Question

1．已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：
（1）95℃時水的離子積K_W=1.0×10^-12．
（2）95℃時，0.01mol/LNaOH溶液的PH=10．
（3）95℃時水的電離平衡曲線應(yīng)為B（填“A”或“B”），請說明理由水的電離是吸熱過程，溫度升高電離程度增大，C（H+）、C（OH-）均增大．
（4）25℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H₂SO₄溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H₂SO₄溶液的體積比為10：1．
（5）95℃時，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(yīng)滿足的關(guān)系是pH₁+pH₂=14（或a+b=14）．
（6）曲線B對應(yīng)溫度下，pH=2的某HA溶液和pH=10的NaOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=5．請分析原因：曲線B對應(yīng)95℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H+，使溶液pH=5．

Answer 1

分析 （1）橫軸是氫離子濃度，縱軸是氫氧根離子濃度，水的離子積常數(shù)Kw=c（H⁺）×c（OH^-）計算出A曲線的Kw值；
（2）根據(jù)水的離子積常數(shù)Kw=c（H⁺）×c（OH^-）計算；
（3）95℃時水的電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子的濃度相等，所以兩者濃度都為10^-6mol/L；
（4）根據(jù)溶液的pH計算出溶液中氫離子、氫氧根離子濃度，再列式計算出氫氧化鈉溶液和硫酸溶液的體積；
（5）酸、堿都是強電解質(zhì)，溶液呈中性說明氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量相等，結(jié)合水的離子積常數(shù)確定強酸的pH₁與強堿的pH₂之間應(yīng)滿足的關(guān)系；
（6）根據(jù)曲線B對應(yīng)溫度下pH=5，說明溶液顯示酸性，反應(yīng)后氫離子過量分析．

解答 解：（1）曲線A條件下Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-7×10^-7=10^-14，曲線B條件下c（H⁺）=c（OH^-）=10^-6 mol/L，K_w=c（H⁺）•c（OH^-）=10^-12 ，故答案為：1.0×10^-12；
（2）95℃時，0.01mol/LNaOH溶液中氫氧根離子的濃度為0.01mol/L，所以溶液中氫離子的濃度為：10^-10mol/L，所以溶液的PH=10，故答案為：10；
（3）95℃時水的電離產(chǎn)生的氫離子和氫氧根離子的濃度相等，所以兩者濃度都為10^-6mol/L，水的電離是吸熱過程，溫度升高電離程度增大，C（H+）、C（OH-）均增大，故選：B；水的電離是吸熱過程，溫度升高電離程度增大，C（H+）、C（OH-）均增大；
（4）25℃時所得混合溶液的pH=7，溶液呈中性即酸堿恰好中和，即n（OH^-）=n（H⁺），則V（NaOH）•10^-5 mol•L^-1=V（H₂SO₄）•10^-4 mol•L^-1，得V（NaOH）：V（H₂SO₄）=10：1，故答案為：10：1；
（5）要注意的是95°C時，水的離子積為10^-12，即酸、堿濃度相等時pH（酸）+pH（堿）=12，現(xiàn)強堿的OH^-濃度是強酸H⁺濃度的100倍，所以pH（酸）+pH（堿）=14，即pH₁+pH₂=14，或a+b=14，
故答案為：pH₁+pH₂=14（或a+b=14）；
（6）在曲線B對應(yīng)溫度下，因pH（酸）+pH（堿）=12，可得酸堿兩溶液中c（H⁺）=c（OH^-），如是強酸堿，兩溶液等體積混合后溶液呈中性；現(xiàn)混合溶液的pH=5，即等體積混合后溶液顯酸性，說明H⁺與OH^-完全反應(yīng)后又有新的H⁺產(chǎn)生，酸過量，所以酸HA是弱酸，
故答案為：曲線B對應(yīng)95℃，此時水的離子積為10^-12，HA為弱酸，HA中和NaOH后，混合溶液中還剩余較多的HA分子，可繼續(xù)電離出H⁺，使溶液pH=5．

點評 本題考查了水的電離平衡、水的離子積常數(shù)的影響因素以及計算等知識，注意知識的歸納和梳理是關(guān)鍵，難度中等．