某0.1MOL L的H2B溶液在某温度下PH=3

酸性溶液,说明电离程度大于水解程度,所以c（B2-）>c（H2B）

c(NaCN)＝0.05mol/L首先等体积混合后体积扩大了2倍...那么NA离子的浓度自然由原来的0.1mol•L－1变为0.05mol/L－1.CN离子浓度大于0.05mol/L－1.

B.现在氢离子浓度＝10^-4.75＝1.78＊10^-5mol／l稀释一倍后氢离子浓度＝8.89＊10^-6mol/lpH=－lg8.89＊10^-6＝5.05

（1）竞争性抑制剂的米氏方程为：V=Vmax[S]/(Km(1+[I]/Ki)+[S])代入数据得：V=13.54μmolL-1min-1i%=（1-a）×100%=（1-Vi/Vo）×100%=24

B．2.24OMLNa2CO3的摩尔数=0.01molL-1*(10/1000)L=1*10^(-4)molHCl的摩尔数=0.05molL-1*(1.2/1000)L=6*10^(-5)molNa2

答案：DA．HA和H2B都是弱酸,且H2B酸性强于HA……错误,都是弱酸,但是HA的酸性更强.B．当NaA、NaHB,Na2B都是0．1mol/L时,Na2B的pH最小……错误,越弱越水解,Na2B水

因为室温下0.1mol/L的一元强酸溶液的pH应该是1,二元强酸溶液的pH应该是0.7HA作为一元酸,H2B作为二元酸室温下0.1mol/L溶液的pH都比强酸pH大所以都是弱酸

B再问：为什么再答：室温下HA、H2B两种酸溶液的浓度都是0.1mol/LpH依次为1.5和2.0，说明酸性HA强于H2B再问：B选项和D选项再答：B对，D能和强酸反应（俩都是弱酸），HB-能和强碱反

B

[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

m=0.01*0.019*40*500/20=0.19gNaOH%=0.19/0.2=95%

HA-既要电离,又要水解.HA-=H++A2-,HA-+H2O=H2A+OH-而由于PH=11呈碱性,说明水解大于电离,所以应为HA-＞OH-＞H2A＞A2-,题目中后两个离子顺序错了

滴至第一计量点,此时溶液是NaHB,质子论当两性物质,PH=(PKa1+PKa2)/2滴至第二计量点,溶液是Na2B,在质子论当作碱,Kb1=Kw/Ka2,若Kb1>>Kb2且Kb1·C>20Kw,C

这个用HB-的分布分数来计算：公式如下,pKai换算为Kai的工作你自己完成,代入常数和[H+]、C,就可以计算了,自己练习吧.

a__＞___0．01molL-1Ka＝0.01*0.01/2a

H2B==HB+H0.1-XXXHB==B+HX-10^-610^-610^-6所以X+10^-6=10^-3求出x最后根据一级电离式求出电离度a=x/0.1

因为pH=4,所以[H+]>[OH-]NaHB=Na++HB-电离：HB-=可逆=H++B2-HB-+H2O=可逆=H2B+OH-因为[H+]>[OH-]所以电离>水解而程度都很弱（pH=4,0.1m

3Cu+8H++2NO3-=3Cu2++2NO+4H2OH+0.06molNO3-0.04molH+少解得Cu2+为0.0225mol浓度就是0.225mol/L选C

很高兴为你解答你的疑惑这个二元酸你可以认为是硫酸,因为硫酸是符合这样的电离规律的,即第一步完全电离,第二步部分电离.且硫酸特殊易考,这道题显然我认为是想让你推出它是什么酸.既然如此,A就明显错了,因为

在原则上是不需要,溶质就是指Na2CO3,不用算结晶水!计算得：需要Na2CO3的质量为0.5*0.1*(2*23+12+16*3)当然在实践中,我们所用的Na2CO3会与水形成结晶!所以在配制时需要