90時測的純水中kw38
Ⅰ 向純水中加入鹼,kw是多少
注意第二單元裡面講過化學平衡常數,它只受溫度的影響.所以在純水中加酸或鹼恢復常溫之後,水的Kw不可能改變.
比如向純水中加氫氧化鈉,溶液中的c(OH-)↑,因為Kw=c(H+)c(OH-)不變,所以c(H+)↓,pH↑；而c(OH-)↑導致的水電離平衡H2O =可逆= H+ + OH- 左移.
Ⅱ 90度時水離子積Kw=3.8×10×-13，該溫度時純水的ph是大於等於還是小於7
此溫度下，純水中氫離子濃度大於10^(-7)，所以PH小於7.
Ⅲ 化學中Kw是什麼意思
Kw表示水的離子積常數，Kw=[H+][OH-]。常溫下（298K）Kw=10的-14次方 Ka，酸反應平衡常數。其中，a作為角標，是acid（酸）的縮寫。K是常數的常用寫法。ksp稱為溶解平衡常數；它只是溫度的函數，即一定溫度下ksp一定。
水是一種極弱的電解質，可以發生微弱的電離，其電離方程式為：H2O+H2O≒H3O+ + OH-,簡寫為H2O≒H+ + OH-,是一個吸熱過程.水的電離是水分子與水分子之間的相互作用而引起的，因此極難發生，大約55.5×10^7個水分子中只有1個水分子發生電離。
實驗測得，25℃時1L純水中只有1×10^(-7)mol的水分子發生電離。由水分子電離出的H+和OH-數目在任何情況下總相等，25℃時，純水中c(H+)=c(OH-)=1×10^(-7)mol/L。
c(H+)·c(OH-)=K(W),其中K(W)稱作水的離子積常數,簡稱水的離子積，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.如25℃,c(H+)=c(OH-)=1×10^(-7)mol/L,K(W)=1×10^(-14);100℃時,K(W)=1×10^(-12)。
在其它物質的溶液中，如酸、鹼和鹽，由於溶質發生電離與水解，導致H+或OH-的濃度發生變化，抑制了水的電離，所以水的電離平衡也向左移動，因此可以利用水的離子積常數來簡單地判斷溶液的pH值。
稀酸溶液中c(H+)酸·c(OH-)水=1×10^(-14)，稀鹼溶液中c(H+)水·c(OH-)鹼=1×10^(-14)。
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常溫下，稀溶液中c（H+）和c（OH-）的離子積總是1.0x10^(-14)，知道c（H+）就可以計算出c（OH-），反之也一樣。在室溫下，酸鹼性與溶液中c（H+)和c（OH-)的關系如下：
1、酸性溶液中：c（H+）>c(OH-)，c（H+）>1.0x10^(-7)mol/L
2、中性溶液中：c（H+）=c(OH-)=1.0x10^(-7)mol/L
3、鹼性溶液中：c（H+）<c(OH-)，c（H+）<1.0x10^(-7)mol/L
因此，用c（H+）和c(OH-)都可以表示溶液的酸鹼性強弱。
pH與c（H+）之間的關系 ：pH是c（H+）的負對數，即：pH= -lg c(H+)。
Ⅳ 90度時,純水的酸鹼性
BKW=3.8＊10-13=[H+]*[OH-]所以：[H+]=[OH-]=SQRT(3.8＊專10-13);PH=-LOG([H+])=-0.5*LOG(3.8＊10-13)由於屬LOG(3.8＊10-13)>LOG(1＊10-14)=-14所以：PH=-LOG([H+])=-0.5*LOG(3.8＊10-13)
Ⅳ 90℃時水的離子積常數KW=3.8×10-13,該溫度時純水的pH值大於7還是小於7還是等於7
pH值小於7， 但還是中性， pH值的計算方法不管多少度都是一樣的， 但中性pH值在不同的溫度有所不同。
Ⅵ (6分)一定溫度下，測得某純水的pH為6．5。試計算： (1)此時水的離子積常數Kw為多少 (2)若在此純水中加一
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（3分）
Ⅶ 25°純水電離kw=
同學,水的離子積實際上是由水的電離平衡常數轉換而來的 Ⅷ 已知十八攝氏度水中的kw的
小於7 Ⅸ 一定溫度下，測得某純水的pH為6.5．試計算：（1）此時水的離子積常數Kw=______．（2）若在此純水中加一定
（1）純水中，c（H+）=c（OH-），Kw=c（H+）．c（OH-）=10-13，故答案為：10-13；
（3）取上述Ba（OH）2溶液200mL，加入等體積的一定物質的量濃度的Na2SO4溶液，混合溶液中鋇離子濃度是用來的一半，為2.5×10-5mol?L-1，c（Na2SO4）=
故答案為：8.0×10-6mol?L-1； （4）根據方程式計算各物質的濃度 Cl2（aq）+H2O（l）=H+（aq）+Cl-（aq）+HClO（aq） 起始：0.0900 0 轉化：0.030.030.030.03 平衡：0.060.030.030.03 平衡常數K=
故答案為：4.5×10-4 ． Ⅹ 化學kw只在純水裡是常數嗎
極端情況就是濃硫酸,水很少,體系變了 熱點內容
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