小专题[离子浓度的计算]
八大离子平衡计算公式
八大离子平衡计算公式八大离子平衡计算公式是指在水溶液中存在的主要离子浓度的计算公式。
这八大离子包括氢离子（H+）、氢氧根离子（OH-）、氯离子（Cl-）、铵离子（NH4+）、硫酸根离子（SO42-）、亚硝酸根离子（NO2-）、氨离子（NH3）、二氧化碳（CO2）。
离子浓度的计算公式可以通过我们熟知的弱电解质的离解平衡常数（Ka或Kb）和溶解度积（Ksp）来推导得出。
1.氢离子浓度（H+）的计算公式:pH = -log[H+]，其中[H+]表示氢离子浓度。
2.氢氧根离子浓度（OH-）的计算公式:pOH = -log[OH-]，其中[OH-]表示氢氧根离子浓度。
pH+pOH=14，这是酸碱中性溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的关系。
3.氯离子（Cl-）和硫酸根离子（SO42-）的计算公式:利用离子间的平衡关系来计算。
AgCl(s) ⇌ Ag+(aq) + Cl-(aq)，其中AgCl为不溶物。
Ksp = [Ag+][Cl-]，其中Ksp为溶解度积。
CaSO4(s) ⇌ Ca2+(aq) + SO42-(aq)，其中CaSO4为不溶物。
Ksp = [Ca2+][SO42-]，其中Ksp为溶解度积。
4.铵离子（NH4+）和亚硝酸根离子（NO2-）的计算公式:利用离子间的平衡关系来计算。
NH4NO2(s) ⇌ NH4+(aq) + NO2-(aq)，其中NH4NO2为不溶物。
Ksp = [NH4+][NO2-]，其中Ksp为溶解度积。
5.氨离子浓度（NH3）的计算公式:NH4++OH-⇌NH3+H2O。
Kb=[NH3][OH-]/[NH4+]，其中Kb为碱的电离常数。
6.二氧化碳（CO2）浓度的计算公式:CO2(aq) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq) ⇌ H+(aq) + HCO3-(aq)。
pK1=6.35，表示H2CO3为一元弱酸的离解常数。
pK2=10.33，表示HCO3-为二元弱酸的离解常数。
专题溶液中粒子浓度的关系及分析
(HA- )
(A2- )
混合溶液中lg X[X表示
随溶液pH的变化关系如图所示。下
或
(H2 ) (HA )
列说法正确的是( D )
(HA- )
A.直线Ⅱ中X表示的是 (H2 )
B.当pH=3.81时,溶液中c(HA-)∶c(H2A)=10∶1
+
(H
)·
(HA
)
(HA
)
+
-3.81
-1
-1.81
-3.81
时,c(H )=1×10
mol·
L ,则有a 1 =1×10 =
=1×10 ×
,解得
(H2 )
(H2 )
c(HA-)∶c(H2A)=100∶1,B 错误;lg
(A2- )
+
-6.91
=0
时,c(H
)=1×
10
,溶液呈酸性,说
-1
A.该水样中c( CO2)=0.01
mol·
L
3
B.a点处c(H2CO3)+c(H+)=c(OH-)
C.当V(HCl)≤20.00 mL时,溶液中c( HCO-3 )基本保持不变
- )+c(H CO )=0.03 mol·
-1
D.曲线上任意一点存在c(CO2)+c(
L
HCO
2
3
3
3
解析
2滴定第一阶段发生反应:CO3 +H+
专题 溶液中粒子浓度的关系及分析
聚焦核心要点
1.基于“三大守恒”规律,明确溶液中微粒浓度的关系
溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数
溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数溶液中离子浓度的计算与离子平衡常数是化学中重要的概念和计算方法。
离子浓度指的是溶解在溶液中的阳离子和阴离子的浓度，在溶液中，离子通过电离产生，并且它们的浓度是互相关联的。
