2022屆高三化學(xué)一輪復(fù)習(xí)化學(xué)反應(yīng)原理題型必練24溶液稀釋混合的PH值計算(含解析)

1、溶液稀釋、混合的PH值計算一、單選題（共14題）1常溫下，將pH3的H2SO4和pH12的NaOH溶液混合，當混合溶液的pH10時，強酸和強堿的體積之比為A19B91C101D1102下列敘述正確的是0.1mol·L-1氨水中，c(OH-)c(NH 4)10mL 0.02mol·L-1 HCl 溶液與 10mL0.02mol·L-1Ba(OH)2溶液充分混合，若混合后溶液的體積為 20mL，則溶液的 pH12在 0.1mol·L-1 CH COONa 溶液中，c(OH-)c(CH COOH)c(H)0.1mol·L-1 某二元弱酸酸式鹽 NaH

2、A 溶液中，c(Na)2c(A2-)c(HA-)c(H A)ABCD3已知100時,水的離子積常數(shù)是1012mol2L-2。在該溫度下，pH=3的鹽酸和pH=9的氫氧化鈉溶液以體積比11：9混合，混合液的pH為A約3.3B8C6D44某溫度下Kw1013，在此溫度下，將pHa的NaOH溶液Va L與pHb的H2SO4溶液Vb L混合，下列說法正確的是A若所得混合液為中性，且a12，b2，則VaVb11B若所得混合液為中性，且ab12，則VaVb1001C若所得混合液pH10，且a12，b2，則VaVb19D若所得混合液pH10，且a12，b2，則VaVb101995常溫下，0.4mol

3、3;L-1元酸HA與0.2mol·L-1NaOH溶液等體積混合后，所得溶液pH>7，溶液部分微粒組分及濃度如下圖所示。下列說法正確的是AHA是弱酸B圖中未表示出的微粒的濃度小于0.lmol/LC該混合溶液中：c(HA)+c (X)=c(Na+)D圖中M表示HA，Y表示OH-，Z表示H+6pH=9 的Ba(OH)2溶液與pH=12的KOH溶液，按41的體積比混合，則混合溶液中H+濃度為（單位：mol·L1）（）A×(4×109+1×1012)B×(8×109+1×1012)C5×1010D5×

4、;10127下列敘述正確的是A某醋酸溶液的pHa，將此溶液稀釋10倍后，溶液的pHb，則a>bB常溫下，某溶液中由水電離的c(OH-) = 1.0×10-13mol/L，則此溶液一定呈酸性C25時，將pH4的鹽酸稀釋1000倍后，溶液的pH7D25時，pH=13的強堿溶液與pH=2的強酸溶液混合，若所得混合液的pH=7，則強堿與強酸的體積比是1:108在某溫度時，水的離子積為1×1012 mol2·L2，若該溫度下某溶液中H濃度為1×107 mol·L1，則該溶液()呈堿性呈酸性c(H)=100c(OH-)c(OH-)=100c(H) 呈

5、中性ABCD9室溫時，下列混合溶液的一定大于7的是（）A的高氯酸和的氫氧化鉀等體積混合B的硫酸和的氫氧化鈉溶液等體積混合C的醋酸和的氫氧化鋇溶液等體積混合D的氨水和的硝酸等體積混合10已知溫度T時，水的離子積常數(shù)為Kw，該溫度下將V1 mL a mol·L1的一元酸HA與V2 mL b mol·L1的一元堿BOH充分混合，下列判斷一定正確的是A若V1·a = V2·b，溶液中性，則該酸堿均為強電解質(zhì)B若pH(HA) + pH(BOH) =14，則V1 = V2時，酸堿恰好完全中和C若混合溶液中c(OH) =mol·L1，則此溶液一定呈中性D此混

6、合液中：c(A) + c(HA) = a mol·L111下列敘述正確的是A用水稀釋 0.1 mol·L1 的醋酸溶液，則溶液中增大BpH3 的鹽酸和醋酸分別升高相同的溫度，pH 均不變C25 時，pH=3 的硫酸溶液與 pH=11 的氨水等體積混合，所得溶液呈中性Dc(H)1.0×10-7mol·L-1的溶液不一定是中性溶液12常溫下，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液，若，下列說法不正確的是AB二者導(dǎo)電能力基本相同C分別稀釋相同倍數(shù)，前者對水抑制程度更大D二者等體積混合，13常溫下，水的離子積為Kw，下列說法正確的是A在pH=11的溶液中，水電離出的c(OH-)

