Question

8．（1）25℃時，將pH=5的硫酸溶液稀釋500倍，稀釋后溶液中的[SO₄^2-]：[H⁺]約為1：10
（2）25℃時，某強酸溶液pH=a，某強堿溶液pH=b，已知a+b=12，酸堿溶液混合后pH=7，則酸溶液體積V（酸）和堿溶液體積V（堿）的正確關(guān)系為V（堿）=100V（酸）
（3）25℃時，pH=3的鹽酸中水電離的H⁺的濃度為10^-11mol•L^-1
（4）某溫度（t℃）時，測得0.01mol•L^-1 的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的Kw=10^-13（mol/L）²在此溫度下某溶液的pH=3，在該溶液中[H⁺]：[OH^-]=10⁷．
（5）純水中[H⁺]=5.0×10^-7 mol/L，則此時純水中的[OH^-]=5.0×10^-7mol/L．

Answer 1

分析 （1）稀釋過程中硫酸的物質(zhì)的量不變，當(dāng)溶液接近中性時要考慮水的電離，所以將pH=5的硫酸溶液稀釋500倍后，溶液中的SO₄^2-與H⁺濃度的比值約為1：10；
（2）25℃時，Kw=10^-14，某強酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等；
（3）pH=3的鹽酸中水電離的H⁺的濃度和水電離出氫氧離子濃度相等；
（4）根據(jù)溶液的pH計算溶液中氫離子濃度，根據(jù)氫氧化鈉的濃度計算氫氧根離子濃度，再結(jié)合Kw=c（H⁺）．c（OH^-）計算；根據(jù)c（OH^-）=$\frac{Kw}{C（{H}^{+}）}$計算$\frac{C（{H}^{+}）}{C（O{H}^{-}）}$值；
（5）根據(jù)純水中c（OH^-）=c（H⁺），溶液顯示中性進行分析．

解答 解：（1）pH為5的溶液中氫離子濃度為：c（H⁺）=1×10^-5mol/L，硫酸根離子的濃度為：c（SO₄^2-）=5×10^-6mol/L，
溶液稀釋500倍后，氫離子濃度不可能小于1×10^-7mol/L，只能無限接近1×10^-7mol/L，而硫酸根離子濃度為：c（SO₄^2-）=1×10^-8mol/L，
所以稀釋后溶液中硫酸根離子與氫離子濃度之比為：1×10^-8mol/L：1×10^-7mol/L=1：10，
故答案為：1：10；
（2）25℃時，Kw=10^-14，某強酸溶液pH=a，則該酸溶液中氫離子濃度為10^-a mol/L，強堿溶液pH=b，則堿溶液中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，設(shè)酸的體積為V（酸），堿的體積為V（堿），10^-a mol/L×V（酸）L=10 ^b-14 mol/L×V（堿）L，則V₁=10 ^a+b-14 V（堿），而a+b=12，故V（堿）=100V（酸），
故答案為：V（堿）=100V（酸）；
（3）pH=3的鹽酸中氫氧根離子來自于水的電離，c（OH^-）=$\frac{Kw}{C（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-3}}$=10^-11mol/L，而溶液中水電離的H⁺的濃度和水電離出氫氧離子濃度相等，
故答案為：10^-11；
（4）0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，則氫離子濃度=10^-11 mol/L，氫氧化鈉是強電解質(zhì)完全電離，所以溶液中氫氧根離子濃度是0.01mol/L，則Kw=c（H⁺）．c（OH^-）=0.01×10^-11=10^-13，
該溫度下Kw=10^-13．pH=3溶液中C（H⁺）=10^-3mol•L^-1，c（OH^-）=$\frac{Kw}{C（{H}^{+}）}$=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-3}}$=10^-10mol/L，所以$\frac{C（{H}^{+}）}{C（O{H}^{-}）}$=10⁷，
故答案為：10^-13（mol/L）²；10⁷；
（5）純水顯示中性，c（OH^-）=c（H⁺）=5.0×10^-7mol/L，故答案為：5.0×10^-7mol/L．

點評 本題考查了離子積常數(shù)的有關(guān)計算，根據(jù)溶液的酸堿性及水的離子積常數(shù)來分析解答，注意掌握溶液中氫離子、氫氧根離子濃度與溶液pH的關(guān)系，注意水的離子積常數(shù)與穩(wěn)定的關(guān)系為易錯點，題目難度中等．