离子平衡常数是指一个化学反应的离子浓度的比例关系，它可以帮助我们理解溶液中反应的方向和平衡状态。
1. 离子浓度的计算在溶液中，离子的浓度可以通过一个简单的公式来计算，即C =n/V，其中C代表浓度，n代表溶质的物质的量，V代表溶液的体积。
当你知道了溶质的物质的量和溶液的体积，就可以轻松地计算出离子的浓度。
2. 离子平衡常数离子平衡常数是指一个离子反应中离子浓度的比例关系。
在溶液中，离子反应可以达到平衡状态，即离子的生成和消耗达到了动态平衡。
离子平衡常数通过一个公式Kc = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b来表示，其中Kc代表离子平衡常数，[C]、[D]、[A]和[B]分别代表反应中各离子的浓度，c、d、a和b分别代表反应中各离子的化学计量数。
3. 离子浓度和离子平衡常数之间的关系离子浓度和离子平衡常数之间有着密切的关系。
根据离子平衡常数公式，当离子浓度发生变化时，离子平衡常数也会相应地发生变化。
如果反应前后离子浓度不变，则离子平衡常数也不会发生变化；而如果反应前后离子浓度有所变化，则离子平衡常数会发生偏离。
这个关系可以帮助我们理解反应的方向和平衡状态。
4. 如何计算离子平衡常数计算离子平衡常数需要首先确定反应的化学方程式，并根据反应方程式确定各离子的浓度。
然后将各离子的浓度带入离子平衡常数公式中进行计算，从而得到离子平衡常数的值。
这个计算过程需要准确地测量溶液中的离子浓度，并进行适当的化学计算。
总结：溶液中离子浓度的计算和离子平衡常数的概念及其计算方法是化学中重要的内容。
理解和掌握这些概念和计算方法可以帮助我们更好地理解溶液中离子的行为和化学反应的方向。
在实际应用中，我们可以通过测量离子浓度和计算离子平衡常数来评估反应的平衡状态，并进一步探索化学反应的条件和变化。
化学平衡与离子浓度的溶度积计算
化学平衡与离子浓度的溶度积计算化学平衡是化学反应达到动态平衡的状态，其中离子的浓度起着重要的作用。
溶度积是用来描述溶液中离子浓度关系的指标，它对于了解反应的进行和溶液的溶解性具有重要意义。
在本文中，我们将探讨化学平衡与离子浓度的溶度积计算的相关内容。
一、化学平衡的定义与特征化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物与生成物的浓度保持一定比例的状态。
在平衡状态下，正向反应与逆向反应的速率相等，此时反应称为动态平衡。
平衡反应通常由反应物与生成物之间的相互转化所构成，表现为反应物与生成物之间的浓度不再发生明显变化。
化学平衡的特征有三个主要方面：稳定性、动态性和宏观可观性。
稳定性指在平衡状态下，反应物与生成物的浓度保持在一定比例；动态性指正向反应与逆向反应在平衡时速率相等；宏观可观性指反应物与生成物之间的浓度不再发生明显变化，反应系统呈现出宏观上的稳定状态。
二、离子浓度与溶度积的关系在溶液中，当溶质的浓度达到一定程度后，其溶解度就不再变化，此时称为饱和溶解度。
饱和溶解度与溶液中的离子浓度有密切关系。
在溶液中，离子与溶质之间达到了动态平衡，这种平衡状态可以用离子的溶度积表示。
溶度积是指在溶液中各离子的浓度相乘得到的一个定值。
以一般的离子化学方程式为：AaBb（s）↔aA+（aq）+ bB-（aq），在此方程式中，离子A+的浓度表示为[C(A+)]，离子B-的浓度表示为[C(B-)]，则溶度积可以表示为：Ksp = [C(A+)]^a * [C(B-)]^b。
三、溶度积计算的应用溶度积的计算对于确定溶解度、预测沉淀以及判断溶液是否会产生沉淀等方面具有重要作用。
1. 确定溶解度在一些实际应用中，可以通过测量溶液中某种离子的浓度，从而根据溶度积公式计算出该物质的溶解度。
这对于了解物质在溶液中的溶解程度有着重要意义。
2. 预测沉淀通过溶度积的计算，我们可以得到不同溶液中沉淀生成的可能性。
