Question

6．已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：
（1）則25℃時水的電離平衡曲線應為A（填“A”或“B”），請說明理由
水的電離是吸熱過程，溫度低時，水的電離程度小，c（H⁺）、c（OH^-）．
（2）25℃時，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．
（3）95℃時，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pH_a+pH_b=14．
（4）95℃下，將pH=11的NaOH溶液V₁L與pH=1的稀硫酸V₂L混合（設混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和），所得混合溶液的pH=2，則V₁：V₂=9：11．
（5）曲線B對應溫度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5．請分析其原因：曲線B對應95℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續電離出H⁺，使溶液pH=5．

Answer 1

分析 （1）橫軸是氫離子濃度，縱軸是氫氧根離子濃度，水的離子積常數Kw=c（H⁺）×c（OH^-）計算出A曲線的Kw，然后結合水的電離過程吸熱判斷25℃時水的電離平衡曲線；
（2）根據溶液的pH計算出溶液中氫離子、氫氧根離子濃度，再列式計算出氫氧化鈉溶液和硫酸溶液的體積；
（3）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pH_a與強堿的pH_b之間應滿足的關系；
（4）該溫度下水的離子積為1×10^-12，據此計算出pH=11、pH=2、pH=2的溶液中氫氧根離子、氫離子濃度，然后列式計算即可；
（5）根據曲線B對應溫度下pH=5，說明溶液顯示酸性，反應后氫離子過量分析．

解答 解：（1）曲線A條件下Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-7×10^-7=10^-14，曲線B條件下c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12；水的電離時吸熱過程，加熱促進電離，所以A曲線代表25℃時水的電離平衡曲線，
故答案為：A；水的電離是吸熱過程，溫度低時，水的電離程度小，c（H⁺）、c（OH^-）��；
（2）25℃時所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n（OH^-）=n（H⁺），則V（NaOH）•10^-5 mol•L^-1=V（H₂SO₄）•10^-4 mol•L^-1，得V（NaOH）：V（H₂SO₄）=10：1，
故答案為：10：1；
（3）95°C時，水的離子積為10^-12，混合溶液呈中性，說明酸中氫離子的物質的量等于堿中氫氧根離子的物質的量，所以10^-amol/L×100=10^b-12 mol/L×1，所以a+b=14，
故答案為：pH_a+pH_b=14；
（4）該溫度下水的離子積為K_w=1×10^-12，將pH=11的苛性鈉中氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.1mol/L，pH=1的稀硫酸中氫離子濃度為0.1mol/L，
pH=2的溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，則混合液中滿足：0.1mol/L×V₂-0.1mol/L×V₁=0.01mol/L×（V₁+V₂），
整理可得：V₁：V₂=9：11，
故答案為：9：11；
（5）在曲線B對應溫度下，因pH（酸）+pH（堿）=12，可得酸堿兩溶液中c（H⁺）=c（OH^-），如是強酸堿，兩溶液等體積混合后溶液呈中性；現混合溶液的pH=5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明H⁺與OH^-完全反應后又有新的H⁺產生，酸過量，所以酸HA是弱酸，
故答案為：曲線B對應95℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續電離出H⁺，使溶液pH=5．

點評 本題考查了水的電離、水的離子積及溶液pH的簡單計算，題目難度中等，解題關鍵是在搞清楚溫度對水電離平衡、水的離子積和溶液pH的影響．