(HA)=0.050 mol·L-1 的溶液的pH=5.35 ,则HA的Ka等于

(HA)=0.050 mol·L-1 的溶液的pH=5.35 ,则HA的Ka等于 ．将0.2mol·L-1的一元弱酸HA溶液和0.1mol·L-1的NaOH溶液等体积混合后,溶液显碱性,下列关系式中正确的是A．c(HA)c(A-) C．c(Na+)=c(A-) + c(OH-) D．c(HA)+c(A-)=0.2mol·L-1 某二元弱酸（简写为H2A）溶液,按下式发生一级电离和二级电离：H2A==H+ +HA-,HA-==H+ +A2-.已知相同浓度时的电离程度α（H2A）＞α（HA-）,设有下列四种溶液：A.0.01mol·L-1的H2A溶液 B.0.01mol·L-1的HaHA H2A是二元弱酸,KHA溶液呈酸性.在0.1mol·L-1 KHA溶液中,下列关系正确的是A．c(K+)+c(H+)=c(HA-)+c(OH-)+c(A2-) B．c(HA-)+c(A2-)=0.1 mol·L-1C．c(A2-)>c(H2A) D．c(K+)=c(H2A)+c(HA-)+c(A2-) 25℃时,在0.5L 0.2mol·L-1的HA溶液中,有 0.01mol的HA电离成离子.上述电离平衡体系中再外加0.1mol纯HA,重新平衡后,粗略计算HA的电离度.说明：网上的题目与本题的问题不一样，请不要直接粘贴。 常温下,0.1mol/L一元弱酸HA溶液中,为什么C(A-)+C(HA)+C(H+)=0.1mol/L 是错误的?那C(A-)+C(HA)=0.1mol/L是物料守衡么？ 一定温度下0.1L 0.1mol/L的HA和1L 0.01mol/L的HA所含A-微粒数均为NA如果HA是弱酸,浓度不同,电离程度不一样啊? 常温下,0.1mol/L某一元酸(HA)溶液中c(OH-)/c(H+)=1×10的负8次方为什么c(HA)+c(A)=0.1mol/L 某温度下1mol/L某一元弱酸HA溶液,当溶液中c(H+)=1.9*10^-2mol/L时,试计算该弱酸HA的电离常数KW 将0.1mol*l某一元酸HA溶液和0.1mol/l的NaOH等体积混合,溶液显碱性.c(HA)+C(A-)= 将0.1mol*l某一元酸HA溶液和0.1mol/l的naoh混合,溶液显碱性.c(HA)+C(A-)=0. 0.1 mol·L-1的某二元弱酸盐Na2A溶液中,c(Na+)=2[c(HA-)+c(A2-)+c(H2A)] 25℃时,在0.5L 0.2mol·L-1的HA溶液中,有 0.01mol的HA电离成离子.上述电离25℃时,在0.5L 0.2mol·L-1的HA溶液中,有 0.01mol的HA电离成离子.上述电离平衡体系中再外加0.1mol纯HA,重新平衡后,粗略计算HA 要考试了,麻烦解答一下几道分析化学复习题,用0.10 mol·L-1NaOH滴定20.00ml 0.10 mol·L-1HA,计算：（1）化学计量点时的pH值； （2）选用何指示剂确定终点?已知pKa(HA) =5.742.已知KMnO4标准溶液的浓度为0 强酸强碱或者弱酸弱碱的判断1,测0.01mol /L HA溶液的PH,结论：PH=2 HA为强酸,PH大于2 HA为弱酸.为什么是这样?为什么以2为界限?2,测NaA溶液的PH,结论：PH=7 HA为强酸,PH大于7,HA为弱酸,同样请解释下,为 高二化学某2元酸（用化学式H2A表示）在水中的电离方程式是H2A=H+ +HA-、HA-H+ +A2.某2元酸（用化学式H2A表示）在水中的电离方程式是H2A=H+ +HA-、HA-H+ +A2.(1).0.1mol/LNaHA溶液的PH=2,则0.1的mol/L的H2A溶液 H2A=H++HA-,HA-=H++A2-(25度Ka=10-2）,问为什么在0.1mol/L的Na2A的溶液中,C(A2-)+C(HA-)+2C(Na+)=0.5mol/L求详解 急 现将0.04 mol/L HA溶液和0.02 mol/L NaOH溶液等体积混合.(1)若HA为现将0.04 mol/L HA溶液和0.02 mol/L NaOH溶液等体积混合.(1)若HA为HCN,该溶液显碱性,则溶液中c(Na+)____c(CN-)（填“<” “=”或“>”）,你得