当溶液中各离子的浓度超过了溶度积时，就会有沉淀生成。
溶液中氢离子与氢氧根离子的浓度计算方法
溶液中氢离子与氢氧根离子的浓度计算方法在化学反应中，溶液中的氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-）是两个重要的离子。
它们的浓度可以通过一些计算方法来确定。
本文将介绍几种常见的浓度计算方法。
一、酸碱中的氢离子和氢氧根离子在酸碱溶液中，氢离子和氢氧根离子是相互关联的。
当溶液中的氢离子浓度高于氢氧根离子时，溶液呈酸性；当氢氧根离子浓度高于氢离子时，溶液呈碱性；当两者浓度相等时，溶液呈中性。
二、浓度计算方法1. pH值和pOH值pH值和pOH值是衡量溶液酸碱性的常用指标。
pH值表示溶液中氢离子的浓度，pOH值表示溶液中氢氧根离子的浓度。
它们的计算公式如下：pH = -log[H+]pOH = -log[OH-]其中[H+]表示氢离子浓度，[OH-]表示氢氧根离子浓度。
通过测定溶液中的氢离子或氢氧根离子浓度，可以计算出pH值或pOH值。
2. 水的离子积在纯水中，氢离子和氢氧根离子的浓度相等，即[H+] = [OH-]。
这种情况下，水的离子积（Kw）为恒定值，通常取10^-14。
水的离子积的计算公式如下：Kw = [H+][OH-]通过测定溶液中的氢离子或氢氧根离子浓度，可以计算出水的离子积。
3. 酸碱中的浓度计算在酸碱反应中，可以通过测定溶液中的氢离子或氢氧根离子浓度，来计算酸或碱的浓度。
根据酸碱中的化学方程式，可以得到浓度计算公式。
例如，对于强酸HCl溶液，其离解方程式为HCl → H+ + Cl-。
假设溶液中的氢离子浓度为x，氯离子浓度为y，则有[H+] = x，[Cl-] = y。
根据电离度和浓度的关系，可以得到[H+][Cl-] = K，其中K为HCl的电离常数。
通过测定溶液中的氯离子浓度y，可以计算出氢离子的浓度x。
类似地，对于强碱NaOH溶液，其离解方程式为NaOH → Na+ + OH-。
假设溶液中的氢氧根离子浓度为x，钠离子浓度为y，则有[OH-] = x，[Na+] = y。
根据电离度和浓度的关系，可以得到[OH-][Na+] = K，其中K为NaOH的电离常数。
第六讲H离子浓度的计算
➢ 离子强度：影响pKHIn ➢ 温度 ➢ 其他
四、混合指示剂
通过颜色互补，使变色范围变窄， 变色更敏锐 溴甲酚绿＋甲基红
5.0------------5.1-------------5.2
橙红
灰
绿
（黄＋红） （绿+橙红）（蓝＋黄）
(1) Kaca>10Kw :
[H+]＝ Ka (ca - [H+])
(2) ca/Ka > 100 :
[H+]＝ Kaca + Kw
(3) Kaca>10Kw, ca/Ka > 100 : [H+]＝ Kaca (最简式)
例 计算0.20mol·L-1 Cl2CHCOOH 的pH.(pKa=1.26)
Ka1Ka2c Ka1+ c
pH = 6.24
3. 氨基酸 H2N-R-COOH
PBE: [H+] + [+H3N-R-COOH] = [H2N-R-COO-] + [OH-]
酸碱平衡关系
[H+]＝
Ka1(Ka2c+Kw) Ka1+c
Ka2c > 10Kw [H+]＝
Ka1Ka2c Ka1+ c
c/Ka1 > 10
近似计算式: [H+]=
KaKw [B-]
=
KaKw cb-[OH-]
若 Kb / cb < 2.5×10-3则 即[B-]≈cb
最简式:
[H+]=
KaKw cb
处理方式与一元弱酸类似
ph和h离子浓度计算公式
ph和h离子浓度计算公式在化学中，pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它是负对数函数。
而H离子浓度也是衡量溶液中酸碱性的重要参数。
本文将介绍pH和H离子浓度的计算公式，以及它们在化学实验和工业生产中的应用。
