Question

10．請回答下列問題：
（1）常溫下，pH=11的CH₃COONa溶液中，水電離出來的c（OH^-）=1.0×10^-3mol•L^-1；
（2）已知t℃時，Ksp=1×10^-12，在該溫度時將pH=9的NaOH溶液aL與pH=2的H₂SO₄溶液bL混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH=3，則a：b=9：2．

Answer 1

分析 （1）在CH₃COONa溶液中，OH^-全部來自于水的電離，結合溶液中離子積常數計算水電離出的氫離子濃度判斷；
（2）t℃時，Ksp=1×10^-12，在t℃時pH=9的NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-9}}$mol/L=0.001mol/L，pH=2的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.01mol/L，若所得混合溶液的pH=3，則混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.01mol/L×bL-0.001mol/L×aL}{（a+b）L}$=0.001mol/L，據此計算a、b之比．

解答 解：（1）在CH₃COONa溶液中，OH^-全部來自于水的電離，由于溶液的pH=11，故溶液中的氫離子濃度為10^-11mol/L，由水電離出來的c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-11}}$=1.0×10^-3 mol•L^-1，故答案為：1.0×10^-3 mol•L^-1；
（2）t℃時，Ksp=1×10^-12，在t℃時pH=9的NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-9}}$mol/L=0.001mol/L，pH=2的H₂SO₄溶液中c（H⁺）=0.01mol/L，若所得混合溶液的pH=3，即混合后溶液顯酸性，則混合溶液中c（H⁺）=$\frac{0.01mol/L×bL-0.001mol/L×aL}{（a+b）L}$=0.001mol/L，解得a：b=9：2，故答案為：9：2．

點評 本題考查酸堿混合溶液后pH的計算以及鹽溶液中水電離出的氫離子和氫氧根的個數的計算等，正確理解混合溶液pH計算的方法等即可解答，會正確計算鹽溶液中水電離出c（H⁺），為易錯點．