Question

在水的電離平衡中，c（H⁺）和c（OH^-）的關系如圖所示：
（1）A點水的離子積為1×10^-14，B點水的離子積為

 

．造成水的離子積變化的原因是

 

．
（2）25℃時，H₂R在水溶液中的電離方程式為：H₂R=H⁺+HR^-，HR^-?H⁺+R^2-
①0.1mol/LH₂R溶液的pH

 

1（“＞”、“＜”或“=”）．
②在0.1mol/LNaHR溶液中，各離子濃度由大到小的順序是：

 

．
（3）100℃時，0.01mol/LNaOH溶液的pH=

 

．
（4）100℃時，將pH=8的Ba（OH）₂溶液與pH=5的稀鹽酸混合，并保持100℃恒溫，欲使混合溶液的pH=7，則Ba（OH）₂溶液與鹽酸的體積比為

 

．

Answer 1

考點：pH的簡單計算,弱電解質在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）c（H⁺）．c（OH^-）=K_w，水的電離是吸熱反應，升高溫度促進電離；
（2）①由H₂R的電離方程式可知0.1mol/LH₂R溶液中氫離子濃度大于0.1mol/L；
②由H₂R的電離方程式可知HR^-的電離程度大于水解程度；
（3）c（OH^-）=0.01mol/L=

Kw

c(H+)

、pH=-lgc（H⁺）．
（4）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）c（H⁺）．c（OH^-）=K_w=10^-6×10^-6=10^-12，水的電離要吸熱，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大，
故答案為：10^-12；水的電離要吸熱，溫度升高，水的電離程度增大，即離子積增大；
（2）①由H₂R的電離方程式可知0.1mol/LH₂R溶液中氫離子濃度大于0.1mol/L，因此PH小于1，
故答案為：＜；
②由H₂R的電離方程式可知HR^-的電離程度大于水解程度，因此溶液呈酸性，c（OH^-）最小，HR^-的電離和水解均減小了其濃度，因此c（Na⁺）＞c（HR^-），電離和水解程度較弱，所以c（HR^-）＞c（H⁺），因此離子濃度大小順序為c（Na⁺）＞c（HR^-）＞c（H⁺）＞c（R^2-）＞c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HR^-）＞c（H⁺）＞c（R^2-）＞c（OH^-）；
（3）0.01mol/LNaOH溶液c（OH^-）=0.01mol/L，c（H⁺）=

Kw

c(OH-)

=

10-12

0.01

mol/L=10^-10 mol/L，帶入pH=-lgc（H⁺）=10，
故答案為：10；
（4）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：本題考查了離子濃度的大小比較、pH以及離子積常數的有關計算，注意混合溶液的pH=7時溶液呈堿性而不是中性，為易錯點．