有关水溶液化学平衡的计算
溶液中的化学平衡-配位平衡
工业废水中的重金属离子常通过配位反应进行沉 淀或吸附，从而达到净化废水的目的。
环境化学中的配位平衡问题
土壤污染修复
土壤中的重金属离子与有机配体发生配位反应，影响重金属的迁移 和生物有效性，从而影响土壤污染修复效果。
水质监测与净化
水体中的重金属离子、有机污染物等可通过配位反应进行转化和去 除，确保水质安全。
02
在化学分析中，可以利用配位平衡常数来计算溶液中各组分的浓度。
03
在生物学中，配位平衡常数可以用来描述生物体内的金属离子与蛋白 质、酶等生物大分子之间的相互作用。
04
在环境科学中，配位平衡常数可以用来研究重金属离子在土壤、水等 环境介质中的迁移转化行为。
04
配位平衡在化学反应中的作 用
配位反应的速率影响
由能变化等参数，从而预测反应结果。
05
实际应用中的配位平衡问题
工业生产中的配位平衡问题
1 2 3
金属冶炼
在金属冶炼过程中，配位平衡对于控制金属离子 的溶解度和稳定性至关重要，直接影响金属的提 取率和纯度。
化学品的合成与分离
许多化学品的合成和分离涉及到配位平衡，如利 用配位反应合成有机金属化合物、分离稀有元素 等。
03
配位平衡的计算与表示方法
配位平衡的计算
配位平衡是溶液中一种重要的化学平衡， 主要涉及配位体和中心离子之间的相互 作用。
配位平衡的计算通常需要使用平衡常数，如 稳定常数和不稳定常数，来描述配位体和中 心离子之间的结合和解离程度。
平衡常数的值取决于温度、压力和 溶液的组成，可以通过实验测定或 计算得出。
形成配合物的条件
金属离子和配位体需要在一定的条件下形成配合物，如温度、压 力、浓度等。
化学平衡的相关计算
化学平衡的相关计算化学平衡是指在化学反应中，反应物转化为产物的速度与产物转化为反应物的速度达到平衡的状态。
在化学平衡中，反应物和产物的浓度以及温度都是重要的因素，通过这些因素可以进行相关的计算。
本文将介绍化学平衡的相关计算方法。
一、化学平衡常数的计算方法化学平衡常数是描述化学平衡位置的物理量，用K表示。
对于一般的化学反应：aA+bB↔cC+dD反应物的浓度的分子数乘积除以产物的浓度的分子数乘积的比值，即可得到化学平衡常数K：K=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)其中，[C]、[D]、[A]、[B]分别表示产物C、D和反应物A、B的浓度。
二、反应浓度的计算反应物和产物的浓度是进行化学平衡计算的重要因素。
根据反应物和产物的摩尔化学计量关系以及它们在平衡状态下的浓度，可以计算出平衡反应物和产物的浓度。
三、平衡常数的影响因素与计算1.温度：随着温度的升高，化学反应速率会增加，使得平衡位置发生变化。
根据反应热力学原理，可以利用反应焓变和温度的关系，计算出在不同温度下的平衡常数。
ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG表示反应的标准自由能变化，ΔH表示反应的标准焓变，T表示温度，ΔS表示反应的标准熵变。
2.压力：对于涉及气体的反应，可以通过改变压力来影响平衡位置。
根据Le Chatelier原理，当反应物和产物中有气体参与反应时，压力增大会使平衡位置向低压方向移动，反之亦然。
根据反应物和产物的分压与平衡常数的关系，可以计算出平衡常数与压力之间的关系。
3.浓度：根据浓度与平衡常数之间的关系，可以计算出化学平衡位置与浓度之间的关系。
当反应物或产物的浓度发生变化时，根据Le Chatelier原理，平衡位置会发生变化，使得浓度变化的方向尽量减小。
四、平衡计算实例以下为一个平衡计算的实例：反应为：2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)假设在其中一温度下，反应物SO2和O2的初始浓度分别为0.2mol/L，产物SO3的初始浓度为0.1mol/L，求平衡浓度以及平衡常数。
化学平衡常数离子浓度与酸碱度的pH计算
化学平衡常数离子浓度与酸碱度的pH计算化学平衡常数是描述在特定条件下化学反应达到平衡时，反应物与生成物之间浓度比例的指标。
在溶液中，平衡常数与溶液的酸碱度（pH）之间存在一定的关联。
本文将探讨化学平衡常数与离子浓度对酸碱度pH计算的影响。
一、化学平衡常数与离子浓度的关系化学平衡常数通常用Keq表示，对于一个反应aA + bB ↔ cC + dD，其平衡常数表达式为：Keq = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
方括号代表对应物质的浓度。
在溶液中，化学平衡常数与反应离子的浓度有密切的关系。
1.1 离子浓度对Keq的影响根据平衡常数表达式，反应物与生成物浓度之比决定了Keq的值。
当离子浓度较高时，生成物的浓度将增加，从而使Keq的值增大；反之，当离子浓度较低时，生成物的浓度将减少，Keq的值减小。
因此，离子浓度的改变会显著影响反应达到平衡的倾向和位置。
1.2 Le Chatelier原理与离子浓度根据Le Chatelier原理，当系统达到平衡时，任何对系统的扰动都会导致系统内的平衡位置发生变化以抵消这种扰动。
对于化学反应而言，如果在平衡时向系统中添加或减少某种离子，则系统会通过改变反应物与生成物的浓度，重新建立平衡。
二、离子浓度对pH计算的影响pH是测量溶液酸碱度的常用指标，描述溶液中的氢离子（H+）浓度。
在水中，pH的计算基于离子浓度与平衡常数的关系。
2.1 平衡反应与酸碱度对于一个酸碱反应HA ↔ H+ + A-，其平衡常数表达式为：Ka =[H+][A-] / [HA]。
可以看出，溶液中氢离子浓度与酸的浓度成正比。
因此，通过测量氢离子浓度，我们可以推算溶液中酸的浓度，从而得出其酸碱性的强弱。
2.2 pH的计算公式pH的计算公式为：pH = -log[H+]，其中[H+]代表溶液中氢离子浓度。
