Question

【題目】(1)把80mL NaOH溶液加入到120mL鹽酸中，所得溶液的PH值為2，如果混合前NaOH溶液和鹽酸的物質的量濃度相同，它們的濃度是_______________.

(2) 將pH=5的H2SO4溶液稀釋500倍，稀釋后溶液的c(H+)與c(SO42-)的比值近似為_________.

(3)25℃時，向純水中加入NaOH，使溶液的pH=11,則由NaOH電離出的OH-離子濃度與水電離的OH-離子濃度之比為_____________.

(4)用0.1mol.L-1 NaOH溶液滴定0.lmol.L-1鹽酸，如達到滴定的終點時不慎多加了1滴NaOH溶液(1滴溶液的體積約為0．05mL)．繼續加水至50mL,所得溶液的pH是_________

Answer 1

【答案】0.05 10：1 108:1 10

【解析】

（1）鹽酸和氫氧化鈉溶液混合后溶液顯示堿性，說明氫氧化鈉過量，設二者的物質的量濃度為c，然后計算出混合后溶液中氫氧根離子的物質的量濃度，根據溶液的pH=12可知，c（OH－）=mol·L－1=1×10-2mol·L－1，據此計算出c．

（2）由溶液pH=5，計算原溶液中c（H＋），原溶液中c（SO42－）= c（H＋），稀釋500倍，此時溶液接近中性，氫離子濃度不可能小于1×10-7mol·L－1，只能無限接近1×10-7mol·L－1，而稀釋過程中硫酸根的物質的量不變，計算出稀釋后溶液中硫酸根的物質的量濃度，最后得出比例關系。

（3）根據H2OH＋+OH－，從影響水的電離平衡移動的角度分析，NaOH抑制水的電離，根據溶液的PH為11，求出水電離出的c（H＋），利用水的離子積常數求出氫氧化鈉電離出的OH－離子濃度。

（4）終點時不慎多加了1滴NaOH溶液，即0.05mL，繼續加水至50mL，反應后溶液中c（OH－）= ×0.1mol．L-1=10-4mol．L-1，根據c（H＋）c（OH－）=10-14計算c（H＋），進而計算所得溶液的pH。

（1）混合前NaOH溶液和鹽酸的物質的量濃度相同，所得溶液的pH為12，則溶液中氫氧根離子的濃度為：c（OH－）=mol·L－1=1×10-2mol·L－1，設二者濃度為c，則混合后溶液中氫氧根離子的濃度為：c（OH－）==1×10-2mol·L－1，解得：c=0.05mol·L－1；

（2）pH為5的溶液中氫離子濃度為：c（H＋）=1×10-5mol·L－1，硫酸根離子的濃度為：c（SO42－）=c（H＋）=×1×10-5mol·L－1=5×10-6mol·L－1，溶液稀釋500倍后，氫離子濃度不可能小于1×10-7mol·L－1，只能無限接近1×10-7mol·L－1，而硫酸根離子濃度為：c（SO42－）=5×10-6mol·L－1×=1×10-8mol·L－1，所以稀釋后溶液中c(H+)與c(SO42-)的比值近似為1×10-7mol·L－1：1×10-8mol·L－1=10：1；

（3）pH=11的NaOH溶液，水電離的c（H＋）=10-11mol·L－1，根據水的離子積常數由NaOH電離產生的c（OH－）= mol·L－1=10-3mol·L－1，而由水電離產生的c（OH－）=c（H＋）=10-11mol·L－1，所以由氫氧化鈉電離出的OH－離子濃度與水電離出的OH－離子濃度之比：10-3mol·L－1：10-11mol·L－1=108：1；

（4）終點時不慎多加了1滴NaOH溶液，即0.05mL，繼續加水至50mL，反應后溶液中c（OH－）= ×0.1mol．L-1=10-4mol．L-1，根據c（H＋）c（OH－）=10-14計算c（H＋）10-10mol·L－1，pH=10。