Question

2．（1）測(cè)得一定溫度下某溶液的pH=6.5，且溶液中氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，此溶液呈中性．測(cè)定溫度高于25℃（填“高于”、“低于”或“等于”）．
（2）將25℃下pH=12的NaOH溶液a L與pH=1的HCl溶液b L混合．若所得混合液為中性，則a：b=10：1．
（3）將pH=3的H₂SO₄ 溶液和pH=12的NaOH溶液混合，當(dāng)混合液的pH=10時(shí)，強(qiáng)酸和強(qiáng)堿的體積之比為9：1．

Answer 1

分析 （1）溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度時(shí)，溶液呈中性，注意不能根據(jù)溶液pH值大小確定溶液的酸堿性；水的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度能促進(jìn)水的電離；
（2）混合液為中性，則氫氧化鈉與氯化氫的物質(zhì)的量相等，據(jù)此計(jì)算a：b；
（3）混合溶液pH=10，則混合溶液中c（OH^-）=10^-4mol/L=$\frac{c（O{H}^{-}）V（NaOH）-c（{H}^{+}）．V（{H}_{2}S{O}_{4}）}{V（{H}_{2}S{O}_{4}）+V（NaOH）}$，據(jù)此計(jì)算酸堿體積之比．

解答 解：（1）溶液中氫離子與氫氧根離子物質(zhì)的量相等，則該溶液為中性；
常溫下中性溶液pH=7，c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，水的電離為吸熱過(guò)程，升高溫度促進(jìn)水的電離，溶液c（H⁺）增大，pH=6，c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6mol/L，此時(shí)溫度高于常溫，
故答案為：中；高于；
（2）將25℃下pH=12的NaOH溶液的濃度為0.01mol/L，pH=1的HCl溶液的濃度為0.1mol/L，若所得混合液為中性，則氫氧化鈉和氯化氫的物質(zhì)的量相等，即：0.01mol/L×aL=0.1mol/L×bL，整理可得：a：b=10：1，
故答案為：10：1；
（3）pH=3的H₂SO₄溶液c（H+）=10^-3 mol/L，pH=12的NaOH溶液中c（OH^-）=10^-2mol/L，混合溶液中c（OH^-）=10^-4mol/L=$\frac{c（O{H}^{-}）V（NaOH）-c（{H}^{+}）．V（{H}_{2}S{O}_{4}）}{V（{H}_{2}S{O}_{4}）+V（NaOH）}$=$\frac{0.01×V（NaOH）-0.001×V（{H}_{2}S{O}_{4}）}{V（{H}_{2}S{O}_{4}）+V（NaOH）}$，解得V（H₂SO₄）：V（NaOH）=99：11=9：1；
故答案為：9：1．

點(diǎn)評(píng) 本題考查了溶液pH的計(jì)算、影響水的電離平衡的因素，題目難度中等，明確溶液酸堿性與溶液pH的關(guān)系為解答關(guān)鍵，注意掌握溶液中離子濃度的計(jì)算方法，試題培養(yǎng)了學(xué)生的化學(xué)計(jì)算能力．