Question

在t℃時，某NaOH稀溶液中，c（H⁺）=10^-amol/L，c（OH^-）=10^-bmol/L，已知a+b=12，則：
（1）該溫度下，水的離子積常數(shù)k_w=

1×10^-12

．
（2）在該溫度下，將100mL0.1mol/L的稀硫酸與100mL0.4mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH=

11

．
（3）該溫度下，若100體積pH₁=a的某強(qiáng)酸溶液與1體積pH₂=b的某強(qiáng)堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強(qiáng)酸的pH₁與強(qiáng)堿的pH₂之間應(yīng)滿足的關(guān)系是

a+b=14（或pH₁+pH₂═14）

．
（4）該溫度下，pH=2的某酸HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5．試分析其原因

HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液的pH=5

．

Answer 1

分析：（1）溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12；
（2）根據(jù)混合溶液的酸堿性計算氫離子濃度，從而計算溶液的pH；
（3）混合溶液呈中性，說明酸中氫離子的物質(zhì)的量等于堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量；
（4）pH=2的某酸HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，氫離子和氫氧根離子恰好反應(yīng)，根據(jù)鹽的性質(zhì)分析．

解答：解：（1）溶液中的離子積Kw=C（H⁺）×c（OH^-）=10^-a×10^-b=10^-（a+b）=10^-12；故答案為：10^-12；
（2）酸中氫離子的物質(zhì)的量=0.1mol/L×2×0.1L=0.02mol，堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量=0.4mol/L×0.1L=0.04mol/L，混合溶液中氫氧根離子濃度=

0.04mol-0.02mol

0.2L

=0.1mol/L，溶液中氫離子濃度為10^-11mol/L，則溶液的pH=11，
故答案為：11；
（3）若100體積pH₁=a的某強(qiáng)酸溶液中氫離子的物質(zhì)的量濃度=10^-a mol/L，1體積pH₂=b的某強(qiáng)堿溶液中氫氧根離子的物質(zhì)的量濃度=10 ^b-12 mol/L，混合后溶液呈中性，則氫離子的物質(zhì)的量等于氫氧根離子的物質(zhì)的量，所以100×10^-a mol/L=1×10 ^b-12 mol/L，所以a+b=14（或pH₁+pH₂═14）
故答案為：a+b=14（或pH₁+pH₂═14）；
（4）pH=2的某酸HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，氫離子和氫氧根離子恰好反應(yīng)，如果酸是強(qiáng)酸，則鹽溶液呈中性，實際上溶液呈酸性，則HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液的pH=5，
故答案為：HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液的pH=5．

點評：本題考查了離子積常數(shù)的有關(guān)計算，注意堿溶液中氫氧根離子濃度的計算方法，為易錯點．