已经0.1一元弱酸HB的PH=3,则0.1共轭碱NaB的PH-搜答案-智慧作业帮

c[B]/Ka>10000[H+]=(1*10^-9*0.1)^0.5=1*10^-5pH=5

1：①=②因为酸电离出C(H+)相同,对水的电离抑制程度相同.2、10ml①与100ml②（应为③）混合后ph=7,问③的ph=?H++OH-=H2O刚好完全,10×10-a=100×10-（14-4

等体积混合后?什么等体积?pH=pKa+log1=pKa=5.00

因为是常温,所以水的离子积是10^-14对于HB的PH是3-lg5HC的PH是7-lg√108PH:HBHC

滴定突跃范围指计量点前半滴和后半滴滴定剂所引起的锥形瓶中溶液PH值的变化范围.滴定时半滴的量为0.02mL,所以要控制误差为+/-0.1%时,可以用浓度为0.1mol/L的NaOH滴定等浓度的一元弱酸

A.大于1因为弱酸,所有不能全部电离,所有溶液中的氢离子浓度小于一元弱酸的浓度,即c（H+）＜0.1mol,那么PH一定大于1.

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

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

若是由水电离出的H+的浓度是10^-9mol,因为氢氧化钠的pH一般不超过14,所以a小于3.5,而当水的电离出的H+为10^-9mol时,若是酸则pH为5,是碱则pH为9,因为①②中pH小于等于3.

突跃范围为6.0-9.7再问：求步骤~~~~~~~亲~~~~~~

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.

当第一步电离刚好完全时,HB-的离子浓度最大,此时是酸式盐,其溶液的c(H+)=Ka1*Ka2开平方.PH=-(lga+lgb)/2

PKa=5,说明该弱酸的电离平衡常数Ka=10^-5.对0.1mol/l的一元弱酸HA而言,电离平衡常数表达式为Ka=C(H+)*C(A-)/C(HA)=10^-5,忽略水电离出的氢离子（因为水的电离

不等弱酸的氢离子不会全部电离出来因此弱酸肯定是过量的PH＜7

弱酸HB的[H+]=c·Ka的开平方=0.001mol/L,pH=3NaB的[OH-]=c·Kw/Ka的开平方=0.0001mol/L,pH=10混合之后是缓冲溶液,pH=pKa-lgC酸/C盐=5.

解题思路：根据图像可知稀释相同的倍数时，HA溶液的pH变化大，说明HA是更强的酸，即酸性HA>HB，酸性越弱，其酸根离子结合H+的能力就越强，解题过程：解答：正确的说法是HA溶液的PH值增加比HB溶液

弱酸为弱电解质,不能完全电离,氢离子浓度小于0.1mol/L…故小于PH>1

再问：可是没告诉是HAC再答：剩下的醋酸，总的是0.1已经电离的是10的负4再问：再问：帮我看看再答：电离度等于1%再问：可不可以把过程写一下再答：你写的是对的，就是最后一步要

不对高中两种情况1涉及弱酸电离平衡的情况2发生氧化还原反应,如HNO3+HI