7、一定等于10-3mol/LB將pH=1的酸和pH=13的堿溶液等體積混合后，溶液的pH一定等于7C將濃度和體積都相同的一元酸HA與一元堿BOH混合后溶液呈中性，則反應(yīng)后溶液中c(H+)=D若強酸、強堿中和后溶液的pH=7，則中和之前酸、堿的pH之和一定等于1414下列說法正確的是 ()A用0.2000mol·L1NaOH標準溶液滴定HCl與CH3COOH的混合溶液(混合液中兩種酸的濃度均約為0.1mol·L1)，至中性時，溶液中的酸未被完全中和B為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH。若pH7，則H2A是弱酸；若pH7，則H2A是強酸C常溫下，將pH3的醋酸

8、溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH4D相同溫度下，將足量氯化銀固體分別放入相同體積的蒸餾水、0.1mol·L1鹽酸、0.1mol·L1氯化鎂溶液、0.1mol·L1硝酸銀溶液中，Ag濃度：二、計算題（共4題）15(1)常溫下，已知0.1mol·L-1一元酸HA溶液中=1×10-8。常溫下，0.1mol·L-1HA溶液的pH=_；寫出該酸(HA)與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式：_。0.2mol·L-1HA溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中：c(H+)+c(HA)-c(OH-)=_mol&

9、#183;L-1。(溶液體積變化忽略不計)(2)t時，有pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性，則該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=_。該溫度下(t)，將100mL0.1mol·L-1的稀H2SO4溶液與100mL0.4mol·L-1的NaOH溶液混合后(溶液體積變化忽略不計)，溶液的pH=_。該溫度下(t)，1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則稀硫酸的pH(pHa)與NaOH溶液的pH(pHb)的關(guān)系是：_。16常溫下，如果取0.1mol/LHA溶液與0.1mol/LNaOH溶液等體積混合(忽略混合后溶液體積的變化)，測得混合溶液

10、的pH=8，試回答以下問題：(1)混合溶液的pH=8的原因：_(用離子方程式表示)。(2)混合溶液中由水電離出的c(H+)_(填”、” ”或”=”)0.1mol/L NaOH溶液中由水電離出的c(H+)。(3)求出混合液中下列算式的精確計算結(jié)果(填具體數(shù)字)：_mol/L。(4)已知溶液為中性，又知HA溶液加到溶液中有氣體放出，試推斷溶液的pH_(填“大于”、“小于”或“等于”)7。(5)工業(yè)上以軟錳礦(主要成分為)和黃鐵礦(主要成分為)為主要原料制備碳酸錳的工藝流程中，加入NaF的目的是除去溶液中的，若溶液中濃度為0.001，取等體積的該溶液與NaF溶液混合，要使反應(yīng)發(fā)生，則NaF溶液的濃度

11、至少為_已知：。17已知水在25 和100 時，其電離平衡曲線如圖所示。(1) 25 時，將10 mL pH=a的鹽酸與100 mL pH=b的Ba(OH)2溶液混合后恰好中和，則a+b=_。(2) 100時，將0.02 mol·L-1的Ba(OH)2溶液與等物質(zhì)的量濃度的NaHSO4溶液等體積混合(假設(shè)溶液的體積變化忽略不計)，所得混合液的pH=_。(3) 25 時Ksp(AgCl)=1.8×10-10，若向50 mL 0.018 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.020 mol·L-1的鹽酸(假設(shè)溶液的體積變化忽略不計)，混合后溶液

12、中Ag+的濃度為_ mol·L-1，pH為_。(4) 25 時KspAl(OH)3=1×10-33，KspFe(OH)3=1×10-39，pH=7.1時Mn(OH)2開始沉淀。室溫下欲除去MnSO4溶液中的Fe3+、Al3+(使其濃度均小于1×10-6 mol·L-1)，需調(diào)節(jié)溶液的pH范圍為_。(5) 磷酸是三元弱酸，常溫下三級電離常數(shù)分別是Ka1=7.1×10-3，Ka2=6.2×10-8，Ka3=4.5×10-13，回答下列問題：常溫下，NaH2PO4的水溶液pH_(填“>”“”或“=”)7。常溫下，N

