常溫時純水中由水電離
❶ 常溫下以及100℃下，溶液中怎樣計算由水電離出的氫離子濃度
在純水中對水的離子積開根號。根據水的離子積常數表找到該溫度下對應的內水的離子積常數，由容於在純水水分子電離出氫離子和氫氧根離子，且兩種離子的數目相等，所以根據水的離子積表達式開根號即可得到水電離出的氫離子濃度。
水的離子積常數，簡稱水的離子積，是表示溶液中氫氧離子和H2O的比例關系的常數。c(H+)·c(OH-)=K(W)，其中K(W)稱作水的離子積常數，c(H+)和c(OH-)是分別是指整個溶液中氫離子和氫氧根離子的總物質的量濃度。K(W)只隨溫度變化而變化，是溫度常數。因為水的電離是吸熱的，升高溫度，平衡正移，所以K(W)只隨溫度升高而增大。
❷ 常溫時，純水中由水電離出的c（H+）=a molL-1，pH=1的鹽酸中由水電離的c（H+）=b molL-1，0.1molL-1的
常溫時，純水中由水電離出的c（H+）=a
mol?L-1，pH=1的鹽酸中由水電離的c（H+）=b
mol?L-1，鹽酸抑制
水的電離
，所回以b＜a，0.1mol?L-1的鹽酸與0.1mol?L-1的氨水答等體積混合後，生成氯化銨溶液，
銨根離子
水解促進水的電離，由水電離的c（H+）=c
mol?L-1，則c＞a，則a、b、c的關系正確的是：c＞a＞b；
故選B．
❸ 常溫時，純水中由水電離的c(H-)=a,pH=1的鹽酸中由水電離的c(H+)=b,0.2摩爾每升的
用標准狀況下說吧，純水中可以得出c(H-)=a=10（-7）摩爾每升。
pH=1的鹽酸中c(H+)=10（-1）摩爾每升，回這是全部的，根據答Kw一定可以得出由水電離出的氫氧根等於由水電離出的氫離子，所以可以求出b=10(-13)摩爾每升。
第三種情況注意體積的變化，一般不考慮微小的改變，所以可以假設水的體積變為原來的2倍，所以c(H+)=0.05摩爾每升（2<PH<3)，這是全部的，同樣的比較b時可以得出10(-12)<c < 10(-11),所以C>b
所以可以得出a > c > b
注意：常溫跟標准狀況的離子積是不同的,用標准狀況是為了計算方便。（以上的演算法是用單位1比較好算）
❹ 常溫下，某溶液中由水電離產生的c(H+)=1×10-11mol/L，則該溶液的PH可能是( )
答案為11或3，由於常溫下，某溶液中由水電離產生的c(H+)=1×10-11mol/L，由水電離產生專的c(OH-)=1×10-11mol/L，而常溫下純水中由屬水電離產生的c(H+)=1×10-7mol/L,可知是抑制了水的電離，若加酸抑制，則氫氧根離子的濃度就是水電離 的。利用水的離子積常數求得溶液中氫離子的濃度為10-3mol/L，該溶液的PH為3；若加鹼，溶液中的氫離子就是水電離的氫離子，PH值為11
陳
❺ 計算常溫下pH=2的鹽酸中由水電離出的c(H+)及此時水的電離度α
C(H+)為H離子濃度
PH=-lg(C(H)),例如HCL溶液,C(H+)=0.01mol/L
❻ 常溫下，某溶液中由水電離出的c（H+）和c（OH-）的乘積是1×10-20，下列說法中正確的是（）A．該溶液
c（來H+）和c（OH-）的乘積小於10-14，說明水的電源離受到了抑制，其溶質只能是酸或鹼，
A、碳酸氫鈉溶液中，碳酸氫根離子水解，促進了水的電離，c（H+）和c（OH-）的乘積會大於10-14，所以一定不是碳酸氫鈉溶液，故A正確；
B、該溶液的溶質可能是酸或鹼，c（H+）?c（OH-）=1×10-20，所以c（H+）=c（OH-）=1×10-10，溶液的pH可能是4或10，故B錯誤；
C、溶質只能是酸或者鹼溶液，不可能是氯化銨，故C錯誤；
D、不水解的正鹽不影響水的電離，水解的正鹽促進水的電離，水電離的c（H+）和c（OH-）的乘積必大於10-14，D項錯誤；
故選A．
❼ 常溫下，某溶液中由水電離出的c（H+）與c（OH-）的乘積為10-15，該溶液可能是（）A．一定濃度的醋酸
A、一定濃度的醋酸溶液中，c（H+），對水的電離起到抑製作用，故A符合；
B、一定濃專度的NaHSO4溶液中屬呈酸性，對水的電離起到抑製作用，故B符合；
C、一定濃度的NH4Cl溶液中，銨根離子水解呈酸性；對水的電離起到促進作用，故C不符合；
D、0.1 mol/L的NaCl溶液中水的電離不變，溶液中c（H+）與c（OH-）的乘積為10-14，故D不符合；
故選：AB．