Question

【題目】25℃時，pH簡單計算。

（1）0.05mol/L的硫酸溶液的pH=________________;0,01mol/L的NaOH溶液的pH=________________。

（2）1mlpH=2的硫酸加水稀釋至100ml，pH=___________。

（3）常溫下，由水電離出的C(H+)=1×10-12mol/L，則，該溶液的可能pH=___________。

（4）體積均為100mL pH＝2的CH3COOH與一元酸HX，加水稀釋過程中pH與溶液體積的關系如圖所示，則HX的電離平衡常數________（填“大于”、“小于”或“等于”）CH3COOH的電離平衡常數。

（5）常溫下，常溫下，pH=12的NaOH溶液與pH=1的HCl溶液按一定比例混合，所得溶液pH=2，則NaOH溶液與HCl溶液的體積比為_________________。

Answer 1

【答案】112412或2大于9:2

【解析】

（1）根據1個硫酸分子中有2個氫原子，可求出C（H＋）；根據Kw求出C（H＋）；

（2）1mL pH=2的H2SO4溶液加水稀釋到100mL，c（H＋）由0.01mol·L－1變為0.0001mol·L－1；

（3）常溫下，由水電離出的C(H+)=1×10-12mol/L，如果是酸C(H+)=0.01mol/L，如果是堿C(OH-)=0.01mol/L；

（4）pH相等的酸中，加水稀釋促進弱酸電離，稀釋相同的倍數，pH變化大的為強酸，小的為弱酸。

（5）依據酸堿反應實質為H＋+OH－=H2O，常溫下溶液中c（H＋）c（OH－）=10-14，混合后溶液顯酸性，說明氫離子過量，結合定量關系計算混合溶液中過量的氫離子濃度為10-2mol·L－1，得到酸堿溶液的體積比。

（1）0.05mol·L－1硫酸溶液中，C（H＋）═2c（SO42－）=0.1mol·L－1，則pH=-lgC（H＋）═1；

0.01mol·L－1，氫氧化鈉為強堿，則溶液中氫氧根離子濃度c（OH－）=10-2mol·L－1，常溫下Kw=10-14，依據Kw=c（H＋）c（OH－），C（H＋）=10-14/10-2=10-12mol·L－1，則溶液pH=-lg10-12=12；

（2）1mL pH=2的H2SO4溶液加水稀釋到100mL，溶液中氫離子濃度c（H＋）由0.01mol·L－1變為0.0001mol·L－1，則稀釋后溶液的pH=-lg0.0001=4；

（3）如果是酸：c（H＋）==0.01mol·L－1，溶液的pH=-lg0.01=2；

如果是堿c（OH－）=0.01mol·L－1，c（H＋）=1×10-14/C(OH－)mol·L－1=1×10-14/0.01mol·L－1=1×10-12mol·L－1，該氫氧化鈉溶液的pH=-lg1×10-12=12；

（4）pH相等的酸中，加水稀釋促進弱酸電離，稀釋相同的倍數，pH變化大的為強酸，小的為弱酸，所以HX的酸性大于醋酸，則HX的電離平衡常數大于醋酸；

（5）pH=12的NaOH溶液中c（OH－）=10-2mol·L－1，pH=1的HCl溶液c（H＋）=0.1mol·L－1；設氫氧化鈉溶液體積為V（堿），酸溶液體積為V（酸），依據溶液混合后pH=2，氫離子過量，混合溶液中氫離子濃度計算為：c（H＋）=（0.1V(酸)-0.01V(堿)）/（V(酸)+V(堿)）=0.01，解得V（堿）：V（酸）=9：2。