溶液電離平衡計算方法

A. 電離平衡公式 我要一個電離平衡的計算公式,

a+b=c+d 電離平衡常數k=（c濃度*D濃度）/(A濃度*B濃度）

B. 電離度計算公式是什麼

電離度（α）= （已電離弱電解質分子數/原弱電解質分子數）*100%。

電離度是指在一定條件下，當電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來電解質分子數的百分數；相同濃度（硫酸要考慮1分子中有2個氫離子電離），酸的強弱看其電離度就可以。

影響水的電離程度的因素：

1、溫度：由上述可知，溫度升高，水的電離程度增大，即電離度α增大。

2、酸或鹼性：

當在純水中加入酸或鹼時，水的電離平衡均逆向移動，使水的電離程度減小，即電離度α減小；且當c(H+)與c(OH-)相等時，影響程度相當。

3、能水解的鹽：當在在純水中加入能水解的鹽時，鹽電離出的弱酸根陰離子或弱鹼的陽離子就會跟水電離出H+或OH-結合，促使水的電離平衡正向移動，使水的電離度α增大。

C. 電離度的定義是什麼怎麼計算

電離度的定義：電離度弱電解質在溶液里達電離平衡時，已電離的電解質分數占原來總分子數（包括已電離的和未電離的）的百分數。計算方式：電離度(α)=(已電離弱電解質分子數/原弱電解質分子數)*100%弱電解質的電離=(分子、分母同除以阿氏常數)=(分子、分母同除以溶液體積)電離常數又叫電離平衡常數，用Ki表示。如醋酸，碳酸和硼酸。其定義為，當弱電解質電離達到平衡時，電離的離子濃度的乘積與未電離的分子濃度的比值叫做該弱電解質的電離平衡常數。一種弱電解質的電離平衡常數只與溫度有關，而與該弱電解質的濃度無關。因為弱電解質通常為弱酸或弱鹼，所以在化學上，可以用Ka、Kb分別表示弱酸和弱鹼的電離平衡常數。用HA表示弱酸，則其電離方程式為HA--H+A，則電離常數Ka=[H]*[A]/HA電離常數K與電離度α的關系可近似的表示為K=cα2(α平方)其中c為弱電解質溶液的濃度。

D. 化學平衡,電離平衡,水解平衡,溶解平衡各自的公式是什麼

你這個問題也太不專業了- - 化學平衡是指在宏觀條件一定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再改變的狀態；然後在化學平衡里定義了一個化學平衡常數，比如一個可逆反應mA+nB==pC 它的平衡常數就是 K=(C)^p/(A)^m*(B)^n電離平衡就是弱電解質在溶液中發生電離的過程中，電解質分子的濃度與離子的濃度分別穩定的狀態；然後在電離平衡里定義了一個電離度；比如一個弱電解質 HA==H+ + A- α=已電離的分子/原有分子數×100%=（A-）/原來溶液濃度水解平衡就是組成鹽的離子與水作用產生弱酸或弱鹼，水解產生酸或鹼的速率與酸或鹼電離的速率相等時的狀態；然後這里定義的是水解平衡常數，計算方法其實化學平衡的一樣的；溶解平衡就是指難溶物（溶解度很小很小的物質，但不是一點不溶）在水中微弱電離和電離出的離子又生成固體的速率相等的狀態；定義溶解平衡常數K穩、k不穩以AgCl為例， 它在水中的溶解平衡方程是 AgCl(s)==Ag+ + Cl - （注意一定要加那個s 不然變成電離方程式了），K穩=(Ag)*(Cl)/*(AgCl) k不穩*k穩=1打了這么多- - 追點分吧老大

E. 電離平衡常數怎麼算

氫氧化鐵電離氫氧根「加」三次方
不過更多使用在「氫氧化鐵的溶解平衡，也要「加」三次方」----有關「溶度積」計算分析

F. 電離常數的計算公式是什麼

電離常數計算公式是K(電離)=C[A+]^x·C[B-]^y/ C[AxBy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分別表示A+、B-和AxBy在電離平衡時的物質的量濃度。

弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在電離方程式中的計量數為冪的乘積。

跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量數為冪的乘積的比值，即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））的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。 這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數。

G. 電離平衡常數的計算方法

弱電解質AxBy在水溶液中達到電離平衡時：AxBy⇋
xA+
+
yB-
則，K（電離）=C[A+]^x·C[B-]^y/
C[AxBy]式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分別表示A+、B-和AxBy在電離平衡時的物質的量濃度。
電離平衡常數的大小反映弱電解質的電離程度，不同溫度時有不同的電離常數。
在同一溫度下，同一電解質的電離平衡常數相同，但隨著弱電解質濃度的降低.轉化率會增大。由該溫度下的解離度a=(K/起始濃度)的算術平方根，可得知:弱電解質濃度越低電離程度越大。

