Question

100℃時，K_w=1.0×10^-12
（1）常溫下水電離出的離子濃度符合c（

H

+

）?c（OH^-）=1.0×10^-22的溶液，其pH為

 

（2）常溫下，某硫酸的稀溶液中，水電離產(chǎn)生的

H

+

和OH^---的濃度的乘積c（

H

+

）?c（OH^-）=1.0×10^-24，則c（H₂SO₄）=

 

．
（3）常溫下，Cu（OH）₂的K_sp=2.2×10^-20，某酸性溶液中含有c（Cu²⁺）=0.022mol/L，當(dāng)溶液的pH=

 

時，開始有Cu（OH）₂沉淀產(chǎn)生．
（4）100℃時，將pH=8的Ba（OH）₂溶液與pH=5的鹽酸混合，所得混合溶液pH=7，則Ba（OH）₂溶液與鹽酸的體積比為

 

．
（5）100℃時，1體積的某強酸與10體積的某強堿混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH與強堿的pH之和為

 

．

Answer 1

考點：pH的簡單計算,難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì),酸堿混合時的定性判斷及有關(guān)ph的計算

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）常溫下，水電離產(chǎn)生的H⁺、OH^-滿足c（OH^-）?c（H⁺）=10^-22＜10^-14，說明該溶液為酸或堿，根據(jù)Kw計算；
（2）根據(jù)Kw和水電離的氫氧根離子的濃度求算酸電離的氫離子的濃度，再求出硫酸的濃度；
（3）根據(jù)K_sp=c（Cu²⁺）?[c（OH^-）]²=2.2×10^-20，根據(jù)Cu²⁺離子的濃度計算OH^-離子的濃度，根據(jù)水的離子積常數(shù)計算氫離子濃度，并以此計算溶液pH值；
（4）先根據(jù)水的離子積常數(shù)計算氫氧化鋇溶液中c（OH^-），再根據(jù)鹽酸和氫氧化鋇之間的關(guān)系計算氫氧化鋇和鹽酸的體積之比；
（5）設(shè)出酸溶液的pH為a，堿溶液的pH為b，根據(jù)100℃時及體積關(guān)系列式計算．

解答： 解：（1）常溫下，水電離產(chǎn)生的H⁺、OH^-滿足c（OH^-）?c（H⁺）=10^-22＜10^-14，說明該溶液為酸或堿，若為酸，則c（H⁺）=

10-14

10-11

=10^-3mol/L，則PH=3，若為堿，則溶液中c（H⁺）=10^-11mol/L，所以PH=11；
故答案為：3或11；
（2）常溫下，某硫酸的稀溶液中，水電離產(chǎn)生的H⁺和OH^-的濃度的乘積c（H⁺）?c（OH^-）=1.0×10^-24，則c（OH^-）=10^-12mol/L，酸電離出來的c（H⁺）=

10-14

10-12

=10^-2mol/L，c（H₂SO₄）=

1

2

×10^-2mol/L=0.005mol/L，
故答案為：0.005mol/L；
（3）某CuSO₄溶液里c（Cu²⁺）=0.022mol/L，如果生成Cu（OH）₂沉淀，則應(yīng)有c（OH^-）≥

2.2×10-20 0.022

mol/L=10^-9mol/L，則c（H⁺）≤

1×10-14

10-9

mol/L=10^-5mol/L，
所以pH≥-lg（10^-5）=5，所以應(yīng)調(diào)節(jié)pH為5；
故答案為：5；
（4）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(shè)氫氧化鋇的體積為x，鹽酸的體積為y，100℃的恒溫，欲使混合溶液pH=7，溶液呈堿性，
c（OH^-）=

10-12

10-7

mol/L=10^-5 mol/L，c（OH^-）=

10-4x-10-5y

x+y

=10^-5 mol/L，解得x：y=2：9，
故答案為：2：9；
（5）設(shè)強酸溶液的pH為a，體積為V，溶液中氫離子濃度為：10^-amol/L；堿溶液的pH為b，體積為10V，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×VL=10^-（12-b）mol/L×10VL，
解得：a+b=11，
故答案為：11．

點評：本題考查了溫度對Kw的影響、混合溶液中PH的計算，題目計算量較大，側(cè)重于考查學(xué)生對PH有關(guān)計算的掌握情況，題目難度中等．