化學電離常數

Ⅰ 化學中電離常數是什麼怎樣計算

弱電解質AB在水溶液里達到電離平衡後，溶液中的電離出來的各離子濃度乘積（c（A+）*c（B-））與溶液中未電離的電解質分子濃度（c（AB））的比值叫做該弱電解質的電離平衡常數。
要注意的是電離平衡常數只用於弱電解質的計算。強電解質不適用

Ⅱ 化學平衡常數（K）、電離常數（Ka、Kb）、溶度積常數（Ksp）等常數是表示、判斷物質性質的重要常數，下列

A．化學平衡常數只與溫度有關，與濃度、壓強、催化劑無關，故A錯誤；
B．二者都是一元酸，濃度相同時，電離常數越小，說明電離程度越小，氫離子濃度越小，溶液的酸性越弱，故氫氰酸的酸性比醋酸弱，故B錯誤；
C．溶解度越小越先沉澱，二者結構相似，溶解度越小，溶度積就越小，故Ksp（BaSO₄）＜Ksp（BaCO₃），故C錯誤；
D．弱酸、弱鹼的電離過程是吸熱過程，溫度升高促進電離，弱酸、弱鹼的電離常數（Ka、Kb）變大，故D正確；
故選D．

Ⅲ 高中化學常見物質的電離常數 比如 H2CO3，HCO3-,CH3COOH,NH4OH

電離常數 H2SiO3，K1＝2＊10＾－9 HF，3.53＊10＾－4 H2S，K1＝1.1＊10＾－7 HClO，2.90*10^-8 H2CO3，K1＝4.30＊10＾－7 CH3COOH，1.76＊10＾－5 H2SO3，K1＝1.54＊10＾－2 比較電離常數，電離常數大的，酸性就強。

Ⅳ 化學電離平衡常數

在不同的溫度下是不同的。
測定某一溫度下的HF的電離平衡常數的公式是：【c（H+）*c（F-）】/c（HF）

Ⅳ 高中化學 電離平衡常數

要。
所有平衡常數的表達式中的物質都要加系數次方。

Ⅵ 化學中幾種常見的常數K及含義

離子積抄常數（Kw） 是化學襲平衡常數的一種形式，多用於純液體和難溶電解質的電離。 Kw=[H+]·[OH-]，25度時，Kw=1×10-14。溫度升高時，水的電離程度加大，K..值也隨著上升。

電離常數（Ki）描述了一定溫度下，電解質的電離能力，記作Ki（i為腳標）或Ka、Kb。若電離方程式為HA==(可逆)H+ + A- ，則Ki=[H+][A-]/[HA]。

穩定常數（K）指絡合平衡的平衡常數。通常指絡合物的累積穩定常數，用K穩表示。

溶度積（Ksp）固體化合物AmBn難溶於水，但仍有部分An+和Bm-離開固體表面進入溶液，同時進入溶液的An+和Bm-又會在固體表面沉澱下來，當這兩個過程速率相等時，離子An+和Bm-的沉澱與固體AmBn的溶解在水中達到平衡狀態，固體的量就不再減小，得到AmBn的飽和溶液。這種平衡狀態叫做沉澱溶解平衡。 其平衡常數叫做溶度積。

Ⅶ 高中化學電離常數計算(^_^)

多元弱酸的酸式酸根，既可電離顯酸性，又可水解顯鹼性。
若電離程度大於水解程度，溶液顯酸性，若水解程度大於電離程度，溶液顯鹼性。

電離大於水解的一般是較強的弱酸的酸式酸根：HSO3-、H2PO4-等。
水解大於電離的一般是較弱的弱酸的酸式酸根：HCO3-、HS-等。
1．鹽類的性質

這是影響鹽類水解的內在因素，組成鹽的酸或鹼越弱，其鹽的水解程度就越大，鹽溶液的鹼性或酸性越強。

例如：Na2SO3與Na2S，若溫度和物質的量濃度相同時，因Na2S對應的弱酸（H2S）較Na2SO3對應的弱酸（H2SO3）弱，所以S2—比SO32—易水解，溶液的鹼性越強，又如：MgSO4和Fe2(SO4)3對應的弱鹼的強弱不同，Mg(OH)2的鹼性比Fe(OH)3強，所以鹽MgSO4和Fe2(SO4)3比較，Fe2(SO4)3溶液酸性較強。

2．鹽溶液的濃度：

稀釋溶液可以促進水解，向右移動，水解的百分率增大；若增大鹽的濃度，水解平衡雖然向右移動，但水解百分率反而下降。

如：配製FeCl3溶液時，為了防止FeCl3水解，配製出的溶液一般是飽和溶液，這樣水解的程度小，避免產生渾濁現象。

注意：飽和FeCl3水解程度雖然小，但其溶液呈酸性，而稀釋時，其水解程度雖增大，但因本身濃度減小，其酸性反而增大了。

3．溫度

鹽的水解反應是吸熱反應，升高溫度可促進鹽的水解，使水解平衡向右移動，水解百分率增大。

例如：FeCl3溶液加熱，其溶液顏色加深且逐漸變渾濁，最終出現沉澱，但其溶液的酸性因水解程度增大而增強。

又如：0.1mol/L的Na2CO3溶液，在室溫時加入酚酞，溶液呈淺紅色，加熱時，溶液的紅色逐漸加深，鹽的水解程度增大了，溶液的pH增大了。

4．溶液的酸鹼性

組成鹽的離子能與水發生水解反應，向鹽溶液中加入H+，可抑制陽離子水解，促進陰離子水解，向鹽溶液中加入OH—，能抑制陰離子水解，促進陽離子水解。

如：配製FeCl3溶液時，一般加入少量的HCl，抑制Fe3+的水解，因為Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+；加入H+時，其濃度增大，平衡向右移動，Fe3+水解程度減小了，如果加入OH—，H+與OH—反應，使H+濃度下降，溶液中的平衡向右移動，促進Fe3+水解，會出現沉澱。

規律：越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解，

加酸鹼抑制或促進水解。

Ⅷ 化學電離常數的求法

氨是弱鹼，有解離平衡常數，而鹽酸是強酸，通常認為完全解離

題目說的電離常數就是氨的電力平衡常數，演算法與其他的平衡常數相同：
NH3·H2O ==(可逆)== NH4+ + OH-
c1 c2 c3
K=c2×c3÷c1

所以當溶液中氯離子濃度與銨根離子濃度相同時，他們一定都等於0.1mol/L

所以此時有0.1mol/L的氨分子解離了，這是氨分子在水溶液中的濃度是(a-0.1)mol/L
又因為這是溶液顯中性，所以氫氧根濃度是10的-7次方。

所以K=10^(-7)×0.1÷(a-0.1) 即結果

僅供參考^_^

Ⅸ 電離常數 和 化學平衡常數有沒有區別

電離常數是化學平衡常數的一種，二者都只受溫度的影響，和濃度無關。 其中電離常數隨溫度的升高而增大（電離為吸熱反應）；化學平衡常數則不一定：若正反應為吸熱反應，化學平衡常數隨溫度的升高而增大；若正反應為放熱反應，化學平衡常數隨溫度的升高而減小