题目内容

8.(1)25℃时,将pH=5的硫酸溶液稀释500倍,稀释后溶液中的[SO42-]:[H+]约为1:10
(2)25℃时,某强酸溶液pH=a,某强碱溶液pH=b,已知a+b=12,酸碱溶液混合后pH=7,则酸溶液体积V(酸)和碱溶液体积V(碱)的正确关系为V(碱)=100V(酸)
(3)25℃时,pH=3的盐酸中水电离的H+的浓度为10-11mol•L-1
(4)某温度(t℃)时,测得0.01mol•L-1 的NaOH溶液的pH=11,则该温度下水的Kw=10-13(mol/L)2在此温度下某溶液的pH=3,在该溶液中[H+]:[OH-]=107.
(5)纯水中[H+]=5.0×10-7 mol/L,则此时纯水中的[OH-]=5.0×10-7mol/L.

分析 (1)稀释过程中硫酸的物质的量不变,当溶液接近中性时要考虑水的电离,所以将pH=5的硫酸溶液稀释500倍后,溶液中的SO42-与H+浓度的比值约为1:10;
(2)25℃时,Kw=10-14,某强酸溶液pH=a,则该酸溶液中氢离子浓度为10-a mol/L,强碱溶液pH=b,则碱溶液中氢氧根离子浓度=10 b-14 mol/L,溶液呈中性说明氢离子和氢氧根离子的物质的量相等;
(3)pH=3的盐酸中水电离的H+的浓度和水电离出氢氧离子浓度相等;
(4)根据溶液的pH计算溶液中氢离子浓度,根据氢氧化钠的浓度计算氢氧根离子浓度,再结合Kw=c(H+).c(OH-)计算;根据c(OH-)=$\frac{Kw}{C({H}^{+})}$计算$\frac{C({H}^{+})}{C(O{H}^{-})}$值;
(5)根据纯水中c(OH-)=c(H+),溶液显示中性进行分析.

解答 解:(1)pH为5的溶液中氢离子浓度为:c(H+)=1×10-5mol/L,硫酸根离子的浓度为:c(SO42-)=5×10-6mol/L,
溶液稀释500倍后,氢离子浓度不可能小于1×10-7mol/L,只能无限接近1×10-7mol/L,而硫酸根离子浓度为:c(SO42-)=1×10-8mol/L,
所以稀释后溶液中硫酸根离子与氢离子浓度之比为:1×10-8mol/L:1×10-7mol/L=1:10,
故答案为:1:10;
(2)25℃时,Kw=10-14,某强酸溶液pH=a,则该酸溶液中氢离子浓度为10-a mol/L,强碱溶液pH=b,则碱溶液中氢氧根离子浓度=10 b-14 mol/L,溶液呈中性说明氢离子和氢氧根离子的物质的量相等,设酸的体积为V(酸),碱的体积为V(碱),10-a mol/L×V(酸)L=10 b-14 mol/L×V(碱)L,则V1=10 a+b-14 V(碱),而a+b=12,故V(碱)=100V(酸),
故答案为:V(碱)=100V(酸);
(3)pH=3的盐酸中氢氧根离子来自于水的电离,c(OH-)=$\frac{Kw}{C({H}^{+})}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$=10-11mol/L,而溶液中水电离的H+的浓度和水电离出氢氧离子浓度相等,
故答案为:10-11;
(4)0.01mol•L-1的NaOH溶液的pH为11,则氢离子浓度=10-11 mol/L,氢氧化钠是强电解质完全电离,所以溶液中氢氧根离子浓度是0.01mol/L,则Kw=c(H+).c(OH-)=0.01×10-11=10-13,
该温度下Kw=10-13.pH=3溶液中C(H+)=10-3mol•L-1,c(OH-)=$\frac{Kw}{C({H}^{+})}$=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-3}}$=10-10mol/L,所以$\frac{C({H}^{+})}{C(O{H}^{-})}$=107,
故答案为:10-13(mol/L)2;107;
(5)纯水显示中性,c(OH-)=c(H+)=5.0×10-7mol/L,故答案为:5.0×10-7mol/L.

点评 本题考查了离子积常数的有关计算,根据溶液的酸碱性及水的离子积常数来分析解答,注意掌握溶液中氢离子、氢氧根离子浓度与溶液pH的关系,注意水的离子积常数与稳定的关系为易错点,题目难度中等.

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