化学ka的值计算公式，电离平衡常数ka的公式

化学ka计算公式：Ka=10^(-pka)。Ka是电离式，记得是后面几种物质浓度的系数方的和除之前面酸的浓度系数次方。Kb实际上就是上面的倒数，求法是写出化合反应式就可以。

化合物的化学式就是表示该化合物的组成元素还有各组成元素的比例。离子化合物的化学式是各元素的简整数比。共价化合物有两种化学式:实验式表示各元素简整数比；分子式，又称真实公式，表示各元素在化合物中的真实数量，可用学过的元素符号表达化学式。

假设某一元素在化合物中不止一个，既然如此那，还要在该元素符号右下方写上数字来表示该元素在化合物中的数量。

电离平衡常数的计算公式：K=C^x·C。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））的比值是一个常数，叫做该弱电解质的电离平衡常数。

这个常数叫电离平衡常数，简称电离常数。电解质是溶于水溶液中或在熔融状态下就可以够导电的化合物。 按照其电离程度可分为强电解质和弱电解质，基本上都电离的是强电解质，唯有少部分电离的是弱电解质。

电解质都是以离子键或极性共价键结合的物质。化合物在溶解于水中或受热状态下可以解离成自由移动的离子。离子化合物在水溶液中或熔化状态下能导电；某些共价化合物也可以在水溶液中导电，但也存在固体电解质，其导电性来源自于晶格中离子的迁移。

Kc是平衡浓度、Kp是平衡压强,这个指平衡时的状况,没有大多数情况下表达式

Ksp是沉淀溶解平衡常数,等于离子浓度幂的乘积,比如Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]

Ksp[Fe(OH)3]=[Fe3+]*([OH-]^3)

Ka是酸的电离平衡常数Ka(HAc)=[H+][Ac-]/[HAc]

Kb是碱的电离平衡常数,算法与酸类似

Kw是水的离子积常数,Kw=[H+][OH-]

298K,101kPa条件下Kw=1.0*10^(-14)

解离常数ka的计算公式是Ka=[A-][H+]/[HA]，解离常数(pKa)是水溶液中具有一定解离度的溶质的极性参数,解离常数给予分子的酸性或碱性以定量的量度。brKa增大，针对质子给予体来说，其酸性增多； Ka减小，针对质子接受体来说，其碱性增多。针对药物分子，pKa还会影响其药代动力学和生物化学性质。精确预测有机化合物的pKa值在环境化学、生物化学、药物化学还有药物开发等领域都拥有重要意义。

、离解度，就是弱电解质电离的程度，大多数情况下会用α （阿尔法）表示，=已经电离的/原来的。

若是一元弱酸HA，HA = H+ + A-，α =[H+]/c，c就是原来的酸的浓度，[H+]就是溶液中的H+的浓度。

2、当满足ca/Ka=400时，c(H+)=根号(Ka*ca)成立。（由此得到公式中第二个等号成立）

公式为：离解度=c(H+)/ca=根号（Ka/ca）

这是一个经过近似后的计算式，只适用于一元弱酸或者一元弱碱，我们可以从头启动推导：

HA = H+ + A-

弱酸可以电离出H+，

这里有第一个近似--水也可极微弱的电离出H+，但是，和HA相比，H2O的电离受到了抑制，让H2O电离出的H+基本上可以忽视不计，故此就觉得H+只来自HA的电离

HA = H+ + A-

c

cα---cα--cα

c(1-α)--cα--cα

Ka=(cα)^2/c(1-α)

若要实实在在的计算，就是解一元二次方程式，求α了，故此，就有了第二个近似---当ca/Ka=400时，这里的ca就是酸的开始浓度，即酸有一定的浓度，但是，Ka又较小，这时，1-α约等于1，故此，得到，Ka=(cα)^2/c，即，α=根号(Ka/c)

即，离解度α=c(H+)/ca=根号（Ka/ca），这个方向的ca即酸的开始浓度

注意，你后面问的问题中，明显跟题中的：“离解度=c(H+)/ca*百分之100=((1.76*10^-5)/0.10)”不相等，注意到没有，看漏了一个根号，前面没有根号，后面的计算有根号。

