Question

【題目】任何物質的水溶液都存在水的電離平衡，其電離方程式可表示為：H2OH＋＋OH-。請回答下列有關問題：

(1)現欲使水的電離平衡向右移動，且所得溶液呈酸性，可以選擇的方法有_________。

A.加熱至100℃ B.加入 NaHSO4(s) C.加入CH3COONa(s) D.加入NH4Cl(s)

(2)在t℃時，測得0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11，則該溫度下水的離子積為_____，此溫度____25℃(選填“大于”“小于”或“等于”)，理由是________。

(3)在25℃時，將pH＝a的NaOH溶液VaL與pH＝b的HCl溶液VbL混合，請填寫下列空白：

①若所得溶液呈中性，且a＝11，b＝3，則Va:Vb＝__________。

②若所得溶液呈中性，且Va:Vb＝10:1，則a＋b＝__________。

③若所得混合溶液的pH＝10，且a＝12，b＝2，則 Va: Vb＝___________。

④若將pH＝12的NaOH溶液VaL與VbL水混合后所得溶液的pH＝10，則Va:Vb＝____。

Answer 1

【答案】D 10-13 大于 在0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，則Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，說明t℃時水的離子積大于25℃時水的離子積，說明條件改變，促進了水的電離，根據平衡移動原理，t℃大于25℃ 1:10 12 1:9 1:99

【解析】

（1）使水的電離平衡向右移動的方法有升高溫度、加入強酸弱堿鹽或強堿弱酸鹽等，如果溶液呈酸性，說明溶液中氫離子濃度大于氫氧根離子濃度；

（2）0.01mol/L的NaOH溶液的pH為11，則c（H+）=1×10-11mol/L，c（OH-）=0.01mol/L，根據Kw=c（H+）c（OH-）計算；依據25℃Kw=c(H+)c(OH-)=10-14判斷t℃的大小；

(3) t℃時，pH＝a的NaOH溶液VaL，溶液中n(OH-)＝10a-13·Va，pH＝b的HCl溶液VbL，溶液中n(H＋)＝10-b·Vb。

(1) A．加熱至100℃，促進水的電離，溶液仍呈中性，故A錯誤；

B．向水中加入NaHSO4固體，電離出的氫離子抑制水的電離，故B錯誤；

C．向水中加CH3COONa，水解呈堿性，故C錯誤；

D．向水中加入NH4Cl固體，水解呈酸性，故D正確；

D正確，故答案為：D；

(2)由0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知，溶液中c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，則Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，說明t℃時水的離子積大于25℃時水的離子積，說明條件改變，促進了水的電離，根據平衡移動原理可知，t℃大于25℃，故答案為：在0.01mol·L-1的NaOH溶液的pH＝11可知c(H+)=1×10-11mol·L-1，c(OH-)=10-2 mol·L-1，則Kw=c(H+)·c(OH-)=10-13>10-14，說明t℃時水的離子積大于25℃時水的離子積，說明條件改變，促進了水的電離，根據平衡移動原理，t℃大于25℃；

(3) t℃時，pH＝a的NaOH溶液VaL，溶液中n(OH-)＝10a-13·Va，pH＝b的HCl溶液VbL，溶液中n(H＋)＝10-b·Vb；

①由溶液呈中性可得10a-13Va＝10-bVb，解得Va:Vb=1013-(a+b)＝10:1，故答案為：10:1；

②由溶液呈中性可得由溶液呈中性可得10a-13Va＝10-bVb，若Va：Vb＝10：1，解得a＋b＝12，故答案為：12；

③若所得混合溶液的pH＝10，則溶液中c(OH-)＝ =10-3，由a＝12和b＝2可得Va:Vb＝1:9，故答案為：1:9；

④由pH＝12的NaOH溶液VaL與VbL水混合后所得溶液的pH＝10可得溶液中c(OH-)＝＝10-3，解得Va:Vb＝1:99，故答案為：1:99。