Question

常溫下，0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中

c(OH-)

c(H+)

=1×10-8，下列敘述正確的是（　�。�

A．該一元酸溶液的pH=1

B．該溶液中由水電離出的c（H⁺）=1×10^-11mol?L^-1

C．該溶液中水的離子積常數為1×10^-22

D．用pH=11的NaOH溶液V₁L與V₂L0.1 mol?L^-1該一元酸（HA）溶液混合，若混合溶液的pH=7，則V₁＜V₂

Answer 1

分析：根據溶液中c（OH^-）與c（H⁺）的比值結合溶液的離子積常數Kw計算出溶液的c（H⁺），判斷出酸的強弱性質，再根據與堿反應的性質判斷反應后溶液的pH；
A．根據溶液中氫離子濃度計算溶液的PH；
B．酸溶液中水電離出的氫離子濃度等于溶液中氫氧根離子濃度；
C．溫度不變，水的離子積常數不變；
D．氫氧化鈉是強堿，HA是弱酸，要使混合溶液呈中性，則酸應該稍微過量．

解答：解：A．常溫下，0.1mol?L^-1某一元酸（HA）溶液中

c(OH-)

c(H+)

=1×10-8mol/L結合c（H⁺）×c（OH^-）=10^-14可知，溶液中氫離子濃度=

Kw c(H+)

C(H+)

=10^-8mol/L，所以c（H⁺）=0.001mol/L，氫離子濃度小于酸濃度，所以該酸是弱酸，溶液的PH=3，故A錯誤；
B．酸溶液中水電離出的氫離子濃度等于溶液中氫氧根離子濃度，所以該溶液中由水電離出的c（H⁺）=1×10^-11mol?L^-1，故B正確；
C．溫度不變，水的離子積常數不變，所以該溶液中水的離子積常數為1×10^-14，故C錯誤；
D．pH=11的NaOH溶液中氫氧化鈉的濃度=0.001mol/L，氫氧化鈉是強堿，HA是弱酸，要使混合溶液呈中性，則酸應該稍微過量，所以0.001mol/L×V₁L＜V₂ L×0.1 mol?L^-1，0.01V₁＜V₂ ，故D錯誤；
故選B．

點評：本題考查了弱電解質的電離、pH的簡單計算等知識點，注意水的離子積常數只與溫度有關，與溶液的酸堿性無關，為易錯點．