某温度下水的离子积Kw=10^-13

离子积只与温度有关、温度升高则离子积增大.Kw=1*10-13大于Kw=1*10-14.所以大鱼25°C

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

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）氢氧化钠为一元强碱，某温度下Kw=c（H+）×c（OH-）=1×10-12，在0.1mol/L的氢氧化钠溶液中C（OH-）=0.1mol/L，c（H+）=KWC(H+)=10−120.1=10-

0.001mol/LNaOH的溶液中C(OH^-)=0.001mol/L=10^-3mol/LpH为11中C(H^+)=10^-11mol/L则该温度下水的离子积常数Kw=C(H^+)*C(OH^-)

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

设NAOH为xL,H2so4为yL.酸碱中和显酸性则(10＾-1)y—（10＾-3）x　=10＾-2(x+y)比出来一些xy带的小系数的项忽略掉得到x比y等于10比1.由于溶液显酸性而剩下的硫酸的物质

1.0.01MNaOH,[OH-]=1x10-2M,pH=11,[H+]=1x10-11MKw=[OH-][H+]=1x10-132.1)中性,[OH-]=[H+],(13-12)Va=2Vb,Va:

呈中性则酸碱完全中和,即H+和OH-完全反应.硫酸中H+浓度为：0.1mol/LNaOH中,pH=12,即H+浓度是10^-12mol/L,因此OH-是1mol/L（二者乘积等于10^-12)所以硫酸

pH=11,所以C（H+）=10-11mol/L,0.01mol/L的NaOH溶液中氢氧根浓度为10-2mol/L.Kw=C（H+)*C(OH-)=10-13mol/L

第一题Na+和SO42-都不水解因此稀释后c(Na+)∶c(OH－)=(1×10^－4)/(10^-7)=1000稀释10倍但OH-浓度仍未10-7而Na浓度为2×5×10-4/10=1×10-4mo

POH=-lgc(OH-)=2PH=11PH+POH=13Kw=10^-13氢离子全部来自于水,水电离的氢离子和氢氧根离子一样多H2O=可逆=H++OH-水电离的氢离子和氢氧根离子=10^-11mol

（1）0.01mol/L的NaOH溶液的pH为11，则c（H+）=1×10-11mol/L，c（OH-）=0.01mol/L，Kw=c（H+）×c（OH-）=1×10-13，故答案为：1×10-13；

设该温度下设该温度下水的离子积常数Kw=10-a，pH=2的H2SO4溶液中氢离子的浓度为10-2mol/L，pH=11的NaOH溶液中氢离子浓度为10-11mol/L，则氢氧根离子浓度为：10−a1

解:设硫酸溶液的体积为v1,氢氧化钠溶液的体积为v2.依题意有混合后溶液显碱性.即减过量.混合后溶液的C(oh)=10^-12/10^-7=10^-5=(v2*10^-3----v1*10^-4)/(

水电离的OH-浓度相对NaOH电离的浓度太低,可以忽略不计.

某温度下,水的离子积为Kw=1×10一12,则该温度大于25℃若将该温度下pH=11的Ba(OH)2溶液aL和pH=lNaHS04bL混和(设混和过程中的体积变化忽略不计),试填写下列空格．（1）若所

由酸碱的物质的量可判断碱有剩余,则反应后c(OH^-)=(0.4×100-0.1×100×2)/(100+100)=0.1mol/Lc(H^+)=1×10^-12/0.1=10^-11pH=11

25℃时,某Na2SO4溶液中c(SO42-)=5×10-4mol/L,取该溶液1mL加水稀释至10mL,c(SO42-)=5×10-5mol/Lc(Na+)=1×10-4mol/L,c（OH－）=1

Kw=10^-12