Question

水的電離平衡曲線如圖所示．
（1）若以A點表示25℃時水在電離平衡時的離子濃度，當溫度升到100℃時，水的電離平衡狀態(tài)到B點，則此時水的離子積從

10^-14

增加到

10^-12

．
（2）常溫下，將pH=10的Ba（OH）₂溶液與pH=5的稀鹽酸混合，然后保持100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，則Ba（OH）₂與鹽酸的體積比為

2：9

．
（3）在某溫度下，Ca（OH）₂的溶解度為0.74g，其飽和溶液密度設為1g/mL，Ca（OH）₂的離子積為

4×10^-3

．
（4））25℃時，在等體積的 ①pH=0的H₂SO₄溶液、②0.05mol/L的Ba（OH）₂溶液，③pH=10的Na₂S溶液，④pH=5的NH₄NO₃溶液中，發(fā)生電離的水的物質的量之比是

1：10：10¹⁰：10⁹

．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)水的離子積表達式計算出從A點到B點水的離子積變化；
（2）根據(jù)100℃時水的離子積計算出pH=7時溶液中氫氧根離子的物質的量，再計算出Ba（OH）₂與鹽酸的體積比；
（3）根據(jù)溶解度和密度計算氫氧化鈣的物質的量濃度，根據(jù)氫氧化鈣和鈣離子、氫氧根離子之間的關系式計算鈣離子濃度、氫氧根離子濃度，再結合離子積常數(shù)公式計算離子積；
（4）根據(jù)H₂0?H⁺+OH^-可知，H₂SO₄溶液、Ba（OH）₂溶液抑制水的電離，根據(jù)溶液的H₂SO₄溶液的PH或Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）計算水的電離的物質的量，Na₂S溶液、NH₄NO₃溶液促進水的電離，根據(jù)PH可直接求出發(fā)生電離的水的物質的量，進而計算物質的量之比．

解答：（1）25℃時純水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7 mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-14 ，當溫度升高到100℃，純水中c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）．c（OH^-）=10^-12 ；
故答案為：10^-14，10^-12；
（2）將pH=8的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=10^-4 mol/L，pH=5的稀鹽酸中c（H⁺）=10^-5 mol/L，設氫氧化鋇的體積為x，鹽酸的體積為y，混合溶液的pH=7，溶液呈堿性，c（OH^-）=

10-12

10-7

=10^-5 mol/L，c（OH^-）=

10-4-10-5

x+y

=10^-5 mol/L，解得 x：y=2：9，
故答案為：2：9；
（3）若某溫度下Ca（OH）₂的溶解度為0.74g，設飽和溶液的密度為1g/mL，則100g水中溶解0.74g氫氧化鈣時氫氧化鈣的濃度為：c=

0.74g 74g/mol

100g+0.74g 1g/mL

=0.1mol/L，氫氧化鈣是強電解質，所以c（Ca（OH）₂）=c（Ca ²⁺ ）=0.1mol/L，c（OH^-）=2c（Ca（OH）₂）=0.2mol/L，離子積 K_sp=c（Ca ²⁺ ）?c（OH^-）²=0.1mol/L×（0.2mol/L）²=4×10^-3（mol/L）³，
故答案為：4×10^-3；
（4）設溶液的體積為1L，
①中pH=0的H₂SO₄中c（H⁺）=1.0 mol?L^-1，c（OH^-）=1.0×10^-14mol?L^-1，水電離的物質的量為1.0×10^-14mol；
②中c（OH^-）=0.1 mol?L^-1，c（H⁺）=1.0×10^-13mol?L^-1，水電離的物質的量為1.0×10^-13mol；
③中c（OH^-）=1.0×10^-4mol?L^-1，水的電離的物質的量為1.0×10^-4mol；
④中c（H⁺）=1.0×10^-5mol?L^-1，水的電離的物質的量為1.0×10^-5mol；
故①②③④中水的電離的物質的量之比為：1.0×10^-14mol：1.0×10^-13mol：1.0×10^-4mol¹：1.0×10^-5mol=1：10：10¹⁰：10⁹，
故答案為：1：10：10¹⁰：10⁹．

點評：本題考查了水的電離、離子積常數(shù)的有關計算，題目難度中等，注意掌握水的離子積的計算方法，易錯題是（2），注意混合溶液的pH=7時溶液呈堿性而不是中性，為易錯點．