Question

根據題意，完成下列問題．
（1）常溫下，將1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，稀釋后的溶液pH=______．
（2）某溫度時，測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則該溫度下水的離子積常數K_W=______．該溫度______25℃（填“高于”、“低于”或“等于”）．
（3）常溫下，設pH=5的H₂SO₄的溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁；pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂，則=______．
（4）常溫下，pH=13的Ba（OH）₂溶液aL與pH=3的H₂SO₄溶液bL混合（混合后溶液體積變化忽略不計）．
若所得混合溶液呈中性，則a：b=______．
若所得混合溶液pH=12，則a：b=______．

Answer 1

【答案】分析：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L變為0.001mol/L；
（2）常溫下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為12，而某溫度時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則K_W增大；
（3）pH=5的H₂SO₄的溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁==10^-9mol/L，pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂=10^-9mol/L；
（4）若所得混合溶液呈中性，aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L；若所得混合溶液pH=12，則堿過量，所以=0.01mol/L．
解答：解：（1）1mL pH=1的H₂SO₄溶液加水稀釋到100mL，c（H⁺）由0.1mol/L變為0.001mol/L，則pH=-lg0.001=3，
故答案為：3；
（2）常溫下，0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為12，而某溫度時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH為11，則K_W=0.01×10^-11=1.0×10^-13，溫度高于25℃，
故答案為：1.0×10^-13；
（3）pH=5的H₂SO₄的溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₁==10^-9mol/L，pH=9的Ba（OH）₂溶液中由水電離出的H⁺濃度為c₂=10^-9mol/L，則=1，故答案為：1；
（4）若所得混合溶液呈中性，aL×0.1mol/L=bL×0.001mol/L，解得a：b=1：100；若所得混合溶液pH=12，則堿過量，所以=0.01mol/L，解得a：b=11：90，
故答案為：1：100；11：90．
點評：本題考查酸堿混合pH的計算，明確濃度與pH的換算、酸堿混合溶液為中性、堿性時離子濃度的關系等是解答本題的關鍵，題目難度中等．