Question

16．（1）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的離子積K_v=10^-13．
（2）室溫下，將4gNaOH固體溶于水，配成500ml溶液，則由水電離出的c（OH^-）為5×10^-14mol/L．
（3）室溫下，在200ml氫氧化鋇溶液中含有1×10^-3mol的鋇離子，溶液的pH值為12．
（4）室溫下，將pH=12的NaOH溶液V_aL與pH=2的H₂SO₄溶液V_bL混合（混合后溶液的本積變化忽略不計）．若所得混合液的pH=3，則V_a：V_b=9：11．

Answer 1

分析 （1）根據溶液的pH計算溶液中氫離子濃度，根據氫氧化鈉的濃度計算氫氧根離子濃度，再結合Kw=c（H⁺）．c（OH^-）計算即可；
（2）根據n=$\frac{m}{M}$計算4gNaOH的物質的量，再根據c=$\frac{n}{V}$計算溶液物質的量濃度，然后根據堿溶液中，氫離子全部來自于水的電離來分析；
（3）根據在Ba（OH）₂溶液中，Ba²⁺和OH^-的物質的量之比為1：2，求出OH^-的物質的量，然后根據C=$\frac{n}{V}$求出OH^-的物質的量濃度，然后根據水的離子積求出C（H⁺），從而求出pH；
（4）酸堿混合后pH=3，則酸過量，結合過量的氫離子濃度計算．

解答 解：（1）0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，則氫離子濃度=10^-11 mol/L，氫氧化鈉是強電解質完全電離，所以溶液中氫氧根離子濃度是0.01mol/L，則Kw=c（H⁺）．c（OH^-）=0.01×10^-11=10^-13，故答案為：10^-13；
（2）4gNaOH的物質的量=$\frac{4g}{40g/mol}$=0.1mol，溶于水配成500mL溶液，所得溶液物質的量濃度=$\frac{0.1mol}{0.5L}$=0.2mol/L，溶液中c（OH^-）=0.2mol/L，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.2}$=5×10^-14mol/L，且氫離子全部來自于水的電離，而水電離出的氫離子濃度和水電離出的氫氧根的濃度相同，故此溶液中由水電離出的c（OH^-）為5×10^-14mol/L，故答案為：5×10^-14；
（3）在Ba（OH）₂溶液中，Ba²⁺和OH^-的物質的量之比為1：2，故n（OH^-）=2n（Ba²⁺）=2×10^-3mol，故溶液中C（OH^-）=$\frac{n}{V}$=$\frac{2×1{0}^{-3}mol}{0.2L}$=0.01mol/L，則C（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.01}$=10^-12mol/L，故pH=-lgC（H⁺）=12，故答案為：12；
（4）將pH=12的NaOH溶液V_aL與pH=2的H₂SO₄溶液V_bL混合（忽略體積變化），若所得混合液的pH=3，則酸過量，則$\frac{{V}_L×0.01mol/L-{V}_{a}L×0.01mol/L}{{（V}_{a}+{V}_）L}$=0.001，解得V_a：V_b=9：11，故答案為：9：11．

點評 本題考查了酸堿反應后溶液酸堿性判斷計算，涉及溶液pH的計算、溶液中離子積的計算應用等，把握酸堿反應后堿過量是解題關鍵，注意不同溫度下離子積不同，題目難度中等．