常温下,PH=10溶液中水电离的c(OH-)=

(1)盐酸中c(H+)=0.1mol/L,所以c(OH-)=10^-13mol/L全部由水电离产生,即电离掉的水的浓度为10^-13mol/L.水的浓度c=1000/18=55.56(mol/L),所

国士元双,你犯了个低级错误盐类水解是促进水的电离的,酸碱才是抑制电离!楼主,学知识是大事,你千万别只听信我们一个人的说法,一定要找老师去问问.

1LH2O的n=1000/18=55.5mol[H+]=10^-10;pH=10或[OH-]=10^-10;pH=4

假设1L水,常温,所以电离的水为10^-7mol,剩余的水约为1000/18mol,所以电离度=1.8*10^-9.对比可知水的电离受抑制再问：请问1.8*10^-9是怎么算出来的？再问：哦我知道了再

可以求出电离平衡常数,但需要知道电离度

因为醋酸是弱电解质,0.001mol·L-1的CH3COOH溶液不可能完全电离,所以溶液中H+的浓度小于1×10-3mol·L-1,因此水电离出的[OH-]大于1×10-11mol·L-1

1.ClO-+H2O=可逆=HClO+OH-2.H2S=可逆=H+HS-这里电离出的H+抑制H2O=可逆=H++OH-的电离3.NH3.H2O=可逆=NH4+OH-4.F-+H2O=可逆=HF+OH-

常温下在PH等于6的CH3COOH与CH3COONa的混合液中水电离出来的氢氧根浓度为多少氢氧根离子全部来自水的电离.pH=6,pOH=8氢氧根浓度为10^-8mol/L

氢氧化钠溶液里的ph为x,则乙酸钠里的ph为14-x+7所以是21

[OH-]=√(Kb*c)Kb=10^-7Ka=Kw/Kb=10^-7这个是基于你给的数字算出的结果,实际上HCOOH的Ka=1.8×10^-4再问：第一步没看懂也kb是水解平衡常数？再问：懂了，谢谢

因为HA-会水HA-+H2O=(可逆号）H2A+OH-,但同样HA-会电离出H+、和A2-,因为常温下溶液PH=6,呈酸性.所以说明溶液中氢离子的浓度大于氢氧根离子的浓度,所以电离程度大于水解程度

已知电离度α和浓度,可以算出弱电解质电离出的离子浓度,c（离子）=cα水的浓度要知道,c(H2O)=1000g/18g/mol/1L=55.5mol/L那么,溶液中水电离出的c(H+)=c(OH-)=

1.在氨水中NH3·H2O直接电离出OH-使溶液呈碱性.抑制水电离.而碳酸钠溶液中碳酸根水解使溶液呈碱性.促进了水的电离.所以水的电离程度碳酸钠溶液大于氨水,a3＞a22.a＞b.同量的NH4Cl,浓

好评就告诉你.

常温下,10的-4再问：过程再答： 再问：S2-水解不是产生了0H-吗，那H+全来自于水的电解，为什么不是10^-10？再答：S2-结合了H+再问：但H+最终只是水的电解产物，而0H-有两种

你在这里忽略了了加入NaAc后对水电力平衡的影响,应为加入NaAc后Ac-水解生成HAc,这时候溶液中水电离得到的氢离子和氢氧根离子浓度不相同的,做近似处理的话就会出现推理的误差

1）高中化学阶段,认为H2SO4是全部电离的,因此NaHSO4中的H+视为HSO4-电离出来,H2O的电离被抑制,而NH3·H2O是弱碱,也抑制水的电离,因此第一问相等2）此问中前者是NH4+的水解,

PH=2的盐酸浓度为0.01Mol/L等体积时NaHCO3的量大于盐酸的量,所以为碱性HCO3-+H+≈H2CO3PH=10即H+离子浓度为1.0*10^-10mol/L,由水电解得到的H+有部分和H

常温下,水的Kw=[H][OH-]=1*10^(-14)又因为醋酸铵是弱酸弱碱盐.所以水解成中性所以水电离出的H+浓度为1*10^(-7)mol/l