Question

（1）常温下，0.05mol/L硫酸溶液中，c(H⁺)=_______mol/L，pH值为_____，水电离的c(H⁺)=_______mol/L

（2）某温度下，纯水中c(H⁺)=2×10^-7mol/L，滴入盐酸使c(H⁺) =5×10^-6mol/L，则c(OH^-) =_________mol/L

（3）已知水在25℃和95℃时，其电离平衡曲线如图所示：

①95℃时，若10体积pH₁=a的盐酸与1体积pH₂=b的NaOH溶液混合后溶液呈中性，则混合前a、b之间应满足的关系是______________。

②25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=10，则NaOH溶液与H₂SO₄溶液的体积比为__________________。

③曲线B对应温度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等体积混合后，混合溶液的pH = 5。请分析其原因：________________________。

Answer

0.1 1 10-13 a+b=13 2：9 曲线B对应95℃，此时水的离子积为10-12，HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H+，使溶液pH = 5。

【解析】

在一定温度下，水的离子积常数不变，根据pH=-lgc(H+)计算氢离子浓度，c(OH-)=10-12+pHmol/L；水的电离为吸热反应，故温度升高，电离程度增大，据此回答问题。

（1）常温下，0.05mol/L硫酸溶液中，c(H+)=0.05×2=0.1mol/L，pH值为-lgc(H+)=1，溶液中氢氧根完全由水电离产生，根据水的离子积常数公式可知，水电离的c(H+)=水电离出的c(OH-)=mol/L。

（2）某温度下，纯水为中性，c(H+)=2×10-7mol/L，即在此温度下，水的离子积常数为Kw=c2(H+)=(2×10-7)2=4×10-14，滴入盐酸使c(H+) =5×10-6mol/L，则c(OH-)mol/L。

（3）水的电离为吸热反应，故温度升高，电离程度增大，故A为25℃环境，B为95℃环境；

①由图可知，95℃时，水的离子积常数为10-12，pH1=a的盐酸中c(H+)=10-amol/L，pH2=b的NaOH中c(OH-)=10-12+bmol/L，故若10体积pH1=a的盐酸与1体积pH2=b的NaOH溶液混合后溶液呈中性，说明两溶液n(H+)=n(OH-)，即混合前a、b之间应满足的关系是a+b=13。

②25℃时，pH=11的NaOH溶液中c(OH-)=10-3mol/L，pH=4的H2SO4溶液中c(H+)=10-4mol/L，若所得混合溶液的pH=10，说明碱过量，此时溶液中c(OH-)==10-4mol/L，则NaOH溶液与H2SO4溶液的体积比为2：9。

③曲线B对应温度下，水的离子积常数为10-12，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液中c(H+)=c(OH-)，等体积混合后，混合溶液的pH = 5，溶液显酸性，其原因为曲线B对应95℃，此时水的离子积为10-12，HA为弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中还剩余较多的HA分子，可继续电离出H+，使溶液pH = 5。