Question

2．（1）常溫下，0.05mol/L硫酸溶液中，pH值為1，水電離出的c（H⁺）=1×10^-13mol/L．
（2）某溫度時，測得0.01mol•L^-1的NaOH溶液的pH為11，則該溫度下水的離子積常數(shù)為1×10^-13．
在此溫度下，將pH=a的H₂SO₄溶液V_aL與pH=b的NaOH溶液V_bL混合．
①若所得混合液為中性，且a=2，b=12，則V_a：V_b=10：1．
②若所得混合液的pH=10，且a=2，b=12，則V_a：V_b=9：1．

Answer 1

分析 （1）硫酸溶液中氫離子濃度是硫酸濃度的2倍；水電離的C（H⁺）等于水電離C（OH^-）；
（2）0.01mol/L的NaOH溶液的pH為11，則c（H⁺）=1×10^-11mol/L，c（OH^-）=0.01mol/L，根據(jù)K_w=c（H⁺）×c（OH^-）計算；
將將pH=a的H₂SO₄溶液V_aL與pH=b的NaOH溶液V_bL混合，
①若所得混合溶液為中性，且a=2，b=12，根據(jù)c（OH^-）×V_b=c（H⁺）×V_a計算；
②若所得混合溶液的pH=10，堿過量，計算出c（OH^-）與酸堿的物質的量的關系，可計算．

解答 解：（1）0.05mol/L硫酸溶液中，c（H⁺）═2c（SO₄^2-）=0.1mol/L；則pH=-lgc（H⁺）=1；C（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.1}$=10^-13mol/L；
故答案為：1；10^-13；
（1）0.01mol/L的NaOH溶液的pH為11，則c（H⁺）=1×10^-11mol/L，c（OH^-）=0.01mol/L，K_w=c（H⁺）×c（OH^-）=1×10^-13，故答案為：1×10^-13；
將pH=a的H₂SO₄溶液V_aL與pH=b的NaOH溶液V_bL混合，
①若所得混合溶液為中性，且a=2，b=12，因c（H⁺）×V_a=c（OH^-）×V_b，a=2，b=12，則0.01V_a=0.1×V_b，則V_a：V_b=10：1，故答案為：10：1；
②若所得混合溶液的pH=10，堿過量，c（OH^-）=$\frac{0.1{V}_-0.01{V}_{a}}{{V}_+{V}_{a}}$=0.001，則V_a：V_b=9：1，
故答案為：9：1．

點評 本題考查酸堿混合的計算，綜合考查學生的計算能力和分析能力，題目難度不大，注意把握相關計算公式以及溫度對離子積常數(shù)的影響．