Question

水的電離平衡曲線如圖所示：
（1）若以A點表示25℃時水電離平衡時離子的濃度，當溫度升高到100℃時，水的電離平衡狀態變到B點，則此時水的離子積從

 

變到

 

，造成水的離子積變化的原因是

 

．
（2）已知25℃時，0.1L 0.1mol?L^-1的NaA溶液的pH=10，則NaA溶液中所存在的離子的物質的量濃度由大到小的順序為

 

．
（3）25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液pH=9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為

 

．
（4）100℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關系是

 

．

Answer 1

考點：水的電離,pH的簡單計算,鹽類水解的應用

專題：電離平衡與溶液的pH專題,鹽類的水解專題

分析：（1）結合圖示根據水的離子積表達式K_w=c（H⁺）?c（OH^-）及氫氧根離子濃度計算出25℃時和100℃水的離子積，水電離為吸熱反應，升高溫度能促進水的電離；
（2）根據0.1L 0.1mo/L的NaA溶液的pH=10判斷鹽的類型；
（3）設出氫氧化鈉溶液為x和硫酸溶液的體積為y，根據題中數據列式計算出體積之比；
（4）設出酸溶液的pH為a，堿溶液的pH為b，根據100℃時及體積關系列式計算．

解答： 解：（1）A點25℃時，c（H⁺）=c（OH^-）=1×10^-7mol/L，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-7×1×10^-7=10^-14；
100℃時，c（H⁺）=c（OH^-）=1×10^-6mol/L，K_w=c（H⁺）?c（OH^-）=1×10^-6×1×10^-6=10^-12，水電離為吸熱反應，升高溫度能促進水的電離；
故答案為：10^-14；10^-12；溫度升高，水的電離程度增大，則溶液這種氫離子濃度和氫氧根離子濃度增大，從而導致Kw增大；
（2）由于0.1L 0.1mo/L的NaA溶液的pH=10，說明溶液顯示堿性，屬于強堿弱酸鹽，故不水解的鈉離子濃度大于A-離子濃度，溶液顯堿性，氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，故答案為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（3）設氫氧化鈉溶液的體積為xL，硫酸溶液的體積為yL，pH=11的NaOH溶液中，氫氧根離子的濃度為：10^-3mol/L，pH=4的硫酸溶液中氫離子濃度為：10^-4mol/L，
二者混合后溶液的pH=9，溶液酸性堿性，溶液中氫氧根離子的濃度為10^-5mol/L，即氫氧化鈉過量，即10^-3mol/L×xL-10^-4mol/L×y=10^-5mol/L（x+y），
解得x：y=1：9，
故答案為：1：9；   
（4）設強酸溶液的pH為a，體積為10V，溶液中氫離子濃度為：10^-amol/L；堿溶液的pH為b，體積為V，溶液中氫氧根離子的濃度為：10^-（12-b）mol/L，
混合后溶液呈中性，則滿足溶液中氫離子的物質的量等于氫氧根離子的物質的量，即10^-amol/L×10VL=10^-（12-b）mol/L×VL，
解得：1-a=b-12，a+b=13，
故答案為：pH_酸+pH_堿=13．

點評：本題考查了水的電離平衡分析，離子積常數的計算應用，注意離子積是一定溫度下的常數，隨溫度改變，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．