pH的计算公式为：pH = -log[H+]其中，[H+]表示溶液中的H离子浓度。
当[H+]的值越大，溶液的酸性就越强；反之，当[H+]的值越小，溶液的碱性就越强。
pH值的范围通常在0到14之间，其中7表示中性溶液，小于7表示酸性溶液，大于7表示碱性溶液。
H离子浓度的计算公式为：[H+] = 10^(-pH)。
这个公式是pH计算公式的反推公式，通过pH值可以计算出溶液中H离子的浓度。
例如，如果一个溶液的pH值为3，那么它的H离子浓度就是10^(-3) =0.001M。
pH和H离子浓度的计算公式在化学实验和工业生产中有着广泛的应用。
在实验室中，科学家们可以通过测定溶液的pH值来判断其酸碱性，从而确定适合的实验条件。
在工业生产中，控制溶液的pH值可以影响反应的进行速率和产物的选择，因此pH和H离子浓度的计算公式对于工艺优化和产品质量的控制起着重要作用。
除了上述的计算公式，还有一些与pH和H离子浓度相关的概念需要了解。
例如，pOH是表示溶液中碱性强弱的指标，它的计算公式为：pOH = -log[OH-]其中，[OH-]表示溶液中的OH离子浓度。
与pH类似，pOH值越大表示溶液越碱性，而pOH值越小表示溶液越酸性。
pH和pOH之间有着互补关系，它们的和始终等于14。
这意味着，如果我们知道了溶液的pH值，就可以通过14减去pH值得到pOH值；反之，如果我们知道了溶液的pOH值，就可以通过14减去pOH 值得到pH值。
除了pH和pOH，还有一个与H离子浓度相关的概念叫做酸碱度。
酸碱度是用来表示溶液中酸碱性强弱的指标，它的计算公式为：酸碱度 = -log[H+] 。
酸碱度与pH有着直接的关系，它们的数值是相等的。
溶液中离子浓度计算技巧
溶液中离子浓度计算技巧在化学实验和分析中，计算溶液中离子浓度是非常重要的一项技能。
离子浓度的准确计算可以帮助我们理解溶液的性质，进行定量分析以及预测反应的进行情况。
本文将介绍一些常用的计算溶液中离子浓度的技巧和方法。
1. 溶液中离子浓度的定义和计算公式溶液中离子浓度指的是在单位体积的溶液中的离子数量。
以溶液中的阳离子为例，假设溶液中阳离子的摩尔浓度为c，该离子的电离度（即电离成分）为α，则溶液中的阳离子浓度可以表示为：[X+] = c × α其中，[X+]表示溶液中的阳离子浓度。
2. 离子电离度的确定离子的电离度是指在溶液中的离子生成的比例。
对于完全离解的电离产物来说，其电离度等于1；而对于部分电离的物质来说，其电离度则小于1。
确定离子的电离度可以通过实验测定，也可以参考文献或化学手册的数据。
3. 离子浓度计算示例（1）计算强酸溶液中的H+离子浓度：以1mol/L的HCl溶液为例，由于HCl是完全离解的强酸，其电离度α为1。
[H+] = c × α = 1mol/L × 1 = 1mol/L所以，强酸溶液中H+离子的浓度为1mol/L。
（2）计算弱酸溶液中的H+离子浓度：以0.1mol/L的乙酸（CH3COOH）溶液为例，假设乙酸的电离度为α。
[H+] = c × α由于乙酸是弱酸，只有一部分会电离，因此电离度小于1，假设电离度为0.05。
[H+] = 0.1mol/L × 0.05 = 0.005mol/L所以，在0.1mol/L的乙酸溶液中，H+离子的浓度为0.005mol/L。
4. 离子浓度的变化与稀释法则稀释法则是指在溶液的稀释过程中，离子浓度的变化关系。
根据稀释法则，溶液的体积增加时，离子的浓度会减少；溶液的体积减少时，离子的浓度会增加。
利用稀释法则，可以计算出溶液的浓度变化以及稀释后的离子浓度。
5. 离子浓度与溶液浓度的关系离子浓度与溶液浓度之间存在一定的关系。
溶液中的离子浓度与溶解度的计算
溶液中的离子浓度与溶解度的计算教案主题：溶液中的离子浓度与溶解度的计算一、引言溶液是由溶质溶解在溶剂中而形成的混合物。
溶液中存在着一定浓度的离子，并且溶解度与溶液中的离子浓度有密切关系。
本节课将介绍溶液中离子浓度的计算方法，以及离子浓度对溶解度的影响。
