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课时跟踪检测（四十） 电离平衡和溶液的酸碱性
一、选择题
1．室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
2．常温下，下列关于丙二酸(用H2R表示，Ka1＝1.4×10－3，Ka2＝2.0×10－6)的说法正确的是( )
A．向100 mL 1 mol·L－1丙二酸溶液中加入0.1 mol NaOH固体后，溶液pH＞7
B．改变条件使Ka1变大，Ka2也一定会变大
C．0.5 mol·L－1丙二酸溶液中：0．5 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
D．向丙二酸溶液中不断滴加1 mol·L－1 NaOH溶液的过程中，水的电离程度不断增大
3．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3 的电离方程式： NaN3===Na＋＋3N
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中： c(H＋)＋c(Na＋ )＝c(N)＋c(HN3)
4．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，由表格数据判断以下说法中不正确的是( )
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸是这四种酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO
D．电解质的强弱与所处的溶剂无关
5.常温时，1 mol·L－1 HClO2和1 mol·L－1 HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，稀释后溶液体积为V，所得曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．稀释前分别用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：HMnO4＞HClO2
B．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO)＞c(MnO)
C．在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足pH＝lg
D．常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＞NaClO2
6．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
浓度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且K1＞K2＞K3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则的值变大
C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)浓度逐渐减小
D．在相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3
7.室温下，用0.10 mol·L－1NaOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L－1HClO溶液，水的电离程度随NaOH溶液体积的变化曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．该中和滴定适合选用酚酞作指示剂
B．M点对应的水溶液pH＝7
C．N点为滴定终点
D．N点溶液中，c(Na＋)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)
8．伯瑞坦—罗比森缓冲溶液的配制方法：在100 mL三酸混合液(磷酸、乙酸、硼酸，浓度均为0.04 mol·L－1)中加入指定体积的0.2 mol·L－1 NaOH溶液，当加入的NaOH溶液为52.5 mL时，溶液的pH＝7(常温)。
已知：①硼酸的电离方程式为H3BO3＋H2O??H＋＋B(OH)。
②三种酸的电离平衡常数如表，下列说法错误的是( )
弱酸 磷酸 乙酸 硼酸
电离平衡常数 Ka1＝7.11×10－3Ka2＝6.23×10－8Ka3＝4.5×10－13 1.75×10－5 5.8×10－10
