化学电离题目某氨水中c(NH4+)=0.01mol/L时达到电离平衡,若向其中加入c(NH4+)=0.01mol/L的N

没有单位的.要看题意.

A
离子积是NH4+和NH2-浓度的乘积,所以是②
液氨中投入NaNH2或NH4Cl时,因为是液氨,不能使这两种盐电离开,因此不会影响离子浓度,所以是③

1、电荷守恒：电解质溶液中的阴离子的负电荷总数等于阳离子的正电荷总数,
电荷守恒的重要应用是依据电荷守恒列出等式,比较或计算离子的物质的量或物质的量浓度.如（1）在只含有A＋、M－、H＋、OH―四种离子的溶液中c(A+)+c(H＋)==c(M-)+c(OH―),若c(H＋)＞c(OH―),则必然有c(A+)＜c(M-).
例如,在NaHCO3溶液中,有如下关系：
C(Na＋)+c(H＋)==c(HCO3―)+c(OH―)+2c(CO32―)
〔注意〕书写电荷守恒式必须①准确的判断溶液中离子的种类；②弄清离子浓度和电荷浓度的关系.
2、物料守恒：就电解质溶液而言,物料守恒是指电解质发生变化（反应或电离）前某元素的原子（或离子）的物质的量等于电解质变化后溶液中所有含该元素的原子（或离子）的物质的量之和.
实质上,物料守恒属于原子个数守恒和质量守恒.
在Na2S溶液中存在着S2―的水解、HS―的电离和水解、水的电离,粒子间有如下关系
c(S2―)+c(HS―)+c(H2S)==1/2c(Na＋) ( Na＋,S2―守恒)
C(HS―)+2c(S2―)+c(H)==c(OH―) (H、O原子守恒)
在NaHS溶液中存在着HS―的水解和电离及水的电离.
HS―＋H2O H2S＋OH― HS― H＋＋S2― H2O H＋＋OH―
从物料守恒的角度分析,有如下等式：c(HS―)+C(S2―)+c(H2S)==c(Na＋)；从电荷守恒的角度分析,有如下等式：c(HS―)+2(S2―)+c(OH―)==c(Na＋)+c(H＋)；将以上两式相加,有：c(S2―)+c(OH―)==c(H2S)+c(H＋)得出的式子被称为质子守恒
3,电荷守恒
1.化合物中元素正负化合价代数和为零 2.指溶液必须保持电中性,即溶液中所有阳离子所带的电荷数等于所有阴离子所带的的电荷数 3.除六大强酸,四大强碱外都水解,多元弱酸部分水解.产物中有分步水解时产物.参见例题Ⅳ 4.这个离子所带的电荷数是多少,离子前写几.例如：Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-) 因为碳酸根为带两个单位的负电荷,所以碳酸根前有一个2.例如:在 0.1mol/L NaHCO3溶液中 Ⅰ.CH3COONa：c(Na+)+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-) Ⅱ.Na2CO3：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO3 2-) Ⅲ.NaHCO3：c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2(CO32-)+c(OH-) Ⅳ.Na3PO4：c(Na+)+c(H+)=3c(PO4 3-)+2c(HPO4 2-)+c(H2PO4-)+c(OH-)

K酸=[N2H4]*[H+]/[N2H5+]=[N2H4]*[H+]*[OH-]/([N2H5+]*[OH-]])=[N2H4]/([N2H5+][OH-])*Kw=Kw/K碱,所以K碱=Kw/K酸=3×10^(-6)

