Question

1．（Ⅰ）某温度下，NaCl溶液中的c（H⁺）=2.0×10^-7 mol/L，则此时在溶液中：
（1）由水电离产生的c（OH^-）=2.0×10^-7mol/L；
（2）若温度不变，滴入稀硫酸使c（H⁺）=5.0×10^-6 mol/L，则c（OH^-）=8.0×10^-7mol/L．
（Ⅱ）（3）某温度下水的离子积为K_W=1×10^-13，则该温度（填“大于”、“等于”或“小于”）大于25℃．
若将此温度下pH=11的NaOH溶液a L与pH=1的稀硫酸b L混合（设混合后溶液体积的微小变化忽略不计），试通过填写以下不同情况时两种溶液的体积比：
（4）若所得混合液为中性，则a：b=10：1；
（5）若所得混合液的pH=2，则a：b=9：2；
（6）某学生用0.2000mol•L^-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，若测定结果偏高，其原因可能是ABCD．
A．配制标准溶液的固体NaOH中混有KOH杂质
B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗
D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液．

Answer 1

分析 （Ⅰ）（1）氯化钠溶液中水电离产生的氢离子等于水电离产生的氢氧根离子；
（2）Kw只与温度有关，温度相同K相同，依据Kw=[H⁺][OH^-]计算解答；
（Ⅱ）（3）常温下水的离子积为K_W=1×10^-14，水的电离为吸热反应，升高温度催进水的电离，Kw增大；
若将此温度（t℃）下，pH=11的苛性钠溶液a L与pH=1的稀硫酸b L混合，此时NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{10{\;}^{-13}}{10{\;}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，
（4）溶液呈中性，说明酸和碱恰好完全反应，即n（H⁺）=n（OH^-），据此计算两者的体积之比；
（5）若所得混合液的pH=2，根据c（H⁺）=$\frac{c（酸）V（酸）-c（碱）V（碱）}{V（酸）+V（碱）}$计算酸碱的体积比；
（6）根据c（待测）=$\frac{V（标准）×c（标准）}{V（待测）}$分析不当操作对V（标准）×的影响，以此判断浓度的误差；

解答 解：（1）氯化钠溶液中水电离产生的氢离子等于水电离产生的氢氧根离子，某温度下，NaCl溶液中的c（H⁺）=2.0×10^-7 mol/L，所以溶液中由水电离产生的c（OH^-）=2.0×10^-7 mol/L；
故答案为：2.0×10^-7 mol/L；
（2）该温度下Kw=2.0×10^-7 mol/L×=2.0×10^-7mol/L=4×10^-14（mol/L）²，若温度不变，滴入稀硫酸使c（H⁺）=5.0×10^-6 mol/L，则c（OH^-）=$\frac{Kw}{[OH{\;}^{-}]}$=$\frac{4×10{\;}^{-14}}{5.0×10{\;}^{-6}}$=8.0×10^-7 mol/L；
故答案为：8.0×10^-7 mol/L；
（3）常温下水的离子积为K_W=1×10^-14，水的电离为吸热反应，升高温度催进水的电离，Kw增大，某温度下水的离子积为K_W=1×10^-13，则该温度大于25℃；
故答案为：大于；
若将此温度（t℃）下，pH=11的苛性钠溶液a L与pH=1的稀硫酸b L混合，此时NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{10{\;}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，则
（4）若所得混合液为中性，则有0.01a=0.1b，a：b=10：1，
故答案为：10：1；
（5）若所得混合液的pH=2，则有$\frac{0.1b-0.01a}{a+b}$=0.01，解得：a：b=9：2，
故答案为：9：2；
（6）A．配制标准溶液的固体NaOH中混有KOH杂质，导致配制的标准液含有氢氧根离子浓度偏低，消耗标准液体积偏高，溶液浓度偏高，故A选；
B．滴定终点读数时，仰视滴定管的刻度，其他操作正确，导致消耗的标准液体积偏高，溶液浓度偏高，故B选；
C．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过后再用未知液润洗，待测液中氢离子浓度增大，消耗的标准液体积偏大，溶液浓度偏高，故C选；
D．滴定到终点读数时，发现滴定管尖嘴处悬挂一滴溶液，导致计算一滴标准液，消耗标准液体积偏大，溶液浓度偏高，故D选；
故选：ABCD．

点评 本题考查水的电离及溶液酸碱性判断、酸碱混合的定性判断，明确水的离子积常数应用及影响因素，会根据溶液的酸碱性及电荷守恒判断离子浓度大小，注意（2）（3）中水的离子积常数是4×10^-14而不是1×10^-14，否则会导致错误，注意中和滴定原理及误差分析的方法和技巧．