25度时若1l某一元强酸溶液

(1)在25度时,某一元强碱溶液的PH为a:[OH-]==10^-(14-a)(2)在25度时,某一元弱酸HA溶液的PH为b,HA的电离度为1%:10^-b==C(HA)*1%-------C(HA)

AD结合c(OH－)·c(H＋)＝1×10－14，可知溶液中c(OH－)=10－11mol·L－1，c(H＋)=10－3mol·L－1，可见0.1mol·L－1某一元酸HA是弱酸，并没有全部电离出H+

假设有1L溶液,HA物质的量是0.1mol,电离的HA是0.1x1%=10-3mol,故电离出H+为10-3mol所以c(H+)=10-3mol/LpH=3

该温度下，溶液中c（H+）=1mol/L×0.001%=10-5mol/L，溶液导电能力与自由移动离子浓度成正比，如果溶液导电能力接近，则溶液中离子浓度接近，所以只要给予的选项中离子浓度接近10-5m

这个题目你掌握一点就可以了,溶液既然是PH=7,那么混合后[H+]=[OH-]由于强酸是完全电离的酸的浓度跟溶液中电离出来的【H+】是一样的但是一元弱碱就不同了,所有的弱电解质都是不完全电离的,那么在

10mL的弱酸,物质的量就是：10*0.01=0.1mmol5mL的NaOH就是：0.05mmol

pH=b的某一元强碱溶液呈碱性，则b＞7，a=0.4b，则a＞0.4×7=2.8，即a＞145；pH=a的强酸c（H+）=10-amol/L，pH=b的强碱c（OH-）=10b-14mol/L，恰好中

已知：Kθ=10^-91、0.1mol/LHB溶液的PH此溶液为一元弱酸电离：c(H+)=[c(HB)*Ka]^1/2=[0.1*10^-9]^1/2=10^-5pH=52、0.1mol/LB-溶液的

酸是弱酸,碱是强碱.等浓度等体积混合,刚好完全反应,产物强碱弱酸盐,呈碱性.A-发生水解.答案A对的.C应该打错了吧c(B+)+c(H+)＝c(OH－)+c(A－)电荷守恒也是对的再问：恩C是打错了，

PH=8,POH=6[OH-]=1.0×10^-6滴定完后溶液达到以下水解平衡[HA]=[OH][A-]约等于0.05H2O+A-===HA+OH-0.0510^-610^-6K(h)=K(W)/K(

（1）不能a=3ph=b=2a=6[H+]V114-2aa

因为越弱越电离啊弱碱不完全电离所以溶解之后电离的更多了电离之后两者才相等所以之前就是溶液中H+的浓度大于碱溶液中OH-的浓度明白不啊

恰好中和,说明H+的物质的量=OH-的物质的量Va*10^-a=Vb*10^b-14Va=Vb则10^-a=10^b-14-a=b-14a+b=14

pH=3即溶液中[H+]=10^-3这些H+是弱酸HA电离得到的.即0.2mol/L的HA有10^-3mol/L发生了电离电离度=10^3/0.2=0.5%

选BC.如果酸与碱是等浓度的,反应生成的是强酸弱碱盐,溶液是酸性的.现在pH=7,要求碱多一些才能保证pH=7.所以是碱的浓度大于酸的浓度.强酸与弱碱,所以H+浓度大于OH-的浓度.再问：求c对原因再

c(OH-)=0.1*1%=10^-3再根据c(H+)=10^-14/c(OH-)=10^-11PH=11

选B,(0.1*1%)^2/0.1=1*10^-5.

根据c(OH−)c(H+)=10-8和c（H+）×c（OH-）=10-14可知，溶液中C(H+)10−14C(H+)=10-8，解之得c（H+）=0.001mol/L＜0.1mol/L，则该酸是弱酸，

PH=2,[H+]=0.01M,稀释为1/5后,[H+]=0.01/5=0.002M,PH=2.7

解题思路：理解PH解题过程：解：正好前段时间碰到这道题，应该是这样的吧：实验测得常温下0.1mol/L某一元酸(HA)溶液的pH值等于1，0.1mol/L某一元碱(BOH)溶液里c(H+)/c(OH-