这个计算式同样适用于一元弱碱。

3、有道经典案例题型没看懂

例题：0.20mol/L的HAc溶液，加入等体积0.20mol/L的NaAc溶液。计算pH和HAc离解度。

书中：查表：HAc的Ka=1.76*10^-5，pKa=4.75

等体积混合，浓度冲稀一倍ca=cb=0.10mol/L---因为是等浓度等体积混合，故此，浓度都减半

pH=pKa-lg(ca/cb)=4.75-lg(0.10/0.10)=4.75--这是缓冲溶液的pH计算公式

离解度=c(H+)/ca*百分之100=((1.76*10^-5)/0.10)*百分之100=0.018%

注意，这是一个缓冲溶液，不是单一的酸溶液，故此，HAc的电离是受到NaAc盐的影响的，就不可以用后一个近似的式子计算了，只可以用它原来的定义计算，即[H+]/c，可以觉得溶液中的[H+]就是来自HAc的电离，故此代入数据=(10^-4.75)/0.1=0.0178%

Ka：弱酸电离常数

Kb：弱碱电离常数

Kw：水的离子积常数

Kw 的意义：Kw称为水的离子积常数，简称离子积。表达在一定温度下，水溶液中氢离子和氢氧根离子浓度的乘积是一个常数。Kw是一个平衡常数，具有平衡常数的性质。

Ka称为弱酸的电离平衡常数。Ka值越大，酸性越强；Ka越小，酸性越弱。

Kb称为弱碱的电离平衡常数。

公式：

Ka、Kb是化学平衡常数的一种形式，利用Ka、Kb数值的大小，可以估计酸碱的强弱。一般Ka、Kb = 10-2~10-7 当中为弱酸、弱碱；Ka、Kb 10-7 为极弱酸、极弱碱。

弱酸强碱盐的水解实际上质是弱酸根生成弱酸的反应。比如NaAc ： Ac* + H2O — HAc + OH*

上面说的反应中实质上同时存在水和弱酸的电离平衡，按照多重平衡规则有：

Kh = Kw/Ka = Kb

上式可见：弱酸强碱盐的水解常数 Kh，就是弱酸共扼堿的堿常数 Kb，弱酸强碱盐的 Kh 与弱酸的 Ka 成反比。

同理，一元弱碱强酸盐的水解常数为：Kh = Kw/Kb = Ka

目前计算土压力用的多的两种理论分别是朗肯土压力理论和库伦土压力理论.

朗肯土压力理论是利用应力的极限平衡来解答的,它的基本假设是：挡土墙墙背直立,墙后填土面水平,墙背光滑.。

z深度处的主动土压力基本表达式：Pa=Ka*r*z-2*c*(Ka)^1/2

这当中：

Ka是主动土压力系数,Ka=(tan(45-φ/2)^2,φ为土体的内摩擦角；

c是土体的粘聚力.

Ka是主动土压力系数，Kp是被动土压力系数。

他们分别是酸、碱和水的离解常数.

Ka=[H+][酸根-]/[酸]

Kb=[OH－][金属离子+]/[碱]

Kw=[H+][OH-]/[H2O]

公式: Eα=1/2γH2Ka 式中:Eα-主动土压力(KN),γ-土的容重(KN/m3)

二者的关系为：Ka x Kb = Kw = 10^(-14 )。

Ka是在室温下（25°C）的弱酸的电离常数，Ka越大，酸性越强。Ka的计算方式为：

Ka = [H+][A-]/[HA]；

而其共轭碱的Kb表示在室温下的碱的电离常数，计算方式为：Kb = [HA][OH-]/[HA]；

两者相乘化简得，Ka x Kb = [H+][OH-] ，即水的离子积常数。因为这个原因Ka x Kb = [H+][OH-]= Kw = 10^(-14) （25摄氏度）。

Ka=[CN-][H+]/[HCN]。弱酸是和强酸相对的酸，酸性较弱。弱酸一般是指其电离常数（Ka）小于0.0001（酸度系数pKa大于4）的酸。

大多数的酸在电离时，都涉及水分子与酸中离解出来的氢离子相互结合生成离子H3O+的反应。水的浓度在反应中其实可以觉得是一个常数。

在分析化学中，[H＋]或〔OH－]计算允许的相对误差大多数情况下在±5%以内。从而为标准可以计算各自不同的公式所使用的条件。

以一元弱酸HB作为例子，设其浓度为Cmol*L-1离解常数为Ka。近似公式[H+]=(-ka+√(ka^2+4ka*C))/

2使用条件为：KaC＞20Kw简公式[H+]=√(ka*C)使用条件为：KaC＞20KwC/Ka＞400；

极稀弱酸计算近似公式[H+]=√((ka*C)+Kw)使用条件为：KaC＜20KwC/Ka＞400；

精确计算公式[H+]3+Ka[H+]2—（Ka*C+Kw）*[H+]—Ka*Kw=0使用条件为：KaC＜20KwC/Ka＜400；