通过Le Chatelier原理和平衡常数，我们可以根据溶液中离子浓度的变化来计算pH值的变化。
溶液的浓度计算与溶解度平衡常数计算
溶液的浓度计算与溶解度平衡常数计算溶液是由溶质溶解在溶剂中形成的homogeneous（均匀的）mixture。
在溶液中，通常需要计算溶质的浓度以及确定其溶解度平衡常数。
本文将探讨溶液的浓度计算和溶解度平衡常数的计算方法。
一、溶液的浓度计算1. 质量分数（Mass Fraction）质量分数计算的是溶质在溶液中的质量占溶液总质量的比例。
质量分数（%） = (溶质质量 / 溶液质量) × 100%2. 体积分数（Volume Fraction）体积分数计算的是溶质占溶液总体积的比例。
体积分数（%） = (溶质体积 / 溶液体积) × 100%3. 摩尔分数（Mole Fraction）摩尔分数计算的是溶质的摩尔数占溶液总摩尔数的比例。
摩尔分数 = (溶质摩尔数 / 溶液摩尔数)4. 摩尔浓度（Molarity）摩尔浓度常用于描述溶质在溶液中的浓度，定义为溶质的摩尔数与溶液体积的比值。
摩尔浓度（mol/L）= 溶质摩尔数 / 溶液体积（L）5. 当量浓度（Normality）当量浓度是指在满足酸碱反应化学平衡时，酸或碱中“可以提供或接收H+或OH-离子最小的物质的摩尔浓度”。
当量浓度（N）= 摩尔浓度（mol/L）× H+或当量浓度（N）= 摩尔浓度（mol/L）× OH-二、溶解度平衡常数的计算溶解度平衡常数（Solubility Equilibrium Constant）描述了在特定温度下，溶质从固体状态溶解到溶液中达到平衡所遵循的化学方程式。
对于一般化学方程式：aA (固体) ⇌ bB (溶质)溶解度平衡常数（Ksp）= [B]^b / [A]^a其中，[B]和[A]分别表示溶质B和固体A的浓度或摩尔数。
对于一般的溶解度反应，平衡常数通常用于描述溶剂中的离子浓度，不考虑固体溶质的浓度。
例如，对于钙矾石的溶解反应：CaSO4 (固体) ⇌ Ca2+ (溶质) + SO4^2- (溶质)溶解度平衡常数（Ksp）= [Ca2+] × [SO4^2-]通过实验数据或基于溶解度平衡常数的理论计算，可以确定溶质在溶液中的相对溶解度以及其析出过程是否会发生。
水溶液中的离子反应与平衡知识点
水溶液中的离子反应与平衡知识点水溶液中的离子反应与平衡是化学中非常重要的知识点，它涉及到溶液中离子的生成、反应以及平衡状态的维持。
在化学反应中，溶液中的离子反应是指溶液中溶质（通常是离子化合物）发生离子交换或结合的过程。
这些离子反应可以分为酸碱中和反应、沉淀反应和氧化还原反应等。
酸碱中和反应是指酸和碱在水溶液中发生中和反应，生成盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）与盐酸（HCl）在水中发生中和反应，生成氯化钠（NaCl）和水（H2O）的反应可以表示为：NaOH + HCl → NaCl + H2O.沉淀反应是指在溶液中生成固体沉淀的反应。
当两种溶液混合后，溶液中的离子重新排列并形成沉淀。
例如，银离子与氯化物离子在水溶液中发生沉淀反应，生成白色的固体氯化银：Ag+ + Cl→ AgCl↓。
氧化还原反应是指化学物质失去或获得电子的反应。
在水溶液中，氧化还原反应通常涉及到金属离子和非金属离子之间的电子转移。
例如，铁离子与硫酸根离子在水溶液中发生氧化还原反应，生成亚铁离子和硫酸：Fe2+ + SO4^2→ FeSO4。
在这些离子反应中，化学平衡是一个重要的概念。
化学平衡是指在反应达到一定条件下，反应物和生成物的浓度保持稳定的状态。
根据Le Chatelier原理，当影响平衡的条件发生变化时，平衡会向着能够抵消这种变化的方向移动。
因此，通过调整温度、压力、浓度等条件，可以控制化学反应的平衡状态。
总之，水溶液中的离子反应与平衡知识点是化学中的重要内容，它不仅有助于我们理解化学反应的基本过程，还可以应用于工业生产、环境保护等方面。
对于学习化学的人来说，掌握这些知识点是至关重要的。
溶液中化学平衡(1)-酸碱电离平衡
K
a1
K
b3
K
a2
K
b2
K
a3
K
b1
K
w
22
Kb3
KW Ka1
1.0 1014 7.6 103
1.31012
K
a2
K
b3
23
3. 解离度和稀释定律
K a，K b是在弱电解质溶液体系中的一种平衡常数，不受浓度影
响，而浓度对解离度有影响，浓度越稀，其解离度越大。
如果弱电解质AB，溶液的浓度为c0，解离度为α。
HAc + OHNaAc的水解反应
H2O + Ac-
H2O + Ac- HAc + OH-
酸碱反应总是由较强的酸与较强的碱
作用，向着生成相对较弱的酸和较弱
的碱的方向进行。
12
4.2.2 酸碱的相对强弱
1.水的离子积常数
作为溶剂的纯水，其分子与分子之间也有质子的传递
H2O +H2O
H3O+ + OH-
例如0.10mol.L-1HAc的解离度是1.32%， 则溶液中各离子浓度是 c (H+)=c (Ac-)
=0.10×1.32%=0.00132mol.L-1。
2
4.1.2 活度与活度系数
强电解质的解离度并没有达到100%。这 主要是由于离子参加化学反应的有效浓度要 比实际浓度低。 离子的有效浓度称为活度。
a3
c(H )c(PO43 ) c(HPO42 )
4.4 1013
三种酸的强度为：H3PO4 ＞H2PO4- ＞HPO42--
20
21
磷酸各级共轭碱的解离常数分别为：
水溶液中的化学平衡
和 都是平衡常数，表示了弱酸、弱碱解离出离子趋势的大小，K值
越大，表示解离的趋势越大。一般把 小于10-2的酸，称为弱酸；碱也可 以按着 值的大小分类。 （2）酸碱的强弱 可用解离平衡常数来表示酸和碱的强度。一些酸从强 到弱的排列顺序是
HAc在H2O中有
4.1.2弱电解质的解离平衡
