Question

（1）25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液pH=9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為

 

已知25℃時，0.1L 0.1mol?L^-1的NaA溶液的pH=10，溶液中各離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為

 

．
（2））若100℃時，K_W=10^-12，則100℃時pH=11的Ba（OH）₂溶液與pH=2的硫酸按體積比1：9混合充分反應后pH=

 

；若該溫度下10體積的pH=a的某強酸溶液與1體積pH=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，a與b之間應滿足的關(guān)系為

 

．
（3）某溫度下的水溶液中，c（H⁺）=10^x mol/L，c（OH^-）=10^y mol/L．x與y的關(guān)系如圖所示．
該溫度下水的離子積為

 

．該溫度下氯化鈉溶液的pH為

 

；該溫度下0.01mol/L NaOH溶液的pH為

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,pH的簡單計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）所得混合溶液pH=9，說明溶液中氫氧根離子過量，結(jié)合溶液PH計算氫離子濃度和氫氧根離子濃度，依據(jù)混合溶液中氫氧根離子濃度計算得到溶液體積比；
（2）結(jié)合酸堿中和反應實質(zhì)是氫氧根離子和氫離子的反應，計算氫氧根、氫離子物質(zhì)的量比較，混合后剩余氫氧根離子，計算混合溶液中氫氧根離子濃度，結(jié)合離子積常數(shù)計算氫離子濃度得到溶液PH，酸、堿都是強電解質(zhì)，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，結(jié)合水的離子積常數(shù)確定強酸的pH_a與強堿的pH_b之間應滿足的關(guān)系；
（3）離子積常數(shù)=c（H⁺）?c（OH^-）；根據(jù)離子積常數(shù)計算氫離子濃度，根據(jù)pH=-lgc（H⁺）計算pH．

解答： 解：（1）所得混合溶液pH=9，說明溶液中氫氧根離子過量，結(jié)合溶液PH計算氫離子濃度和氫氧根離子濃度，混合后溶液中氫氧根離子濃度得到酸堿溶液的體積比，25℃時，將pH=11的NaOH溶液中氫氧根離子濃度=

10-14

10-11

=，得到pH=4的硫酸溶液氫離子濃度=10^-4mol/L，若所得混合溶液pH=9，設(shè)酸溶液體積為V酸，堿溶液體積為V堿，混合溶液中氫氧根離子濃度=

10-14

10-9

=10^-5mol/L=

0.001mol/L×V堿-10-4mol/L×V酸

V堿+V酸

，NaOH溶液與硫酸溶液的體積比V堿：V酸=1：9；已知25℃時，0.1L 0.1mol?L^-1的NaA溶液的pH=10，溶液A^-離子水解顯堿性，溶液中離子濃度大小為c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：1：9；c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（2）若100℃時，K_W=10^-12，則100℃時pH=11的Ba（OH）₂溶液中氫氧根離子濃度=

10-12

10-11

=0.1mol/L，pH=2的硫酸溶液中氫離子濃度=0.01mol/L，按體積比1：9混合充分反應后，溶液成堿性，混合溶液中氫氧根離子濃度=

0.1mol/L×1-0.01mol/L×9

1+9

=0.001mol/L，溶液中氫離子濃度=

10-12

10-3

=10^-9mol/L，pH=9；100°C時，水的離子積為10^-12，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，所以10^-amol/L×10=10^b-12 mol/L×1，所以a+b=12+1=13，
故答案為：9；a+b=13；
（3）根據(jù)圖知，當c（H⁺）=10^-5 mol/L，c（OH^-）=10^-10 mol/L，由離子積常數(shù)=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-5.10^-10=10^-15；該溫度下氯化鈉溶液呈中性，溶液的pH為7.5該溫度下，氫氧化鈉溶液中氫離子濃度=

10-15

0.01

mol/L=10^-13mol/L，pH=13；
故答案為：10^-15，7.5，13；

點評：本題考查了酸堿溶液混合后酸堿性的分析計算，掌握反應實質(zhì)是關(guān)鍵，題目難度中等．