Question

（1）25℃時，在酸性、堿性、中性溶液中，C（H⁺）?C（OH^-）=

10^-14

．
某溫度下純水中的C（H⁺）=2×10^-7mol/L，則此時溶液中的C（OH^-）=

2×10^-7mol/L

mol/L；若溫度不變，滴入稀鹽酸，使c（H⁺）=5×10^-4mol/L，則溶液中C（OH^-）=

8×10^-11mol/L

mol/L，pH=

8×10^-11mol/L

．
（2）室溫下取0.2mol?L^-1HCl溶液與0.2mol?L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，試回答以下問題：
①混合溶液中水電離出的c（H⁺）

＞

0.2mol?L^-1 HCl溶液中水電離出的c（H⁺）；（填“＞”、“＜”、或“=”）
②求出混合溶液中下列算式的精確計算結果（填具體數字）：
c（Cl^-）-c（M⁺）=

9.9×10^-7

 mol?L^-1    c（H⁺）-c（MOH）=

1.0×10^-8

 mol?L^-1
（3）室溫下如果取0.2mol?L^-1 MOH溶液與0.1mol?L^-1 HCl溶液等體積混合，測得混合溶液的pH＜7，則說明MOH的電離程度

＜

MCl的水解程度．（填“＞”、“＜”、或“=”），溶液中各離子濃度由大到小的順序為

c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）

．
（4）室溫下，pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=7，則強堿與強酸的體積比是

1：10

．

Answer 1

分析：（1）C（H⁺）?C（OH^-）=Kw，純水溶液中氫離子濃度始終等于氫氧根離子濃度，溫度不變，水的離子積常數不（1）C（H⁺）?C（OH^-）=Kw，純水溶液中氫離子濃度始終等于氫氧根離子濃度，溫度不變，水的離子積常數不變；
（2）室溫下取0.2mol?L^-1HCl溶液與0.2mol?L^-1 MOH溶液等體積混合（忽略混合后溶液體積的變化），測得混合溶液的pH=6，說明得到的鹽是強酸弱堿鹽，其溶液呈酸性，含有弱根離子的鹽促進水電離；
根據物料守恒和電荷守恒計算離子濃度大小；
（3）室溫下如果取0.2mol?L^-1 MOH溶液與0.1mol?L^-1 HCl溶液等體積混合，溶液中的溶質是MCl和MOH，測得混合溶液的pH＜7，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度，根據電荷守恒判斷離子濃度大小；
（4）室溫下，pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=7，說明氫離子和氫氧根離子物質的量相等，據此計算其體積之比．

解答：解：解：（1）25℃時，在酸性、堿性、中性溶液中，C（H⁺）?C（OH^-）=10^-14，某溫度下純水中的C（H⁺）=2×10^-7mol/L，純水中C（H⁺）=C（OH^-），所以此時溶液中的C（OH^-）=2×10^-7 mol/L，
若溫度不變，滴入稀鹽酸，使c（H⁺）=5×10^-4mol/L，則溶液中C（OH^-）=8×10^-11mol/Lmol/L，pH=4-lg5，
故答案為：10^-14，2×10^-7，8×10^-11，4-lg5；
（2）①等體積等濃度的鹽酸和MOH恰好反應生成鹽，得到的鹽溶液呈酸性，說明該鹽是強酸弱堿鹽，含有弱根離子的鹽促進水電離，酸抑制水電離，所以混合溶液中水電離出的c（H⁺）＞0.2 mol?L^-1 HCl溶液中水電離出的c（H⁺），
故答案為：＞；
②根據電荷守恒得c（Cl^-）-c（M⁺）=c（H⁺）-c（OH^-）=10^-6 mol/L-10^-8 mol/L=9.9×10^-7mol?L^-1，根據質子守恒得 c（H⁺）-c（MOH）=c（OH^-）=1.0×10^-8mol?L^-1，
故答案為：9.9×10^-7，1.0×10^-8；
（3）室溫下如果取0.2mol?L^-1 MOH溶液與0.1mol?L^-1 HCl溶液等體積混合，溶液中的溶質是MCl和MOH，測得混合溶液的pH＜7，說明堿的電離程度小于鹽的水解程度，溶液呈酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），結合電荷守恒知
c（Cl^-）＞c（M⁺），鹽中陰陽離子濃度大于氫離子和氫氧根離子濃度，所以溶液中各離子濃度由大到小的順序為c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），
故答案為：＜，c（Cl^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）；
（4）室溫下，pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，所得溶液的pH=7，則氫離子和氫氧根離子的物質的量相等，堿溶液中氫氧根離子濃度是0.1mol/L，酸中氫離子濃度是0.01mol/L，則強堿與強酸的體積比是 1：10，
故答案為：1：10．

點評：本題考查了弱電解質的電離、離子濃度大小的比較等知識點，難度較大，根據電荷守恒和物料守恒來分析解答．