A．三酸混合液中：c(H2PO)＞c(CH3COO－)＞c[B(OH)]
B．常温下，将1 mL 0.2 mol·L－1NaOH溶液稀释至20 L，溶液中OH－浓度为10－5 mol·L－1
C．H2PO与B(OH)不能共存
D．少量CH3COOH与Na3PO4反应的离子方程式为3CH3COOH＋PO===3CH3COO－＋H3PO4
二、非选择题
9．(1)已知：25 ℃时NH3·H2O的Kb＝2.0×10－5。
①求0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中c(OH－)＝____ mol·L－1。
②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O中加入固体NH4Cl，使c(NH)达到0.20 mol·L－1，则c(OH－)＝____mol·L－1。
(2)25 ℃时，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010。
①该HA溶液的pH＝____。
②25 ℃时，将等浓度、等体积的氨水与HA溶液相混合，所得混合溶液的pH____7(填“＞”“＝”或“＜”)。
10．现有常温下的六份溶液。
①0.01 mol·L－1CH3COOH溶液；
②0.01 mol·L－1HCl溶液；
③pH＝12的氨水；
④pH＝12的NaOH溶液；
⑤0.01 mol·L－1CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；
⑥0.01 mol·L－1HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。
(1)其中水的电离程度最大的是____(填序号，下同)，水的电离程度相同的是____。
(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____③(填“>”“<”或“＝”)。
(3)将六份溶液分别稀释10倍后，溶液的pH：①____②，③____④，⑤____⑥(填“>”“<”或“＝”)。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)>c(H＋)，则混合溶液可能呈____(填字母)。
A．酸性 B．碱性 C．中性
11．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
温度/℃ c(NH3·H2O) /(mol·L－1) 电离常数 电离度/% c(OH－) /(mol·L－1)
0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2
10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2
20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2
提示：电离度＝×100%
(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向___(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是__(填字母)。
A．电离常数 B．电离度
C．c(OH－) D．c(NH3·H2O)
(2)表中c(OH－)基本不变的原因是________________________________________。
(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是____(填字母，下同)。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小
(4)将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是____。
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢
C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠
12．现有①0.2 mol·L－1 NaOH溶液和②0.2 mol·L－1 HX溶液，两溶液等体积混合后，测得溶液中c(Na＋)＞c(X－)。则：
(1)①中由水电离出的c(OH－)____②中由水电离出的c(H＋)(填“＞”“＝”或“＜”)。