13、a2HPO4的水溶液呈_(填“酸”“堿”或“中”)性，結(jié)合Ka與Kh的相對大小，給出判斷理由：_。18（1）25°C時，CH3COOH和NH3×H2O的電離常數(shù)相等。取10mL0.1mol×L-1醋酸溶液測得其pH=3。 0.1mol×L-1氨水（NH3×H2O溶液）的pH=_。用pH試紙測定該氨水pH的操作方法為_。（2）某溫度（t°C）時，測得0.01 mol×L-1的NaOH溶液的pH=11，則該溫度下水的KW=_。在此溫度下，將pH=a的NaOH溶液VaL與pH=b的H2SO4溶液VbL混合，若所得混合液為中性，且a

14、+b=12， 則Va: Vb_。（3）25°C時，0.1 mol×L-1的HA溶液中。請回答下列問題：HA是_（填“強電解質(zhì)”或“弱電解質(zhì)”）。在加水稀釋HA溶液的過程中，隨著水量的增加而增大的是_（填字母）。a.c（HA） b. c.c（H+）與c（OH-）的乘積 d.c（OH-）參考答案1B【分析】將pH3的H2SO4和pH12的NaOH溶液混合，當混合溶液的pH10時，溶液呈堿性，根據(jù)c(OH-)=計算?！驹斀狻扛鶕?jù)c(OH-)=，故選B。2B【詳解】根據(jù)電荷守恒知c(OH-)c(NH4)+c(H+)，則c(OH-)c(NH4)，故錯誤；氫氧化鋇是二元堿，鹽酸是一元酸

15、，二者等體積等濃度混合，堿有剩余，混合溶液中氫氧根離子濃度 = = 0.01 mol/L，根據(jù)Kw=c(H+)×c(OH)及pH = -lg(c(H+)得出，溶液的pH=12，故正確；根據(jù)質(zhì)子守恒得c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)，故正確；根據(jù)物料守恒得c(Na+)=c(A2-)+c(HA-)+c(H2A)，故錯誤；正確的是，故答案選B。3D【分析】100時，水的離子積為Kw=1×10-12，pH=3的鹽酸中c（H）=10-3mol·L1，pH=9的氫氧化鈉中c（OH）=10-12/10-9mol·L1=10-3mol·L1，二者

16、以體積比11：9混合，則鹽酸過量，溶液呈酸性，計算混合溶液中氫離子濃度，計算溶液的pH【詳解】100時，水的離子積為Kw=1×10-12，pH=3的鹽酸中c（H）=10-3mol·L1，pH=9的氫氧化鈉中c（OH）=10-12/10-9mol·L1=10-3mol·L1，二者以體積比11：9混合，則鹽酸過量，溶液呈酸性，混合溶液中c（H）=10-3(11-9)/(11+9)=10-4mol·L1，則溶液的pH=4，故選D?！军c睛】本題考查了pH的簡單計算，首先判斷混合溶液的酸堿性，再結(jié)合離子積常數(shù)計算出混合溶液中氫離子濃度，從而得出混合溶液的

17、pH，注意溫度對Kw的影響4C【詳解】某溫度下Kw1013，在此溫度下，將pHa的堿性溶液中c(OH-)=10-13+a,pHb的酸性溶液中c(H+)=10-b；A、若所得混合溶液為中性，且a=12，b=2，因c(OH-)×Va=c(H+)×Vb，a=12，b=2，則0.1×Va=0.01Vb，則Va：Vb=1：10，故A錯誤；B、若所得混合液為中性，則c(OH-)×Va=c(H+)×Vb，即10a13×Va=10b Vb，又因為a+b=12，Va：Vb=1013-a-b=10，則Va：Vb=10：1，故B錯誤；C、若所得混合溶液的p

18、H=10，堿過量，c(OH-)=0.001，則Va：Vb=1：9，故C正確；D、根據(jù)C的計算，Va：Vb=1：9，故D錯誤；故選C。5A【解析】A一元酸HA和NaOH溶液等體積、等濃度0.2mol/L混合，二者恰好反應(yīng)：HA+NaOH=NaA+H2O，所得溶液為NaA溶液，溶液中中A-濃度小于0.1mol/L，說明在溶液中存在A-+H2OHA+OH-，NaA水解，HA為弱酸，故A正確；B. NaA溶液呈堿性，則c（OH-）c（H+），一般來說，鹽類的水解程度較低，則有c（A-）c（OH-），所以有：c（Na+）=0.1mol/Lc（A-）c（OH-）c（HA）c（H+），即X表示OH-，Y表示