Ac-。用c0表示醋酸溶液的起始浓度，用c(H+)、c(Ac-)和c(HAc)分别表示 H+、Ac-和HAc的平衡浓度，则有c(H+)= c(Ac-)·c(HAc)=c0- c(H+)。
4.1.2弱电解质的解离平衡
将各平衡浓度代入式（4-1）中，有：
Kaθ
c(H )2 c0 c(H )
（4-2）
4.1.1 酸碱理论
2. 酸碱的质子理论
由丹麦的布朗斯特和英国的劳莱提出并定义了酸与碱：酸碱质子理论将能 给出质子的分子或离子定义为酸；能接受质子的分子或离子定义为碱。 酸和碱之间的关系是：
满足上述关系的一对酸和碱互为共轭酸碱。 例如：醋酸CH3COOH
其中HAc是Ac-的共轭酸，而Ac-是HAc的共轭碱。 酸越强，它的共轭碱就越弱；酸越弱，它的共轭碱就越强。
当c0不是很小，而α不是很大时。弱酸弱碱溶液的解离度与其浓度的
平方根成反比，与其解离常数的平方根成正比。这一关系称为稀释定律。 平衡常数 和 不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度α，
却随起始浓度的变化而变化，只有在浓度相同的条件下，才能用解离度的
大小来比较电解质的相对强弱。起始浓度c0越小，解离度α值越大。
由瑞典化学家阿伦尼乌斯提出并定义了酸与碱：电解质在水溶液中能 电离生成阴、阳离子。酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子都是H+离子 的化合物；而碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子都是OH-离子的化合 物。即，能电离出H+是酸的特征，能电离出OH-是碱的特征，酸碱的中和 反应生成盐和水。又根据强、弱电解质的概念，将在水中全部电离的酸或 碱，称为强酸和强碱；在水中部分电离的酸或碱，称为弱酸和弱碱。
化学平衡的溶液浓度与平衡常数的计算
化学平衡的溶液浓度与平衡常数的计算在化学反应中，平衡是指反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
在平衡状态下，反应物和生成物之间的浓度之比可以通过平衡常数来表示。
本文将介绍如何计算化学平衡中溶液的浓度以及平衡常数。
一、溶液浓度的计算在化学反应中，溶液浓度的计算是确定平衡常数的重要步骤之一。
以下是几种常见的浓度计算方法。
1.1 摩尔浓度（molarity）摩尔浓度是一种常见的表示方法，用于描述溶液中溶质的浓度。
摩尔浓度可以通过下述公式计算：\[M = \frac{n}{V}\]其中，M表示摩尔浓度（mol/L），n表示溶质的物质的摩尔数（mol），V表示溶液的体积（L）。
1.2 摩尔分数（mole fraction）摩尔分数是指溶质在溶液中的相对分数。
摩尔分数可以通过下述公式计算：\[X_i = \frac{n_i}{n_{total}}\]其中，\(X_i\)表示溶质的摩尔分数，\(n_i\)表示溶质的摩尔数，\(n_{total}\)表示溶液中所有组分的摩尔数之和。
1.3 溶解度（solubility）溶解度是指在一定的温度下，溶质在溶剂中达到饱和时的最大浓度。
溶解度可以用摩尔浓度或质量浓度来表示，具体计算方法根据不同的溶质和溶剂而定。
二、平衡常数的计算平衡常数是用于描述化学平衡状态的一个重要参数。
以下是几种常见的计算平衡常数的方法。
2.1 反应物和生成物的浓度比对于一般的化学反应，平衡常数可以通过反应物和生成物的浓度比来计算。
比如对于以下的化学反应：\[A + B \rightleftharpoons C + D\]平衡常数可以表示为：\[K_c = \frac{[C][D]}{[A][B]}\]其中，\[K_c\]表示平衡常数，\[[]\]表示物质的浓度。
2.2 气体反应的平衡常数对于气体反应，可以使用气体分压来计算平衡常数。
根据道尔顿定律，气体的分压与摩尔分数之间存在线性关系。
对于以下的气体反应：\[aA + bB \rightleftharpoons cC + dD\]平衡常数可以表示为：\[K_p = \frac{P_C^c \cdot P_D^d}{P_A^a \cdot P_B^b}\]2.3 液相反应的平衡常数对于液相反应，可以使用摩尔浓度或质量浓度来计算平衡常数。
水的化学平衡常数
水的化学平衡常数全文共四篇示例，供读者参考第一篇示例：水是地球上最重要的溶剂之一，其在自然界中起着至关重要的作用。
在水的化学平衡中，有一个重要的参数叫作水的离子积常数，它标志着水在溶解其他物质时的离子浓度平衡。
水的离子积常数与水的pH值息息相关，是化学平衡反应中的关键参数。
我们来了解一下水的离子积常数。
水的离子积常数(Kw)是指在25摄氏度下，水自离子化产生的氢离子和氢氧根离子的浓度之积所得的一个常数。
其表达式是Kw = [H+][OH-]，其中[H+]代表氢离子浓度，[OH-]代表氢氧根离子浓度。
根据离子积常数的定义，对于纯净水来说，[H+] = [OH-]，因此Kw = [H+]² = [OH-]² = 1.0×10^-14。
水的离子积常数是一个固定的值，不受溶质浓度的影响。
这也意味着，在水溶液中，氢、氢氧根离子的浓度总是满足Kw的值。
在酸碱中，当溶液的[H+]和[OH-]浓度不等时，酸碱反应会发生，使两者浓度重新达到Kw的值，保持化学平衡。
水的离子积常数对于理解水的性质和化学反应至关重要。
根据Kw 的定义可以计算出水的离子浓度。
在25摄氏度下，纯净水的[H+]和[OH-]都是1.0×10^-7mol/L。
这也意味着，水的pH值和pOH值都是7，是中性的。
如果溶液中[H+]和[OH-]的浓度不等，可以根据Kw 的值计算出平衡浓度，从而确定溶液的酸碱性质。
水的离子积常数还可以用于计算溶液中酸碱度的变化。
在酸碱中，当添加酸或碱时，溶液中的[H+]和[OH-]浓度会发生变化，但最终会重新达到Kw的值，保持平衡。