形成条件
　　溶液中电解质电离成离子和离子重新结合成分子的平衡状态. 　　具体一点说,在一定的条件下(如温度,浓度),当溶液中的电解质分子电离成离子的速率与离子重新结合成分子的速率相等时,电离的过程就达到了平衡状态,即电离平衡. 　　一般来说,强电解质不存在电离平衡而弱电解质存在电离平衡.
强电解质有
　　离子化合物和某些具有强极性键的共价化合物如：强酸（HCl、H2SO4、HNO3）、强碱（NaOH）、大部分盐类(NH4Cl).
弱电解质
　　有具有极性键的共价化合物如：弱酸(CH3COOH)、弱碱(NH3·H2O)、水 　　影响电离平衡的因素 　　1.温度：电离过程是吸热过程,温度升高,平衡向电离方向移动. 　　2.浓度：弱电解质分子浓度越大,电离程度越小. 　　3.同离子效应：在弱电解质溶液中加入含有与该弱电解质具有相同离子的强电解质,从而使弱电解质的电离平衡朝着生成弱电解质分子的方向移动,弱电解质的解离度降低的效应称为同离子效应. 　　4.化学反应：某一物质将电离出的离子反应掉而使电离平衡向正方向（电离方向）移动. 　　5.弱酸的电离常数越大,达到电离平衡时电离出的H+越多,酸性越强；反之,酸性越弱.多元弱酸的电离是分步进行的,每一步电离都有各自的电离常数,且各级电离常数逐级减小,一般相差较大,所以其水溶液中的H+主要是由第一步电离产生的. 　　6.对弱碱来说,也有类似弱酸的规律. 　　7.分布电离中,越后面电离出的离子数越少.

同样问题，今晚回答2遍了。
电子距离原子核越近，吸引力越大，反之越小。
外层电子数越少越容易失去电子，外层电子书越靠近7，越容易获得电子，因为2（单层电子）和8个电子数是最稳定的结构。所以容易失去电子和容易得到电子的是元素周期表两头的元素，氢锂钠钾铷铯钫容易失去电子的，活波到可以和水反应；和氟氯溴碘砹等容易得到电子的，氧化能力超过同等级的氧族元素。
...

其实这是HCL在水中电离的本质,因为电离出的H+质子半径很小,易被H2O吸引变成H30+,一般为了方便写作H+

首先我想请问你是什么学校的学生?
从化学平衡角度：磷酸第一步电离出H+后,H+浓度大,抑制第二步H+电离,同理也抑制第三步.
氢氧化铜是强电解质,溶解度太小,即使电离,浓度太低.
大学理解
磷酸的分子结构可以造成场效应,导致电离后O一端吸引其他未电离的H形成氢键作用力
氢氧化铜的电离是分步的,当时电离产物CuOH+稳定性很差,会分解成Cu2+和OH-,参与的量计算得到为原来的1/1000000.

电离是电解质在水中离解成离子的过程,如H2SO4=(2H+)+(SO42-）,NaCl=(Na+)+(Cl-).
水解是盐中的某些离子同水中的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程.可视为酸碱中和的逆过程,如FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl
近代有关电离学说的主要内容如下：①弱电解质在水溶液中自发地部分电离成水化的阳离子和阴离子,存在着电解质分子与离子之间的平衡,叫电离平衡.电离度随溶液的稀释而定量地增加,有电离常数.②强电解质在水溶液中,自发地完全电离成水化离子.但是,由于离子互吸,使其表观电离度不是100％.很多强电解质在浓溶液中,其阴、阳离子间有缔合作用.浓度越大,离子互吸作用越强,离子活度减小,有效浓度降低.在非水溶剂中,离子缔合作用更为显著,强电解质可变成弱电解质.

默默的哭了,我数理化曾经一共加起来70多分,唉,颜面扫地!

我也不好一个一个写的,告诉你一个根本的方法,多元弱酸的酸式根离子就分步电离,如NaHCO3第一步电离成Na+和HCO3-,第二步HCO3-再电离成H+和CO32-.而强酸的酸式根不用分步,如NaHSO4直接一步电离成Na+,H+,SO42-三种离子.

分析电离能发现,第一第二相差很近,而第三电离能直接升到7700了,所以Z的稳定离子应该是二价,所以其氧化物分子式是ZO.
希望对你有所帮助!

除了第三 四个,都是酸碱盐的电离方程式啊.
你把酸碱盐的合并都分开,然后对比等号左右两边,有一样的就删去就行了.
1 3OH- + 3H+ === 3H2O
2 2HCO3- === H2O + 2CO2
3 第三个式子可以反应的么?根本连电子都没转移啊...
而且就算有我怎么也配不平?
4 这个好像也没有电离方程式吧.
5 CaO + H2O === Ca2+ + 2OH-
可能我有些也不懂了..= =
不过方法就是这样的.

