Question

12．按要求填空．
（1）某温度下，纯水中的c（H⁺）=4.0×10^-7mol/L，则此时溶液中的c（OH^-）=4×10^-7mol/L；若温度不变，滴入稀硫酸使c（H⁺）=8×10^-4mol/L，则溶液中c（OH^-）=2×10^-10mol/L．
（2）某温度时，水的离子积常数K_W=10¹³，则该温度大于（选填“大于”“小于”或“等于”）25℃，若将此温度下pH=11的NaOH溶液a L与pH=1的H₂SO₄溶液b　L混合，（设混合溶液体积的微小变化忽略不计），若所得混合液为中性，则a：b=10：1；若所得混合液pH=2，则a：b=9：2．

Answer 1

分析 （1）依据纯水存在电离平衡，电离出的氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同；在酸溶液、碱溶液、盐溶液中存在离子积常数，Kw随温度变化；
（2）常温下，水的离子积常数为K_w=10^-14，水的电离为吸热过程；
此温度下pH=11的NaOH溶液，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.1mol/L，
若所得混合液为中性，酸碱恰好完全反应；
若所得混合液的pH=2，酸过量，根据c（H⁺）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{+}）}{{V}_{总}}$计算．

解答 解：（1）某温度下纯水中的C（H⁺）=4×10^-7mol/L，则此时溶液中的C（OH^-）=4×10^-7mol/L；若温度不变，溶液中Kw=4×10^-7×4×10^-7=16×10^-14，滴入稀硫酸，使C（H⁺）=8×10^-4mol/L，则溶液中c（OH^-）=$\frac{16×1{0}^{-14}}{8×1{0}^{-4}}$=2×10^-10；
故答案为：4×10^-7mol/L；2×10^-10；
（2）常温下，水的离子积常数为K_w=10^-14，水的电离为吸热过程，某温度下K_w=10^-13，大于10^-14，说明水的电离被促进，应升高温度，说明此时水的电离程度高于25℃时水的电离程度，也说明此时的温度高于25℃，
此温度下pH=11的NaOH溶液，c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.1mol/L，则
若所得混合液为中性，酸碱恰好完全反应，则有0.01mol/L×aL=0.1mol/L×bL，a：b=0.1：0.01=10：1，
若所得混合液的pH=2，酸过量，c（H⁺）=$\frac{n（{H}^{+}）-n（O{H}^{+}）}{{V}_{总}}$=$\frac{0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL}{（a+b）L}$=0.01，
解得：a：b=9：2，
故答案为：大于；10：1；9：2．

点评 本题考查了影响水的电离平衡的因素、酸碱混合的计算，题目难度中等，解答本题的关键是把握溶液中c（OH^-）、c（H⁺）的计算方法．