Question

（1）現有濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①氫氧化鋇；②醋酸；③氫氧化鈉；④鹽酸，四種溶液中由水電離出的OH^-濃度的大小關系是（填序號）

 

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（2）常溫下某強酸溶液pH=a，強堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合pH=7，則酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的比值關系為

 

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（3）已知100℃K_W=10^-12，若將此溫度下pH=8的Ba（OH）₂溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，則Ba（OH）₂溶液與鹽酸的體積之比為

 

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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,酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，酸中氫離子濃度越大或堿中氫氧根離子濃度越大，其抑制水電離程度越大；
（2）根據溶液的PH分別計算溶液中c（H⁺）和c（OH^-），酸堿溶液混合pH=7，則說明n（H⁺）=n（OH^-），以此進行計算；
（3）先根據水的離子積常數計算氫氧化鋇溶液中c（OH^-），再根據鹽酸和氫氧化鋇之間的關系計算氫氧化鋇和鹽酸的體積之比．

解答： 解：（1）濃度均為0.1mol/L的下列溶液：①氫氧化鋇中氫氧根離子濃度最大；②醋酸電離產生的氫離子的濃度最小；③氫氧化鈉和④鹽酸氫氧根離子和氫離子濃度相等，所以四種溶液中由水電離出的OH^-濃度的大小關系是②＞③=④＞①，故答案為：②＞③=④＞①；   
（2）強酸溶液pH=a，則c（H⁺）=10^-amol/L，強堿溶液pH=b，則c（OH^-）=10^b-14mol/L，
酸堿溶液混合pH=7，則說明n（H⁺）=n（OH^-），
則有：V（酸）×10^-amol/L=V（堿）×10^b-14mol/L，

V(酸)

V(堿)

=

10b-14

10-a

=10^a+b-14，
又a+b=12，
則：

V(酸)

V(堿)

=

1

100

，故答案為：1：100；   
（3）將pH=8的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=10^-4 mol/L，pH=5的稀鹽酸中c（H⁺）=10^-5 mol/L，
設氫氧化鋇的體積為x，鹽酸的體積為y，100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，溶液呈堿性，
c（OH^-）=

10-12

10-7

mol/L=10^-5 mol/L，c（OH^-）=

10-4x-10-5y

x+y

=10^-5 mol/L，解得x：y=2：9，
故答案為：2：9．

點評：本題考查了離子積常數的有關計算，注意混合溶液（3）的pH=7時溶液呈堿性而不是中性，為易錯點．