Question

己知lg2=0.3 ，lg5 = 0.7 ，某温度（t℃）时，测得0.0lmol/L的NaOH溶液的pH=11 。在此温度下，将60mLpH=1的H₂SO₄溶液与40mL0.1mol/L的Ba(OH)₂溶液混合(忽略溶液混合体积的变化)，所得溶液的pH为（    ）

A．12.3     B．11.7        C．11.3        D．12.7

Answer

C

【解析】

试题分析：某温度（t℃）时，测得0.0lmol/L的NaOH溶液的pH=11，则c(H+)=10-11，c(OH-)=0.0lmol/L，所以Kw= c(H+)· c(OH-)=10-13mol2/L2；在60mLpH=1的H2SO4溶液中n(H+)=0.1mol/L×0.06L=0.006mol；40mL0.1mol/L的Ba(OH)2中n(OH-)=0.1mol/L×2×0.04mL=0.008mol，所以根据离子方程式：H++OH-=H2O可知碱过量，混合溶液中c(OH-)=(0.008mol-0.006mol)÷0.1L=0.02mol/L，所以根据水的离子积常数Kw=10-13mol2/L2可知c(H+)=10-13mol2/L2÷0.02mol/L=1/2×10-11mol/L，则pH=-lg c(H+)=11+lg2=11+0.3=11.3，选项C正确。

【考点定位】考查溶液的pH的计算的知识。

【名师点睛】酸溶液中H+大量存在，碱溶液中OH-大量存在。由于在任何溶液中都存在水的电离平衡，水溶液中c(H+)·c(OH-)=Kw，Kw只与温度有关，与其它条件无关。根据NaOH是一元强碱，结合c(NaOH)= 0.0lmol/L，可得c(OH-)=0.01mol/L，溶液pH=11，则c(H+)=10-11mol/L，所以Kw =c(H+)·c(OH-)= 10-11 mol/L×0.01mol/L=10-13 mol2/L2；确定溶液的Kw后，根据酸、碱混合发生反应的实质是H++OH-=H2O，利用n=c·V计算H+、OH-的物质的量，再确定哪种微粒过量，利用过量离子的物质的量和混合溶液的体积利用n=c·V计算反应后溶液的离子浓度。若是酸过量，就直接pH=-lgc(H+)计算；若是碱过量，先根据Kw =c(H+)·c(OH-)计算溶液中c(H+)，再根据pH=-lgc(H+)计算溶液的pH。掌握水的离子积常数和pH=-lgc(H+)是本题解答的关键。