题目
题型:不详难度:来源:
A.HB的电离方程式为HB=H++B-
B.稀释前,c(HB) > c(HA)=0.01 mol·L-1
C.NaA的水溶液中,离子浓度大小为c(Na+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
D.NaA、NaB的混合溶液中:2c(Na+)=c(A-)+c(B-)+c(HB)
答案
解析
试题分析:pH=2的两种二元酸HA与HB各1mL,分别加水稀释,由图可知,稀释100倍时HA的pH变化大,且pH=4,所以HA为强酸,HB为弱酸,则A、HB的电离方程式为HBH++B-,故A错误;B、由图可知,稀释100倍时HA的pH变化大,且pH=4,所以HA为强酸,HB为弱酸,所以c(HB)>c(HA)=0.01mol/L,故B正确;C、NaA的水溶液显中性,离子浓度大小为c(Na+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+),故C错误;D、由于不能确定NaA、NaB的物质的量,因此二者的混合溶液中:2c(Na+)=c(A-)+c(B-)+c(HB)不一定正确,故D错误,故选B。
核心考点
试题【常温下,取pH=2的 HA溶液与HB溶液各1 mL,分别加水稀释,测得pH变化与稀释倍数关系如图所示。下列叙述正确的是A.HB的电离方程式为HB=H++B-B.】;主要考察你对弱电解质电离平衡等知识点的理解。[详细]
举一反三
A.25℃时,0.1 mol·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.加入CaCl2溶液后体系中的c(H+)浓度不变 |
下列判断不正确的是( )
A.实验①反应后的溶液中:c(K+)>c(A-)>c(OH-)>c(H+)
B.实验①反应后溶液中:c(OH-)=c(K+)-c(A-)=·L-1
C.实验②反应后的溶液中:c(A-)+c(HA)0.1mol·L-l
D.实验②反应后的溶液中:c(K+)=c(A-)>c(OH-)=c(H+)
A.等体积、等物质的量浓度的NaCl(aq) 离子总数大于NaClO(aq)中离子总数
B.pH=3的硫酸溶液中水的电离程度等于pH=11的氨水溶液中水的电离程度
C.0.1 mol/L的NaHA溶液pH=5,则溶液:c(HA-)>c(H+)>c(A2-)>c(H2A)
D.向NH4Cl溶液中滴加NaOH溶液至中性,所得混合液:c(Na+)>c(Cl-)>c(OH-)=c(H+)
A.b、c两点溶液的导电能力相同 |
B.c点溶液中 |
C.a、b、c三点溶液中水的电离程度a>c>b |
D.用相同浓度的盐酸分别与等体积的b、c处溶液反应,消耗盐酸体积 |
编号 | 实验内容 | 实验目的 |
A | 室温下,用pH试纸分别测定浓度为0.1mol·L-1NaClO溶液和0.1mol·L-1CH3COONa溶液的pH | 比较HClO和CH3COOH的酸性强弱 |
B | 向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaC12固体,溶液红色变浅 | 证明Na2CO3溶液中存在水解平衡 |
C | 向10mL 0.2 mol/L NaOH溶液中滴入2滴0.1 mol/L MgCl2溶液,产生白色沉淀后,再滴加2滴0.1 mol/LFeCl3溶液,又生成红褐色沉淀 | 证明在相同温度下的Ksp: Mg(OH)2 >Fe(OH)3 |
D | 分别测定室温下等物质的量浓度的Na2SO3与Na2CO3溶液的pH,后者较大 | 证明非金属性S>C |
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