Question

（1）已知某溫度時0.01mol/L NaOH溶液的pH=10，則此溫度下水的離子積常數(shù)K_w=1.0×10^-12．此溫度下將pH=12的NaOH溶液V₁ L與pH=1的H₂SO₄溶液V₂ L混合，若所得混合溶液的pH=10，則V₁：V₂為

 

．
（2）常溫下，取pH=2的鹽酸和醋酸溶液各100mL，向其中分別加入適量的Zn粒，反應(yīng)結(jié)束時兩溶液的pH均為4．設(shè)鹽酸中加入的Zn質(zhì)量為m₁，醋酸溶液中加入的Zn質(zhì)量為m₂，則m₁

 

m₂（選填“＜”、“=”或“＞”）．

Answer 1

考點：pH的簡單計算,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：

分析：（1）酸堿溶液混合后溶液呈堿性，則堿過量，根據(jù)反應(yīng)后的pH計算溶液中的c（H⁺），然后根據(jù)水的離子積常數(shù)計算c（OH^-），利用c（OH^-）的計算公式進(jìn)行計算；
（2）反應(yīng)前和反應(yīng)后元素和醋酸溶液中氫離子濃度相等，根據(jù)醋酸為弱電解質(zhì)、鹽酸為強(qiáng)電解質(zhì)分析消耗鋅的質(zhì)量大�。�

解答： 解：（1）此溫度下將pH=12的NaOH溶液中c（OH^-）=

1.0×10-12

1×10-12

mol/L=1mol/L，pH=1的H₂SO₄溶液c（H⁺）=0.1mol/L，若所得混合溶液的pH=10，則反應(yīng)后的溶液的c（OH^-）=

1.0×10-12

1×10-10

mol/L=0.01（mol/L），
則混合液中氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=

1mol/L×V1-0.1mol/L×V2

V1+V2

=0.01mol/L，
解得：V₁：V₂=1：9，
即則此溫度下水的離子積常數(shù)Kw=1×10^-12；V₁：V₂=1：9，
故答案為：1：9；
（2）鹽酸和醋酸的pH變化都是由2到4，鹽酸中氫離子濃度逐漸減小，但醋酸中存在電離平衡，氫離子和鋅反應(yīng)時促進(jìn)醋酸電離，補(bǔ)充反應(yīng)的氫離子，所以醋酸是邊反應(yīng)邊電離H⁺，而反應(yīng)后溶液的pH相等，則氫離子濃度相等，所以反應(yīng)過程中醋酸消耗的Zn多，即：消耗鋅的質(zhì)量m₁＜m₂，
故答案為：＜．

點評：本題考查了溶液酸堿性與溶液pH的計算、弱電解質(zhì)的電離平衡等知識，題目難度中等，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的計算方法，明確弱電解質(zhì)在溶液中部分電離的特點．