室温0.1mol.l-1HB溶液的PH值为3,则0.1-搜答案-大师作文网

因为在酸性条件下水电离出的氢实在太少,就算加上水电离出的氢,对结果的影响小于1／1000000,所以水解离出的氢可以忽略.再问：也就是说，对于酸性或者碱性溶液。利用k=c(H+)`c(OH-)时不必考

稍微计算下就知道了再答：

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）

黄色代表pH=7的点,红色代表两种物质1：1的点

假设有1L溶液,HA物质的量是0.1mol,电离的HA是0.1x1%=10-3mol,故电离出H+为10-3mol所以c(H+)=10-3mol/LpH=3

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

不对啊,因为过氧化钠还和水反应了,生成2molNaOH,消耗18ml水,=2.04mol/L

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+]

盐酸与氢氧化钠溶液恰好反应，所得溶液为NaCl溶液，氯化钠为强酸强碱盐，其溶液呈中性，故常温下，氯化钠溶液中c（OH-）=c（H+）=1×10-7mol/L，故选：D．

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+)

3>2>1>43中有H+可抑制NH4+水解4中NH4+遇碱会反应成NH3气体1中氨水是弱电解质

1.0.0.13

后者浓度大.

若是各1L溶液混合,则NH3.H2O+NH4+=0.1mol（物料守恒）[NH4+]+[H+]-[OH-]=0.05MOL（电荷守恒）

A.0.01%再问：o(︶︿︶)o唉。。。为什么？