Question

11．某溫度t時(shí)，水的離子積為K_w=1×10^-13 mol²•L^-2，則t＞25℃，此時(shí)純水的pH＜7 （填“＞”、“＜”或“=”）．若將此溫度下pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，設(shè)混合后溶液體積的微小變化忽略不計(jì)，試計(jì)算以下不同情況時(shí)兩種溶液的體積比
（1）若所得混合溶液為中性，則a：b=10：1，此溶液中各種離子的濃度由大到小排列的順序是c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（H⁺）=c（OH^-）
（2）若所得混合液的pH=2，則a：b=9：2，此溶液中各種離子的濃度由大到小排列的順序是c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）．
（3）現(xiàn)有濃度為0.1mol•L^-1的鹽酸、硫酸、醋酸三種溶液，等體積的以上三種酸分別與過量的NaOH溶液反應(yīng)，生成的鹽的物質(zhì)的量依次為n₁ mol，n₂ mol，n₃ mol，它們的大小關(guān)系為n₁=n₂=n₃．

Answer 1

分析 水的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)水電離，則溶液的離子積常數(shù)增大；
若將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時(shí)NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，
（1）溶液呈中性，說明酸和堿恰好完全反應(yīng)，根據(jù)溶液的酸堿性及電荷守恒確定離子濃度大�。�
（2）若所得混合液的pH=2，根據(jù)c（H⁺）=$\frac{c（酸）V（酸）-c（堿）V（堿）}{V（酸）+V（堿）}$計(jì)算酸堿的體積比，根據(jù)溶液的酸堿性及物料守恒判斷離子濃度大��；
（3）根據(jù)陰離子守恒知，鹽的物質(zhì)的量與酸的物質(zhì)的量相等．

解答 解：水的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進(jìn)水電離，則水的離子積常數(shù)增大，某溫度（T℃）時(shí)，水的離子積常數(shù)K_w=1×10^-13＞10^-14，則該溫度大于25℃，此時(shí)pH＜7，
故答案為：＞；＜；
將此溫度（t℃）下，pH=11的苛性鈉溶液a L與pH=1的稀硫酸b L混合，此時(shí)NaOH溶液中c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-13}}{1{0}^{-11}}$mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H⁺）=0.1mol/L，則
（1）若所得混合液為中性，則有0.01a=0.1b，a：b=10：1，混合溶液呈中性，則c（H⁺）=c（OH^-），根據(jù)電荷守恒得c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ），該溶液為鹽溶液，硫酸根離子濃度大于氫離子濃度，所以離子濃度大小順序是：c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2-）＞c（H⁺）=c（OH^-），
故答案為：10：1； c（Na⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（H⁺）=c（OH^-）；
（2）若所得混合液的pH=2，則有$\frac{0.1b-0.01a}{a+b}$=0.01，a：b=9：2，溶液呈酸性，所以c（H⁺）＞c（OH^-），
溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，硫酸根離子濃度為$\frac{0.05×2}{2+9}$mol/L=0.009mol/L，所以氫離子濃度大于硫酸根離子濃度，根據(jù)物料守恒知，c（SO₄ ^2-）＞（Na⁺），氫氧根離子濃度最小，所以離子濃度大小順序是c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-），
故答案為：9：2；c（H⁺）＞c（SO₄ ^2- ）＞c（Na⁺）＞c（OH^-）；
（3）根據(jù)陰離子守恒知，鹽的物質(zhì)的量與酸的物質(zhì)的量相等，所以生成的鹽的物質(zhì)的量大小關(guān)系為n₁ =n₂=n₃，故答案為：n₁ =n₂=n₃．

點(diǎn)評 本題考查酸堿混合的定性判斷，會根據(jù)溶液的酸堿性及電荷守恒判斷離子濃度大小，注意此溫度下水的離子積常數(shù)是10^-13而不是10^-14，否則會導(dǎo)致錯誤，為易錯點(diǎn)．