二、理论与原理1. 离子浓度的计算方法离子浓度指的是溶液中特定离子的浓度。
通常使用摩尔浓度（mol/L）进行计算。
摩尔浓度是指单位体积溶液中所含的摩尔数。
2. 溶解度的概念及计算溶解度是指在一定温度下，单位体积溶剂中能溶解的物质的最大量。
溶解度与离子浓度之间存在一定的关系，通过计算溶液中离子的浓度可以推算出溶解度。
三、离子浓度与溶解度的计算方法1. 单价离子的计算对于单价离子，其离子浓度等于摩尔浓度。
例如，对于硫酸铜溶液，如果硫酸铜的浓度为0.1 mol/L，则溶液中铜离子的浓度也为0.1 mol/L。
2. 双价离子的计算对于双价离子，其离子浓度不仅与溶质的摩尔浓度有关，还与其电离度有关。
电离度越高，离子浓度越大。
双价离子的离子浓度可以通过溶解度积（Ksp）计算得出。
3. 复杂离子的计算复杂离子指的是由多个离子通过配位生成的离子。
复杂离子的离子浓度可以通过计算各组分离子的摩尔浓度并进行适当修正得出。
四、实例分析以硫酸钙（CaSO4）的溶解为例，进行实例分析。
硫酸钙的溶解度积（Ksp）为2.4×10^-5。
通过溶解度积可以计算出溶液中钙离子和硫酸根离子的浓度，并进一步推算出溶解度。
五、教学设计1. 教学目标通过本节课的学习，学生应能够理解离子浓度的概念及计算方法，掌握通过溶解度积计算离子浓度和溶解度的步骤。
2. 教学过程(1) 提出问题：什么是离子浓度？如何计算离子浓度？(2) 理论讲解：介绍离子浓度的计算方法和溶解度的概念。
(3) 实例分析：以硫酸钙的溶解为例进行实例分析。
(4) 讨论与总结：学生加深对离子浓度和溶解度计算的理解，并探讨其在实际应用中的意义。
高中化学的解析溶液中的离子浓度计算方法
高中化学的解析溶液中的离子浓度计算方法溶液中的离子浓度是化学分析中一个重要的指标，通过计算离子的浓度可以得到溶液中的物质含量，从而对溶液进行进一步的定性和定量分析。
本文将介绍高中化学中常用的解析溶液中离子浓度的计算方法及其应用。
一、摩尔浓度的计算方法摩尔浓度（mol/L），表示在溶液中单位体积中所含有的物质的物质量，是溶质的摩尔数与溶液体积之比。
计算摩尔浓度的公式如下：摩尔浓度（mol/L）= 溶质的摩尔数 / 溶液的体积（L）例如，有100 mL浓度为0.1 mol/L的NaCl溶液，计算其中溶质NaCl的摩尔浓度：摩尔浓度（mol/L）= 0.1 mol / 0.1 L = 1 mol/L二、离子浓度的计算方法在解析溶液中，常需要计算离子的浓度，以便进行进一步的分析。
离子浓度可以根据反应方程式和溶液的摩尔浓度来计算。
1. 单价离子浓度的计算对于单一离子的溶液，其离子浓度等于摩尔浓度。
例如，0.1 mol/L 的NaCl溶液中的Na+离子浓度为0.1 mol/L。
2. 多价离子浓度的计算对于多价离子的溶液，需要根据离子的电荷数来计算。
假设某多价离子的摩尔浓度为C mol/L，电荷数为Z，那么离子的浓度可以表示为C × Z。
例如，对于Fe2+离子的溶液，若其摩尔浓度为0.05 mol/L，则Fe2+离子的浓度为0.05 mol/L × 2 = 0.1 mol/L。
三、稀释计算在实际实验中，常常需要稀释溶液以达到所需的浓度。
稀释计算是根据溶液的初始浓度、初始体积以及稀释后的体积来计算溶液的最终浓度。
稀释计算的公式为：初始浓度 ×初始体积 = 最终浓度 ×最终体积例如，有500 mL浓度为0.1 mol/L的NaCl溶液，需要将其稀释至0.02 mol/L，求最终溶液的体积：0.1 mol/L × 500 mL = 0.02 mol/L ×最终体积最终体积 = (0.1 mol/L × 500 mL) / 0.02 mol/L = 2500 mL所以，最终溶液的体积为2500 mL。
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小专题[离子浓度的计算]
