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已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数见下表:
弱酸化学式
HA
H2B
电离平衡常数(25℃)
Ka=1.7×10-6
K1=1.3×10-3K2=5.6×10-8
则下列有关说法正确的是
A. 等物质的量浓度的各溶液pH关系为:PH(Na2B)>pH(NaHB)>pH(NaA)
B. 将a mol·L-1的HA溶液与a mol·L-1 的NaA溶液等体积混合，混合液中：C(Na+ )>C(A-)
C. 向Na2B溶液中加入足量的HA溶液发生反应的离子方程式为：B2-+2HA==2A- +H2B
D. NaHB溶液中部分微粒浓度的大小为：C(Na+)> C(HB-)> C(B2-)> C(H2B)
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已知 25℃ 时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数(25℃)
1.8×10－5
4.9×10－10
Ka1＝4.3×10－7
Ka2＝5.6×10－11
则下列说法正确的是 （ ）
A．等物质的量浓度的各溶液 pH 关系为：pH ( NaCN)＞pH(Na2CO3)＞pH( CH3COONa)
B．浓度均为0.2mol/LNaHCO3和 Na2CO3溶液中，存在的粒子种类不相同
C．0.4 mol·L－1HCN 溶液与 0.2 mol·L－1NaOH 溶液等体积混合后，所得溶液中：c(Na+)＞c(OH－)＞c(H+)
D．25℃ 时，pH＝4且浓度均为0.1 mol·L－1的 CH3COOH、CH3COONa混合溶液中：
c(Na+)＋c(H+)＞c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)
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已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸化学式
HF
CH3COOH
HClO
H2CO3
电离常数
6.8×10－4
1.7×10－5
4.7×10－8
K1＝4.3×10－7
K2＝5.6×10－11
下列推断正确的是
A．弱酸的酸性强弱：HF < HClO
B．同物质的量浓度NaClO与NaHCO3溶液，前者的pH较大
C．将碳酸钠粉末加入到0.1mol·L_1 HClO溶液中，不发生反应
D．中和等体积、等pH的HF和CH3COOH溶液，消耗等量的NaOH
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下表是25℃时三种弱酸的电离平衡常数：
化学式
HA（A代表某种酸根）
HNO2
H2CO3
Ka
Ka＝4.9×10－10
Ka＝4.6×10－4
Ka1＝4.1×10－7
Ka2＝5.6×10－11
回答下列问题：
（1）用离子方程式表示NaNO2溶液呈碱性的原因____________________。
（2）A－、CO32－、HCO3－在水中结合H+的能力由大到小的顺序为____________。
（3）25℃时，等物质的量浓度的HA和NaA的混合溶液呈碱性，则该混合溶液中各离子浓度大小关系为________________，解释混合溶液呈碱性的原因_________________________________。
（4）写出NaA溶液中通少量CO2的离子方程式_______________________________________。
（5）某同学用Na2CO3和NaHCO3溶液进行如下图所示实验：
① 充分反应后a试管中大量存在的离子是_______________________________________。
② 用离子方程式表示b试管中发生的反应_______________________________________。
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下表为25℃的三种弱酸的电离平衡常数：
化学式
HA（A代表某种酸根）
HNO2
H2CO3
Ka
Ka=4.9×10-10
Ka=4.6×10-4
Ka1=4.1×10-7
Ka2=5.6×10-11
回答下列问题：
（1）用离子方程式表示NaNO2溶液呈碱性的原因_________________________。
（2）A－、CO32－、HCO3－在水中结合H+的能力由大到小的顺序为_______________。
（3）写出NaA溶液中通少量CO2的离子方程式____________________。
（4）现有Na2CO3和NaHCO3两种白色固体物质，欲探究Na2CO3和NaHCO3稳定性的相对强弱，设计了以下实验：
①如上图所示，试管④中装入的固体应该是_________（填化学式）。
②通过上述实验，得出的结论是：Na2CO3比NaHCO3的稳定性更_______（填“强”或“弱”）。
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弱电解质在水溶液中的电离状况可以进行定量计算和推测。
（1）25℃时两种酸的电离平衡常数如表所示。
Ka1
Ka2
HA
1×10-4
H2B
1×10-2
5×10-6
①25℃时，0.100mol·L-1的NaA溶液中H+、OH-、Na+、A-、HA的物质的量浓度由大到小的顺序是：___。pH=8的NaA溶液中由水电离出的c(OH-)=___mol·L-1。
