Question

20．完成下列問題：
（1）常溫下，將1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，稀釋后的溶液中=3．
（2）某溫度時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，則在該溫度下水的離子積常數K_W=10^-13，該溫度高于25℃．
（3）常溫下，pH=13的Ba（OH）₂溶液aL與pH=3的H₂SO₄溶液bL混合（混合后溶液體積變化忽略不計）．
若所得混合溶液呈中性，則a：b=1：100
若所得混合溶液pH=12，則a：b=11：90
（4）在（2）所述溫度下，將pH=a的NaOH溶液V_aL與pH=b的硫酸V_bL混合．
若所得混合液為中性，且a=12，b=2，則V_a：V_b=1：10
若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，則V_a：V_b=1：9．

Answer 1

分析 （1）常溫下，將1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，溶液體積增大100倍，溶液中c（H⁺）降為原來的$\frac{1}{100}$，稀釋后溶液的pH=pH（原來）+2，但酸無論如何稀釋，稀釋后pH＜7；
（2）某溫度時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，該溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、c（H⁺）=10^-pH=10^-11 mol/L，K_W=c（OH^-）．c（H⁺）；升高溫度，促進水電離，水的離子積常數增大；
（3）常溫下，pH=13的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，pH=3的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.001mol/L，
若所得混合溶液呈中性，說明酸中n（H⁺）等于堿中n（OH^-），即0.001b=0.1a；
若所得混合溶液pH=12，則混合溶液中c（OH^-）=0.01mol/L=$\frac{0.1a-0.001b}{a+b}$mol/L；
（4）在（2）所述溫度下，將pH=a的NaOH溶液V_aL與pH=b的硫酸V_bL混合．
①若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，根據c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b計算；
②若所得混合溶液的pH=10，堿過量，計算出c（OH^-）與酸堿的物質的量的關系，可計算．

解答 解：（1）常溫下，將1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，溶液體積增大100倍，溶液中c（H⁺）降為原來的$\frac{1}{100}$，稀釋后溶液的pH=pH（原來）+2，但酸無論如何稀釋，稀釋后pH＜7，所以稀釋后溶液的pH=1+2=3，
故答案為：3；
（2）某溫度時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，該溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、c（H⁺）=10^-pH=10^-11 mol/L，K_W=c（OH^-）．c（H⁺）=0.01×10^-11=10^-13＞10^-14，升高溫度，促進水電離，水的離子積常數增大，所以該溫度高于25℃，
故答案為：10^-13；高于；
（3）常溫下，pH=13的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，pH=3的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.001mol/L，
若所得混合溶液呈中性，說明酸中n（H⁺）等于堿中n（OH^-），即0.001b=0.1a，a：b=1：100；
若所得混合溶液pH=12，則混合溶液中c（OH^-）=0.01mol/L=$\frac{0.1a-0.001b}{a+b}$mol/L，a：b=11：90，
故答案為：1：100；11：90；
（4）在（2）所述溫度下，將pH=a的NaOH溶液V_aL與pH=b的硫酸V_bL混合．
①若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，因c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b，a=12，b=2，則0.1×V_a=0.01V_b，則V_a：V_b=1：10，故答案為：1：10；
②若所得混合溶液的pH=10，堿過量，c（OH^-）=$\frac{0.1{V}_{a}-0.01{V}_{b}}{{V}_{a}+{V}_{b}}$=0.001，則V_a：V_b=1：9，故答案為：1：9．

點評 本題考查酸堿混合的計算，綜合考查學生的計算能力和分析能力，注意把握相關計算公式，注意水的離子積常數與溫度的關系，題目難度不大．