利用Kw的值可以计算出添加酸碱后的溶液pH值和pOH值，帮助我们了解溶液的化学特性。
水的离子积常数是水的化学平衡中的重要参数，它与水的pH值密切相关，反映了水的离子浓度平衡。
通过这一常数，我们可以更好地理解水的性质和化学反应，帮助我们预测和控制溶液中的酸碱度变化。
化学平衡的计算式及其应用
化学平衡的计算式及其应用在化学反应中，化学平衡是指反应物与生成物的浓度达到一个稳定的状态，此时反应速率相等，化学反应不再发生变化。
化学平衡是化学反应中非常重要的概念，它在化学反应的控制和制备化学物品中起着重要作用。
在本文中，我们将讨论化学平衡计算式及其应用。
一、计算式1. 平衡常数平衡常数Kc是化学平衡的关键参数，它是反应物浓度及反应产物浓度的乘积比例的定量表达式。
对于反应A + B = C + D，平衡常数表达式为：Kc = [C][D]/[A][B]。
当反应物和生成物浓度达到平衡时，Kc的值保持不变。
2. 反应商反应商Qc是未达到平衡时的反应物浓度与反应产物浓度的比例，它可用于确定反应是否向某个方向推进。
反应商与平衡常数之间的比较可以告诉我们反应向哪个方向演进。
当Qc小于Kc时，反应会向产物方向移动，而当Qc大于Kc时，反应会向反应物方向移动，直到达到平衡。
二、应用1. 氨与氧当氨和氧进行反应时，会生成一氧化氮和水：4 NH3(g) +5 O2(g) = 4 NO(g) +6 H2O(g)反应的平衡常数可以用以下方程式表示：Kc = [NO]^4[H2O]^6/[NH3]^4[O2]^5如果我们将NH3和O2混合在一起并点燃，它们就会燃烧成尘土，NO和水。
如果我们想判断反应是否到达平衡，可以使用反应商。
假设我们在反应物中的浓度是0.3 M NH3和0.4 M O2，而产物中的浓度是0.1 M NO和0.2 M H2O。
我们可以计算反应商：Qc = [NO]^1[H2O]^2/[NH3]^4[O2]^5 = 0.1 × 0.2^2/(0.3^4 × 0.4^5) = 1.71 × 10^-11接下来，我们可以将Qc与Kc进行比较。
如果Qc小于Kc，这意味着反应物的浓度过高，反应会继续向产物方向推进。
如果Qc大于Kc，则意味着产物过多，反应会向反应物方向移动。
在这种情况下，Qc大于Kc，因此反应将向反应物方向移动，以达到平衡。
水环境化学平衡计算
(2)开放体系
CT = [CO2]／0 = KH PCO2 ／0
[CO32-] = KH PCO2 2／0 在开放体系中由于同大气中CO2处于平衡, [Ca2+] CT
0 Ksp Ksp [Ca ] 2 [CO3 ] 2 K H PCO2
2
二、氧化－还原平衡
Ox + n e = Red
1 逐级生成常数
M L ML
那么：第n级生成常数 kn :
[ ML] k1 [ M ][L]
MLn1 L MLn
[ MLn ] kn [ MLn1 ][L]
2 积累稳定常数
[ ML] 1 k1 [ M ][L]
[ ML2 ] 2 k1k 2 [ M ][L]2
CT = [ CO32- ] + [ HCO3- ] + [ H2CO3 ]
Ca
2
Ksp Ksp 2 CO3 2CT
同样：lg [M] = lg Ksp － lg CT －lg 2
或 : pM pKsp lg CT lg 2
对任何与碳酸盐平衡时的金属离子浓度都适用，而 且还可给出 lg [M] ~ pH 曲线。见p. 135 图3－13。
将各氢氧化物的Ksp 代入并以lg [Men+] 对 pH 作图即可得到p.132.图3－11各金属氢氧化物的溶解 度。 用的更多的是将其溶解度表达式写为：
pc = pKsp － n pKw + n pH
2 硫化物
重金属硫化物在中性条件下是不溶于水的，只要水中存 在S2- ，重金属离子均可从水中除去。 H2S = H+ + HS- k1 = 8.9 ×10-8 HS- = H+ + S2- k2 = 1.3×10-15 两者相加可得: H2S = 2H+ + S2K1,2 = k1k2 = 1.16×10-22 由H2S的K = [H+]2 [S2-] / [H2S] = 1.16×10-22 和[H2S]的饱 和浓度0.1mol/L及H+ 浓度即可求出S2- 浓度。 [S2-] = 1.16×10-23 / [H+]2 Ksp = [M2+][S2-] 进而可求得水中M2+离子的浓度： [M2+] ＝ Ksp / [S2-] = Ksp [H+]2+ / 1.16×10-23
化学平衡常数的计算
例1：H3BO3溶液中存在如下反应：
H3BO3（aq）+H2O（l） [B(OH)4]-( aq)+H+（aq）已知0.70 mol·L-1H3BO3溶液中，上述反应于298K达到平衡时，c平衡（H+）=2. 0 × 10-5mol·L-1，c平衡（H3BO3）≈c起始（H3BO3），水的电离可忽略不计，求此温度下该反应的平衡常数K（H2O的平衡浓度不列入K的表达式中，计算结果保留两位有效数字）答案5.7×10-10
6.T℃时，该反应化学平衡常数K=1，当某时刻该反应体系中测得各物质的浓度为：
c（N2）＝0.2mol/L；c（O2）＝0.3mol/L；c（NO）=0.3mol/L，则此时可逆反应的反应速率（v）应满足的关系为。
A．v（正）>v（逆）B．v（正）<v（逆）C．v（正）=v（逆）D．无法确定
7.CaCO3的KSP=2.8×10-9。将等体积CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合，若Na2CO3溶液的浓度为2×10-4mol/L，则生成沉淀所需该CaCl2溶液的最小浓度为。
10.查图当PH=4．0时，溶液中的c（F-）=1．6×10-3mol·L-1，而溶液中的c(Ca2+)=2．0×10-4பைடு நூலகம்ol·L-1。则c2（F-）×c（Ca2+）=5．1×10-10> Kap（CaF2），有沉淀产生。