②25℃时，0.100mol·L-1的NaHB溶液pH___7，理由是___。
③25℃时，向0.100mol·L-1的Na2B溶液中滴加足量0.100mol·L-1的HA溶液，反应的离子方程式为___。
（2）已知25℃时，向0.100mol·L-1的H3PO4溶液中滴加NaOH溶液，各含磷微粒的物质的量分数随pH变化的关系如图所示。
①当溶液pH由11到14时，所发生反应的离子方程式为：___。
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弱酸HA的电离常数Ka＝
。25 ℃时，几种弱酸的电离常数如下：弱酸化学式
HNO2
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离常数
5.1×10-4
1.8×10-5
6.2×10-10
K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11
（1）根据上表数据填空：
①物质的量浓度相同的四种酸，其pH由大到小的顺序是 。
②分别向等体积、相同pH的HCl溶液和CH3COOH溶液中加入足量的Zn粉，反应刚开始时产生H2的速率：v(HCl) v(CH3COOH)（填“＝”、“＞”或“＜”下同），反应完全后，所得氢气的质量：m(H2)盐酸 m(H2)醋酸。
③将0.2 mol/L HCN溶液与0.1 mol/L Na2CO3溶液等体积混合，发生反应的化学方程式为__________________。
（2）体积均为10 mL、pH均为2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1 000 mL，稀释过程中溶液pH变化如图所示。稀释后，HX溶液中水电离的c(H＋) 比醋酸溶液中水电离的c(H＋) ；电离常数Ka(HX) Ka(CH3COOH)（填“＞”、“＝”或“＜”），理由是 。
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已知常温时下列物质的电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数
（1）在等浓度的NaA、NaHB混合溶液 中c（A-）________ c（HB-）（填“＞”、“＜”或“=”）HA H2B HC MOH H2O Ka Ka1 Ka2 Ka Kb Kw 数值 1.8×10-5 4.3×10-7 5.6×10-11 4.9×10-10 1×10-6 1×10-14
（2）判断下列反应能发生的是________
A．HA+HB-（少量）=A-+H2B B．H2B（少量）+C-=HB-+HC C．HA（少量）+C-=A-+HC
（3）常温时，当MOH和盐酸混合恰好中和生成0.1mol•L-1MCl稀溶液，已知溶液的PH为4，则该溶液中MOH的平衡浓度为________mol•L-1．高二化学填空题中等难度题查看答案及解析
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已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：
根据上述电离常数分析，下列错误的是（ ）弱酸化学式 CH3COOH HCN H2CO3 电离平衡常数（25℃） 1.8×10-5 4.9×10-10 K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
A．25℃时，等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（HCN）＞pH（H2CO3）＞pH（CH3COOH）
B．2NaCN+H2O+CO2=2HCN+Na2CO3
C．a mol/L HCN溶液与b mol/L NaOH溶液等体积混合后，所得溶液中c（Na+）=c（CN-），则a一定大于b
D．2CH3COOH+Na2CO3=2 CH3COONa+H2O+CO2↑高二化学选择题中等难度题查看答案及解析
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已知25℃时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式
CH3COOH
HCN
H2CO3
电离平衡常数（25℃）
1.8×10-5
4.9×l0-10
K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
则下列有关说法正确的是
A．等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH（NaCN）＞pH（Na2CO3）＞pH（CH3COONa）
B．a mol·L-1 HCN溶液与b mol·L－1 NaOH溶液等体积混合后，溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，则a一定小于b
C．冰醋酸中逐滴加水，则溶液的导电性、n(H+)、pH均先增大后减小
D．NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，存在c(Na+)+ c(H+)=c(OH—)+ c(HCO3－) +2c(CO32－)
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。25 ℃时，几种弱酸的电离常数如下：