计算下列溶液的ph值K(HAc)=1.8*10-5

[H+]=[OAc-][HOAc]=0.1mol/LKa=[H+][OAc-]/[HOAc][H+]=(1.8*10^-5*0.1)^(1/2)mol/L=0.00134mol/LpH=-lg[H+]

HAC的浓度是增大电离度减小?PH值减小加入的是醋酸固体,故浓度肯定增大,越浓越难电离,故电离度减小但总体H+还是增大,故pH值减小

HAc的PH值：其计算公式：[H+]=√(0.1*1.75*10^-5)=1.32*10^-3(mol/L)PH=-Lg(1.32*10^-3)=2.88NH4Ac的pH值：其计算公式：[OH-]=√

混合后,HAC溶液的浓度为0.5MOL/L,NaAc的浓度也是0.5MOL/L,这是一个缓冲溶液,PH值为-logKa,也就是4.75

前几题你去参考南京大学编的《无机及分析化学》第三版,第四章不得了最后变大,同离子效应,使HAC不易解离,[H]减少

pH=-lgc（H+）Ka=c（H+）c（Ac-）pH=-lgc（H+）=2.4

在质子论中NH4Ac当作两性物质c（H+）=[（Ka（HAc）*Ka（NH4+）]^1/2=[（Ka（HAc）*Kw/Kb（NH3）]^1/2=[Kw]^1/2=10^-7pH=7

c(H+)=1.33*10^-3mol/L,pH=2.88Ka=c(H+)*c(CH3COO-)/c(CH3COOH)c(CH3COOH)=0.1mol/Lc(H+)=√【Ka*c(CH3COOH)】

c(H+)=Ka*c开平方=(1.8*10^-5)*0.2开平方=3.5*10^-6开平方pH=-lgc(H+)=5.4

首先c/Ka>500,可以最简计算然后[H+]=根号（cKa）=6×10^-4PH=-lg[H+]=4-lg6=3.222

PH要根据溶液中电离出来的H+浓度求,HAc是一元弱酸,所以它电离出来的C（H+）=Ka*0.05,Ka是HAc的电离常数,题中一般会给出来HCl是一元强酸,完全电离,所以混合后C(H+)=0.05m

因为如果普通的强电解质的酸,稀释10倍后应该增大1,但是这个是弱电解质,稀释后它的电离程度会加大,所及加大的会少于1,那就应该选1了

混合后浓度分别为0.15mol/L,0.125mol/L.HAc=H++Ac-K=[H+]*[Ac-]/[HAc],1.8*10^-5=[H+]*[0.125+x]/[0.15-x],因为电离度很小,

AC-:0.05mol/LC(AC-)*C(H+)==1.76*10-5所以C(H+)==3.52*10-5PH:Lg3.52*10-5

不变.设原来pH=2.________________HA====H++A-起始浓度：_______c____0____0平衡浓度：____c-0.01_0.01_0.01K=(0.01*0.01)/

肯定不等.中学认为HCl完全电离,电离度是100%而醋酸是弱酸,电离度达不到100%只有极稀极稀的溶液（近乎纯水,才有可能相同,此时pH=7）

电离出氢最多的就是pH最小的因为只有HCl是强酸,所以,同浓度的溶液,HCl电离出氢离子最多所以选A

HCL:-LG0.5=0.3HAc:小于0.3追问：可否把步骤写一下回答：HCL中氢离子浓度0.5mol/L,根据ph计算方法,其PH为-lg0.5=0.3而醋酸略小,因为其为弱酸,不完全电离,故小于

4、c（H+）=（Ka*c）^（1、2）pH=3.375、c（H+）=Ka*ca、cbpH=4.756、拿K稳,Ksp自己算c=0.016M7、直接用ln（At/A0)=-ktt=1848.43s我不

c(H+)^2/c(HAc)=Ka所以c(H+)≈1.33×10^-3mol/LpH=-lg(c(H+))≈2.88