19、HA，Z表示H+，M表示A-，圖中未表示出的微粒是Na+,它的濃度等于0.lmol/L，B錯誤；C、NaA溶液呈堿性，則c（OH-）c（H+），一般來說，鹽類的水解程度較低，則有c（A-）c（OH-），所以有：c（Na+）=0.1mol/Lc（A-）c（OH-）c（HA）c（H+），即X表示OH-，Y表示HA，Z表示H+，M表示A-，溶液中存在物料守恒得到：c（Na+）=c（A-）+c（HA），即c(Na+)=c（HA）+c（X），故C錯誤，D也錯誤。6D【詳解】pH=9的Ba(OH)2溶液中c(OH-)=10-5mol/L，pH=12的KOH溶液中c(OH-)=10-2mol/L，按41的體

20、積比混合，c(OH-)=mol/L2×10-3mol/L，則c(H+)=5×10-12mol/L，答案選D。7D【詳解】A. A醋酸溶液加水稀釋，酸性減弱，pH增大，A錯誤；B. 常溫下，某溶液中由水電離的c(OH) = 1.0×1013，則此溶液pH=13或1，B錯誤；C. 酸溶液稀釋不可能變成中性溶液，pH只能接近于7，C錯誤；D. 25時，pH=13的強堿溶液c(OH)=0.1mol/L與pH=2c(H+)=0.01mol/L的強酸溶液混合，若所得混合液的pH=7，則酸堿體積比為10，D正確；答案選D?！军c睛】酸、堿溶液稀釋pH只能無限接近于7。8A【詳解】

21、在某溫度時，水的離子積為1×1012 mol2·L2，則水電離產(chǎn)生c(H)=c(OH-)=1×10-6 mol/L。若c(H)=c(OH-)，溶液呈中性；若c(H)c(OH-)，溶液呈酸性；若c(H)c(OH-)，溶液呈堿性。此題中c(H+)=1×10-7 mol·L1，則c(OH-)=mol·L1=1.0×10-5 mol·L-1，可見，c(H+)c(OH-)，所以溶液顯堿性，c(OH-)=100c(H)，則合理說法為，故合理選項是A。9D【詳解】A高氯酸是強酸，氫氧化鉀是強堿，室溫時，的高氯酸和的氫氧化鉀等體積

22、混合，恰好反應(yīng)，溶液，故不選A；B硫酸是強酸，氫氧化鈉是強堿，室溫時，的硫酸和的氫氧化鈉溶液等體積混合，恰好反應(yīng)，溶液，故不選B；C醋酸是弱酸、氫氧化鋇是強堿，的醋酸和的氫氧化鋇溶液等體積混合，醋酸有剩余，所以溶液，故不選C；D氨水是弱堿、硝酸是強酸，室溫時，的氨水和的硝酸等體積混合，的氨水過量，溶液顯堿性，故選D；選D。10C【詳解】A若HA和BOH均為弱電解質(zhì)，且電離平衡常數(shù)相等，則V1·a = V2·b時混合后溶液也顯中性，故A錯誤；B溫度未知，水的離子積常數(shù)Kw不一定為1´10-14，所以當pH(HA) + pH(BOH) =14時，二者濃度不一定相等，且

23、即使Kw=1´10-14，但HA若為較弱酸(或HB為較弱堿)，二者濃度也不相等，等體積中和酸堿不能完全中和，故B錯誤；C若混合溶液中c(OH) =mol·L1，則c(H+)也等于mol·L1，c(H+)= c(OH)，所以溶液一定呈中性，故C正確；D混合后溶液中c(A)=mol/L，所以c(A) + c(HA)=mol/L，故D錯誤；綜上所述答案為C。11D【詳解】A.由醋酸的電離常數(shù)可知，=，用水稀釋 0.1 mol·L1 的醋酸溶液時，電離常數(shù)不變，氫離子濃度減小，減小，則減小，故A錯誤；B醋酸的電離是吸熱反應(yīng)，升高溫度促進醋酸電離，氯化氫是強電解質(zhì)

24、完全電離，所以pH=3的鹽酸和醋酸分別升高相同的溫度，鹽酸的pH不變，醋酸的減小，故B錯誤；C.25 時，pH=3 的硫酸溶液中氫離子濃度為103mol/L，一水合氨是弱堿，pH=11的氨水中氨水的濃度大于103mol/L，則pH=3 的硫酸溶液與 pH=11 的氨水等體積混合，氨水過量導(dǎo)致溶液呈堿性，故C錯誤；D.溶液溫度不確定，c(H)1.0×10-7mol·L-1的溶液不一定是中性溶液，如100的中性溶液中c(H)1.0×10-6mol·L-1，故D正確；故選D。12D【詳解】A常溫下，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液，若，根據(jù)電荷守恒可知，故A正確；B常溫