H. 電離平衡常數如何計算

電離常數計算公式是K(電離)=C[A+]^x·C[B-]^y/ C[AxBy]，式中C[A+]、C[B-]、C[AB]分別表示A+、B-和AxBy在電離平衡時的物質的量濃度。

弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在電離方程式中的計量數為冪的乘積。

注意事項

電離平衡常數只適用於弱電解質的計算，強電解質不適用。但這並不是說強電解質沒有電離平衡常數，由於物理作用等因素影響，強電解質也並非完全電離。

只不過強電解質不使用電離平衡常數進行相關計算。強電解質可以用陰陽離子平均活度（由於單個離子活度無法確定，陰陽離子平均活度可以由實驗測定）來表示電離程度，參與計算。

I. 電離平衡常數Kw怎麼計算

若是一元弱鹼強酸鹽，如氯化銨：可得Kh=Kw/ Kb。若是弱酸弱鹼鹽，如醋酸銨：可得Kh= Kw/(Ka×Kb)。

1、Ka、Kb分別表示一元弱酸、一元弱鹼的電離常數，弱酸、弱鹼均屬於弱電解質。在一定條件下，弱電解質電離達到平衡時，溶液中電離出來的各種離子濃度乘積與溶液中未電離的電解質分子濃度的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。

弱電解質的電離平衡常數只與溫度有關，而與該弱電解質的濃度無關。一般Ka (或Kb)值越大，表示酸(或鹼)的電離程度就越大，相應酸(或鹼)的酸性(或鹼性)就越強。可利用Ka、Kb的值計算酸(或鹼)溶液中各微粒濃度。

2、Kh是鹽的水解平衡常數，水解反應也是一種離子平衡。在一定溫度下，能水解的鹽(強鹼弱酸鹽、強酸弱鹼鹽或弱酸弱鹼鹽)在水溶液中達到水解平衡時。

生成的弱酸(或弱鹼)濃度與氫氧根離子(或氫離子)濃度之積與溶液中未水解的弱酸根陰離子(或弱鹼的陽離子)濃度之比是一個常數，該常數就叫水解平衡常數。

同其它平衡常數一樣，Kh只與水解鹽的性質、溫度有關。Kh也可以衡量反應進行程度的。Kh越大，表示水解程度越大。可利用Kh的值計算溶液中各微粒濃度。

3、Kw是水的離子積，是指在一定溫度下水中c(H+)和c(OH－)的乘積。

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意義

弱電解質在一定條件下電離達到平衡時，（水）溶液中電離所生成的各種離子濃度以其在化學方程式中的計量數為冪的乘積，跟溶液中未電離分子的濃度以其在化學方程式中的計量數為冪的乘積的比值。

即溶液中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））的比值是一個常數，叫做該弱電解質的電離平衡常數。 這個常數叫電離平衡常數，簡稱電離常數。

要注意的是電離平衡常數只適用於弱電解質的計算，強電解質不適用，但這並不是說強電解質沒有電離平衡常數，由於物理作用等因素影響，強電解質也並非完全電離。

只不過強電解質不使用電離平衡常數進行相關計算。強電解質可以用陰陽離子平均活度（由於單個離子活度無法確定，陰陽離子平均活度可以由實驗測定）來表示電離程度，參與計算。

J. 電離平衡常數計算公式是什麼

電荷守恆H++Na+=OH-+AC-
物料守恆就是元素守恆，就是元素質量守恆
CH3COOH，CH3COONa
醋酸鈉和醋酸一比一等濃度混合，
就說1mol醋酸和1mol的醋酸鈉固體混合
那你可以直接說混合物中有，1molNa，2mol的CH3COO-（或者說含2mol的C）
nC=2nNa+
然後溶於水，不論怎麼電離水解，總之溶液中就是Na+，CH3COOH，CH3COO-，H+。OH-
即使發生了化學反應，依舊是nC=2nNa+
那含C的是CH3COOH，CH3COO-，所以nCH3COOH+nCH3COO-=2nNa+
質子守恆守恆，從水的電離說，從水的電離方程式看，水電離出的nH+=nOH-
所以質子守恆就是由水電離出的H+和OH-的質量守恆
H2O=H++OH-
nH+=nOH-，此溶液，水電離出的OH-沒有去結合什麼而形成什麼的氫氧化物，，而H+有一部分去結合醋酸根形成醋酸。所以nH++nCH3COOH=nOH-