0.2MOL的一元酸HA余0.1MOL的氢氧化钠等体积混合后溶液PH大于7

假如为0.1mol/L,则刚好完全反应,生成MA,由于是弱酸,所以MA会水解,A-+H2O=HA+OH-,导致溶液成碱性,如果稍微过量一点,则可达到平衡,保持为中性

我们可以先分析一下,从提已知条件可以看出,该一元酸为弱酸,假设我们取上述酸碱1L反应,则反应如下：NaOH+HA→NaA+H2O此时溶液中NaA与HA形成缓冲溶液,NaA呈碱性应该不对,2c（OH-）

由0.1mol//的一元酸HA溶液,pH>1,0可知,酸为弱酸.由0.1mol/l的一元碱BOH溶液中c(OH-)/c(H+)=10^12,结合c(OH-)c(H+)=10^（-14）,可知c(OH-

B真心没看出来对……就冲C(B+)=C(A+)我就判他错.我看最靠谱的是D,B-要水解,所以其浓度小于A-,水解显酸性,故H+浓度大于OH-.呃,上面的有点纰漏,题目没说BOH是弱碱,故应该判断一下.

根据电荷守恒可知c（H+）+c(Na+)=c(A-)+c(OH-)c（A-）+c（HA）=2(Na)这是物料守恒.钠离子的浓度是所有含A元素的总浓度的一半,即钠离子的浓度的2倍与含A元素的总浓度相等.

首先Kw只与温度有关,所以不变.随着稀释,电离度增大,但氢离子浓度会减小,所以B错HA浓度肯定会减小,A-离子浓度减小的减小,所以C错.随着稀释H+浓度减小,OH-浓度就一定会增大的.

A、因HA为一元弱酸，则NaA溶液中A-+H20═HA+OH-，即溶液显碱性，则c（OH-）＞c（H+），故A错误；B、由溶液中A-+H20═HA+OH-，则c（OH-）＞c（H+），但水解的程度很弱

你这个问题是不是问V=多少时呈中性如果是的话就要用盐类水解的知识了HA如果是弱酸的话NaA就会水解呈碱性所以得多加点酸

正是因为双箭头,所以说原来HA为1mol,电离出的氢离子就不足1mol,即电离不完全,也就是说,此酸不是一元强酸（盐酸、硝酸）,而是一元弱酸（如：氢氟酸等）像带双箭头的方程式计算,都是应用三段式：反应

常温下,0.1mol/L的一元酸HA溶液的pH=2.0,即[H+]=0.01mol/L,为弱酸；[OH-]/[H+]=10^12[OH-]X[H+]=10^-14,[OH-]=0.1mol/L,为强碱

pH＝13的KOH溶液可以算出c(OH－)=0.1molL^-1如果是强酸,根据c(OH－)×V(OH－)=c(H+)×V(H+)则混合后的体积正好等于20mL如果是弱酸,有一部分是以未解离的HA分子

混合后,溶液中含有A的离子或化合物只有HA和A-,而且都来自原一元酸溶液,所以等体积混合后C（HA）+C（A）=0.5*0.1=0.05mol|L再问：为什么是HA和A-，0.5是什么再答：等浓度等体

错误,在原先的HA溶液中C(HA)+C(A-)的大小就已经是0.1摩尔每升,那么加入氢氧化钠溶液后,且不说反应,HA溶液就已经被释稀了,怎么可能还是0.如果他们是等体积混合的话,则您的答案应修正为0.

AC强酸时V=20ml,弱酸V>20mlB溶液呈中性,由A知不对C无论强弱酸均未中和,溶液必为碱性,据电荷守恒知正确.D显酸性,由AB知不对.再问：但为什么答案只有一个A，劳驾了再答：加入HA很少时可

c(A－)不一定大于c(OH－)再问：为什么

V1

0.1mol/L酸HA与0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后,如果强酸,那么pH＝7,现在pH>7,说明是弱酸.你可以这样想：首先,HA+NaOH==NaA+H2O反应完全,生成的NaA中c(钠离

[H+]={0.001*0.01}^1/2=0.00316mol/La=0.00316/0.01=31.6%再问：详细过程，谢谢再答：这个已经是详细过程啦[H+]={cKa}^1/2

这个问题很简单啦,你是高中的吧?根据物质守恒,可以知道A-+HA的物质加到一块才是0.1mol/L的.而C(A-)+C(HA)+C(H+)大于等于0.1mol/L

因为c(H+)Xc(OH-)=10^(-14)又c（OH-）/c（H+）=1*10的负8次方可以解得c(OH-)=10^(-11）mol/L,c(H+)=10^(-3)mol/L因为酸性溶液,所以水电