Question

9．（1）常溫下．某強酸溶液pH=a，某強堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合后pH=7，則酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的正確關系V（堿）=10² V（酸）
（2）取濃度相同的NaOH和HCl溶液，以3：2體積比相混合，所得溶液的pH 等于12，則原溶液的濃度為0.05 mol/L
（3）純水中c（H⁺）=5×10^-7mol/L，則此時純水中的c（OH^-）=5.0×10^-7mol/L；
若溫度不變，滴入稀硫酸使c（H⁺）=5.0×10^-3mol/L，則c（OH^-）=5.0×10^-11mol/L；
在該溫度時，往水中滴入NaOH溶液，溶液中的C（OH^-）=5.0×10^-2 mol/L，則溶液中c（H⁺）=5.0×10^-12mol/L．

Answer 1

分析 （1）25℃時，Kw=10^-14，某強酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，混合后溶液的pH=7說明氫離子和氫氧根離子的物質的量相等，據(jù)此解答；
（2）酸堿混合后，pH=12，則堿過量，剩余的c（OH^-）=0.01mol/L，以此來計算；
（3）根據(jù)純水中c（OH^-）=c（H⁺），溶液顯示中性進行分析；根據(jù)該溫度下純水中氫離子濃度和氫氧根離子濃度，計算出水的離子積；若溫度不變，根據(jù)稀硫酸溶液中氫離子濃度和水的離子積計算出溶液中氫氧根離子的濃度；若溫度不變，依據(jù)氫氧化鈉溶液中氫氧根離子濃度，結合離子積常數(shù)計算溶液中氫離子濃度．

解答 解：（1）25℃時，Kw=10^-14，某強酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，混合后溶液的pH=7說明氫離子和氫氧根離子的物質的量相等，設酸的體積為V（酸），堿的體積為V（堿），10^-a mol/L×V（酸）L=10 ^b-14 mol/L×V（堿）L，則V（酸）=10 ^a+b-14 V（堿），而a+b=12，故V（堿）=10² V（酸）；
故答案為：V（堿）=10² V（酸）；
（2）設NaOH和HCl的物質的量濃度均為x，NaOH和HCl溶液以3：2體積比相混合，體積分別為3V、2V，
酸堿混合后，pH=12，則堿過量，剩余的c（OH^-）=0.01mol/L，
則$\frac{3V×x-2V×x}{5V}$=0.01mol/L，
解得x=0.05mol/L；
故答案為：0.05 mol/L；
（3）純水顯示中性，c（OH^-）=c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L；此溫度下，水的離子積為：K_w=5.0×10^-7×5.0×10^-7=2.5×10^-13，若溫度不變，滴入稀硫酸使c（H⁺）=5.0×10^-3mol/L，硫酸溶液中氫離子濃度c（H⁺）=5.0×10^-3mol/L，c（OH^-）=$\frac{2.5×1{0}^{-13}}{5.0×1{0}^{-3}}$mol/L=5.0×10^-11 mol/L，
在該溫度時，往水中滴入NaOH溶液，溶液中的c（OH^-）=5.0×10^-2mol/L，則溶液中c（H⁺）=$\frac{2.5×1{0}^{-13}}{5.0×1{0}^{-6}}$mol/L=5×10^-12mol/L，
故答案為：5.0×10^-7mol/L；5.0×10^-11mol/L；5×10^-12mol/L．

點評 本題考查了離子積常數(shù)的有關計算，題目難度中等，根據(jù)溶液的酸堿性及水的離子積常數(shù)來分析解答，注意該溫度下純水中c（H⁺）=5×10^-7mol/L，則水的離子積常數(shù)是2.50^-13，為易錯點．