C项假设c(H+)=0.12mol/L，可得c(A2-)=0.02mol/L，c(HA-)=0.08mol/L，Ka=0.02*0.12/0.08=3x10^-2，矛盾，故假设错误

NH3.H2O=NH4OH=氢氧化氨,是碱! 碱在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物.怎么得来应该明白了吧

氢离子的物质的量浓度
化学电离有电子守恒的不是嘛~
这个符号是以前教的 （现在的老师）用的
比如HCl溶液：[H+]=[Cl-]+[OH-]

ph=5的H2SO4和ph=5的NH4Cl
1.加热至90度 PH较小的是?
H2SO4作为强酸PH会保持不变,而作为强酸弱碱盐的
NH4Cl,在加热的时候,水解程度加大,所以本来是酸的就更酸了!
2.取5ml氯化铵 加水至50ml c(H+) _____ 10的-6次方mol/L （填大于/小于/等于）
c(NH4+)/C(H+)_______(升高/减小）
取5ml氯化铵 加水至50ml ,本来作为被稀释的非中性溶液,体积变为原来的10倍,c(H+) 就是原来的十分之一,但因为这是盐溶液,会水解的盐溶液,它的改变就会小于10倍,所以,
c(H+) 会小于10的-6次方mol/L
c(NH4+)/C(H+)减小,怎么解释呢,很简单NH4++H2O=NH3·H2O+H+（上下标打不出来你将就点啊）
NH4++H2O=NH3·H2O+H+
人为的加水浓度改变：小 小 小 小 （几个小程度一样）
平衡影响的浓度改变：小 小 大 大
c(NH4+)/C(H+)=（小小）/（小大）=小/大
所以分子变小,分母变大,整个变小,懂了吧?

1.加入碱和氯化铵使OH-或NH4+的浓度增大,所以电离平衡向左移动,c（NH3·H20）减小
2.通入CO2生成NH4HCO3,是强电解质,所以导电能力增强

不需要通电!通电就是电解了,电离是指电解质在溶液中或熔融状态下产生自由离子的过程,用电离方程式可以表示!

是相等的!不过在盐酸中水的电离受到了压制,因此水的电离是非常微弱的,几乎可以忽略不计!所以在计算盐酸中的OH-的时候只用盐酸的H+去计算,不用盐酸的H+加上水电离的H+.（在碱性溶液中同样忽略水电离的OH-）
c（H+）*c（OH-）=1*10^-14是指水溶液中的,不单指水电离的!
至于“水电离的氢离子与氢氧根分别是多少”下面已经解出,我就不多讲了!

k（HY）中的氢离子应该是混合液中总 氢离子,因为平衡体系中的氢离子是大家共用、共享的啊.

电离是电解质在水中离解成离子的过程,如H2SO4=(2H+)+(SO42-）,NaCl=(Na+)+(Cl-).
水解是盐中的某些离子同水中的氢离子或氢氧根离子结合成弱电解质的过程.可视为酸碱中和的逆过程,如FeCl3+H2O=Fe(OH)3+3HCl
近代有关电离学说的主要内容如下：①弱电解质在水溶液中自发地部分电离成水化的阳离子和阴离子,存在着电解质分子与离子之间的平衡,叫电离平衡.电离度随溶液的稀释而定量地增加,有电离常数.②强电解质在水溶液中,自发地完全电离成水化离子.但是,由于离子互吸,使其表观电离度不是100％.很多强电解质在浓溶液中,其阴、阳离子间有缔合作用.浓度越大,离子互吸作用越强,离子活度减小,有效浓度降低.在非水溶剂中,离子缔合作用更为显著,强电解质可变成弱电解质.

NH3.H2O不等号NH4(+)+OH(-)
CH3COOH不等号CH3COO(-)+H(+)
Ca(OH)2=Ca(2+)+2OH(-)
H2CO3不等号HCO3(-)+H(+)不等号CO3(2-)+2H(+)
Al2（SO4)3=2Al(3+)+3SO4(2-)
NaHCO3=Na(+)+HCO3(-)