(2)上述混合液中共存在____种粒子，且c(HX)__c(X－)(填“＞”“＝”或“＜”，下同)。c(HX)＋c(X－)__0.1 mol·L－1(忽略体积变化)。请根据电荷守恒写出一个用离子浓度表示的等式：________________________。
(3)上述混合液显____性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因用离子方程式表示________________________________________________。
(4)已知t ℃，Kw＝1×10－13，则t ℃____(填“＞”“＜”或“＝”)25 ℃。在t ℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝___。
课时跟踪检测（四十） 电离平衡和溶液的酸碱性
一、选择题
1．室温下，对于1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液。下列判断正确的是( )
A．该溶液中CH3COO－的粒子数为6.02×1022
B．加入少量CH3COONa固体后，溶液的pH降低
C．滴加NaOH溶液过程中，n(CH3COO－)与n(CH3COOH)之和始终为0.1 mol
D．与Na2CO3溶液反应的离子方程式为CO＋2H＋===H2O＋CO2↑
解析：选C 1 L 0.1 mol·L－1醋酸溶液中醋酸的物质的量为0.1 mol，醋酸属于弱酸，则CH3COO－的粒子数小于6.02×1022，故A错误；加入少量CH3COONa固体后，溶液中CH3COO－的浓度增大，会抑制醋酸的电离，溶液中的氢离子浓度减小，则溶液的pH升高，故B错误；醋酸是弱电解质，则离子方程式为CO＋2CH3COOH===H2O＋CO2↑＋2CH3COO－，故D错误。
2．常温下，下列关于丙二酸(用H2R表示，Ka1＝1.4×10－3，Ka2＝2.0×10－6)的说法正确的是( )
A．向100 mL 1 mol·L－1丙二酸溶液中加入0.1 mol NaOH固体后，溶液pH＞7
B．改变条件使Ka1变大，Ka2也一定会变大
C．0.5 mol·L－1丙二酸溶液中：0．5 mol·L－1＜c(H＋)＜1 mol·L－1
D．向丙二酸溶液中不断滴加1 mol·L－1 NaOH溶液的过程中，水的电离程度不断增大
解析：选B 向100 mL 1 mol·L－1丙二酸溶液中加入0.1 mol NaOH固体后得到的溶液为丙二酸氢钠溶液，丙二酸氢根离子的水解常数Kh＝＝＝＜Ka2，即HR－的电离程度大于水解程度，故溶液pH＜7，A项错误；Ka1变大，说明温度升高，则Ka2也一定变大，B项正确；丙二酸的Ka1较小，故一级电离不能进行完全，故0.5 mol·L－1丙二酸溶液中，c(H＋)＜0.5 mol·L－1，C项错误；向丙二酸溶液中滴加NaOH溶液的过程中，溶液中c(H＋)逐渐减小，水的电离程度逐渐增大，但达到滴定终点后，再滴加NaOH溶液，会抑制水的电离，水的电离程度反而减小，D项错误。
3．叠氮酸(HN3)与NaOH溶液反应生成NaN3。已知NaN3溶液呈碱性，下列叙述正确的是( )
A．0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH＝2
B．HN3溶液的pH随温度升高而减小
C．NaN3 的电离方程式： NaN3===Na＋＋3N
D．0.01 mol·L－1 NaN3溶液中： c(H＋)＋c(Na＋ )＝c(N)＋c(HN3)
解析：选B 由题意，NaN3溶液呈碱性，则叠氮酸根(N)会发生水解，说明HN3为弱酸，在水溶液中不能完全电离，故0.01 mol·L－1 HN3溶液的pH>2，A错误；HN3为弱酸，电离方程式为HN3H＋＋N，电离是吸热过程，升高温度促进HN3的电离，c(H＋)增大， pH减小，B正确；NaN3是强电解质，完全电离出Na＋和N，电离方程式为 NaN3===Na＋＋N，C错误；0.01 mol·L－1 NaN3溶液中：由物料守恒得c(Na＋ )＝c(N)＋c(HN3)，故D错误。
4．高氯酸、硫酸、硝酸和盐酸都是强酸，其酸性在水溶液中差别不大。下表是某温度下这四种酸在冰醋酸中的电离常数，由表格数据判断以下说法中不正确的是( )
酸 HClO4 H2SO4 HCl HNO3
Ka 1.6×10－5 6.3×10－9 1.6×10－9 4.2×10－10
A．相同条件下在冰醋酸中，硝酸是这四种酸中最弱的酸
B．在冰醋酸中，这四种酸都没有完全电离
C．在冰醋酸中，硫酸的电离方程式为H2SO4H＋＋HSO、HSOH＋＋SO
D．电解质的强弱与所处的溶剂无关