K=1/c4(Na)c3(CO2)
11．K=c(Fe3+)/c3(H+)=Ksp[Fe(OH)3]/c3(H+)•c3(OH—) =Ksp[Fe(OH)3]/Kw3=2.79×103
计算该条件下合成氨反应的化学平衡常数（写出计算过程，结果保留2位有效数字）。
化学管理--水溶液中的四大平衡
c0
0
0
c0－cHAc
cH+
cAc-
KaccH 0ccA Hc
c2 H
c0cH
cHKa
Ka24Kac0 2
KaΘ是酸式电离平衡常数
根据电离度的定义式，也可将KaΘ表示如下：
HAc === H+ + Ac-
t = 0 时 c0
0
0
平衡时 c0(1－α)
c0α
c0α
Ka
2 1
c0
1
K
a
c0
cH c0
[
cIn c
[
c HIn c
]
]
cIn (紫红色) cHIn(无色)
Ka cH
c
酸碱指示剂的变色范围 肉眼能观察到颜色变化的pH值范围
[HIn]:[In-] = 1中间颜色，此点称为理论变色点 [HIn]:[In-] ≥ 10 无色（酸色） [HIn]:[In-] ≤ 10 紫红色（碱色）
酸碱指示剂的变色范围：
pOHpKb
lgc0,(碱) c(盐)
例题：缓冲溶液的组成是1.00mol·L-3的NH3·H2O和 1.00mol·L-3的NH4Cl，求： 1）缓冲溶液的pH值； 2 ） 将 1.0cm31.00mol·L-3NaOH 溶 液 加 入 到 50.0cm3 该缓冲溶液中引起的pH值变化； 3）将同量的NaOH加入到50.0Cm3纯水中引起的pH 值变化。
(一 ). 电离平衡与酸碱平衡
电 表示弱电解质的电离程度 (α)
离 度
α = 已电离的电解质浓度 ×100%
电解质的原始浓度
弱电解质AmDn的电离反应：
AmDn == mAn+ + nDm-
化学平衡与溶液浓度的计算与关系
化学平衡与溶液浓度的计算与关系化学平衡是指在化学反应中，反应物与生成物之间的浓度保持恒定的状态。
溶液浓度则是指溶质在溶液中的浓度。
本文将探讨化学平衡与溶液浓度之间的计算与关系，帮助读者更好地理解这一概念。
一、化学平衡的基本概念化学平衡是指在封闭反应容器中，当反应速率的前后变化趋于相等时，反应体系达到一种相对稳定的状态。
在化学平衡中，反应物与生成物的物质浓度不再发生显著变化，但反应仍然在进行中。
化学反应达到平衡的条件是温度、压强和浓度的稳定。
二、溶液浓度的计算与表达溶液浓度可通过多种方式进行计算和表达。
以下是常见的计算方法：1. 质量浓度（C）：按照质量比计算溶质在溶液中的质量百分比。
计算公式为：C = (m溶质 / m溶液) × 100%，其中m溶质为溶质的质量，m溶液为溶液的总质量。
2. 摩尔浓度（C）：按照摩尔比计算溶质在溶液中的摩尔百分比。
计算公式为：C = n溶质 / V溶液，其中n溶质为溶质的摩尔数，V溶液为溶液的体积。
3. 体积浓度（C）：按照体积比计算溶质在溶液中的体积百分比。
计算公式为：C = V溶质/ V溶液×100%，其中V溶质为溶质的体积，V溶液为溶液的总体积。
三、化学平衡与溶液浓度的关系1. 浓度对平衡位置的影响溶液中的溶质浓度对化学平衡的位置有显著影响。
在一些反应中，溶质浓度的增加会导致平衡位置向生成物一侧移动，而溶质浓度的降低会导致平衡位置向反应物一侧移动。
这是由于Le Chatelier原理的影响所致。
2. 平衡常数与溶液浓度的关系平衡常数是描述化学平衡位置的物理量，可通过溶液浓度计算和表达。
以一般的化学反应A + B ⇌ C + D为例，平衡常数K的计算公式为K = [C]c[D]d / [A]a[B]b，其中方括号表示物质的浓度，小写字母表示物质的摩尔系数。
通过溶液浓度的计算，可以确定平衡常数的数值大小，并从中推断化学反应的平衡位置。
3. 溶解度与平衡浓度的关系溶解度是指溶液中溶质的最大浓度。
化学平衡中的溶液浓度的计算方法
化学平衡中的溶液浓度的计算方法在化学反应中，溶液的浓度是一个非常重要的参数，它影响着反应的速度、平衡态以及各种化学现象。
因此，了解溶液浓度的计算方法对于理解和解决化学平衡相关问题至关重要。
一、摩尔浓度摩尔浓度（mol/L），也被称为摩尔质量浓度，是描述溶液中溶质浓度的一种常用方法。
它表示在单位体积溶液中溶质的物质的量。
计算摩尔浓度的方法是将溶质的摩尔数除以溶液的体积。
例如，如果有0.1mol的NaOH溶解在1L的水中，那么它的摩尔浓度就是0.1mol/L。
二、质量百分比质量百分比（%）是另一种常见的描述溶液浓度的方法，它表示溶质在溶液中所占的质量与溶液总质量的比例。
计算质量百分比的方法是将溶质的质量除以溶液的总质量，然后乘以100%。
例如，如果有10g的NaCl溶解在90g的水中，那么它的质量百分比就是10%。
三、摩尔分数摩尔分数是指在溶液中溶质的摩尔数和溶液总摩尔数之比。
计算摩尔分数的方法是将溶质的摩尔数除以溶液的总摩尔数。
例如，如果有0.2mol的NaOH和0.3mol的HCl混合在一起，那么NaOH的摩尔分数就是0.2/(0.2+0.3)=0.4，HCl的摩尔分数就是0.3/(0.2+0.3)=0.6。
四、体积分数体积分数是指在溶液中溶质的体积与溶液总体积之比。
计算体积分数的方法是将溶质的体积除以溶液的总体积。
例如，如果有20mL的乙醇溶解在80mL的水中，那么乙醇的体积分数就是20/(20+80)=0.2，水的体积分数就是80/(20+80)=0.8。
五、摩尔浓度与质量百分比的转换摩尔浓度和质量百分比之间可以通过摩尔质量进行转换。
要将摩尔浓度转换为质量百分比，可以使用以下公式：质量百分比（%）= 摩尔浓度（mol/L） x 摩尔质量（g/mol） x 100% 。
要将质量百分比转换为摩尔浓度，可以使用以下公式：摩尔浓度（mol/L）= 质量百分比（%） / （摩尔质量（g/mol） x 100%）。
化学平衡和溶解度积的计算方法
