Question

下列敘述正確的是（　�。�

• A、室溫下，將pH=2 H₂SO₄與pH=12 NH₃?H₂O溶液等體積混合后，混合液pH＜7
• B、室溫下，將pH=12 Ba（OH）₂與pH=14 NaOH溶液等體積混合后，混合液13＜pH＜14
• C、室溫下，將pH=13  Ba（OH）₂與pH=1 HCl溶液等體積混合后，混合液的pH＞7
• D、某溫度下水的離子積為1×10^-12，若使pH=1 H₂SO₄與pH=12 NaOH溶液混合后溶液呈中性，則兩者的體積比 為1：10

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：A．氨水為弱堿，將pH=2 H₂SO₄與pH=12 NH₃?H₂O溶液等體積混合后，氨水過量，溶液顯示堿性；
B．根據(jù)混合液中氫氧根離子濃度計算出氫離子的濃度，再判斷混合液的pH范圍；
C．氫氧化鋇和氯化氫都是強(qiáng)電解質(zhì)，將pH=13 Ba（OH）₂與pH=1 HCl溶液等體積混合后，氫離子與氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，溶液顯示中性；
D．該溫度下pH=12的氫氧化鈉溶液的濃度為1mol/L，pH=1的硫酸中氫離子濃度為0.1mol/L，據(jù)此計算恰好反應(yīng)時溶液的體積比．

解答： 解：A．室溫下，將pH=2H₂SO₄中氫離子濃度為0.01mol/L，pH=12 NH₃?H₂O中氫氧根離子濃度為0.01mol/L，氨水為弱堿，則溶液中氨水的濃度大于0.01mol/L，兩溶液混合后氨水過量，溶液顯示堿性，pH＞7，故A錯誤；
B．室溫下，將pH=12 Ba（OH）₂中氫氧根離子濃度為0.01mol/L，pH=14NaOH溶液中氫氧根離子濃度為1mol/L，兩溶液混合后溶液中氫氧根離子濃度為：

0.01+1

2

mol/L=0.505mol/L＞0.1mol/L，則混合液的pH＞13，所以混合液的pH范圍為：13＜pH＜14，故B正確；
C．室溫下，將pH=13 Ba（OH）₂中氫氧根離子濃度為0.1mol/L，pH=1 HCl溶液中氫離子濃度為0.1mol/L，兩溶液等體積混合后恰好反應(yīng)，混合液顯示中性，混合液的pH=7，故C錯誤；
D．某溫度下水的離子積為1×10^-12，若使pH=1 H₂SO₄中氫原子濃度為0.1mol/L，設(shè)其體積為x，pH=12 NaOH溶液中氫氧根離子濃度為1mol/L，設(shè)體積為y，混合后溶液呈中性，則0.1×x=y×1，x：y=10：1，即兩者的體積比為10：1，故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷、弱電解質(zhì)的電離平衡及其影響，題目難度中等，注意掌握酸堿混合的定性判斷方法，明確弱電解質(zhì)的電離及其影響因素，選項A為易錯點，注意氨水過量，不能根據(jù)生成氯化銨判斷溶液酸堿性．