Question

現有濃度均為0.1mol?L^-1的下列溶液：①硫酸、②醋酸、③鹽酸、④氨水、⑤氫氧化鈉、⑥氫氧化鋇，請回答下列問題：
（1）①、②、③、⑤、⑥五種溶液中由水電離出的H⁺濃度由大到小的順序是（填序號）

 

．
（2）已知t℃時，K_W=1×10^-13，則t℃（填“＞”、“＜”或“=”）

 

25℃． 在t℃時將pH=11的NaOH溶液a L與pH=1的H₂SO₄溶液b L混合（忽略混合后溶液體積的變化），若所得混合溶液的pH=2，則a：b=

 

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Answer 1

考點：弱電解質在水溶液中的電離平衡,pH的簡單計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）酸或堿抑制水電離，酸中氫離子濃度或堿中氫氧根離子濃度越大，其抑制水電離程度越大；含有弱離子的鹽促進水電離，水解程度越大，水電離程度越大；
（2）水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，t℃時pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、pH=1的硫酸中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液的pH=2，則混合溶液中c（H⁺）=0.01mol/L=

c(H+)．bL-c(OH-)．aL

(a+b)L

．

解答： 解：（1）酸或堿抑制水電離，酸中氫離子濃度或堿中氫氧根離子濃度越大，其抑制水電離程度越大；含有弱離子的鹽促進水電離，水解程度越大，水電離程度越大，硫酸是二元強酸、HCl是一元強酸、醋酸是一元弱酸、NaOH是一元強堿、Ba（OH）₂是二元強堿，所以酸中c（H⁺）大小順序是①＞③＞②，堿中c（OH^-）大小順序是⑥＞⑤，且H₂SO₄中c（H⁺）等于Ba（OH）₂中c（OH^-）濃度、HCl中c（H⁺）等于NaOH中c（OH^-），所以這幾種溶液中水電離出c（H⁺）大小順序是②＞③=⑤＞①=⑥，
故答案為：②＞③=⑤＞①=⑥；
（2）水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，t℃時，K_W=1×10^-13＞1×10^-14，所以t℃＞25℃，
t℃時pH=11的NaOH溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、pH=1的硫酸中c（H⁺）=0.1mol/L，混合溶液的pH=2，則混合溶液中c（H⁺）=0.01mol/L=

c(H+)．bL-c(OH-)．aL

(a+b)L

=

0.1b-0.01a

a+b

mol/L，a：b=9：2，
故答案為：＞；9：2．

點評：本題考查弱電解質電離及pH計算，知道酸或堿如何影響水電離、pH計算方法是解本題關鍵，酸是水電離出的c（H⁺）和堿中水電離出的c（OH^-）是學習難點，題目難度中等．