常温下某溶液,水电离出的C(OH-)为1.0*10-4MOL/L

来源：学生作业帮编辑：大师作文网作业帮分类：化学作业时间：2024/11/11 15:21:43

常温下某溶液,水电离出的C(OH-)为1.0*10-4MOL/L
可能是酸性也可能是碱性吗.若是酸性的话,是不是（H）浓度就是PH=4.那么（OH-）就一定是1*10-10,这个OH-浓度就一定是水电离出来的OH-浓度了吗.那不是和题目不符了吗.

水的电离被促进,是加入了能水解的盐.现在既然OH-是10-4mol/L,就证明溶液显堿性,pOH=4,所以pH=10
只有水的电离被抑制,才需要考虑是加酸还是加碱的情况,才会有两种可能.
再问：噢。原来是水电离被抑制的时候才考虑酸碱。那是不是加人了消耗H+的盐。导致水中的H+不等于OH-。但是我的试卷的原题是常温下某溶液,水电离出的C(OH-)为1.0*10-4MOL/L，该溶液中溶质可能是（）1 Al2(SO4)3 2NaOH 3 NH4Cl 4 NaHSO4 A选项是1和2 B选项 1和3 C选项是23。D是14。怎么会选B了呢。这样不是显酸性了吗
再答：这里可能是指H2O电离的所有OH-为10-4mol/L,因为有大部分结合了NH4+最终只剩下10-10mol/L的OH-,只能这麼考虑了.
再问：没看懂。。。有点蠢。按照原来你的思路。分析出这溶液是碱性的，为什么按照答案的思路。这溶液是酸性的呢？题干说的水电离出OH-浓度时10-4。不就已经是溶液中结果时的OH-浓度了吗，为什么你说他最终会剩下10-10的OH-。求解答。谢谢
再答：水由於受到盐的影响,电离程度增大,从10-7变成10-4,也就是一开始H+和OH-都是10-4mol/L.但是由於NH4+消耗了OH-,导致最终变成10-10 题干说OH-=10-4mol/L,不一定是最终剩下的,还有可能是水解之前总共的.

常温下某溶液,水电离出的C(OH-)为1.0*10-4MOL/L 常温下，一定浓度的某溶液，由水电离出的c（OH-）=10-4mol/L，则该溶液中的溶质可能是（　　）常温下,一定浓度的某溶液中由水电离出的c(OH-)=10-4mol/L,则该溶液中的溶质可能是常温下,某溶液中由水电离出的c(OH-)=10^-4mol/L,则该溶液中的溶质可能是常温下,某溶液由水电离出的c(OH-)=1.0*10-13MOL/L这句话怎么理解,为什么常温下,某溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-24mol/L,该溶液的[H+] 可能为常温下,0.1mol/L的NaOH溶液中由水电离出的C（H+）是多少?C(oH-)? 常温下,某溶液中由水电离出的c(OH-)=10^-4mol/L,则该溶液中的溶质可能是( )A.HCl B.NaOH C 常温下,在c(H+)=1*10^(-7)mol/L的NaOH溶液中,由水电离出的c(OH-)=? 常温下某溶液中由水电离出的c(H+)=1*10^(-a)mol/L,若a 常温下,某溶液中由水电离出的c（H+）=10-4mol/L,则该溶液的PH为什么可能是10 1.常温下,0.1mol/l某溶液中,若c(H+)/c(OH-)=10的负八次方,该溶液中由水电离出的c(H+)=?