解析：选D 在冰醋酸中，硝酸的电离平衡常数最小，所以硝酸的酸性最弱，故A正确；根据电离平衡常数知，在冰醋酸中这几种酸都不完全电离，故B正确；在冰醋酸中硫酸存在电离平衡，故C正确；这四种酸在水中都完全电离，在冰醋酸中电离程度不同，所以水对于这四种酸的强弱没有区分能力，但醋酸可以区分这四种酸的强弱，故D错误。
5.常温时，1 mol·L－1 HClO2和1 mol·L－1 HMnO4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水进行稀释，稀释后溶液体积为V，所得曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．稀释前分别用1 mol·L－1的NaOH溶液中和，消耗的NaOH溶液体积：HMnO4＞HClO2
B．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO)＞c(MnO)
C．在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足pH＝lg
D．常温下，浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＞NaClO2
解析：选C HClO2与HMnO4两种酸都为一元酸且物质的量相等，消耗的NaOH溶液体积相同，故A错误；当稀释至pH均为3时，两溶液中均存在电荷守恒，分别为c(H＋)＝c(OH－)＋c(ClO)，c(H＋)＝c(OH－)＋c(MnO)，则溶液中c(ClO)＝c(MnO)，故B错误；由图可知lg ＋1＝1时，1 mol·L－1 HMnO4溶液中c(H＋)＝1 mol·L－1，说明HMnO4为强酸，在0≤pH≤5时，HMnO4溶液满足pH＝lg ，故C正确；由图可知HClO2为弱酸，则浓度均为0.1 mol·L－1的NaClO2和NaMnO4溶液的pH：NaMnO4＜NaClO2，故D错误。
6．下表是在相同温度下三种酸的一些数据，下列判断正确的是( )
酸 HX HY HZ
浓度/(mol·L－1) 0.12 0.2 0.9 1 1
电离度 0.25 0.2 0.1 0.3 0.5
电离常数 K1 K2 K3 K4 K5
A．在相同温度下，从HX的数据可以说明：弱电解质溶液，浓度越低，电离度越大，且K1＞K2＞K3＝0.01
B．室温时，若在NaZ溶液中加少量盐酸，则的值变大
C．表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)浓度逐渐减小
D．在相同温度下，电离常数：K5＞K4＞K3
解析：选D 由表中HX的数据可知，弱电解质溶液的浓度越小，HX的电离度越大；电离常数只与温度有关，则有K1＝K2＝K3，A错误。在NaZ溶液中存在Z－的水解平衡：Z－＋H2OHZ＋OH－，水解常数Kh＝，加入少量盐酸，平衡正向移动，由于温度不变，则Kh不变，故的值不变，B错误。由表中HX的数据可知，HX的浓度越大，其电离度越小，但电离产生的c(X－)越大，故表格中三种浓度的HX溶液中，从左至右c(X－)浓度逐渐增大，C错误。相同条件下，弱电解质的电离度越大，则酸性越强，其电离常数越大，故相同温度下，电离常数为K5＞K4＞K3，D正确。
7.室温下，用0.10 mol·L－1NaOH溶液滴定10.00 mL 0.10 mol·L－1HClO溶液，水的电离程度随NaOH溶液体积的变化曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A．该中和滴定适合选用酚酞作指示剂
B．M点对应的水溶液pH＝7
C．N点为滴定终点
D．N点溶液中，c(Na＋)>c(ClO－)>c(OH－)>c(H＋)
解析：选A 恰好完全中和时生成NaClO，由于ClO－水解而使溶液呈碱性，故应选用酚酞作指示剂，A正确；M点水的电离程度最大，此时恰好完全中和生成NaClO，ClO－发生水解而使溶液呈碱性，溶液的pH>7，B、C错误；N点加入20.00 mL NaOH溶液，所得溶液是等浓度的NaClO和NaOH的混合液，ClO－会发生水解，则N点溶液中：c(Na＋)>c(OH－)>c(ClO－)>c(H＋)，D错误。
8．伯瑞坦—罗比森缓冲溶液的配制方法：在100 mL三酸混合液(磷酸、乙酸、硼酸，浓度均为0.04 mol·L－1)中加入指定体积的0.2 mol·L－1 NaOH溶液，当加入的NaOH溶液为52.5 mL时，溶液的pH＝7(常温)。
已知：①硼酸的电离方程式为H3BO3＋H2O??H＋＋B(OH)。
②三种酸的电离平衡常数如表，下列说法错误的是( )
弱酸 磷酸 乙酸 硼酸
电离平衡常数 Ka1＝7.11×10－3Ka2＝6.23×10－8Ka3＝4.5×10－13 1.75×10－5 5.8×10－10
