Question

17．在t℃時，某NaOH稀溶液中，C（H⁺）=10^-amol/L，C（OH^-）=10^-bmol/L，已知a+b=12，則：
（1）該溫度下，水的離子積常數Kw=10^-12；（具體數值）
（2）該溫度下，將100mL 0.1mol/L的稀硫酸與100mL 0.4mol/L的NaOH溶液混合（混合時溶液體積的變化忽略不計）后，溶液的pH=11，此時該溶液中由水電離的C（OH^-）=1×10^-11mol/L；
（3）該溫度下，CH₃COOH和CH₃COONa的混合溶液，若測得混合液的PH=6，則溶液中：C（CH₃COO^-）-C（Na⁺）=0．（具體數值）

Answer 1

分析 （1）溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12；
（2）根據硫酸中氫離子與氫氧化鈉中氫氧根離子的物質的量判斷過量，然后計算出反應后溶液中氫離子濃度，最后計算出其余的pH；
（3）根據溶液中的電荷守恒來分析．

解答 解：（1）溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12，故答案為：10^-12；
（2）100mL 0.1mol•L^-1的稀H₂SO₄溶液中氫離子的物質的量為：0.1mol/L×2×0.1L=0.02mol，
100mL 0.4mol•L^-1的NaOH溶液中氫氧根離子的物質的量為：0.4mol/L×0.1mol=0.04mol，
兩溶液混合后氫氧根離子過量，反應后氫氧根離子的濃度為：$\frac{0.04mol-0.02mol}{0.2L}$=0.1mol/L，
根據水的離子積常數K_w=10^-12可得，溶液中氫離子濃度為：$\frac{1{0}^{-12}}{0.1}$=10^-11mol/L，該溶液的pH=11．
此溶液中的氫離子全部是由水電離出的，故水電離出的C（H⁺）=1×10^-11mol/L，而水電離出的C（OH^-）=C（H⁺），故水電離出的C（OH^-）=1×10^-11mol/L．
故答案為：11；1×10^-11mol/L；
（3）CH₃COOH和CH₃COONa的混合溶液，若測得混合液的PH=6，即C（H⁺）=10^-6mol/L，由于水的離子積為10^-12，故C（OH^-）=10^-6mol/L．
根據電荷守恒可知：C（CH₃COO^-）+C（OH^-）=C（Na⁺）+C（H⁺），故C（CH₃COO^-）-C（Na⁺）=C（H⁺）-C（OH^-）=0，故答案為：0．

點評 本題考查了溶液pH的有關計算以及鹽溶液中的電荷守恒的運用，難度不大，注意在計算時水的離子積的數值的變化．