酸的电离常数与pH值_图文_百度文库
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酸的电离常数与pH值
&&酸的电离常数与pH值
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＞＞＞已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数..
已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数1.77×l0–54.9×l0–10Ki1=4.3×l0–7&&&&Ki2=5.6×l0–11&下列选项错误的是A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：PH（NaCN）＞PH（Na2CO3）＞PH（NaHCO3）＞PH（HCOONa）B．2CN– +H2O + CO2 &→HCN + CO32–C．等物质的量浓度的HCN溶液与NaOH溶液等体积混合后溶液中：c（OH–）＞c（H+），c（Na+）＞c（CN–）D．NaHCO3和Na2CO3混合液中，一定有c（Na+）+ c（H+）=c（OH–）+ c（HCO3–） +2c（CO32–）
题型：单选题难度：中档来源：不详
AB试题分析：A.在相同的温度下，不同弱酸的电离平衡常数越大，该酸越容易电离，容易的酸性就越强。酸越强，其Na盐的水解程度就越小，溶液的碱性就越弱。由于电离平衡常数K的大小关系是HCOOH& H2CO3&HCN& HCO3-。等物质的量浓度的各溶液pH关系为PH（Na2CO3）＞PH（NaCN）＞PH（NaHCO3）＞PH（HCOONa）错误。B由于酸性H2CO3&HCN& HCO3-，所以发生反应CN– +H2O + CO2 &→HCN + HCO3–。错误。C．等物质的量浓度的HCN溶液与NaOH溶液等体积混合恰好发生反应产生NaCN。该盐是强碱弱酸盐，水解使溶液显碱性：c（OH–）＞c（H+），NaCN=Na++CN-，由于CN-水解所以c（Na+）＞c（CN–）。正确。D．在NaHCO3和Na2CO3混合液中，应该遵循电荷守恒，所以一定有c（Na+）+ c（H+）=c（OH–）+ c（HCO3–） +2c（CO32–）。正确。
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据魔方格专家权威分析，试题“已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数..”主要考查你对&&弱电解质电离的影响因素，弱电解质的电离度，弱电解质的电离&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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因为篇幅有限，只列出部分考点，详细请访问。
弱电解质电离的影响因素弱电解质的电离度弱电解质的电离
电离平衡的影响因素:(1)温度：由于弱电解质的电离是吸热过程，故升高温度，将使弱电解质的电离平衡向电离方向移动。(2)浓度：对于同一弱电解质来说，浓度越小，离子相互碰撞结合成分子的机会越小，弱电解质的电离程度就越大。因此，加水稀释溶液会使弱电解质的电离平衡向电离的方向移动，电离程度增大，电离出的离子的总量增加，但离子浓度是减小的。(3)同离子效应：加入与弱电解质具有相同的离子的强电解质则抑制弱电解质的电离。(4)化学反应：在弱电解质溶液中加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，可促进弱电解质的电离。以醋酸归纳为例:电离度:溶液中已电离的分子数占弱电解质分子总数的百分比称为电离度。定义：在一定温度、浓度的条件下，弱电解质在溶液中电离成离子的速率与离子结合成分子的速率相等时，电离过程就到了电离平衡状态，叫弱电解质的电离平衡。电离平衡的特征：(1)等：(2)动：的动态平衡(3)定：条件一定，分子与离子浓度一定。 (4)变：条件改变，平衡破坏，发生移动。
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与“已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：弱酸HCOOHHCNH2CO3电离平衡常数..”考查相似的试题有：
389391382291346861339422391524348698求ph=9时 磷酸的各级电离常数或者平衡常数
问题描述：
求ph=9时 磷酸的各级电离常数或者平衡常数
问题解答：
电离常数或者平衡常数和ph没有关系K1=7.6*10^-3pK1=2.12K2=6.3*10^-8pK2=7.20K3=4.4*10^-13pK3=12.36
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剩余:2000字
就是这样过来磷酸是弱酸,电离的越来越少,电离度是几何倍的下降 再问： 可是PKa2=7.20，H2PO4- 不会多些吗 再答： 比较是H3PO4多还是H2PO4-多要看第一电离度的吧
不知道HAc的电离平衡常数,没有办法求.这个题中的情况还需要知道其他一些条件. 再问： 急需啊，第二问
根据题中已知的质量浓度,我们可以算出物质的量浓度,0.658/62.碳酸的一级水解为氢离子与碳酸氢根,二级电离由于相对于一级电离非常弱,可以忽略.查阅相关资料,要查到25度时,碳酸的一级电离的平衡常数,因为氢离子浓度与碳酸氢根浓度相同,所以,假设电离的碳酸有X摩尔,那么我们可以列个等式：(x的平方/碳酸的浓渡)等于平衡
H3PO4=H2PO4+H（离子方程式）K1=[H][H2PO4]/[H3PO4]G0=G(H2PO4)+G(H)-G(H3PO4)=--(-.1 KJ/mol,注意KJ在后面的方程中要转化为J.根据热力学等温方程,G=G0+RTlnK1,当G=0时,反应达到平衡,故此时的K1即磷酸
A. pH=8公式和理论都能得出这个结论,公式只是数学化的理论.从它的pKa值能看出这个是个弱酸化合物,也就是在偏碱性环境下,它的溶解度最高.从公式上看pH-pKa=lg（【A-】/【AH】）,能看出来,当pH越大于pKa时,溶质A的解离度（【A-】/【AH】）越大.像氢化可的松这种不易溶物质,解离度越大,它的溶解度也
H+来自水的电离,而水的电离受外界环境影响很大,两种碱液混合后,水的电离收到很大影响,H+会发生明显改变,因此不能用水已电离的H+来求pH值
水电离出的[oh-]＝10^-12,只能说明水的电离受到抑制,如果是加酸引起的,那pH=2,加碱引起的就是12.假设盐酸pH=2,那么盐酸电离出H+浓度为10^-2mol/L,水电离出的OH-浓度就是10^-12mol/L,即电离出的[oh-]＝10^-12mol/L 再问： 是加盐 不是盐酸~ 再答： 加会水解的盐能
NaH2PO4和Na2HPO4,作为酸的成分是NaH2PO4,也就是酸由H2PO4-来提供,所以你只能考虑这个的pK,也就是磷酸的pK2.Na2HPO4和Na3PO4,作为酸的成分是Na2HPO4,只能考虑HPO42-,也就是pK3.