A．三酸混合液中：c(H2PO)＞c(CH3COO－)＞c[B(OH)]
B．常温下，将1 mL 0.2 mol·L－1NaOH溶液稀释至20 L，溶液中OH－浓度为10－5 mol·L－1
C．H2PO与B(OH)不能共存
D．少量CH3COOH与Na3PO4反应的离子方程式为3CH3COOH＋PO===3CH3COO－＋H3PO4
解析：选D 由电离平衡常数可知，电离程度越大、酸性越强，对应的酸根离子浓度越大，由表中数据可知，磷酸的酸性最强、硼酸的酸性最弱，则三酸混合液中：c(H2PO)＞c(CH3COO－)＞c[B(OH)]，故A正确；常温下，将1 mL 0.2 mol·L－1 NaOH溶液稀释至20 L，c(NaOH)＝＝10－5 mol·L－1，故B正确；Ka2(H3PO4)＞Ka(H3BO3)，即酸性H2PO＞H3BO3，则H2PO与B(OH)不能共存，故C正确；少量CH3COOH与PO反应时，不能生成H3PO4，故D错误。
二、非选择题
9．(1)已知：25 ℃时NH3·H2O的Kb＝2.0×10－5。
①求0.10 mol·L－1的NH3·H2O溶液中c(OH－)＝____ mol·L－1。
②若向0.10 mol·L－1的NH3·H2O中加入固体NH4Cl，使c(NH)达到0.20 mol·L－1，则c(OH－)＝____mol·L－1。
(2)25 ℃时，0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010。
①该HA溶液的pH＝____。
②25 ℃时，将等浓度、等体积的氨水与HA溶液相混合，所得混合溶液的pH____7(填“＞”“＝”或“＜”)。
解析：(1)①NH3·H2O溶液中存在电离平衡：NH3·H2ONH＋OH－，则有Kb＝＝2.0×10－5；0.10 mol·L－1 NH3·H2O的电离程度较小，此时c(NH3·H2O)≈0.10 mol·L－1，c(NH)≈c(OH－)，则有Kb＝＝2.0×10－5，解得c(OH－)≈1.4×10－3 mol·L－1。②加入固体NH4Cl，使c(NH)＝0.20 mol·L－1，则有Kb＝＝2.0×10－5，可得c(OH－)＝1×10－5 mol·L－1。
(2)①25 ℃时Kw＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－14,0.10 mol·L－1的HA溶液中＝1010，则有c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，故HA溶液的pH＝2。②等浓度、等体积的氨水与HA溶液混合，二者恰好完全反应生成NH4A溶液；0.10 mol·L－1的HA溶液中c(H＋)＝1×10－2 mol·L－1，则Ka(HA)＝＝1×10－3，又知Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，则有Ka(HA)＞Kb(NH3·H2O)，因Kh(NH)＝＝，Kh(A－)＝＝，故NH4A溶液中NH的水解程度大于A－，所得混合溶液呈酸性，溶液的pH＜7。
答案：(1)①1.4×10－3 ②1×10－5
(2)①2 ②＜
10．现有常温下的六份溶液。
①0.01 mol·L－1CH3COOH溶液；
②0.01 mol·L－1HCl溶液；
③pH＝12的氨水；
④pH＝12的NaOH溶液；
⑤0.01 mol·L－1CH3COOH溶液与pH＝12的氨水等体积混合后所得溶液；
⑥0.01 mol·L－1HCl溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合所得溶液。
(1)其中水的电离程度最大的是____(填序号，下同)，水的电离程度相同的是____。
(2)若将②③混合后所得溶液的pH＝7，则消耗溶液的体积：②____③(填“>”“<”或“＝”)。
(3)将六份溶液分别稀释10倍后，溶液的pH：①____②，③____④，⑤____⑥(填“>”“<”或“＝”)。
(4)将①④混合，若有c(CH3COO－)>c(H＋)，则混合溶液可能呈____(填字母)。
A．酸性 B．碱性 C．中性
解析：(1)酸和碱都会抑制水的电离，故只有⑥(NaCl溶液)对H2O的电离无抑制作用。②③④对水的电离抑制程度相同。(2)因pH＝12的氨水中c(NH3·H2O)>0.01 mol·L－1，故②③混合，欲使pH＝7，则需体积：②>③。(3)稀释同样的倍数后，溶液的pH：①>②；③>④；⑤>⑥。(4)由电荷守恒知：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，仅知道c(CH3COO－)>c(H＋)，无法比较c(H＋)与c(OH－)的相对大小，混合液可能呈酸性、碱性或中性，故选A、B、C。
