Question

20．完成下列问题：
（1）常温下，将1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，稀释后的溶液中=3．
（2）某温度时，测得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH为11，则在该温度下水的离子积常数K_W=10^-13，该温度高于25℃．
（3）常温下，pH=13的Ba（OH）₂溶液aL与pH=3的H₂SO₄溶液bL混合（混合后溶液体积变化忽略不计）．
若所得混合溶液呈中性，则a：b=1：100
若所得混合溶液pH=12，则a：b=11：90
（4）在（2）所述温度下，将pH=a的NaOH溶液V_aL与pH=b的硫酸V_bL混合．
若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则V_a：V_b=1：10
若所得混合液的pH=10，且a=12，b=2，则V_a：V_b=1：9．

Answer 1

分析 （1）常温下，将1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，溶液体积增大100倍，溶液中c（H⁺）降为原来的$\frac{1}{100}$，稀释后溶液的pH=pH（原来）+2，但酸无论如何稀释，稀释后pH＜7；
（2）某温度时，测得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH为11，该溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、c（H⁺）=10^-pH=10^-11 mol/L，K_W=c（OH^-）．c（H⁺）；升高温度，促进水电离，水的离子积常数增大；
（3）常温下，pH=13的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，pH=3的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.001mol/L，
若所得混合溶液呈中性，说明酸中n（H⁺）等于碱中n（OH^-），即0.001b=0.1a；
若所得混合溶液pH=12，则混合溶液中c（OH^-）=0.01mol/L=$\frac{0.1a-0.001b}{a+b}$mol/L；
（4）在（2）所述温度下，将pH=a的NaOH溶液V_aL与pH=b的硫酸V_bL混合．
①若所得混合溶液为中性，且a=12，b=2，根据c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b计算；
②若所得混合溶液的pH=10，碱过量，计算出c（OH^-）与酸碱的物质的量的关系，可计算．

解答 解：（1）常温下，将1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀释到100mL，溶液体积增大100倍，溶液中c（H⁺）降为原来的$\frac{1}{100}$，稀释后溶液的pH=pH（原来）+2，但酸无论如何稀释，稀释后pH＜7，所以稀释后溶液的pH=1+2=3，
故答案为：3；
（2）某温度时，测得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH为11，该溶液中c（OH^-）=0.01mol/L、c（H⁺）=10^-pH=10^-11 mol/L，K_W=c（OH^-）．c（H⁺）=0.01×10^-11=10^-13＞10^-14，升高温度，促进水电离，水的离子积常数增大，所以该温度高于25℃，
故答案为：10^-13；高于；
（3）常温下，pH=13的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=0.1mol/L，pH=3的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.001mol/L，
若所得混合溶液呈中性，说明酸中n（H⁺）等于碱中n（OH^-），即0.001b=0.1a，a：b=1：100；
若所得混合溶液pH=12，则混合溶液中c（OH^-）=0.01mol/L=$\frac{0.1a-0.001b}{a+b}$mol/L，a：b=11：90，
故答案为：1：100；11：90；
（4）在（2）所述温度下，将pH=a的NaOH溶液V_aL与pH=b的硫酸V_bL混合．
①若所得混合溶液为中性，且a=12，b=2，因c（OH^-）×V_a=c（H⁺）×V_b，a=12，b=2，则0.1×V_a=0.01V_b，则V_a：V_b=1：10，故答案为：1：10；
②若所得混合溶液的pH=10，碱过量，c（OH^-）=$\frac{0.1{V}_{a}-0.01{V}_{b}}{{V}_{a}+{V}_{b}}$=0.001，则V_a：V_b=1：9，故答案为：1：9．

点评 本题考查酸碱混合的计算，综合考查学生的计算能力和分析能力，注意把握相关计算公式，注意水的离子积常数与温度的关系，题目难度不大．