Question

【題目】下表是不同溫度下水的離子積常數(shù)：

溫度/℃	25	t1	t2
水的離子積常數(shù)	1×10－14	a	1×10－12

試回答以下問(wèn)題：

(1)若25<t1<t2，則Kw________1×10－14(填“>”、“<”或“＝”)，做此判斷的理由是___________________。

(2)t2℃時(shí)，將pH=11的苛性鈉溶液V1 L與pH=1的稀硫酸V2 L混合(設(shè)混合后溶液的體積為原兩溶液體積之和)，所得混合溶液的pH=2，則V1∶V2=________。此溶液中各種離子的濃度由大到小的順序是________。

Answer 1

【答案】> 溫度升高，水的電離程度增大，所以水的離子積常數(shù)增大 9：11 c(Na+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-)

【解析】

(1)水是弱電解質(zhì)，電離過(guò)程吸收熱量，利用溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響分析；

(2)該溫度下水的離子積為Kw=1×10-12，酸和堿混合，若所得混合液的pH=2，則酸過(guò)量，根據(jù)c(H+)=計(jì)算，列式計(jì)算pH，可計(jì)算體積比。

(1)水是一種極弱的電解質(zhì)，存在電離平衡H2OH++OH-，升高溫度，促進(jìn)水的電離，使水的電離平衡正向移動(dòng)，水電離產(chǎn)生的c(H+)、c(OH-)都增大，所以水的離子積Kw= c(H+)·c(OH-)也增大。所以Kw>1×10－14；

(2)該溫度下水的離子積為Kw=1×10-12，將pH=11的苛性鈉中氫氧根離子濃度為：c(OH-)=0.1mol/L，pH=1的稀硫酸中氫離子濃度為0.1mol/L，pH=2的溶液中氫離子濃度為0.01mol/L，則混合液中滿足：0.1mol/L×V2-0.1mol/L×V1=0.01mol/L×(V1+V2)，

整理可得：V1：V2=9：11；

pH=11的NaOH溶液的物質(zhì)的量濃度為0.1mol/L，設(shè)體積為9L，則反應(yīng)NaOH的物質(zhì)的量為0.9mol，溶液中鈉離子為0.9mol；

pH=1的硫酸溶液的濃度為0.05mol/L，設(shè)體積為11L，反應(yīng)后溶液中硫酸根的物質(zhì)的量為0.55mol；

由于反應(yīng)后溶液的pH=2，反應(yīng)后混合溶液中c(H+)=0.01mol/L，反應(yīng)后混合溶液總體積為20L，則n(H+)=0.2mol，由于溶液顯酸性，溶液中的氫氧根的物質(zhì)的量最小，在同一溶液中，溶液的體積相同，所以溶液中微粒的物質(zhì)的量越多，根據(jù)c=可知，離子濃度就越大，因此該溶液中的離子濃度大小關(guān)系為：c(Na+)>c(SO42-)>c(H+)>c(OH-)。