Question

18．已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：
（1）則25℃時水的電離平衡曲線應為A（填“A”或“B”）．
（2）25℃時，將pH=8的NaOH溶液與pH=5的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H₂SO₄溶液的體積比為10：1．
（3）95℃時，0.1mol•L^-1的NaOH溶液的pH是11．
（4）95℃時，若100體積pH₁=a的某強酸溶液與1體積pH₂=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則a、b之間的關系為a+b=14．

Answer 1

分析 （1）水的電離是吸熱過程，降低溫度抑制水電離，導致水中c（H⁺）、c（OH^-）都減小；
（2）先根據(jù)溫度和混合溶液pH大小確定溶液的酸堿性，根據(jù)溶液的pH計算酸和堿的體積之比；
（3）95℃時，水溶液離子積常數(shù)Kw=10^-12，0.1mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，計算得到溶液中氫離子濃度得到溶液的pH；
（4）酸、堿都是強電解質，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質的量相等，結合水的離子積常數(shù)確定強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應滿足的關系．

解答 解：（1）水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大，當溫度升高時，促進水的電離，水的離子積增大，水中氫離子、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性，則25℃時水的電離平衡曲線應為A，
故答案為：A；　
（2）25°C時純水的pH=7，混合溶液的pH=7，說明酸、堿混合時恰好完全中和，pH=8的NaOH溶液c（OH^-）=10^-6 mol/L，pH=5的H₂SO₄溶液（H⁺）=10^-5mol/L，
設堿的體積為x，酸的體積為y，
10^-6 mol/L×x=10^-5mol/L×y
x：y=10：1；
故答案為：10：1：
（3）95℃時，水溶液離子積常數(shù)Kw=10^-12，0.1mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，計算得到溶液中氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{0.1}$=10^-11mol/L，得到溶液的pH=-lg10^-11mol/L=11，
故答案為：11；
（4）要注意的是95°C時，水的離子積為10^-12，即酸、堿濃度相等時pH（酸）+pH（堿）=12．現(xiàn)強堿的OH^-濃度是強酸H⁺濃度的100倍，所以pH（酸）+pH（堿）=14，即pH₁+pH₂=14，得到a+b=14，
故答案為：a+b=14．

點評 本題考查水的電離和酸、堿混合的pH計算問題，難度較大，注意溫度不同而使水的離子積常數(shù)不同是解本題的關鍵．