纯水中,存在着电离平衡：H2O H+ + OH-加入氯化氢气体后,H+增多,平衡向左移动,使水是电离程度减小,由水电离出来的氢离子和氢氧根离子的浓度一直相等.当溶液的PH=3时,c(H+)=10^-3 mol/L,由水的离子积常数：Ksp = c(H+)*c(OH-)=10^-14 所以,c(OH-)=10^-11mo
不错,不能简单地说是氢氧化铜.你只说PH=13,时铜以什么沉淀形式存在?如果在硫酸铜液中加入强碱NaOH,生成Cu(OH)2↓蓝色沉淀但Cu(OH)2↓ 是两性化合物,即可溶于酸中,也可以溶于过量的浓碱溶液中,反应如下：Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2OCu(OH)2 + 2NaOH = Na
本题为磷酸过剩,以物质的量来计算,磷酸为中强酸可以完全电离3NaOH——H3PO43 10.025 n n=0.025/3 n磷酸余=0.005-0.025/3pH=-lg3*(0.005-0.025/3)=1.9
pH=7化学计量点表示两物质等当量恰好反应完全,HNO3是强酸,NaOH是强碱,恰好完全反应,形成的溶液是NaNO3溶液,强酸强碱盐溶液为中性,所以pH=7 再问： 滑雪计量点附近的的滴定突跃是怎样的呢 再答： 滴定突跃是指滴定过程中，随着滴定进行，pH值剧烈的过程。 具体来讲用你问题中的例子来说明：0.1mol/lH
以一元弱酸为例HA——A- + H+c x xK（电离）=x2/c所以X=根号（KC） （括号里的都在根号下）出x即为电离出的H+浓度,从而求出PH值
PH1红色PH15紫色这个玫瑰色.有的人说是红色有的人看是紫色,不好定,你如果是溶液测PH不好看的话可尝试稀释一下再打PH就知道了 再问： 就是玫瑰色，是一种草的汁液测出来，大概M100的玫瑰色，是-1
解题思路： 根据溶液中离子浓度与氢氧根离子浓度的关系及水的离子积常数进行分析即可。解题过程：
已知稀溶液中的氢氧根离子浓度求氢离子浓度时,需要根据水的离子积求氢离子的浓度.例如：室温时,0.1mol/LNaOH溶液,求溶液中氢离子浓度?该溶液的PH?C(OH^-)=C(NaOH)=0.1mol/L室温时,水的离子积Kw=1.0*10^-14,所以C(H^+)=Kw/C(OH^-)=1.0*10^-14/0.1=
末尾状态时,OH=0.01mol,H=0.1^12；OH改变量为0.01-0.1^7=0.01;,则通过的电荷数为0.2L*0.01mol/L=0.002mol,t=C*96500/I=193s；生成NaOH=0.002*（23+1+16）=0.08g,希望楼主能采纳.计算忽略了原有的OH和改变后的H
标准状态下（都是1mol/L)直接E=E（+）-E（-）=1.33-0.77=0.56V即为电动势.平衡常数的公式是lgK=6*0.56除以0.*10^5
6Fe2+ + Cr2O7 2- + 14H+ = 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O1、求电动势由能斯特方程：φ(Cr2O72-/Cr3+) = φθ(Cr2O72-/Cr3+) + (0.0592 / 6) lg [H+]^14 = 1.33 + (0.0592 / 6) lg 0.1^14 = 1.19 (
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【步步高】新课标2015届高考化学一轮复习 第八章 第2讲 水的电离和溶液的ph教案含解析（可编辑）
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已知在298K时,某一元弱酸的0.010mol/L水溶液的pH值为4.0求（a)该酸的电离常数Ka(b)求该酸的离解度（c)稀释一倍后的Ka,电离常数及pH(d)与0.010mol/l NaOH溶液等体积混合后所得溶液的pH
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HA = H + Ac-cα cα cαKa=cα*cα/(c-cα)c=0.01,P[H]=-lgcα=4,代入上式,离解度α=1%,电离常数Ka=1*10^-6稀释一倍后,c’=0.005,Ka仅随温度变化,故不变,仍代入上式,得α’=1.41%[H]’=c'α’=0.005*1.41%=7*10^-5,稀释后PH=5-lg7=5-0.845=4.15混合后c'=0.005,溶质为NaA.其水解常数Kb满足Ka*Kb=Kw=10^-14,故Kb=10^-8A + H2O= HA + OH水解方程同样满足Kb=c'α'*c'α'/(c'-c'α')代入Kb,c'值后,得α'=0.141%,[OH]=c'α'=0.005*0.141%=7*10^-6故PH=14-POH=14-6+lg7=8.85
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