Question

9．25℃時，將4克氫氧化鈉固體溶于水配成1L溶液，所得溶液的PH=13，將此溶液加水稀釋到2升，此時溶液的PH=12.7，取最初溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液顯中性，PH=7，再取稀釋后的溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，溶液顯酸性，PH=1.82，另取0.15mol/L的氫氧化鋇溶液1L與原溶液混合（假設混合后溶液的體積不變），此時溶液的PH=13，水的離子積常數(shù)不變 （填變、不變），將此溶液溫度升高，水的離子積常數(shù)變大 （填變小、不變、變大）．

Answer 1

分析 求出氫氧化鈉的物質的量，然后根據(jù)c=$\frac{n}{V}$計算物質的量濃度，從而計算出氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$和pH=-lgc（H⁺）；
將此溶液加水稀釋到2升，則先求出溶液中的c（OH^-），然后計算出氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$和pH=-lgc（H⁺）；
取最初溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，兩者恰好完全反應，據(jù)此判斷溶液的酸堿性和pH；
再取稀釋后的溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，鹽酸過量，溶液顯酸性，混合后溶液中的c（H⁺）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{-}）}{{V}_{混}}$，據(jù)此求出pH；
另取0.15mol/L的氫氧化鋇溶液1L與原溶液混合（假設混合后溶液的體積不變）后，堿過量，先求溶液中的c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$，然后根據(jù)c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$和pH=-lgc（H⁺）來計算；溫度不變，則水的離子積不變．

解答 解：4g氫氧化鈉的物質的量為0.1mol，配制成1L溶液后溶液的物質的量濃度c=$\frac{n}{V}$=$\frac{0.1mol}{1L}$=0.1mol/L，則溶液中的氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$=10^-13mol/L，pH=-lgc（H⁺）=13；
將此溶液加水稀釋到2升，則稀釋后溶液中的c（OH^-）=$\frac{0.1mol/L}{2}$=0.05mol/L，則氫離子濃度c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{0.05}$=2×10^-13mol/L，則pH=-lgc（H⁺）=12.7；
由于最初的溶液的物質的量濃度為0.1mol/L，故取最初溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，兩者恰好完全反應，溶液的酸堿性顯中性，pH=7；
再取稀釋后的溶液500毫升與0.1mol/L的鹽酸等體積混合后，由于稀釋后溶液的濃度為0.05mol/L，故鹽酸過量，溶液顯酸性，混合后溶液中的c（H⁺）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{-}）}{{V}_{混}}$=$\frac{0.1mol/L×0.5L-0.05mol/L×0.5L}{1L}$=0.025mol/L，則pH=-lgc（H⁺）=1.82；
另取0.15mol/L的氫氧化鋇溶液1L與原溶液混合（假設混合后溶液的體積不變）后，堿過量，溶液中的c（OH^-）=$\frac{n（O{H}^{-}）-n（{H}^{+}）}{{V}_{混}}$=$\frac{0.3mol/L×1L-0.1mol/L×1L}{2L}$=0.1mol/L，則c（H⁺）=$\frac{{K}_{w}}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$=10^-13mol/L，則pH=-lgc（H⁺）=13；由于溫度不變，則水的離子積不變．將此溶液溫度升高，水的離子積常數(shù)增大．
故答案為：13；12.7；中性；7；酸性；1.82；13；不變；變大．

點評 本題考查物質的量濃度的計算和混合溶液的pH的計算，題目難度不大，注意有關公式的熟練運用．