25、下，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液，若，二者的溶液離子濃度相等，所以導(dǎo)電能力基本相同，故B正確；C常溫下，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液，若，醋酸的濃度大于氫氧化鈉溶液濃度，分別稀釋相同倍數(shù)，醋酸溶液氫離子濃度大，對水電離抑制程度更大，故C正確；D常溫下，醋酸溶液和氫氧化鈉溶液，若，二者等體積積混合，醋酸過量，故,故D錯誤；故答案：D。13C【詳解】ApH=11的溶液可能是堿溶液也可能是鹽溶液，如果是堿溶液，則水電離出的c(OH-)=1×10-11mol/L，如果是強堿弱酸鹽溶液水解使溶液顯堿性，則水電離出的c(OH-)=mol/L= 1×10-3mol/L，A錯誤；B如果是強酸和強堿溶液

26、，將pH=1的酸和pH=13的堿溶液等體積混合后，二者恰好完全反應(yīng)，所得溶液呈中性，溶液的pH一定等于7；如果是強堿與弱酸發(fā)生中和反應(yīng)，由于弱酸部分電離，c(酸)>c(H+)，則混合、充分反應(yīng)后酸過量，溶液呈酸性，pH<7；如果是強酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)，由于弱堿部分電離，c(堿)>c(OH-)，則混合、充分反應(yīng)后堿過量，溶液呈堿性，pH>7，B錯誤；C混合溶液呈中性，氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，則根據(jù)水的離子積常數(shù)Kw= c(H+)× c(OH-)可知反應(yīng)后的溶液中c(H+)=，C正確；D如果是等體積混合，則中和之前酸、堿的pH之和一定等于14，如果不是等體

27、積混合，兩種溶液的pH之和可能大于14，也可能小于14，如pH=2的鹽酸10mL與pH=13的NaOH溶液1mL混合，溶液呈中性，但pH之和為15，D錯誤；答案選C。14A【詳解】A醋酸鈉溶液呈中性，要使醋酸和NaOH混合溶液呈中性，則醋酸應(yīng)該稍微多些，所以至中性時，溶液中的酸未被完全中和，故A正確；B為確定某酸H2A是強酸還是弱酸，可測NaHA溶液的pH，若pH7，H2A也可能是弱酸，如亞硫酸，故B錯誤；C常溫下，將pH=3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，加水稀釋促進醋酸電離，所以稀釋后溶液中氫離子濃度大于原來的，所以溶液的3pH4，故C錯誤；D相同溫度下，氯化銀溶液中存在溶解平衡，溶液中

28、氯離子濃度越大，抑制氯化銀溶解程度越大，硝酸銀是可溶性鹽，所以硝酸銀中銀離子濃度最大，則銀離子濃度大小順序是：，故D錯誤；故答案選A。153 HA+OH-=A-+H2O 0.05 10-13 12 pHa+pHb=12 【詳解】(1)常溫下，已知0.1mol·L-1一元酸HA溶液中=1×10-8，又，則，故常溫下，0.1mol·L-1HA溶液的pH=3；HA為弱酸，則該酸(HA)與NaOH溶液反應(yīng)的離子方程式為：HA+OH-=A-+H2O。0.2mol·L-1HA溶液與0.1mol·L-1NaOH溶液等體積混合后所得溶液中，存在物料守恒：c(A

29、-)+c(HA)=2c(Na+)=0.1mol·L-1，還存在電荷守恒：c(H+)+ c(Na+)= c(OH-)+ c(A-)，故c(H+)= c(OH-)+ c(A-)- c(Na+)，則c(H+)+c(HA)-c(OH-)= c(OH-)+ c(A-)- c(Na+)+c(HA)-c(OH-)= c(A-)- c(Na+)+c(HA)=0.05 mol·L-1。(2) pH=-lg c(H+)，t時，pH=2的稀硫酸中c(H+)=0.01 mol·L-1，pH=2的稀硫酸和pH=11的NaOH溶液等體積混合后溶液呈中性，則pH=11的NaOH溶液中c(OH-

