25摄氏度某溶液的PH=4,则由水电离的H离子浓度为

所得溶液PH=7,说明完全反应,PH=9的NaOH溶液那么H+=10^-9所以OH-浓度为10^-5,PH=4的H2SO4溶液H+浓度为==10^-4设将PH=9的NaOH溶液与PH=4的H2SO4溶

都是10-9

这是一对缓冲溶液,根据题意,有公式氢离子浓度=平衡常数乘以（弱酸的浓度/弱酸根离子浓度）,把氢离子浓度代入（根据PH）,把醋酸的电离常数查出来带进去就做出来了.

电荷守恒得:C(Na+)+c(H+)==C(OH-)+C(CH3COO-)PH=8所以C(OH-)>C(H+)得:C(Na+)>C(CH3COO-)又因为CH3COO-+H2O===CH3COOH+O

A95度时,Ka=10^12,而25度为10^14故APH=6BOH变化不大,故H有较大的变化若为1mol/L的NaOH原来PH=14现PH=12CH变化不大H离子浓度主要由酸中的H决定\D由于是弱酸

0.1mol/l再问：错的再答：c(H+)=10∧-13mol再答：c(OH-)=(10∧-14)/(10∧-13)再问：答案不是0.1mol再问： 再答：题目中没有指出溶液的量再答：所以无

大于9小于11.本来稀释100倍碱性变弱100倍,pH应该是9.但是,氨水属于弱碱,弱碱越弱越电离,碱性稍大些,所以比9大些,但大不过11,毕竟加了水,变稀了.再问：为什么不可以理解为氢离子浓度变小,

答：pH=13NaOH溶液中：【1】pOH=1【2】[0H-]=[Na+]=0.1mol/L【3】【H+】=10^-13mol/L【4】[0H-]的离子数=[Na+]的离子数=0.1MA

Ph=13,c(OH-)=o.1mol/L,得n(OH-)=0.1mol,所以有OH-0.1Na个.（Na为阿伏伽德罗常数）

水的离子积应该是Kw=1x10*-10吧此时pH=5为中性25度是Kw=1x10*-14温度越高Kw越大,所以,温度>25摄氏度1）混合液为中性,则nOH-=nH+,所以,1xVa=10*-1Vb计算

因为弱酸为弱电解质在水中不能完全电离.故要使PH为3其物质的量浓度要大十乘以十的负三次方(以一元酸来说).因为其物质的量比多故反应后还有剩余可以继续电离出氢离子故PH小于7

溶液呈中性,说明酸电离出的氢离子与碱电离出的氢氧根离子恰好完全反应即它们的物质的量相等.PH=a的某强酸溶液中：n(H+)=10^-amol/LX10LPH=b的强碱溶液中：n(OH-)=10^(b-

应该是Na2CO3,因为它需要水解产生OH-使PH达到10,在水解过程中大大需要水的电离过程,所以它的溶液中水电离出的H+要多.再问：??????再答：HCl中的H+大部分都是HCl电离产生的，电离的

3或110.001mol/L的HCl溶液或NaOH溶液,水电离出的H+浓度均为10^-11mol/L.前者pH=3,后者pH=11对于前者,HCl电离出来的H+浓度为0.001mol/L,则OH-浓度

这题目根据质子守恒来做.NH4Cl中有质子守恒:c(H+)=c(NH3·H2O)+c(OH-),因此c(H+)-c(NH3H2O)=c(OH-).现在已知pH=a则H+浓度为10-amol/L,那麼O

pH=a的强酸中c(H+)=10＾(-a)pH=b的强碱中c(OH-)=10＾(b-14)中和后呈中性,则有c(H+)*V1=c(OH-)*V210＾(-a)*V1=10＾(b-14)*V2V1:V2

首先搞清楚PH的定义是-lgH+,而酸碱中和是H与OH反应.而溶液中H*OH=10的-14次方.强酸强碱为完全电离.所以就可以开始解答了.PH=a的强酸的氢离子浓度为10的负a次方（假如是PH=3,则

NaCN中,由于Na+和CN-自身都不能电离出H+、OH-,因此所有的H+、OH-都来源于水CN-的水解实际上也是通过结合H2O中的H而释放出OH-,所以实质上也是来源于水再问：那质子守恒法为什么还要

这个问题很难回答.因为这里涉及了两个问题：一个是你这种溶液本身的PH值,会不会随着温度的变化而变化的,当然实际过程中,溶液的PH值肯定是变化的.还有一个是水的离子积常数变化,25摄氏度时,水的离子积常

这个需要考虑到水的离子积常数Kw只与温度有关.25摄氏度时,Kw=10^-14Kw=c(H+)*c(OH-)PH=5的溶液,c(H+)=10^-5Mol/L,c(OH-)=10^-9Mol/LPH=3