(1)某温度下纯水的c(H+)=2.0×10-7mol/L。在此温度下,某溶液中由水电离出的c(H+)为4.0× 10-13 mol/L,则该溶液的pH可能是_
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(1)某温度下纯水的c(H+)=2.0×10-7mol/L。在此温度下,某溶液中由水电离出的c(H+)为4.0× 10-13 mol/L,则该溶液的pH可能是____。 (2)分别将少量CO2气体通入一元酸的钠盐NaA和NaB的溶液中,发生的反应为: ①CO2+2NaA+ H2O==Na2CO3+2HA; ②CO2+NaB+H2O==NaHCO3+HB, 试由此推断H2CO3、HCO3-、HA、HB 的电离程度由大到小顺序为___。 (3)已知在相同条件下,HCN的电离程度比HF小。请根据有关知识分析判断,在相同温度下,物质的量浓 度相同的NaCN溶液和NaF溶液中: [c(CN-)+c(OH-)]____[f(F-)+c(OH-)] (选填“等于”、“大于”或“小于”)。 |
答案
(1)1或 12.4(即l3-lg4) (2)H2CO3>HB>HCO3->HA (3)等于 |
举一反三
已知25℃时,电离常数Ka(HF)=3.6×10-4 ,溶度积常数Ksp(CaF2) =1. 46×10 -10。现向1L 0.2mol·L-1 HF溶液中加入1L0.2mol·L-1 CaCl2溶液,则下列说法中正确的是 |
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A.25℃时,0.1mol·L-1HF溶液中pH=1 B.Ksp(CaF2)随温度和浓度的变化而变化 C.该体系中有CaF2沉淀产生 D.该体系中, |
可以用电离度和电离平衡常数描述弱电解质的电离情况,下表是常温下几种弱酸的电离平衡常数(Ka)和弱 碱的电离平衡常数(Kb)。 |
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请回答下列问题: (1)上述四种酸中,酸性最弱的是____(填化学式)。下列能使醋酸溶液中CH3COOH的电离程度增大,而 电离平衡常数不变的操作是____(填序号)。 A.升高温度 B.加水稀释 C.加少量的CH3COONa固体 D.加少量冰醋酸 (2) CH3COONH4的水溶液呈___(填“酸性”、“中性”或“碱性”),理由是___ , 溶液中各离子浓度的大小关系是___。 |
下列数据不一定随着温度升高而增大的是 |
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A.化学反应速率v B.弱电解质的电离平衡常数Ka C.化学平衡常数K D.水的离子积常数Kw |
已知下面三个数据:7.2×10-4、4.6×10-4、 4.9×10-10分别是下列有关的三种酸的电离常数,若已知下列反应可以发生: NaCN+ HNO2==HCN+NaNO2 NaCN + HF==HCN+NaF NaNO2 + HF=HNO2 +NaF 由此可判断下列叙述不正确的是 |
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A.K(HF) =7.2×10-4 B.K(HNO2) =4.9×10-1 C.根据其中两个反应即可得出三种酸的强弱顺序为:HF> HNO2>HCN D.K(HCN) |
在25℃时,0.1mol·L-1的HNO2、HCOOH、HCN、H2 CO3的溶液,它们的电离平衡常数分别为4.6×10-4、1.8×10-4、4.9× 10 -10、K1=4.3×10-7和K2=5.6×10-11,其中氢离子浓度最小的是 |
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A.HNO2 B.HCOOH C.HCN D.H2 CO3 |
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