Question

(7分) t℃時，某NaOH稀溶液中，c(H⁺)=10^-amol/L，c(OH^-)=10^-bmol/L，已知a+b=12,則：

（1）該溫度下，水的離子積常數(shù)kw=               。

（2）在該溫度下，將100mL0.1mol/L的稀硫酸與100mL0.4mol/L的NaOH溶液混合后，溶液的pH=         。

3）該溫度下，若100體積pH₁=a的某強酸溶液與1體積pH₂=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應滿足的關(guān)系是                 。

（4）該溫度下，pH=2的某酸HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5。試分析其原因                                                                。

 

Answer 1

【答案】

（1）10^-12    （2）11   （3）a+b = 14

（4）HA為弱酸，使c(HA)>c(NaOH)，反應后溶液呈酸性

【解析】（1）稀溶液中氫離子和OH^－的濃度之積是水的離子積，所以kw＝c(H⁺)·c(OH^-)＝10^-a·10^-b＝10^－a－b＝10^－12。

（2）根據(jù)數(shù)據(jù)可判斷氫氧化鈉是過量的，所以反應后c(OH^-)＝

則c(H⁺)＝，所以pH＝11。

（3）混合后溶液呈中性，則氫離子的物質(zhì)的量和OH^－的物質(zhì)的量相等，即，解得a＋b＝14。

（4）若HA是強酸，則二者恰好反應，溶液顯中性。混合溶液的pH=5，說明溶液顯酸性，因此HA一定是弱酸，即反應后HA是過量的，所以溶液才能顯酸性。