Question

4．（1）25℃纯水中的[H⁺]=2.0×10^-7mol/L，则此溶液中的[OH^-]=2.0×10^-7mol/L．
（2）常温下将0.1mol•L^-1氢氧化钠溶液与0.06mol•L^-1硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的pH等于2；
（3）实验室为了配制FeSO₄溶液往往（1）要加入少量稀H₂SO₄，其目的是抑制Fe²⁺水解．

Answer 1

分析 （1）纯水显中性，故c（H⁺）=c（OH^-）；
（2）常温下，将0.1mol•L^-1氢氧化钠溶液与0.06mol•L^-1硫酸溶液等体积混合，先判断过量，然后计算过量的酸或碱的物质的量浓度，最后计算溶液的pH；
（3）Fe²⁺离子在水溶液中水解．

解答 解：（1）纯水呈中性，则纯水中c（H⁺）=c（OH^-）=2.0×10^-7 mol/L，故答案为：2.0×10^-7；
（2）常温下氢氧化钠溶液物质的量浓度为0.1mol/L，设溶液的体积都是1L，则氢氧化钠的物质的量为：1L×0.1mol•L^-1=0.1mol，
硫酸的物质的量为：1L×0.06mol•L^-1=0.06mol，含有H⁺的物质的量为0.06mol×2=0.12mol，
酸碱发生中和时H⁺和OH^-的物质的量分别为0.12mol和0.1mol，则硫酸过量，过量的H⁺的物质的量为：0.12mol-0.1mol=0.02mol，
反应后溶液中H⁺的物质的量浓度为：c（H⁺）=$\frac{0.02mol}{2L}$=0.01 mol•L^-1，
该混合液的pH=-lg10^-2=2.0，故答案为：2；
（3）Fe²⁺离子在水溶液中水解使配制的溶液变浑浊，加入少量H₂SO₄ 可以抑制二价铁离子的水解，故答案为：抑制Fe²⁺水解．

点评 本题主要考查溶液pH的有关计算和盐类水解的应用，题目难度中等，明确酸碱反应的过量分析是解答的关键，并应熟悉物质的量的计算、pH的计算公式来解答即可，试题培养了学生的化学计算能力．