Question

下表是不同溫度下水的離子積數(shù)據(jù)：

溫度（℃）	25	t1	t2
水的離子積常數(shù)	1×10-14	α	1×10-13

試回答以下問(wèn)題：
（1）若25＜t₁＜t₂，則α

＞

（填“＜”“＞”或“=”）1×10^-14，作出此判斷的理由是

升高溫度，水的電離程度增大，離子積增大

．
（2）25℃下，某Na₂SO₄溶液中c（SO₄^2- ）=5×10^-4 mol?L^-1，取該溶液1mL，加水稀釋至10mL，則稀釋后溶液中c（Na⁺）：c（SO₄^2- ）=

2：1

；  c（Na⁺）：c（OH^-）=

1000：1

．
（3）10mLpH=4的鹽酸，稀釋10倍到100mL時(shí)，pH=

5

．
（4）常溫下，pH=5和pH=3的鹽酸溶液等體積混合后溶液的pH=

3.3

．
（5）將t₂℃溫度下pH=11的NaOH溶液aL與pH=1的H₂SO₄溶液bL混合，
①若所得混合溶液為中性，則a：b=

10：1

；②若所得混合溶液pH=2，則a：b=

9：2

．（以上均忽略溶液混合前后體積的變化）

Answer 1

分析：（1）根據(jù)水的電離過(guò)程為吸熱反應(yīng)判斷；
（2）根據(jù)硫酸鈉的化學(xué)式組成判斷c（Na⁺）：c（SO₄^2- ）；根據(jù)常溫下氫離子濃度計(jì)算c（Na⁺）：c（OH^-）；
（3）根據(jù)鹽酸溶液稀釋后氫離子濃度計(jì)算出溶液的pH；
（4）根據(jù)混合后溶液中氫離子濃度計(jì)算出溶液的pH；
（5）①若所得混合液為中性，酸堿恰好完全反應(yīng)；
②若所得混合液的pH=2，酸過(guò)量，根據(jù)c（H⁺）=

n(H+)-n(OH-)

V總

計(jì)算．

解答：解：（1）水是弱電解質(zhì)，存在電離平衡，電離過(guò)程為吸熱反應(yīng)，所以溫度升高，水的電離程度增大，離子積增大，
故答案為：＞；升高溫度，水的電離程度增大，離子積增大；
（2）硫酸鈉溶液中一定滿足c（Na⁺）：c（SO₄^2- ）=2：1；硫酸鈉溶液中c（Na⁺）：c（OH^-）=2×5×10^-4 mol?L^-1：1×10^-7 mol?L^-1=1000：1，
故答案為：2：1；1000：1；
（3）10mLpH=4的鹽酸，氫離子濃度為1×10^-4 mol?L^-1，稀釋10倍到100mL時(shí)，氫離子濃度為1×10^-5 mol?L^-1，溶液pH=5，
故答案為：5；
（4）常溫下，pH=5的鹽酸溶液中氫離子濃度為：1×10^-5mol?L^-1，pH=3的鹽酸溶液中氫離子濃度為1×10^-3mol?L^-1，等體積混合后溶液中氫離子濃度為：

1×10-5×V+1×10-3×V

2V

≈5×10^-4 mol?L^-1，
混合溶液的pH為：pH=-lg5×10^-4=4-lg5=3.3，
故答案為：3.3；
（5）①若所得混合液為中性，酸堿恰好完全反應(yīng)，則有0.01mol/L×aL=0.1mol/L×bL，a：b=0.1：0.01=10：1，
故答案為：10：1；
②若所得混合液的pH=2，酸過(guò)量，c（H⁺）=

n(H+)-n(OH-)

V總

=

0.1mol/L×bL-0.01mol/L×aL

(a+b)L

=0.01，
解之得：a：b=9：2，
故答案為：9：2．

點(diǎn)評(píng)：本題考查酸堿混合pH的計(jì)算，明確濃度與pH的換算、酸堿混合溶液為中性、堿性時(shí)離子濃度的關(guān)系等是解答本題的關(guān)鍵，題目難度中等．