30、)=0.01 mol·L-1，c(H+)=1.0×10-11mol·L-1，則該溫度下水的離子積常數(shù)Kw=。該溫度下(t)，將100mL0.1mol·L-1的稀H2SO4溶液與100mL0.4mol·L-1的NaOH溶液混合后，NaOH過量，溶液顯堿性，混溶液中，則，pH=12。該溫度下(t)，1體積的稀硫酸和10體積的NaOH溶液混合后溶液呈中性，則稀硫酸中c(H+)是NaOH溶液中c(OH-)的10倍，設(shè)稀硫酸中c(H+)=a mol·L-1，則NaOH溶液中c(OH-)=amol·L-1，則稀硫酸的pHa=-lga，N

31、aOH溶液的，故稀硫酸的pH(pHa)與NaOH溶液的pH(pHb)的關(guān)系是：pHa+pHb=12。16大于【詳解】(1)混合溶液為NaA溶液，溶液的pH=8，則表明A-發(fā)生水解，原因：。答案為：；(2)混合溶液中，由于A-發(fā)生水解而促進水的電離，NaOH溶液中，因NaOH直接電離出OH-而對水的電離產(chǎn)生抑制，所以混合溶液中水電離出的c(H+)0.1mol/L NaOH溶液中由水電離出的c(H+)。答案為：；(3)混合液中，存在下列兩個平衡：A-+H2OHA+OH-，H2OH+OH-，所以混合溶液中：c(H+)=mol/L。答案為：；(4)已知NH4A溶液為中性，則Kb(NH3H2O)=Ka(

32、HA)；HA溶液加到Na2CO3溶液中有氣體放出，則Ka(HA)Ka1(H2CO3)Ka2(H2CO3)，從而得出Kb(NH3H2O)Ka2(H2CO3)，Kh()Kh1()，所以(NH4)2CO3溶液的pH大于7。答案為：大于；(5)等體積的含Ca2+溶液與NaF溶液混合所得溶液中，c(Ca2+)=0.0005mol/L，則要使反應(yīng)發(fā)生，溶液中c(F-)=molL-1=molL-1，所以混合前，c(NaF)=molL-1。答案為：。1713 10 1.8×10-7 2 5.0pH7.1 堿 Na2HPO4的水解常數(shù)Kh=1.61×10-7，Kh>Ka3，即HPO的水

33、解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性【分析】應(yīng)用一定溫度下水的離子積常數(shù)，計算出混合溶液中的氫離子濃度，計算出酸堿混合溶液的pH；應(yīng)用溶度積常數(shù)換算出離子沉淀完全時溶液的氫離子濃度、再折算出pH；按定義，可通過電離平衡常數(shù)和水的離子積常數(shù)換算水解常數(shù)，從而判斷弱酸的酸式鹽水溶液的酸堿性；【詳解】(1) 25 時， pH=a的鹽酸，pH=b的Ba(OH)2溶液，10 mL pH=a的鹽酸, 與100 mL pH=b的Ba(OH)2溶液恰好中和，說明酸中n(H+)等于堿中n(OH)，則，則 a+b=13。(2) 100時，時水的離子積為：106×106=1012，0.02m

34、ol/L的Ba(OH)2溶液中c(OH)=0.04mol/L，NaHSO4溶液的濃度為0.02mol/L，c(H+)=0.02mol/L，當二者等體積混合后，所得混合液，pH=10。(3) 25 時，n(AgNO3)=0.018mol/L×0.05L=0.0009mol，n(HCl)=0.020mol/L×0.05L=0.001mol>n(AgNO3)，所以HCl有剩余，剩余溶液中，混合后溶液中Ag+的濃度，溶液中氫離子不參加反應(yīng)，則混合溶液中pH為2。(4) 25 ， Al3+濃度小于1×10-6 mol·L-1， pH > 5，同理Fe(OH)3完全變成沉淀時，pH >3，所以需調(diào)節(jié)溶液的pH范圍為：5.0<pH<7.1。(5) 常溫下，NaH2PO4的水解常數(shù)，Ka2>Kh，即H2PO的電離程度大于其水解程度，因而pH<7。常溫下，Na2HPO4的，Kh> Ka3，即HPO的水解程度大于其電離程度，因而Na2HPO4溶液顯堿性。1811 將一小片pH試紙放在表面皿上，用玻璃棒或膠頭滴管將待測液滴在試紙上，再將變色的試紙與標準比色卡對照讀出數(shù)值 1×10-13 10：