Question

（1）某溫度（t℃）時，0.1mol?L^-1NaOH溶液的pH=12，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（設混合后溶液體積的微小變化忽略不計），所得混合液pH=2，求a：b等于

 

（2）已知A_nB_m的離子積=[c（A^m+）]ⁿ?[c（B^n-）]^m?，式中c（A^m+）ⁿ和c（B^n-）^m表示離子的物質的量濃度．在某溫度下，Ca（OH）₂的溶解度為0.74g，其飽和溶液密度設為1g/mL，其離子積為

 

（3）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-），用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

 

．

Answer 1

考點：酸堿混合時的定性判斷及有關ph的計算,pH的簡單計算,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）0.1mol?L^-1NaOH溶液的pH=12計算出該溫度下水的離子積，然后計算出混合液中氫離子濃度、氫氧化鈉濃度、硫酸中氫離子濃度，最后根據(jù)酸堿正反應實質列式計算出a：b；
（2）根據(jù)溶解度和密度計算氫氧化鈣的物質的量濃度，根據(jù)氫氧化鈣和鈣離子、氫氧根離子之間的關系式計算鈣離子濃度、氫氧根離子濃度，再結合離子積常數(shù)公式計算離子積；
（3）根據(jù)電荷守恒判斷；NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

，結合電離常數(shù)計算．

解答： 解：（1）某溫度（t℃）時，0.1mol?L^-1NaOH溶液的pH=12，則溶液中氫離子濃度為：c（H⁺）=1.0×10^-12mol/L，氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=0.1mol/L，該溫度下水的離子積為：K_w=c（OH^-）?c（H⁺）=0.1×1×10^-12=1×10^-13；此溫度下pH=11的苛性鈉溶液中氫氧根離子濃度為：c（OH^-）=

1×10-13

1×10-11

mol/L=0.01mol/L，pH=1的稀硫酸溶液中氫離子濃度為：0.1mol/L，所得混合液pH=2，混合液中氫離子濃度為：0.01mol/L，
則：

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

a+b

=0.01mol/L，
解得：a：b=9：2，
故答案為：9：2；
（2）若某溫度下Ca（OH）₂的溶解度為0.74g，設飽和溶液的密度為1g/mL，則100g水中溶解0.74g氫氧化鈣時氫氧化鈣的C=

0.74g 74g/mol

100g+0.74g 1g/mL ×10-3

≈0.1mol/L，氫氧化鈣是強電解質，所以c（Ca（OH）₂）=c（Ca²⁺ ）=0.1mol/L，c（OH^-）=2c（Ca（OH）₂）=0.2mol/L，離子積=[c（A^m+）]ⁿ[c（B^n-）]^m=c（Ca²⁺ ）．c（OH^-）²=0.1mol/L×（0.2mol/L）²=4×10^-3（mol/L）³，
故答案為：4×10^-3；
（3）由溶液的電荷守恒可得：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），已知c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.005mol/L，則有c（H⁺）=c（OH^-）=1×10-7mol/L，所以溶液顯中性；電離常數(shù)只與溫度有關，則此時NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

=

0.005mol/L×1×10-7mol/L

a 2 mol/L-0.005mol/L

=

10-9

a-0.01

，
故答案為：

10-9

a-0.01

．

點評：本題考查了酸堿混合的定性判斷、有關溶液pH的計算、電離平衡常數(shù)的計算等知識，題目難度稍大，注意掌握溶液酸堿性與溶液pH的計算方法，明確電離平衡常數(shù)的概念及計算方法．