Question

在t℃時，測得0.01mol/L的NaOH溶液的pH為11
（1）則該溫度下水的Kw=

1.0×10^-13

，則該溫度（填大于、小于或等于）

大于

25℃，其理由是

水的電離是吸熱的，升高溫度時水的電離平衡正向移動，Kw增大，因該溫度下的Kw比25℃時大，所以該溫度大于25℃

（2）此溫度下，將pH=a的硫酸Va L與pH=b的NaOH溶液Vb L混合，通過計算填寫以下不同情況兩溶液的體積比；
①若所得混合溶液為中性，且a=2，b=12，則Va：Vb=

1：10

②若所得混合溶液為中性，且a+b=12，則Va：Vb=

10：1

③若所得混合溶液的pH=10，且a=2，b=12，則Va：Vb=

1：9

．

Answer 1

分析：0.01mol/L NaOH溶液，c（OH^-）=0.01mol/L，pH=11，則c（H⁺）=10^-11mol/L，Kw=c（OH^-）×c（H⁺），常溫下Kw=10^-14；
（1）混合溶液為中性，則V_a L×0.1mol/L=V_b L×0.01mol/L；
（2）所得混合溶液為中性，V_a：V_b=

10-b

10a-13

=10^13-a-b；
（3）所得混合溶液的pH=10，堿過量，則

Vb×0.1-Va×0.01

Va+Vb

mol/L=0.001mol/L．

解答：解：0.01mol/L NaOH溶液，c（OH^-）=0.01mol/L，pH=11，則c（H⁺）=10^-11mol/L，Kw=c（OH^-）×c（H⁺）=1.0×10^-13，而常溫下Kw=10^-14，水的電離是吸熱的，升高溫度時水的電離平衡正向移動，Kw增大，則溫度高于25℃，
故答案為：1.0×10^-13；大于；水的電離是吸熱的，升高溫度時水的電離平衡正向移動，Kw增大，因該溫度下的Kw比25℃時大，所以該溫度大于25℃；
（1）該溫度下Kw=1.0×10^-13，混合溶液為中性，則V_a L×0.1mol/L=V_b L×0.01mol/L，解得V_a：V_b=1：10，故答案為：1：10；
（2）所得混合溶液為中性，V_a：V_b=

10-b

10a-13

=10^13-a-b，且a+b=12，解得V_a：V_b=10：1，故答案為：10：1；
（3）所得混合溶液的pH=10，堿過量，則

Vb×0.1-Va×0.01

Va+Vb

mol/L=0.001mol/L，解得V_a：V_b=9：1，
故答案為：9：1．

點評：本題考查酸堿混合的計算，明確該溫度下的Kw及pH與濃度的換算是解答本題的關鍵，注意酸堿反應的實質即可解答，題目難度中等．