用水稀释零点1mol每升氨水时溶液中随着水量的增加而减小的是

B加水促进电离

D电离程度增大,H+浓度增大加水促进电离,原来氨水碱性加水碱性减弱H+浓度增大

楼上解释有问题NH3‘H2O===（可逆号）NH4++OH-用水稀释氨水十倍后,因为越稀越电离所以pH值大于10.加入氯化铵相当于NH4+浓度升抑制氨水的水解,所以pH值小于10所以是小再问：我知道越

解题思路：1.Kb、Kw只与温度有关，加水稀释不会改变Kb；2.充分利用Kw=c(H+)•c(OH-)和Kb=c(NH4+)•c(OH－)/c(NH3•H2O)在一定温度下是个定值分析比值的变化情况。

加水稀释,电离平衡右移n【OH-】和n【NH4+】增大,但c【OH-】和c【NH4+】减小因为体积相同,所以浓度之比等于物质的量之比,故选A

指的是氨水浓度,如果说pH是OH-的浓度.再问：那么，在25℃时,用蒸馏水稀释1mol/L氨水至0.01mol/L,随溶液的稀释，一题中，为什么氢离子的浓度增大再答：稀释对于主要离子的浓度都是下降的，

你的想法错误是因为加水后不仅氢氧根浓度降低氨水浓度也降低所以不能比较应该是：NH3*H2O==NH4++OH-(可逆）越稀越水解,溶液中c(NH3.H2O）浓度降低,C(OH-)增加

100g浓度为10mol•L-1、密度为ρ g•cm-3的氨水的体积为100gρg/ml=100ρml．令稀释后氨水的体积为Vml，根据稀释定律，稀释前后溶质的物质的量不变，则：100ρml

由NH3．H2O⇌OH-+NH4+可知，加水促进电离，则n（NH3．H2O）减少，n（OH-）增大，则c(OH−)c(NH3•H2O)增大，则B、D正确、C错误；因温度不变，电离平衡常数不变，则A错误

此关系式是氨水电平衡常数的表达式,平衡常数只随温度的变化而变化,用水稀释氨水的稀溶液温度基本不变,所以此关系式不变.再问：谢谢解答。水稀释氨水，那么氨水电离程度加深，那么分子就相对于分母应该增多了？，

用个极限法刚开始溶液显碱性c（OH-)>10^-7加水无限多,接近中性c（OH-)=10^-7

A再问：可以解释一下吗？谢谢再答：浓度越稀，电离度越大，电离出来的离子就越多，未电离的就少。再问：可是加水不是会把OH-液稀释了么，那c（OH-）不是减小吗再答：NH3会变得更小（电离度增大呀）

弱碱性溶液中实际上存在一个电离平衡NH3*H2O==NH4+＋OH-氨水被稀释后,其中NH3*H2O浓度降低,但不为零,且同时生成的NH4＋要抑制NH4+离子的水解NH4+＋H2O＝NH3*H2O＋H

稀释将促进氨水电离,氢氧根的物质的量增加,但浓度是降低的.

温度不变,c(H+)和c(OH-)的乘积不变.如果是c(H+)/c(OH-),是增大的,随着加水量的增加,c(OH-)减小,而Kw=c(H+)*c(OH-),c(OH-)减小,c(H＋)增大,c(H+

NH3+H2O=NH4++OH-（NH3就代表一水合氨了,懒得多打字,下同）反应平衡常数K=[OH-][NH4+]/[NH3],稀释后NH4+、OH-、NH3的浓度都减半K'=K/2,所以平衡右移,N

水的电离啊---一开始显碱性,后来水多了,接近中性

物质的量浓度与质量百分比浓度的换算公式：（1000*密度*A%）/溶质的摩尔质量.查表可知ρ=0.92g/cm^3的氨水质量百分比浓度为20%.质量百分比浓度为20%的氨水,其物质的量浓度为1000*

你只需要记住平衡移动总是远弱于稀释的作用就可以了.因此稀释后,虽然电离度上升了,但是总体而言OH-的浓度是下降的.

A、由NH3．H2O⇌OH-+NH4+可知，加水促进电离，则n（NH3．H2O）减少，n（OH-）增大，c(OH−)c(NH3•H2O)增大，故A错误；B、由NH3．H2O⇌OH-+NH4+可知，加水