Question

20．已知水在不同溫度下的電離平衡曲線如圖所示．（注：以下溶液混合時均不考慮體積的變化）
（1）在曲線B 所對應(yīng)的溫度＞25℃（填“＞”、“＜”或“=”），該溫度下0.05mol•L^-1Ba（OH）₂ 溶液的pH=11．
（2）25℃時，將pH=9 的NaOH 溶液與pH=4 的HCl 溶液混合，若所得混合
溶液的pH=7，則NaOH 溶液與HCl 溶液的體積之比為10：1．
（3）25℃時，若1L a mol•L^-1 的某一元強(qiáng)酸溶液與1L b mol•L^-1 的某一元
強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH=1，則a 與b 之間應(yīng)滿足的關(guān)系是a=b+0.2．
（4）25℃時，pH=2 的HCl 溶液和pH=11 的NH₃•H₂O 溶液中，若水的電離程度分別用α₁、α₂表示，則α₁＜α₂（填“＞”、“＜”或“=”，下同）；若二者恰好中和，則所得溶液的pH＜7，其原因是NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+OH^-（用離子方程式表示）．

Answer 1

分析 （1）圖象中B點(diǎn)氫離子濃度和氫氧根離子濃度為10^-6mol/L，溫度一定存在離子積常數(shù)Kw=10^-12，據(jù)此計算0.05mol•L^-1Ba（OH）₂ 溶液的pH，A點(diǎn)為常溫Kw=10^-14；
（2）根據(jù)溶液的pH計算出溶液中氫離子、氫氧根離子濃度，再列式計算出氫氧化鈉溶液和硫酸溶液的體積；
（3）25℃時，若1L a mol•L^-1 的某一元強(qiáng)酸溶液與1L b mol•L^-1 的某一元強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH=1，計算過量氫離子濃度為0.1mol/L，據(jù)此列式計算；
（4）酸堿抑制水的電離，氫離子或氫氧根離子濃度越大抑制程度越大，若二者恰好中和，則所得溶液為氯化銨溶液，銨根離子水解顯酸性；

解答 解：（1）圖象中B點(diǎn)氫離子濃度和氫氧根離子濃度為10^-6mol/L，溫度一定存在離子積常數(shù)Kw=10^-12，A點(diǎn)為常溫Kw=10^-14，水電離過程為吸熱過程，加熱促進(jìn)電離，離子積常數(shù)增大，所以在曲線B 所對應(yīng)的溫度＞25°C，B點(diǎn)Kw=10^-12，0.05mol•L^-1Ba（OH）₂ 溶液中c（OH^-）=0.05mol/L×2=0.1mol/L，則溶液中氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{0.1}$=10^-11mol/L，溶液的pH=11，
故答案為：＞；11；
（2）25℃時所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n（OH^-）=n（H⁺），則V（NaOH）•10^-5 mol•L^-1=V（H₂SO₄）•10^-4 mol•L^-1，得V（NaOH）：V（H₂SO₄）=10：1，故答案為：10：1；
（3）25℃時，若1L a mol•L^-1 的某一元強(qiáng)酸溶液與1L b mol•L^-1 的某一元強(qiáng)堿溶液混合后溶液的pH=1，則c（H⁺）=$\frac{1L×amol．L-1L×bmol/L}{2L}$=0.1mol/L，
得到a=b+0.2，
故答案為：a=b+0.2；
（4）25℃時，pH=2 的HCl 溶液中氫離子濃度10^-2mol/L，pH=11 的NH₃•H₂O 溶液中氫氧根離子濃度10^-3mol/L，氫氧根離子濃度小于鹽酸溶液中氫離子濃度，抑制水的電離程度小，若水的電離程度分別用α₁、α₂表示則α₁＜α₂，若二者恰好中和，所得溶液為氯化銨溶液，銨根離子水解顯酸性，則所得溶液的pH＜7，其原因用離子方程式表示為：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+OH^-，
故答案為：＜；NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+OH^-；

點(diǎn)評 本題考查了弱電解質(zhì)電離平衡影響因素、酸堿反應(yīng)后溶液酸堿性判斷和溶液PH計算，鹽類水解等，掌握基礎(chǔ)是解題關(guān)鍵，題目難度中等．