Question

19．已知水在25℃和95℃時的電離平衡曲線如下圖所示：
（1）25℃時水的電離平衡曲線應為A（填“A”或“B”），請說明理由：水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c（H⁺）、c（OH^-）小；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溶液的體積之比為10：1．
（2）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pH₂之間應滿足的關系是a+b=14．
（3）曲線A所對應的溫度下，pH=2的鹽酸和pH=11的BOH溶液中，若水的電離程度分別用a₁、a₂表示，則a₁小于a₂（填“大于”“小于”“等于”或“不能確定”，下同），若將二者等體積混合，則混合溶液的pH與7的關系是無法判斷，，判斷的理由是如果BOH是強堿，則二者混合，酸剩余，所以pH小于7，假設BOH是弱堿，則BOH的濃度會大于0.001mol/L，但是和0.01mol/L的鹽酸相對濃度大小無法判斷．
（4）在曲線B所對應的溫度下，將0.02mol•L^-1的Ba（OH）₂溶液與0.02mol•L^-1的NaHSO₄溶液等體積混合，所得混合溶液的pH=10．

Answer 1

分析 （1）水的電離是吸熱過程，降低溫度抑制水電離，導致水中c（H⁺）、c（OH^-）都減��；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；
（2）先設出強酸、強堿的pH值，利用酸堿混合后溶液顯中性，則n（H⁺）=n（OH^-），然后可依據(jù)物質的量的關系來列式尋找pH的關系；
（3）水中氫離子、堿中氫氧根離子濃度越大，水的電離程度越小；恰好反應后溶液顯示酸性，則反應生成了強酸弱堿鹽，堿根離子水解，溶液顯示酸性；
（4）根據(jù)圖象判斷該溫度下水的離子積，然后計算出混合液中氫氧根離子濃度，再結合該溫度下水的離子積計算出所帶溶液中氫離子濃度及溶液的pH．

解答 解：（1）水的電離是吸熱過程，升高溫度，使水的電離程度增大，當溫度升高時，促進水的電離，水的離子積增大，水中氫離子、氫氧根離子濃度都增大，水的pH減小，但溶液仍然呈中性；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：A；水的電離是吸熱過程，溫度低時，電離程度小，c（H⁺）、c（OH^-）�。�10：1；
（2）強酸的pH=a，強堿的pH=b，由95℃時，若100體積的某強酸溶液與1體積的某強堿溶液混和后溶液呈中性，即n（H⁺）=n（OH^-），則100×10^-a=1×10^b-12，10^2-a=10^b-12，即2-a=b-12，則a+b=14，故答案為：a+b=14；
（3）在曲線A中，水的離子積為10^-7×10^-7=10^-14，pH=2的HCl中c（H⁺）=10^-2mol/L，pH=11的某BOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol/L，因c（H⁺）＞c（OH^-），故在鹽酸中水的電離受到的抑制作用比較大，即：α₁小于α₂；pH=2的HCl中c（H⁺）=10^-2mol/L，pH=11的某BOH溶液中c（OH^-）=10^-3mol/L，如果BOH是強堿，則二者等體積混合，酸剩余，所以pH小于7，假設BOH是弱堿，則BOH的濃度會大于0.001mol/L，但是和0.01mol/L的鹽酸相對濃度大小無法判斷，所以此時溶液的pH無法判斷，
故答案為：無法判斷；如果BOH是強堿，則二者混合，酸剩余，所以pH小于7，假設BOH是弱堿，則BOH的濃度會大于0.001mol/L，但是和0.01mol/L的鹽酸相對濃度大小無法判斷；
（4）在曲線B中，水的離子積為：10^-6×10^-6=10^-12，0.02mol/L的Ba（OH）₂溶液中c（OH^-）=0.04mol/L，NaHSO₄溶液的濃度為0.02mol/L，c（H⁺）=0.02mol/L，當二者等體積混合后，溶液中的c（OH^-）=$\frac{0.04molo/L-0.02mol/L}{2}$=0.01mol/L，則c（H⁺）=$\frac{1{0}^{-12}}{0.01}$=10^-10mol/L，該溶液的pH=10，
故答案為：10．

點評 本題考查水的電離和酸、堿混合的pH計算問題，難度較大，注意溫度不同而使水的離子積常數(shù)不同是解本題的關鍵．（4）為易錯點，需要明確該溫度下水的離子積為10^-6×10^-6=10^-12，試題充分考查了學生的分析、理解能力及化學計算能力．