Question

根据题意，完成下列问题．
（1）常温下，将1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，稀释后的溶液pH=______．
（2）某温度时，测得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数K_W=______．该温度______25℃（填“高于”、“低于”或“等于”）．
（3）常温下，设pH=5的H₂SO₄的溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₁；pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₂，则=______．
（4）常温下，pH=13的Ba（OH）₂溶液aL与pH=3的H₂SO₄溶液bL混合（混合后溶液体积变化忽略不计）．
若所得混合溶液呈中性，则a：b=______．
若所得混合溶液pH=12，则a：b=______．

Answer 1

【答案】分析：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L变为0.001mol/L；
（2）常温下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH为12，而某温度时测得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH为11，则K_W增大；
（3）pH=5的H₂SO₄的溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₁==10^-9mol/L，pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₂=10^-9mol/L；
（4）若所得混合溶液呈中性，aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L；若所得混合溶液pH=12，则碱过量，所以=0.01mol/L．
解答：解：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L变为0.001mol/L，则pH=-lg0.001=3，
故答案为：3；
（2）常温下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH为12，而某温度时测得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH为11，则K_W=0.01×10^-11=1.0×10^-13，温度高于25℃，
故答案为：1.0×10^-13；
（3）pH=5的H₂SO₄的溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₁==10^-9mol/L，pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水电离出的H⁺浓度为c₂=10^-9mol/L，则=1，故答案为：1；
（4）若所得混合溶液呈中性，aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L，解得a：b=1：100；若所得混合溶液pH=12，则碱过量，所以=0.01mol/L，解得a：b=11：90，
故答案为：1：100；11：90．
点评：本题考查酸碱混合pH的计算，明确浓度与pH的换算、酸碱混合溶液为中性、碱性时离子浓度的关系等是解答本题的关键，题目难度中等．