Question

4．室溫下：
（1）0.01mol/L的稀鹽酸pH=2，其中由水電離出的c（H⁺）_水=1×10^-12mol/L；
（2）pH=13的Ba（OH）₂溶液a L與pH=3的H₂SO₄溶液b L 混合，若所得混合溶液呈中性，則a：b=1：100．
（3）用一定物質的量濃度NaOH溶液滴定10.00mL一定物質的量濃度的鹽酸，溶液的pH隨加入NaOH溶液的體積的變化如圖所示，請回答：
①鹽酸的物質的量濃度為0.09mol/L
②當滴入NaOH溶液至26.00mL時，溶液的pH為2+lg3
③從圖中pH變化曲線可知：中和滴定中滴加標準溶液的速度應當是先快后慢，不能成線流．

Answer 1

分析 （1）根據PH=-lg（c（H⁺）計算PH，結合c（H⁺）×c（OH^-）=10^-14計算由水電離出的c（H⁺）；
（2）根據n（H⁺）=n（OH^-）計算；
（3）①設鹽酸、氫氧化鈉溶液的物質的量濃度分別為c（HCl）、c（NaOH），當NaOH溶液體積為20mL，利用關系式HCl～NaOH結合圖象可知，酸過量，c（H⁺）=$\frac{10c（HCl）-20c（NaOH）}{30}$=0.01mol/L，當NaOH溶液體積為30mL，利用關系式HCl～NaOH，結合圖象可知，溶液呈中性，恰好反應，即10c（HCl）=30c（NaOH），聯立方程組計算；
②根據n=cV分別計算出氯化氫、氫氧化鈉的物質的量，然后計算出混合液中氫離子濃度，最后計算出混合液的pH；
③根據中和滴定中正確的操作方法解答．

解答 解：（1）PH=-lg（c（H⁺）=-lg（0.01）=2，由c（H⁺）×c（OH^-）=10^-14可知：c（OH^-）=$\frac{1{0}^{-14}}{0.01}$mol/L=1×10^-12mol/L，
故答案為：2； 1×10^-12；
（2）pH=13的Ba（OH）₂溶液 a L與pH=3的H₂SO₄溶液b L混合．若所得混合溶液呈中性，則有n（H⁺）=n（OH^-），
即：0.1mol/L×2×aL=0.001mol/L×2×bL，
則a：b=01：100，
故答案為：1：100；
（3）設該鹽酸、NaOH溶液的物質的量濃度分別為c（HCl）、c（NaOH），
當NaOH溶液體積為20mL，結合圖象可知，酸過量，則：c（H⁺）=$\frac{10c（HCl）-20c（NaOH）}{30}$═0.01mol/L，
當NaOH溶液體積為30mL，結合圖象可知，溶液呈中性，恰好反應，即：10C（HCl）=30c（NaOH），
由兩式聯立解得：c（HCl）=0.09mol/L、c（NaOH）=0.03mol/L，
①根據計算可知，該鹽酸的濃度為0.09mol/L，
故答案為：0.09mol/L；
②當滴加NaOH溶液至26mL時，根據圖象可知，混合液一定為酸性，則混合液中氫離子濃度為：$\frac{0.09mol/L×0.01L-0.03mol/L×0.026L}{0.01L+0.026L}$=$\frac{1}{3}$×10^-2mol/L，混合液的pH=-lg$\frac{1}{3}$×10^-2=2+lg3，
故答案為：2+lg3；
③從滴定曲線中pH變化可知，中和滴定的速度只能是先快后慢，不能成線流，否則過量一滴引起的pH變化很大，
故答案為：先快后慢，不能成線流．

點評 本題考查了酸堿混合的定性判斷及溶液pH的計算，題目難度中等，明確溶液酸堿性與溶液pH的關系為解答關鍵，注意掌握溶液pH的表達式及計算方法，試題側重考查學生的分析能力及化學計算能力．