题目
题型:不详难度:来源:
(1)25℃时,将0.2 mol·L-1 HCl溶液与0.2 mol·L-1 MOH溶液等体积混合(忽略混合后溶液体积的变化),测得混合溶液的pH=6,此时混合溶液中由水电离出的c(H+)=Amol·L-1,若0.2 mol/L HCl溶液中由水电离出的c(H+)=Bmol·L-1,则:
①比较A B。(填“>”、“<”或“=”)
②根据电荷守恒,计算混合溶液中c(Cl-)-c(M+)=______ mol·L-1。 (精确计算,填具体数字)
(2)25℃时,0.01 mol·L-1MOH溶液的 pH=10,将其与等体积 pH = 4的盐酸溶液混合,则混合溶液的pH 7(填“>”、“<”或“=”),试求此时溶液中M Cl的水解平衡常数Kh= mol/L
答案
解析
试题分析:混合溶液的pH=6,而0.2 mol/L 的盐酸中c(H+)要大,对水的电离的抑制程度大,所以A>B
由电荷守恒c(Cl-)-c(M+)= c(H+)-c(OH-),10-6-10-8=9.9×10-7 ;(2)碱过量,所以最后的溶液的呈碱性;M Cl的水解平衡常数Kh= Kw/Kb为10-8
核心考点
试题【已知MOH为一元弱碱,25℃时,电离常数Kb= 1×10- 6mol·L-1,(1)25℃时,将0.2 mol·L-1 HCl溶液与0.2 mol·L-1 MO】;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.强电解质的水溶液一定比弱电解质的水溶液的导电能力强 |
B.强电解质都是离子化合物,弱电解质都是共价化合物 |
C.强电解质的水溶液中不存在溶质分子 |
D.不溶性盐都是弱电解质,可溶性酸和具有极性键的化合物都是强电解质 |
A.K(HF)=7.2×10-4 |
B.K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) |
C.根据①③两个反应即可知三种酸的相对强弱,相同条件下HCN的酸性最弱 |
D.相同温度下,不同浓度的同一弱电解质,其电离平衡常数(K)不同 |
A.水电离的c(H+):①=②=③=④ |
B.将②、③溶液混合后pH=7,则消耗溶液的体积:②=③ |
C.等体积的①、②、④溶液分别与足量铝粉反应,生成H2的量:②最大 |
D.向溶液中加入100mL水后,溶液的pH:③>④>①>② |
①电离程度增大;②c(H+)增大;③导电性增强;④不变;⑤OH–数目增大,H+数目减小;⑥pH增大;⑦ c(H+)与c(OH–)的乘积减小
A.①②④ | B.①⑤⑥ | C.除②外都正确 | D.①④⑤⑥⑦ |
A. | B. | C. | D. |
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