Question

16．pH在表示溶液的酸堿性方面有重要的應用，請按要求完成填空
（1）常溫下，pH=12的NaOH溶液的其濃度c（NaOH）=10^-2mol/L mol/L
（2）常溫下，某一元弱酸溶液的pH=1，其濃度＞0.1mol/L（填“＞”、“＜”或“=”）；
（3）常溫下，將100mL 0.1mol/L醋酸溶液和50mL 0.2mol/LNaOH溶液均勻混合后，溶液顯堿性（填“酸性”、“堿性”或“中性”），其原因是CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；（請用相關的離子方程式作答）
（4）25℃時，若體積為V_a、pH=a的某一元強酸HA與體積為V_b、pH=b的某一元強堿BOH混合恰好中和，且已知V_a＜V_b和a=0.5b，則 a的取值范圍是3.5＜a＜$\frac{14}{3}$．

Answer 1

分析 （1）常溫下，pH=12的NaOH溶液總存在離子積常數，氫氧化鈉完全電離溶液中氫氧根離子濃度即為氫氧化鈉濃度；
（2）常溫下，某一元弱酸溶液中存在電離平衡；
（3）醋酸是一元弱酸，氫氧化鈉是一元堿，等物質的量的二者恰好反應生成醋酸鈉，醋酸根離子水解溶液顯堿性；
（4）酸、堿都是一元強電解質，pH=a的一元強酸溶液中氫離子濃度=10^-a mol/L，pH=b的一元強堿中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，二者恰好反應時，說明酸和堿的物質的量相等；

解答 解：（1）常溫下，pH=12的NaOH溶液中存在離子積常數，c（H⁺）c（OH^-）=10^-14，C（OH-）=$\frac{1{0}^{-14}}{1{0}^{-12}}$=10^-2mol/L，其濃度c（NaOH）=10^-2mol/L，
故答案為：10^-2mol/L；
（2）常溫下，某一元弱酸溶液中存在電離平衡，溶液的pH=1是氫離子濃度為0.1mol/L，則其濃度大于0.1mol/L，
故答案為：＞；
（3）常溫下，將100mL 0.1mol/L醋酸溶液和50mL 0.2mol/LNaOH溶液均勻混合后，醋酸物質的量=0.1mol/L×0.1L=0.01mol，50mL 0.2mol/LNaOH溶液中溶質物質的量=0.050L×0.2mol/L=0.01mol，二者恰好完全反應生成醋酸鈉，醋酸根離子失弱酸陰離子，水溶液中水解顯堿性，CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-，
故答案為：堿性；CH₃COO^-+H₂O?CH₃COOH+OH^-；
（4）酸、堿都是一元強電解質，pH=a的一元強酸溶液中氫離子濃度=10^-a mol/L，pH=b的一元強堿中氫氧根離子濃度=10 ^b-14 mol/L，二者恰好反應時，酸和堿的物質的量相等，即：
10^-a mol/L×V_aL=10 ^b-14 mol/L×V_bL，$\frac{{V}_{a}}{{V}_}$
=$\frac{1{0}^{b-14}}{1{0}^{-a}}$=10 ^a+b-14，
Va＜Vb，
所以10 ^a+b-14＜1，
所以a+b＜14，
又a=0.5b，
所以3a＜14，
所以a＜$\frac{14}{3}$；
b＞7，a=0.5b＞0.5×7=3.5，
所以得到：3.5＜a＜$\frac{14}{3}$，
故答案為：3.5＜a＜$\frac{14}{3}$．

點評 本題考查了鹽類水解、弱電解質的電離、離子積常數的有關計算等知識點，根據弱電解質電離特點、鹽類水解特點來分析解答即可，注意把握溶液PH的計算，題目難度中等．