（1）某温度（t℃）时，测得0.01mol•L-1的NaOH溶液的pH=11．在此温度下，将pH=2的H2SO4溶液Va

解题思路：0.01mol/L NaOH溶液，c（OH^-）=0.01mol/L，pH=11，则c（H⁺）=10^-11mol/L，Kw=c（OH^-）×c（H⁺），
（1）混合溶液为中性，则V_a L×0.01mol/L=V_b L×0.1mol/L；
（2）呈中性则c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，以此计算；
（3）滴加NaOH溶液，由于生成强酸弱碱盐，至中性时，应加入过量的NaOH溶液，以此判断溶质组成；若加入NaOH溶液至反应最大量时，则生成物为：Na₂SO₄、NH₃•H₂O、（NH₄）₂SO₄，以此判断离子浓度大小．

（1）将pH=2的H₂SO₄溶液V_aL与pH=12的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液为中性，则V_a L×0.01mol/L=V_b L×0.1mol/L，所以V_a：V_b=10：1，
故答案为：10：1；
（2）呈中性则c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.01mol/L，所以用含c的代数式表示CH₃COOH的电离常数K_a=
10−7×0.01

c
2−0.01=
2×10−9
c−0.02mol•L^-1，
故答案为：
2×10−9
c−0.02；
（3）滴加NaOH溶液，由于生成强酸弱碱盐，至中性时，应加入过量的NaOH溶液，即有部分NH₃•H₂O生成，即溶质组成为：Na₂SO₄、NH₃•H₂O、（NH₄）₂SO₄；若加入NaOH溶液至反应最大量时，则生成物为：Na₂SO₄、NH₃•H₂O，且浓度为：1：1，由于存在以下两个电离平衡：NH₃•H₂O⇌NH₄⁺+OH^-，H₂O⇌H⁺+OH^-，说明c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺），由于NH₃•H₂O的电离过程微弱，所以c（SO₄^2-）＞c（OH^-），即离子浓度由大到小为：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺），
故答案为：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（OH^-）＞c（NH₄⁺）＞c（H⁺）．

点评：
本题考点： 酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算；弱电解质在水溶液中的电离平衡．

考点点评： 本题考查酸碱混合的计算，明确该温度下的Kw及pH与浓度的换算是解答本题的关键，注意酸碱反应的实质即可解答，侧重学生分析能力及计算能力的考查，题目难度中等．