作业帮已知0.1mol.L-1HB溶液pH为3
来源：学生作业帮助网 编辑：作业帮 时间：2024/11/08 23:45:15
相同温度下的电离常数K(HA)>K(HB),说明酸性HA>HB所以在物质的量浓度均匀为0.1Mol.L^-1的NaA和NaB混合溶液中,溶液中各离子浓度由大到小的顺序是Na+>A->B->OH->H+
c[B]/Ka>10000[H+]=(1*10^-9*0.1)^0.5=1*10^-5pH=5
没说弱碱B的浓度啊,默认为0.1mol/L吧.0.1mol/lB-pH=8c(OH-)=10^-6mol/Lc(HB)=10^-6mol/LKb=c(OH-)*c(HB)/c(B-)=10^-6*10
酸性溶液,说明电离程度大于水解程度,所以c（B2-）>c（H2B）
选AA-+H2O=HA+OH-B-+H2O=HB+OH-因为乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,所以A-的水解更强烈所以c(HA)＞c(HB)俩反应都有OH-生成,所以c(OH-)＞c(HA)＞c(H
等体积混合后?什么等体积?pH=pKa+log1=pKa=5.00
共轭酸碱有这样一个关系PkaxPkb=10^-14,所以则0.1mol/L共轭碱NaB溶液的pH=13追问：这是大学的题,答案不对啊,不是用这种思维啊回答：我也是刚学了,不信你可以看大一无机与分析化学
[HB^-]＞[B2^-]＞[H2B]NaHB=Na+＋HB^----NaHB全部电离HB^-←→H^+＋B^2-----HB^-部分电离,[B^2-]＜[HB^-].但这步电离是造成溶液呈酸性的原因
正确的是c（H+）>c（HA）>c（HB）>c（OH―）,溶液是显酸性的,你给的选项都不对,HA是弱酸,电离较少,所以溶液中HA以分子形式存在较多,根据c（H+）*c（OH―）=10-14可知c（OH
NaB>NaA>HA>HB.酸越弱PH越大（HA>HB）,相对它的盐的碱性就越强（NaB>NaA）.电离平衡常数说的是离子与氢结合的能力强弱.
pOH=14-9.5=4.5c(OH-)=10^-4.5.B-+H2O=HB+OH-平衡c(mol/L)0.3-c(OH-)c(OH-)c(OH-)Kb=c(OH-)^2／[0.3-c(OH-)]=3
A^-+H2O=HA+OH^-K(A^-)=Kw/K(HA)同样B^-K(B^-)根据两个K即可算出各离子浓度.
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
Kw/[0.001*0.001/0.1]=x*x/0.1x=[OH-][H+]=Kw/[OH-]pH=-lg[H+]
已知0.1mol/LNaHB溶液的pH=2,说明c(H+)=0.01mol/L,NaHB电离为主.在H2B溶液中,第一步电离的H+抑制了第二步电离,所以0.1mol/L的H2B溶液中的c(H+)
首先,两者均会发生水解,NaA和NaB水解均会产生等量的HA和OH-、HB和OH-,那么,混合溶液中的OH-不就是两者的和,必然大于HA和HB的任一者,再看因为乙酸酸性更弱,那么水解就更强,NaA水解
此题选A能水解的大于水解生成的,则可知,c(A-)、c(B-)都大于c(OH-)由越弱越水解,则可知A-比B-水解程度大,则c(HA)>c(HB),由于两者都水解,则c(OH-)最大,则选A
第一题应该选A溶液中溶质离子浓度一定大于氢氧根离子和氢离子浓度,然后乙酸(HA)的酸性比甲酸(HB)弱,得知A-水解得多,所以c(HA)>c(HB),则选A.C里面c(B-)>c(A-)是对的,但是氢