Question

6．已知水的電離平衡曲線如圖所示，
試回答下列問題：
（1）圖中五點的K_W間的關系是B＞C＞A=D=E．
（2）若從A點到D點，可采用的措施是bc．
a．升溫                  
b．加入少量的鹽酸     
 c．加入少量的NH₄Cl
（3）點E對應的溫度下，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H₂SO₄溶液的體積比為10：1．
（4）點B對應的溫度下，若100體積pH₁=a的某強酸溶液與1體積pH₂=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應滿足的關系是a+b=14（或pH₁+pH₂=14）．

Answer 1

分析 （1）水的離子積常數只與溫度有關，溫度越高，離子積常數越大；
（2）從A點到D點c（H⁺）變大，c（OH^-）變小，但Kw不變；
（3）E對應的溫度下，Kw=10^-14，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則酸溶液中的n（H⁺）等于堿溶液中的n（OH^-），據此計算；
（4）酸、堿都是強電解質，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質的量相等，結合水的離子積常數確定強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應滿足的關系．

解答 解：（1）水的離子積常數只與溫度有關，溫度越高，離子積常數越大，同一曲線是相同溫度，根據圖知，溫度高低點順序是B＞C＞A=D=E，所以離子積常數大小順序是B＞C＞A=D=E，
故答案為：B＞C＞A=D=E；
（2）在A點時，c（H⁺）=c（OH^-），溶液顯中性，而到D點c（H⁺）變大，c（OH^-）變小，溶液顯酸性，即由A點到D點，溶液由中性變為酸性，但Kw不變．
a、升高溫度，Kw變大，故a錯誤；
b、加入少量鹽酸，則溶液顯酸性，氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，故b正確；
c、加入氯化銨，水解顯酸性，且Kw不變，故c正確．
故選bc，
故答案為：bc；
（3）E對應的溫度下，Kw=10^-14，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則酸溶液中的n（H⁺）等于堿溶液中的n（OH^-），故有：
10^-5mol/L×V_堿=10^-4mol/L×V_酸，解得：$\frac{{V}_{堿}}{{V}_{酸}}$=$\frac{10}{1}$，故答案為：10：1；
（4）要注意的是95°C時，水的離子積為10^-12，即酸、堿濃度相等時pH（酸）+pH（堿）=12，現強堿的OH^-濃度是強酸H⁺濃度的100倍，所以pH（酸）+pH（堿）=14，即pH₁+pH₂=14，或a+b=14，
故答案為：a+b=14（或pH₁+pH₂=14）．

點評 本題考查酸堿混合的定性判斷和溶液PH的有關計算，題目難度中等，注意酸堿混合時酸堿物質的量的關系以及溶液PH與c（H⁺）、（OH^-）的關系．