化学平衡和溶解度积的计算方法在化学反应中，平衡是指反应物与生成物的浓度达到一定比例，不再发生明显的变化。
平衡与反应速率、溶解度等有关，而溶解度又与溶液的浓度相关。
本文将介绍化学平衡的计算方法，以及溶解度积的计算方法。
一、化学平衡的计算方法1. 平衡常数（Keq）平衡常数是化学平衡中生成物与反应物浓度之间的比值，用来衡量反应的平衡状态。
平衡常数的计算方法如下：对于平衡反应aA + bB → cC + dD，平衡常数可表示为Keq =[C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，方括号表示物质的浓度。
2. 反应商（Q值）反应商是化学反应在任意时刻的浓度比值，可以通过反应物与生成物的浓度计算得出。
反应商的计算方法与平衡常数类似，只是它可以在任意时刻进行计算。
当反应商与平衡常数相等时，反应处于平衡状态。
3. 利用平衡常数计算浓度在给定平衡常数和初始浓度的条件下，可以通过计算反应物和生成物的浓度来确定平衡时各物质的浓度。
以酸碱中和反应为例，可以利用平衡常数计算出酸和碱的浓度。
需要注意的是，这一计算方法只适用于达到平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化的情况。
二、溶解度积的计算方法1. 溶解度积（Ksp）溶解度积是指溶解过程中固体物质与水溶液中各离子浓度的乘积，用来描述该物质在给定条件下的溶解度。
溶解度积的计算方法如下：对于固体物质AB，其溶解过程可表示为AB(s) ⇌ A+(aq) + B-(aq)，溶解度积可表示为Ksp = [A+][B-]，方括号表示离子的浓度。
2. 溶度（S）溶度是指在给定条件下溶质在溶剂中的最大溶解度，可以通过溶解度积计算得出。
当溶解度积大于溶度时，会产生沉淀反应。
3. 利用溶解度积计算溶解度在给定溶解度积的条件下，可以通过溶解度积计算溶质在溶剂中的溶解度。
以晶体的溶解为例，溶解度积可以帮助确定溶质在溶液中的浓度。
结论化学平衡和溶解度积的计算方法是化学研究中重要的计算工具，能够帮助我们理解化学反应和溶解过程中物质的浓度变化和平衡状态。
有关水溶液化学平衡的计算
有关水溶液化学平衡的计算1.一元弱酸2.一元弱碱3.同离子效应4.多元酸5.多元碱6.酸碱两性物质的电离1．一元弱酸以通式HA代表一元弱酸（包括分子酸如HAc和离子酸如HCO3-），以c（HA）代表酸的起始浓度（即假设不发生任何电离时酸的浓度，也叫酸的总浓度），以[HA]、[H3O+]和[A]代表达到电离平衡时酸、水合氢离子和共轭碱的（平衡）浓度。
1式是在达平衡时[A]＝[H3O+]的假设条件下成立的。
当弱酸的电离度很小时，c－[H3O+]≈c的近似不致影响结果的准确性，1式可进一步简化为：Ka ＝[H3O+]2/c，于是有：此式称为计算弱酸溶液酸度的最简式。
使用最简式的判据是酸的总浓度与酸常数的比值c/Ka≥500，这是由于，经过核算，这时酸的电离度α<5％，可以使氢离子浓度等的计算误差小于或等于2.2％，可以满足一般的运算要求。
如果c/Ka≤500，使用最简式造成的运算误差就太大了，难以满足一般运算要求，除非允许运算有较大误差。
下表给出了使用最简式相对于准确解的相对误差以及准确解获得的酸的电离度，以供参考：当c－[HO+]不能近似为c时，就需用式1计算，即解一元二次方程：3O+]为前提。
3式称为近似式，因为它的成立仍以[A]＝[H3O+]，连3对于极稀的溶液，水的电离相对于弱酸的电离已不可忽略，将导致[A]≠[H3式也不适用了，需要用更精确的计算式。
〔例1〕计算0.10 mol·L-1 HAc溶液的pH，并求电离度。
〔解〕先确定能否用最简式来计算：c/K＝0.10/（1.76×10-5）>>500，可用最简式2a来计算：O+]＝（0.10－1.33×10-3）mol·L-1＝0.099 〔评论〕达平衡时醋酸的浓度〔HAc〕＝c－[H3mol·L-1，与总浓度0.10 mol·L-1是十分接近的，这正是我们可以用c代替〔HAc〕进行近似计算的基础。
有关水溶液中平衡常数关系计算-高考化学复习
答案 反应 Hg2＋(aq)＋HS－(aq) HgS(s)＋H＋(aq)的平衡常数 K＝1.75×1038，即 K＝
cH＋ cHS－·cHg2＋
＝
cH＋·cS2－ cHS－·cHg2＋·cS2－
＝
Ka2 ＝ KspHgS
1.75×1038
，
则
Ksp(HgS)＝KKa2＝
71..075××101－01358＝4.0×10－53。
为避免 BaMoO4 中混入 BaCO3 沉淀，必须满足cHc＋H·cCMOo－ 3 O 24－≤Ka2K·KspspBBaCaMOo3O4， 由于“沉钼”中 pH 为 7.0，c(H＋)＝1×10－7 mol·L－1，所以溶液中ccMHCoOO24－ 3－＝ 1×K1a02·－K7s×pBKasMpBoOaC4O3时，开始生成 BaCO3 沉淀， 因此，c(HCO－ 3 )∶c(MoO24－)＝ 1×K1a20·－K7s×pBKaspMBoaOC4O 3＝41.7××1100－－71×1×23.6.5××1100－－98时，应停止加入 BaCl2 溶液。
7.探究对氯苯甲酸(HA)在苯—水体系中的溶解状况。 已知：常温下，HA 在水(W)和苯(B)两相间的分配系数：KD＝ccHHAAWB＝1.00(只与温度 有关) 在水中，HA H＋＋A－ ΔH＞0，其 Ka(HA)＝1.00×10－4 在苯中，HA 只发生二聚：2HA (HA)2 实验测得：水中 c(A－)＝5.00×10－4 mol·L－1 时，苯中的 cHA2＝7.05×10－4 mol·L－1 试回答下列问题： (1)水溶液的pH＝___3_._3___(lg 5≈0.7)。
cSO24－
(2)若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复至室温，推理分析浓缩后溶液中
