Question

【題目】T℃時，測得0.1mol·L-1 NaOH溶液的pH=11。

(1)T___25（填“>”、“<”或“=”）。

(2)該溫度下，V1LpH=a的NaOH溶液與V2LpH=b的H2SO4溶液混合，混合后所得溶液呈中性，且a+b=14，則V1:V2=_______。

(3)該溫度下，向Ba(OH)2溶液中逐滴加入pH=a的鹽酸，測得混合溶液的部分pH如表所示：

實驗序號	Ba(OH)2溶液的體積/mL	鹽酸的體積/mL	溶液的pH
①	22.00	0.00	8
②	22.00	18.00	7
③	22.00	22.00	6

假設溶液混合前后的體積變化忽略不計，則a=_______，實驗②中由水電離產生的c(OH-)=______mol·L-1。

Answer 1

【答案】> 1：100 4 1×10-7

【解析】

(1)根據溶液的pH計算該溫度下溶液的Kw，利用此時的Kw與室溫下的Kw比較，判斷溫度高低；

(2)根據混合時溶液顯中性，則n(OH-)=n(H+)計算；

(3)根據①計算出氫氧根離子濃度，根據③溶液顯示中性及酸堿中和反應實質計算出鹽酸的濃度；②中顯示堿性，溶液中氫離子為水電離的；

(1) T℃時，0.1mol·L-1 NaOH溶液的pH=11，c(OH-)=0.1mol/L，c(H+)=10-11mol/L，則Kw=c(H+)·c(OH-)=10-11×0.1=10-12>10-14，由于水的電離過程吸收熱量，升高溫度，促進水的電離，所以溫度T大于25℃；

(2)該溫度下，V1LpH=a的NaOH溶液，c(H+)=10-amol/L，則c(OH-)=10a-12mol/L，n(OH-)=10a-12mol/L×V1L=V110a-12mol；V2LpH=b的H2SO4溶液，c(H+)=10-bmol/L，n(H+)=10-bmol/L×V2L=V210-bmol；兩溶液混合后所得溶液呈中性，則n(OH-)=n(H+)，V110a-12mol= V210-bmol，則V1：V2=10-b：10a-12=1012-(a+b)，由于a+b=14，所以V1：V2=10-2=1：100；

(3)此條件下，pH=6時，溶液呈中性，根據表中實驗①的數據可得c(OH-)=10-4mol/L，根據表中實驗③的數據有22.00×10-3L×10-4mol/L=22.00×10-3L×10-amol/L，可得a=4，即pH=4；實驗②中，所得溶液pH=7，Ba(OH)2過量，溶液呈堿性，由H2O電離產生的c(OH-)等于由水電離產生的c(H+)，即由水電離產生的c(OH-)=1×10-7mol/L。