Question

15．有稀硫酸和稀鹽酸的混合液10mL，在此溶液中滴入0.25mol．L^-1氫氧化鋇溶液時（忽略溶液體積的變化），生成沉淀的量和溶液的pH變化與加入氫氧化鋇溶液液體積的關系如圖所示．求：
（1）滴定前鹽酸和硫酸的物質的量濃度各為多少？
（2）在B點時的pH是多少？（已知lg2=0.3）
（無計算過程不得分）

Answer 1

分析 （1）設溶液中鹽酸的濃度為xmol/L，硫酸的濃度為ymol/L，根據當加入20mL氫氧化鋇溶液時沉淀達到最大量可知：ymol/L×0.01L=0.25mol/L×0.02L ①
然后根據當加入60mL氫氧化鋇溶液時，混合溶液顯中性，故有：xmol/L×0.01L+ymol/L×2×0.01L=0.25mol/L×2×0.06L ②
將①②聯立可解得xy；
（2）在B點時，加入的氫氧化鋇的體積為40mL，溶液顯酸性，即酸過量，根據c（H+）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{-}）}{V（酸）+V（堿）}$來計算，并求出pH．

解答 解：（1）設溶液中鹽酸的濃度為xmol/L，硫酸的濃度為ymol/L，由于當加入20mL氫氧化鋇溶液時沉淀達到最大量，即加入的氫氧化鋇恰好將硫酸根沉淀完全，可知：ymol/L×0.01L=0.25mol/L×0.02L ①
而當加入60mL氫氧化鋇溶液時，混合溶液顯中性，即加入的氫氧化鋇中的OH^-的物質的量與酸溶液中的H⁺的物質的量相等，故有：xmol/L×0.01L+ymol/L×2×0.01L=0.25mol/L×2×0.06L ②
將①②聯立可解得x=2mol/L，y=0.5mol/L．
答：滴定前溶液中的鹽酸的濃度為2mol/L，硫酸的濃度為0.5mol/L．
（2）在B點時，加入的氫氧化鋇的體積為40mL，溶液顯酸性，即酸過量，混合溶液中的c（H+）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{-}）}{V（酸）+V（堿）}$=$\frac{2，mol/L×0.01L+0.5mol/L×2×0.01L-0.25mol/L×2×0.04L}{0.01L+0.04L}$=0.2mol/L，故溶液中的pH=-lgc（H⁺）=0.7．
答：B點時溶液的pH為0.7．

點評 本題考查了酸堿中和滴定的過程中的pH的有關計算，難度不大，應注意的是混合后溶液顯什么性就先求什么離子的濃度．