KW=1*10-14,PH=7,求酸碱体积比

常温下，水的离子积为1×10-14，纯水中氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等，溶液的pH=7；升高温度，水的电离程度增大，水中氢离子浓度增大，pH=-lgc（H+）可知，氢离子浓度越大，pH越小，所以90

pH值小于7,但还是中性,pH值的计算方法不管多少度都是一样的,但中性pH值在不同的温度有所不同.

此温度下,纯水中氢离子浓度大于10^(-7),所以PH小于7.

pH值是对H+浓度取负对数,所以要根据离子积先求得H+的浓度,既然是中性,那么溶液中的H+浓度与OH-的浓度相等,90度时的[H+]就是对离子积开根号≈6*10^(-7),pH

肯定是小于7咯Kw=[H+][OH-]（离子积的定义）H2O=H++OH-,[H+]=[OH-]（水电离出等量的H+和OH-）所以,Kw=[H+]•[H+]解这方程可得到[H+],然后就有

(1)根据C(OH-)*a=C(H+)*b10^-2*a=10^-1*ba:b=10(2)碱少,显酸性C(H+)*(a+b)=C(H+)*b-C(OH-)*aC(H+)=(0.2-0.09)/11=0

（1）若所得混合溶液为中性,则a：b=10:1——,生成沉淀的物质的量为—0.005a—mol（2）若a：b=9：1,所得溶液pH=3.若混合后溶液的总体积为200ml求溶液中c（Ba2+）=—1.0

pH=11的NaOH,c(H+)=10^-11c(OH-)=Kw/c(H+)=10^-13/10^-11=10^-2mol/LpH=1的H2SO4,c(H+)=10^-1mol/L若所得混合溶液的PH

若将此温度（t℃）下，pH=11的苛性钠溶液aL与pH=1的稀硫酸bL混合，此时NaOH溶液中c（OH-）=10−1310−11mol/L=0.01mol/L，稀硫酸溶液中c（H+）=0.1mol/L

100℃时,kw=10的-12次幂这也就意味着[H+][OH-]=10^-12PH=1的盐酸[H+]=10^-1PH=11的氢氧化钠[H+]=10^-11,[OH-]=Kw/[H+]=(10^-12)

1、题PH=1则[H+]=0.1(mol/L)混合后[H+]=0.1/2=0.05(mol/L)PH=4则[H+]=1*10^-4(mol/L)混合后[H+]=（1*10^-4）/2=5*10^-5(

如果Kw≠10-14呢?这是中性溶液没错,可没说中性一定pH=7呀~再问：能解释得清楚点么？谢谢再答：设H+=x,OH-=y,则有xy=Kw=y²,且x,y≠0,可知x=y,即是中性溶液.但

PH=-lg｛c(H+)｝,所以c(H+)=10^-pH；POH=-lg｛c(OH-)｝,所以c(OH-)=10^-pOH.Kw=c(H+)·c(OH-),c(H+)=Kw/c(OH-)=10^-14

NaoH中的H+和H2SO4中的oH-可忽略不计由题可得：NaoH和H2SO4都为10mol/L则：10mol/L*b-10mol/L*a——————-————=0.01mol/L化简得a:b=9:1

设A强酸溶液中的H+浓度=aB强碱中的OH-浓度=13-b混合后由强酸提供的H+浓度=【a-（13-b）】/2=0混合后由强碱提供的OH-浓度=【（13-b）-a】/2=0即同体积的强酸与强碱恰好反应

NAOHPH=11则其浓度为10^-13/10^-11=0.01硫酸ph=1h+=0.1设NAOH为a硫酸为b（0.1b-0.01a）/（a+b）=0.010.09b=0.02a0.09=0.02a/

因为酸碱都会抑制水的电离...当遇到碱的时候要用H+乘以碱的浓度=kw(这里忽略了电离的OH—的浓度,因为水电离的太少）,不用我算了吧

0.01a=0.1b；a:b=10:1(0.1b-0.01a)/(a+b)=0.01；0.09b=0.02a；a:b=9:2

Kw=10^-12

此温度下pH=11的NaOH溶液，c（OH-）=10−1310−11mol/L=0.01mol/L，pH=1的H2SO4溶液c（H+）=0.1mol/L，若所得混合液为中性，酸碱恰好完全反应，则有0.