化学电离常数

Ⅰ 化学中电离常数是什么怎样计算

弱电解质AB在水溶液里达到电离平衡后，溶液中的电离出来的各离子浓度乘积（c（A+）*c（B-））与溶液中未电离的电解质分子浓度（c（AB））的比值叫做该弱电解质的电离平衡常数。
要注意的是电离平衡常数只用于弱电解质的计算。强电解质不适用

Ⅱ 化学平衡常数（K）、电离常数（Ka、Kb）、溶度积常数（Ksp）等常数是表示、判断物质性质的重要常数，下列

A．化学平衡常数只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，故A错误；
B．二者都是一元酸，浓度相同时，电离常数越小，说明电离程度越小，氢离子浓度越小，溶液的酸性越弱，故氢氰酸的酸性比醋酸弱，故B错误；
C．溶解度越小越先沉淀，二者结构相似，溶解度越小，溶度积就越小，故Ksp（BaSO₄）＜Ksp（BaCO₃），故C错误；
D．弱酸、弱碱的电离过程是吸热过程，温度升高促进电离，弱酸、弱碱的电离常数（Ka、Kb）变大，故D正确；
故选D．

Ⅲ 高中化学常见物质的电离常数 比如 H2CO3，HCO3-,CH3COOH,NH4OH

电离常数 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 比较电离常数，电离常数大的，酸性就强。

Ⅳ 化学电离平衡常数

在不同的温度下是不同的。
测定某一温度下的HF的电离平衡常数的公式是：【c（H+）*c（F-）】/c（HF）

Ⅳ 高中化学 电离平衡常数

要。
所有平衡常数的表达式中的物质都要加系数次方。

Ⅵ 化学中几种常见的常数K及含义

离子积抄常数（Kw） 是化学袭平衡常数的一种形式，多用于纯液体和难溶电解质的电离。 Kw=[H+]·[OH-]，25度时，Kw=1×10-14。温度升高时，水的电离程度加大，K..值也随着上升。

电离常数（Ki）描述了一定温度下，电解质的电离能力，记作Ki（i为脚标）或Ka、Kb。若电离方程式为HA==(可逆)H+ + A- ，则Ki=[H+][A-]/[HA]。

稳定常数（K）指络合平衡的平衡常数。通常指络合物的累积稳定常数，用K稳表示。

溶度积（Ksp）固体化合物AmBn难溶于水，但仍有部分An+和Bm-离开固体表面进入溶液，同时进入溶液的An+和Bm-又会在固体表面沉淀下来，当这两个过程速率相等时，离子An+和Bm-的沉淀与固体AmBn的溶解在水中达到平衡状态，固体的量就不再减小，得到AmBn的饱和溶液。这种平衡状态叫做沉淀溶解平衡。 其平衡常数叫做溶度积。

Ⅶ 高中化学电离常数计算(^_^)

多元弱酸的酸式酸根，既可电离显酸性，又可水解显碱性。
若电离程度大于水解程度，溶液显酸性，若水解程度大于电离程度，溶液显碱性。

电离大于水解的一般是较强的弱酸的酸式酸根：HSO3-、H2PO4-等。
水解大于电离的一般是较弱的弱酸的酸式酸根：HCO3-、HS-等。
1．盐类的性质

这是影响盐类水解的内在因素，组成盐的酸或碱越弱，其盐的水解程度就越大，盐溶液的碱性或酸性越强。

例如：Na2SO3与Na2S，若温度和物质的量浓度相同时，因Na2S对应的弱酸（H2S）较Na2SO3对应的弱酸（H2SO3）弱，所以S2—比SO32—易水解，溶液的碱性越强，又如：MgSO4和Fe2(SO4)3对应的弱碱的强弱不同，Mg(OH)2的碱性比Fe(OH)3强，所以盐MgSO4和Fe2(SO4)3比较，Fe2(SO4)3溶液酸性较强。

2．盐溶液的浓度：

稀释溶液可以促进水解，向右移动，水解的百分率增大；若增大盐的浓度，水解平衡虽然向右移动，但水解百分率反而下降。

如：配制FeCl3溶液时，为了防止FeCl3水解，配制出的溶液一般是饱和溶液，这样水解的程度小，避免产生浑浊现象。

注意：饱和FeCl3水解程度虽然小，但其溶液呈酸性，而稀释时，其水解程度虽增大，但因本身浓度减小，其酸性反而增大了。

3．温度

盐的水解反应是吸热反应，升高温度可促进盐的水解，使水解平衡向右移动，水解百分率增大。

例如：FeCl3溶液加热，其溶液颜色加深且逐渐变浑浊，最终出现沉淀，但其溶液的酸性因水解程度增大而增强。

又如：0.1mol/L的Na2CO3溶液，在室温时加入酚酞，溶液呈浅红色，加热时，溶液的红色逐渐加深，盐的水解程度增大了，溶液的pH增大了。

4．溶液的酸碱性

组成盐的离子能与水发生水解反应，向盐溶液中加入H+，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解，向盐溶液中加入OH—，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。

如：配制FeCl3溶液时，一般加入少量的HCl，抑制Fe3+的水解，因为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+；加入H+时，其浓度增大，平衡向右移动，Fe3+水解程度减小了，如果加入OH—，H+与OH—反应，使H+浓度下降，溶液中的平衡向右移动，促进Fe3+水解，会出现沉淀。

规律：越弱越水解，越热越水解，越稀越水解，

加酸碱抑制或促进水解。

Ⅷ 化学电离常数的求法

氨是弱碱，有解离平衡常数，而盐酸是强酸，通常认为完全解离

题目说的电离常数就是氨的电力平衡常数，算法与其他的平衡常数相同：
NH3·H2O ==(可逆)== NH4+ + OH-
c1 c2 c3
K=c2×c3÷c1

所以当溶液中氯离子浓度与铵根离子浓度相同时，他们一定都等于0.1mol/L

所以此时有0.1mol/L的氨分子解离了，这是氨分子在水溶液中的浓度是(a-0.1)mol/L
又因为这是溶液显中性，所以氢氧根浓度是10的-7次方。

所以K=10^(-7)×0.1÷(a-0.1) 即结果

仅供参考^_^

Ⅸ 电离常数 和 化学平衡常数有没有区别

电离常数是化学平衡常数的一种，二者都只受温度的影响，和浓度无关。 其中电离常数随温度的升高而增大（电离为吸热反应）；化学平衡常数则不一定：若正反应为吸热反应，化学平衡常数随温度的升高而增大；若正反应为放热反应，化学平衡常数随温度的升高而减小