答案：(1)⑥ ②③④ (2)> (3)> > > (4)ABC
11．常压下，取不同浓度、不同温度的氨水测定，得到下表实验数据。
温度/℃ c(NH3·H2O) /(mol·L－1) 电离常数 电离度/% c(OH－) /(mol·L－1)
0 16.56 1.37×10－5 9.098 1.507×10－2
10 15.16 1.57×10－5 10.18 1.543×10－2
20 13.63 1.71×10－5 11.2 1.527×10－2
提示：电离度＝×100%
(1)温度升高，NH3·H2O的电离平衡向___(填“左”或“右”)移动，能支持该结论的表中数据是__(填字母)。
A．电离常数 B．电离度
C．c(OH－) D．c(NH3·H2O)
(2)表中c(OH－)基本不变的原因是________________________________________。
(3)常温下，在氨水中加入一定量的氯化铵晶体，下列说法错误的是____(填字母，下同)。
A．溶液的pH增大 B．氨水的电离度减小
C．c(OH－)减小 D．c(NH)减小
(4)将氨水与盐酸等浓度等体积混合，下列做法能使c(NH)与c(Cl－)比值变大的是____。
A．加入固体氯化铵 B．通入少量氯化氢
C．降低溶液温度 D．加入少量固体氢氧化钠
解析：(1)根据表中电离常数随温度的变化可以判断，NH3·H2O的电离吸收热量，升高温度，NH3·H2O的电离平衡向右移动。(3)对于平衡NH3·H2O??NH＋OH－，加入NH4Cl固体，平衡左移，pH减小，电离度减小，c(OH－)减小，c(NH)增大，A、D错误。(4)氨水与盐酸等浓度等体积混合，恰好生成NH4Cl溶液，NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋，加入固体NH4Cl，NH水解程度减小，增大，A正确；降温，NH水解程度减小，增大，C项正确；B项，通入HCl，c(Cl－)增大的较c(NH)多，减小；D项，加入NaOH固体，c(NH)减小，减小。
答案：(1)右 A (2)氨水浓度降低，使c(OH－)减小，而温度升高，使c(OH－)增大，双重作用使c(OH－)基本不变 (3)AD (4)AC
12．现有①0.2 mol·L－1 NaOH溶液和②0.2 mol·L－1 HX溶液，两溶液等体积混合后，测得溶液中c(Na＋)＞c(X－)。则：
(1)①中由水电离出的c(OH－)____②中由水电离出的c(H＋)(填“＞”“＝”或“＜”)。
(2)上述混合液中共存在____种粒子，且c(HX)__c(X－)(填“＞”“＝”或“＜”，下同)。c(HX)＋c(X－)__0.1 mol·L－1(忽略体积变化)。请根据电荷守恒写出一个用离子浓度表示的等式：________________________。
(3)上述混合液显____性(填“酸”“碱”或“中”)，其原因用离子方程式表示________________________________________________。
(4)已知t ℃，Kw＝1×10－13，则t ℃____(填“＞”“＜”或“＝”)25 ℃。在t ℃时将pH＝11的NaOH溶液a L与pH＝1的H2SO4溶液b L混合(忽略混合后溶液体积的变化)，若所得混合溶液的pH＝2，则a∶b＝___。
解析：(1)氢氧化钠为强碱，抑制能力强，HX为弱酸，抑制能力弱，①中由水电离出的c(OH－)小于②中由水电离出的c(H＋)。(2)溶液中有H2O、OH－、H＋、HX、X－、Na＋六种粒子，强碱弱酸盐水解程度比较小，所以c(HX)＜c(X－)，根据物料守恒得c(HX)＋c(X－)＝0.1 mol·L－1，根据电荷守恒有c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－)。(3)溶液相当于NaX的水溶液，HX为弱酸，则有X－＋H2OHX＋OH－，溶液显碱性。(4)水的电离是吸热过程，升高温度促进水电离，其离子积常数增大，Kw＝1×10－13＞1×10－14，则t ℃＞25 ℃，该温度下pH＝11的NaOH溶液浓度为0.01 mol·L－1、pH＝1的硫酸溶液中氢离子浓度为0.1 mol·L－1，二者混合后pH＝2，则混合溶液中氢离子浓度为0.01 mol·L－1＝，a∶b＝9∶2。
答案：(1)＜ (2)6 ＜ ＝ c(Na＋)＋c(H＋)＝c(X－)＋c(OH－) (3)碱 X－＋H2O??HX＋OH－ (4)＞ 9∶2