碘在水溶液中的化学平衡
碘在水溶液中的化学平衡碘是一种常见的化学元素，它可以溶解在水中形成碘水溶液。
在碘水溶液中，碘分子（I2）会与水分子（H2O）发生反应，并形成一系列碘离子（I-）的化学平衡。
本文将讨论碘在水溶液中的化学平衡过程及其相关特性。
让我们来了解一下碘在水中的溶解过程。
当碘固体加入水中时，一部分碘分子会与水分子发生相互作用，形成氢键键合，溶解为碘水溶液。
溶解过程可用以下方程式表示：I2 + H2O ⇌ I2(H2O)n在这个过程中，方程式中的n代表水分子与碘分子形成的氢键的个数。
接下来，让我们来看看碘在水溶液中的离解和平衡过程。
一旦碘溶解在水中，部分碘分子会与水分子发生反应，生成碘离子（I-）。
这个反应可以用以下方程式表示：I2 + H2O ⇌ I- + H+ + I(H2O)m方程式中的m代表与碘离子形成的水合物的个数。
需要注意的是，这个反应是可逆的，碘离子也可以与氢离子和水分子再结合，重新生成碘分子。
在碘水溶液中，碘分子与碘离子之间的相互转化是动态平衡的。
当溶液处于平衡状态时，碘分子和碘离子的生成和消失速率相等。
这意味着，溶液中碘分子的浓度和碘离子的浓度保持在一定的平衡值。
碘在水溶液中的平衡常数（Keq）可以用来描述平衡过程的强弱。
Keq的值越大，表示平衡偏向产物的生成，而Keq的值越小，则表示平衡偏向反应物的生成。
在碘水溶液的平衡过程中，Keq的值取决于碘分子和碘离子的相对浓度。
除了Keq，pH也会对碘在水溶液中的平衡过程产生影响。
当溶液的pH值较低时，酸性增强，会促使碘离子与氢离子结合形成碘分子。
相反，当溶液的pH值较高时，碱性增强，会促使碘分子与水分子发生反应生成碘离子。
温度也是影响碘在水溶液中平衡的因素之一。
一般而言，温度的升高会增加平衡反应的速率，使得平衡向生成碘离子的方向移动。
然而，具体的温度效应还与反应的热力学性质有关，需根据具体情况进行研究。
总结起来，碘在水溶液中的化学平衡是一个复杂的过程。
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有关水溶液化学平衡的计算吴国庆北京师范大学一元弱酸一元弱碱同离子效应多元酸多元碱酸碱两性物质的电离1．一元弱酸以通式HA代表一元弱酸（包括分子酸如HAc和离子酸如HCO3-），以c（HA）代表酸的起始浓度（即假设不发生任何电离时酸的浓度，也叫酸的总浓度），以[HA]、[H3O+]和[A]代表达到电离平衡时酸、水合氢离子和共轭碱的（平衡）浓度。
1式是在达平衡时[A]＝[H3O+]的假设条件下成立的。
当弱酸的电离度很小时，c－[H3O+]≈c的近似不致影响结果的准确性，1式可进一步简化为：K a＝[H3O+]2/c，于是有：此式称为计算弱酸溶液酸度的最简式。
使用最简式的判据是酸的总浓度与酸常数的比值c/K a≥500，这是由于，经过核算，这时酸的电离度α<5％，可以使氢离子浓度等的计算误差小于或等于2.2％，可以满足一般的运算要求。
如果c/K a≤500，使用最简式造成的运算误差就太大了，难以满足一般运算要求，除非允许运算有较大误差。
下表给出了使用最简式相对于准确解的相对误差以及准确解获得的酸的电离度，以供参考：当c－[H3O+]不能近似为c时，就需用式1计算，即解一元二次方程：3式称为近似式，因为它的成立仍以[A]＝[H3O+]为前提。
对于极稀的溶液，水的电离相对于弱酸的电离已不可忽略，将导致[A]≠[H3O+]，连3式也不适用了，需要用更精确的计算式。
〔例1〕计算0.10 mol·L-1 HAc溶液的pH，并求电离度。
〔解〕先确定能否用最简式来计算：c/K a＝0.10/（1.76×10-5）>>500，可用最简式2来计算：〔评论〕达平衡时醋酸的浓度〔HAc〕＝c－[H3O+]＝（0.10－1.33×10-3）mol·L-1＝0.099 mol·L-1，与总浓度0.10 mol·L-1是十分接近的，这正是我们可以用c代替〔HAc〕进行近似计算的基础。
〔例2〕已知氯乙酸CH2ClCOOH的酸常数为3.32×10-2，计算0.010 mol·L-1溶液的氢离子浓度和电离度。
〔解〕先考察能否使用最简式：c/ K a＝0.01/（3.32×10-2）<<500，应使用近拟式计算：K a＝3.32×10-2，c＝0.010 mol·L-1，代入3式解得：[H3O+]＝[CH2ClCOO-]＝8.0×10-3mol·L-1电离度α＝100％×[H3O+]/ c＝100%×8.0×10-3/0.010＝80％本题若用最简式计算会得出荒谬的结果：，计算出来的氢离子浓度比氯乙酸的原始浓度还大，这是根本不可能的。
〔例3〕已知NH4+的K a＝5.65×10-10，计算0.10 mol·L-1 NH4Cl溶液的pH。
〔解〕 c/ K a＝0.1/（5.65×10-10）>>500，可用最简式计算：[评论]氯化铵溶液呈弱酸性是由于其中的铵离子是弱酸，发生酸式电离的结果，在阿仑尼乌斯碱理论中被称为“盐的水解”，此处铵离子的酸常数即阿仑尼乌斯理论中的水解常数。
返回2．一元弱碱一元弱碱的电离平衡的计算跟一元弱酸的计算在原则上完全相同，只需换换符号即可：我们用B表示一元弱碱，则：B ＋ H2O BH ＋ OH-在[BH]＝[OH-]的前提下，设弱碱的碱常数为K b，弱碱的总浓度为c，则使用最简式的判据为c/ K b≥500。
〔例4〕计算0.10 mol·L-1氨水的pH。
〔解〕c/ K b＝0.10/1.77×10-5＞500，用最简式：[评论]应注意pH和pOH的有效数字是指小数点后面的数字，小数点前面的数字是指数，不能算作有效数字，正如同1.3×105这样的数的有效数字是指1.3而没有包含指数5一样。
〔例5〕3.25g固体KCN溶于水配成500mL水溶液，计算该溶液的酸度（已知HCN）的酸常数为4.93×10-10）。