关于离子浓度的计算：
2+
1.（2019汕头质检）沉淀过程溶液的
pH=9.5，此时溶液中c(Mg)= （已知Ksp[Mg(OH)2]=5.61×10-12）。
-+-2
2.[（2019山东高考节选29（4）]25℃时，H2SO3 HSO3+H的电离常数Ka=1×10mol/L， -1
则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kh= mol L，若向NaHSO3溶液中加入少量的I2，
则溶液中
c(H2SO3)
将（填“增大”“减小”或“不变”）。
c(HSO3)
3.（2019安徽高考13）已知
NaHSO3溶液显酸性，溶液中存在以下平衡：
- - HSO3+ H22SO3 + OH ① -+2- HSO3 + SO3 ②
-1
向0.1mol·L的NaHSO3溶液中分别加入以下物质，下列有关说法正确的是( )
-A．加入少量金属Na，平衡①左移，平衡②右移，溶液中c(HSO3)增大 B．加入少
量Na2SO3固体，则c(H) + c(Na) = c(HSO3) + c(OH) +
+
+
--
12-c(SO3) 2
C．加入少量NaOH溶液，、的值均增大
D．加入氨水至中性，则2c(Na) = c(SO3)>c(H) = c(OH)
4.（2019浙江高考26）已知：I2＋2SOSO＋2I。
相关物质的溶度积常数见下表：
－
+
2-+
-
（12322，
3＋3＋
调至pH＝4，使溶液中的Fe转化为Fe(OH)3沉淀，此时溶液中的c(Fe)＝
_____________。
过滤后，将所得滤液低温蒸发、浓缩结晶，可得到CuCl2•2H2O晶体。
（2）在空气中直接加热CuCl2•2H2O晶体得不到纯的无水CuCl2，原因是
___________________（用化学方程式表示）。
由CuCl2•2H2O晶体得到纯的无水CuCl2的
合理方法是___________。
（2019天津高考10）工业废水中常含有一定量的Cr2O7和CrO4，它们会对人类及生
态系统产生很大的伤害，必须进行处理。
常用的处理方法有两种。
方法1：还原沉淀法该法的工艺流程为
其中第①步存在平衡：
（1）若平衡体系的pH=2，则溶液显色．（2）能说明第①步反应达平衡状态的是。
a．Cr2O7
和CrO4的浓度相同
b．2v （Cr2O7） =v （CrO4）
c．溶液的颜色不变
（3）第②步中，还原1mol Cr2O7离子，需要 mol的FeSO4·7H2O。
（4）第③步生
成的Cr（OH）3
常温下，Cr（OH）3的溶度积
，要使c(Cr)降至
mol/L，溶液的pH应调至。
方法2：电解法
该法用Fe做电极电解含Cr2O7的酸性废水，随着电解进行，在阴极附近溶液pH升高，产
1
生Cr（OH）3沉淀。
（5）用Fe做电极的原因为。
（6）在阴极附近溶液pH升高的原因是（用电极反应
解释）。
溶液中同时生成的沉淀还有。
6.（2019江苏高考节选20（1）预氨化过程中有Mg(OH)2沉淀生成，已知常温下
Mg(OH)2
-11-2+
的KSP=1.8×10，若溶液中c(OH)，则溶液中c(Mg)= 。
7.（2019广东高考32）（5）有人以可溶性碳酸盐为溶浸剂，则溶浸过程中会发生：
—9—5
已知298K时，Ksp(CaCO3)=2.80×10，Ksp(CaSO4)=4.90×10，求此温度下该反应的平衡常数K（计算结果保留三位有效数字）。
8.（2019广东高考31）（3）H3BO3溶液中存在如下反应：
H3BO3(aq)+H2O(l)
－1
[B(OH)4]（aq）+H(aq)
+
－5
+
已知0.70 mol·L H3BO3溶液中，上述反应于298K达到平衡时，c平衡(H)=2.0×10
－1
mol·L，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)。
2。