Question

【題目】已知水在25℃和95℃時，其電離平衡曲線如圖所示：
（1）則25℃時水的電離平衡曲線應為（填“A”或“B”），請說明理由
（2）25℃時，將pH=9的NaOH溶液與pH=4的H2SO4溶液混合，若所得混合溶液的pH=7，則NaOH溶液與H2SO4溶液的體積比為 ．
（3）95℃時，若100體積pH1=a的某強酸溶液與1體積pH2=b的某強堿溶液混合后溶液呈中性，則混合前，該強酸的pH1與強堿的pH2之間應滿足的關系是 ．
（4）曲線B對應溫度下，pH=2的HCl溶液和pH=10的某BOH溶液等體積混合后，混合溶液的pH=8．請分析其原因： ．

Answer 1

【答案】
（1）A；溫度越高Kw越大
（2）10：1
（3）pH1+pH2=14
（4）BOH為弱堿，c（BOH）?c（HCl），等體積混合兩溶液時，BOH過量，混合溶液呈堿性
【解析】解：（1）純水中，水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，c（OH﹣）、c（H+）增大且c（OH﹣）=c（H+），水的離子積常數增大，所以25℃時水的電離平衡曲線應為A，所以答案是：A；溫度越高Kw越大；（2）25℃時，將pH=9的NaOH溶液中C（OH﹣）=10﹣5 mol/L，pH=4的H2SO4溶液中C（H+）=10﹣4 mol/L，要使混合溶液呈中性，則氫氧根離子的物質的量等于氫離子的物質的量，設堿的體積為xL，酸的體積為yL，則10﹣5 mol/L×xL=10﹣4 mol/L×yL，所以x：y=10﹣4：10﹣5=10：1，所以答案是：10：1；（3）99℃時，pH1=a的某強酸溶液中C（H+）=10﹣a mol/L，pH2=b的某強堿溶液C（OH﹣）=10b﹣12 mol/L，溶液呈中性，則酸中氫離子的物質的量應等于堿中氫氧根離子的物質的量，所以100×10﹣a=1×10b﹣12 ， a+b=14，即pH1+pH2=14，所以答案是：pH1+pH2=14；（4）曲線B對應溫度下，pH=2的鹽酸溶液和pH=10的某BOH溶液等體積混合后，氫離子和氫氧根離子恰好反應，如果堿是強堿，則鹽溶液呈中性，實際上溶液呈堿性，則堿為弱堿，生成強酸弱堿鹽水解呈堿性，中和后混合溶液中還剩余較多的弱堿分子，可繼續電離出OH﹣ ， 使溶液呈堿性，所以答案是：BOH為弱堿，c（BOH）c（HCl），等體積混合兩溶液時，BOH過量，反應后溶液呈堿性．