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题目
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已知H2A为弱酸,下列说法错误的是
A.0.1mol/L的Na2A溶液中:c(A2-)+c(HA-)+ c(H2A)= 0.1mol/L
B.常温下,将pH=3的H2A溶液稀释到原来的100倍,则稀释后溶液的pH<5
C.常温下,将pH=3的H2A溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合,反应混合液呈酸性
D.常温下,若1mol/L的NaHA溶液的pH=9,则溶液中:c(Na+)-c(HA)-c(A2)=10-5-10-9
答案
D
解析

试题分析:A、0.1mol/L的Na2A溶液中,A2-水解生成HA-、H2A,根据物料守恒得c(A2-)+c(HA-)+ c(H2A)= 0.1mol/L,正确;B、因为H2A为弱酸,加水稀释会促进弱酸的电离,所以pH=3的H2A溶液稀释到原来的100倍,稀释后溶液的pH<5,正确;C、pH=3的H2A溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合,因为H2A为弱酸,所以浓度大于NaOH溶液的浓度,则酸的物质的量大于碱的物质的量,完全反应后酸过量,溶液呈酸性,正确;D、1mol/L的NaHA溶液的pH=9,则c(H+)=10-9 mol/L,c(OH-)=10-5 mol/L,根据电荷守恒定律,c(Na+)+ c(H+)= 2c(A2-)+c(HA-)+ c(OH-),c(Na+)-c(HA)- 2c(A2-)=10-5-10-9,错误,答案选D。
核心考点
试题【 已知H2A为弱酸,下列说法错误的是A.0.1mol/L的Na2A溶液中:c(A2-)+c(HA-)+ c(H2A)= 0.1mol/LB.常温下,将pH=3的】;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
常温下,向20 mL 0.2 mol/L H2A溶液中滴加0.2 mol/L NaOH溶液,有关微粒的物质的量变化如下图(其中I代表H2A,II代表HA,III代表A2)。

根据图示判断,下列说法正确的是
A.当V(NaOH)=20mL时,溶液中离子浓度大小关系:c(Na+)>c(HA)>c(H+)>c(A2)>c(OH)
B.等体积等浓度的NaOH溶液与H2A溶液混合,其溶液中水的电离程度比纯水的大
C.向Na2A溶液加入水的过程中,pH可能增大也可能减小
D.NaHA溶液中:c(OH)+c(A2) = c(H+)+c(H2A) 
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草酸是二元中强酸,草酸氢钠溶液显酸性。常温下,向10 mL 0.01 mol/LNaHC2O4溶液中滴加0.01 mol/L NaOH溶液,随着NaOH溶液体积的增加,溶液中离子浓度关系正确的是
A.V(NaOH)=0时,c(H+)=1×10-2mol/L
B.V(NaOH)<10mL时,不可能存在c(Na+)=2c(C2O42-)+c(HC2O4-
C.V(NaOH)=10mL时,c(H+)=1×10-7mol/L
D.V(NaOH)>10mL时,c(Na+)>c(C2O42-)>c(HC2O4-

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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.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)
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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1 L 0.2mol·L-1HF溶液中加入1 L 0.2 mol·L-1CaCl2溶液,则下列说法中,正确的是(     )
A.25℃时,0.1 mol·L-1HF溶液中pH=1B.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

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室温下,将一元酸HA的溶液和KOH溶液等体积混合(忽略体积变化),实验数据如下表:

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+
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