該溫度下，pH=2的某HA溶液中c(H+)=10-2mol/L，pH=10的NaOH溶液中c(OH-)=10-2mol/L，兩種溶液中c(H+)=c(OH-)=10-2mol/L，當(dāng)二者等體積混合后，酸電離產(chǎn)生的H+恰好被中和，而混合溶液的pH=5，溶液顯酸性，說明反應(yīng)后酸過量，溶液中存在未電離的電解質(zhì)分子又發(fā)生了電離作用，證明HA為弱酸，電離的HA和NaOH中和后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H+，使溶液pH=5。