Question

19．水的電離平衡曲線如圖所示：
（1）若以A點表示25℃時水電離平衡時離子的濃度，當溫度升高到100℃時，水的電離平衡狀態(tài)變到B點（橫縱坐標都是10^-6，）則此時水的離子積從10^-14變到10^-12，造成水的離子積變化的原因是水的電離為吸熱反應，升高溫度促進水電離．
（2）已知25℃時，0.1L 0.1mol•L-1的NaA溶液的pH=10，則NaA溶液中所存在的離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
（3）25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=4的硫酸溶液混合，若所得混合溶液pH=9，則NaOH溶液與硫酸溶液的體積比為1：9．
（4）100℃時，若10體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合之前，該強酸的pH與強堿的pH之間應滿足的關(guān)系是a+b=13
（5）常溫25℃時pH=2的硫酸升高到100℃時pH=2常溫25℃時pH=12NaOH升高到100℃時pH=10．

Answer 1

分析 （1）水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水的電離，c（H⁺）．c（OH^-）=K_w，純水中氫離子和氫氧根離子濃度相等；
（2）25℃時，0.1L 0.1mol．L^-1的NaA溶液的pH=10，說明NaA為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性；
（3）設(shè)出氫氧化鈉溶液為x和硫酸溶液的體積為y，根據(jù)題中數(shù)據(jù)列式計算出體積之比；
（4）混合溶液呈中性，說明酸中氫離子的物質(zhì)的量等于堿中氫氧根離子的物質(zhì)的量；
（5）常溫25℃時pH=2的硫酸升高到100℃時，離子積常數(shù)增大，但溶液中硫酸電離出的氫離子濃度不變，常溫25℃時pH=12NaOH升高到100℃時氫氧根離子濃度不變c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-12}}$=10^-2mol/L，但離子積常數(shù)變化為Kw=10^-12，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-2}}$=10^-2mol/L．

解答 解：（1）水的離子積K_W=c（H⁺）•c（OH^-），25℃時，K_W=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-7×10^-7=10^-14，100℃時，K_W=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-6×10^-6=10^-12，水的電離為吸熱反應，升高溫度促進水電離，導致水的離子積常數(shù)增大，
故答案為：10^-14；10^-12；水的電離為吸熱反應，升高溫度促進水電離；
（2）由于0.1L 0.1mo/L的NaA溶液的pH=10，說明溶液顯示堿性，HA屬于弱電解質(zhì)，NaA溶液中所存在的離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
故答案為：c（Na⁺）＞c（A^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（3）設(shè)氫氧化鈉溶液的體積為xL，硫酸溶液的體積為yL，pH=11的NaOH溶液中，氫氧根離子的濃度為：10^-3mol/L，pH=4的硫酸溶液中氫離子濃度為：10^-4mol/L，二者混合后溶液的pH=9，溶液酸性堿性，溶液中氫氧根離子的濃度為10^-5mol/L，即氫氧化鈉過量，
即10^-3mol/L×xL-10^-4mol/L×y=10^-5mol/L（x+y），
解得x：y=1：9，
故答案為：1：9；
（4）設(shè)強酸溶液的pH為a，體積為10V，溶液中氫離子濃度為：10^-amol/L；堿溶液的pH為b，體積為V，溶液中氫氧根離子的濃度為：10^-（12-b）mol/L，混合后溶液呈中性，則滿足溶液中氫離子的物質(zhì)的量大于氫氧根離子的物質(zhì)的量，即10^-amol/L×10VL=10^-（12-b）mol/L×VL，
解得：1-a=b-12，a+b=13，
故答案為：a+b=13；
（5）常溫25℃時pH=2的硫酸升高到100℃時，離子積常數(shù)增大，但溶液中硫酸電離出的氫離子濃度不變PH=2，常溫25℃時pH=12NaOH升高到100℃時氫氧根離子濃度不變c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-12}}$=10^-2mol/L，但離子積常數(shù)變化為Kw=10^-12，c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{1{0}^{-2}}$=10^-10mol/L，溶液PH=10，
故答案為：2；10．

點評 本題考查了弱電解質(zhì)的電離，明確弱電解質(zhì)的電離特點及影響弱電解質(zhì)電離的因素，酸堿反應后溶液酸堿性的判斷，注意離子積常數(shù)隋文帝升高增大，題目難度中等．