Question

（1）某溫度（t℃）時，水的離子積為K_w=1×10^-13，在此溫度下，某溶液中由水電離出來的H⁺濃度為1×10^-10mol/L，則該溶液的pH可能為

3

或

10

．
（2）若溫度為25℃時，體積為V_a、pH=a的H₂SO₄溶液與體積為V_b、pH=b的NaOH溶液混合，恰好中和．已知V_a＞V_b，且a=0.5b，則a的取值范圍

14

3

＜a＜7

．
（3）若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液m L與pH=1的稀硫酸溶液nL混合（假設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計），試通過計算填寫以下不同情況時兩種溶液的體積比，并比較溶液中各離子的濃度大小．
①若所得混合液為中性，則m：n=

10：1

；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是

c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（H⁺）=c（OH^-）

．
②若所得混合液的pH=2，則m：n=

9：2

；此溶液中各種離子的濃度由大到小排列順序是

c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）

．

Answer 1

分析：（1）酸或堿抑制水電離，含有弱根離子的鹽促進(jìn)水電離；
（2）硫酸和氫氧化鈉都是強(qiáng)電解質(zhì)，二者恰好反應(yīng)，則氫離子的物質(zhì)的量等于氫氧根離子的物質(zhì)的量；
（3）若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時NaOH溶液中c（OH^-）=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，根據(jù)反應(yīng)后溶液的酸堿性判斷反應(yīng)的程度，以此計算．

解答：解：（1）水的離子積為K_w=1×10^-13，則純水中氫離子濃度=5×10^-7mol/L，在此溫度下，某溶液中由水電離出來的H⁺濃度為1×10^-10mol/L＜5×10^-7mol/L，所以該溶質(zhì)抑制水電離，為酸或堿，如果為酸，則溶液的pH=3，如果是堿，則溶液的pH=10，
故答案為：3或10；
（2）體積為V_a、pH=a的H₂SO₄溶液與體積為V_b、pH=b的NaOH溶液混合，恰好中和，則硫酸中氫離子的物質(zhì)的量=堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量，所以10^-a×V_a=10 ^b-14×V_b，a=0.5b，10^-a×V_a=10 ^2a-14×V_b，V_a＞V_b，
0＜

Vb

Va

＜1，所以得

14

3

＜a＜7，
故答案為：

14

3

＜a＜7；
（3）若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時NaOH溶液中c（OH^-）=

10-13

10-11

mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，則
①若所得混合液為中性，則有0.01m=0.1n，m：n=10：1，混合溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒得c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ），該溶液為鹽溶液，硫酸根離子濃度大于氫離子濃度，所以離子濃度大小順序是：c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-），
故答案為：10：1； c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
②若所得混合液的pH=2，則有

0.1n-0.01m

m+n

=0.01，m：n=9：2，溶液呈酸性，所以c（H⁺）＞c（OH^-），
溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，硫酸根離子濃度為

0.05×2

2+9

mol/L=0.009mol/L，所以氫離子濃度大于硫酸根離子濃度，根據(jù)物料守恒知，c（SO₄ ^2- ）＞（Na⁺），氫氧根離子濃度最小，所以離子濃度大小順序是c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-），
故答案為：9：2；c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）．

點(diǎn)評：本題考查酸堿混合的定性判斷，題目難度中等，注意水的離子積常數(shù)的計算，把握相關(guān)計算公式的運(yùn)用．