〔解〕作为盐的KCN在水中完全电离，故返回3．同离子效应应该指出，2至5式是对纯一元弱酸或一元弱碱溶液的计算，如果是混合溶液，例如醋酸和盐酸的混合溶液、氨和氢氧化钠的混合溶液、氨和氯化铵的混合溶液等等，2和5式就不能用了。
下面是对这些混合溶液计算的举例，为简化，H3O+记作H+。
〔例6〕计算0.10 mol·L-1盐酸和0.10 mol·L-1醋酸的混合溶液的pH和醋酸的电离度。
〔解〕我们不妨先设想溶液里只有0.1 mol·L-1的醋酸，例1已经计算过，这时溶液的pH为2.88，醋酸的电离度为1.33％。
然后向这种溶液通入氯化氢气体，使氯化氢的总浓度达到0.1mol·L-1，由于氯化氢是强电解质，进入水中完全电离为H+和Cl-，相当于在已经达到平衡的HAc H+＋Ac-中添加H+，根据勒沙特列原理，将引起平衡向左移动，使醋酸的电离度大大降低。
离子平衡因溶液中存在同种离子而被抑制的效应称为同离子效应。
即：HAc H+＋ Ac-只有0.1 mol·L-1HAc时达到平衡0.1 mol·L-1 1.33×10-3mol·L-1 1.33×10-3mol·L-1添加0.1 mol·L-1HCl的起始态0.1 mol·L-1（1.33×10-3+0.1）mol·L-1 1.33×10-3mol·L-1达到平衡态的混合溶液（0.1＋x）（1.33×10-3+ 0.1-x）1.33×10-3-x无论如何溶液中的醋酸根离子的浓度不会等于零，这就是说，x的极限值不会超过1.33×10-3 mol·L-1，因此，作如下近似不会引起严重的误差：〔HAc〕＝（0.1+x）mol·L-1≈0.1mol·L-1，〔H＋〕＝（0.1 ＋1.33×10-3－x）mol·L-1≈0.1 mol·L-1，并设〔Ac－〕＝1.33×10-3－x＝y，代入公式：即：0.1 mol·L-1 HAc和0.1 mol·L-1 HCl混合溶液中的[Ac-]=KHAc=1.76×10-5mol·L-1pH=－lg[H+]=1α =100%×1.76×10-5/0.10=0.018%〔评论〕计算结果告诉我们，醋酸和强酸混合后由于同离子效应，醋酸的电离被抑制，电离度由纯醋酸溶液的1.33％降至0.018％，是原来的1/74。
因此，混合溶液中的氢离子浓度和醋酸的浓度都可看做等于其总浓度，溶液的pH只需按混合溶液中强酸的浓度计算。
〔例7〕计算0.1 mol·L-1 HAc和0.1 mol·L-1 NaAc混合溶液中各种物种的浓度。
〔解〕由于同离子效应，电离平衡HAc H+＋Ac-因醋酸溶液中加入醋酸钠（即Ac-）而被抑制，醋酸的电离度下降，故平衡态的[HAc]≈c(HAc)，[Ac-]≈c(Ac-)＝c(NaAc)，代入公式，得：6式是用于计算共轭酸碱混合溶液的氢离子浓度的基本公式，随后将会讨论到，这种组成的溶液在实践中十分重要，因而6式常按其提倡者的名字命名为汉德森公式（Henderson-Hesselbalch equation）。
将本题的，K a=1.76×10-5，[HA]＝c(HAc)＝0.1 mol·L-1和[A]＝c(NaAc)＝0.1 mol·L-1代入汉德森公式，得：〔H＋〕＝K a＝1.76×10-5mol·L-1应用K w＝[H＋][OH-]，得[OH-]＝K w/[H＋]＝1.00×10-14/1.76×10-5=5.68×10-10mol·L-1不难领会，该溶液中还存在平衡Ac-＋H2O HAc＋ OH-，假想向NaAc溶液加入HAc，该平衡也会受到同离子效应而被抑制，换言之，HAc和NaAc混合溶液中的Ac-的碱式电离同样受到了抑制。
不应忘记，汉德森公式应用的前提是平衡浓度[HA]和[A]分别作如下近似：[HA]=c(HA)－[H+]≈c(HA)和[A]＝c(A)－[OH-]≈c(A)，因此，汉德森公式只适用于计算浓度都较大的共轭酸碱对的混合溶液，不适用于计算纯酸或纯碱溶液。
返回4．多元酸多元酸含有1个以上可电离的氢原子，如H2SO4、H3PO4、H2S、H2CO3、H2SO3等。
多元酸的电离是分步进行的，第1步电离得到的酸根叫做酸式酸根，如H2SO4的电离产物是HSO4-，叫做酸式硫酸根离子。
原则上，二元弱酸的两步电离都对溶液的氢离子浓度有贡献，但由于同离子效应，第一步电离产生的氢离子大大抑制了第二步电离，使第二步的电离度大大下降，因此，当二元弱酸的两步电离的酸常数相差103以上时，可以只按一级电离来计算溶液的pH而忽略第二步电离的贡献。
这种情形正好比醋酸里混入了强酸而不必考虑醋酸电离对氢离子浓度的贡献一样。
[例8]室温下硫化氢饱和水溶液中H2S的浓度为0.10 mol·L-1，求溶液中各种物种的浓度。
[解] c(H2S)=0.10 mol·L-1，K H2S＝5.7×10-8，K HS－＝1.2×10-15H2S H+ + HS-忽略二级电离，[H2S]=c－[H+]≈c，[H+]＝[HS-]＝x，c/ K H2S＝0.1/(5.7×10-8)>>500；应用最简式，再考虑二级电离：HS-H+ + S2-，由于H+的同离子效应使电离度很小，故有：[HS-]≈[H+]=7.6×10-5mol·L-1，代入（分子分母中的[H+]=[HS-]而相互抵消）即：纯二元酸的二级电离生成的酸根离子的浓度等于二级电离常数！[评论] ①常温下饱和硫化氢的浓度为0.1mol·L-1，是个值得记忆的数据，十分有用；②不要忘记，上述结论成立的前提是计算溶液的氢离子浓度和酸式酸根离子的浓度时二元酸的二级电离可以忽略，对大多数二元酸，这一条是可以满足的，因为它们的一级电离常数和二级电离常数相差相当大，一级电离的产物足够充分抑制二级电离。
只有当二元酸的两级电离相差不大时，这个前提便不能成立，例如计算0.1mol·L-1的硫酸溶液中的氢离子浓度，计算将变得复杂，这里不再讨论；③只有对纯的二元弱酸溶液，上述计算方可成立，若溶液中有其他成分，如强酸等，情况就不同了，下面是一个例子。