樓上的第一個概念錯了
第一個是電離常數
在一定溫度下，水中[H ]和[OH-]的乘積（Kw）是一個常數，這個常數叫做水的離子積（曾用名：離子積常數）。水的離子積又叫水的自電離常數。水的電離[H2O（l） H （aq） OH-（aq）]達到平衡后，平衡常數是
水是純液體，[H2O]可看作是一個常數，所以Kw=[H ][OH-]。Kw值跟溫度有關，在25℃，Kw=[H ][OH-]=1×10-7=×1×10－7=1×10-14。為了計算簡化，常常把這個值作為室溫下水的離子積。在物質的稀水溶液中，[H2O]和純水的[H2O]幾乎相同，因此Kw也幾乎相等。這就是說，在任何酸性（或堿性）溶液中，同時存在H 和OH-，只不過[H ]和[OH-]的相對大小不同而已。在常溫下，[H ]和[OH-]的乘積等于1×10-14。因此，水溶液的酸堿性只要用一種離子（H 或OH-）的濃度表示。
水是一種既能釋放質子也能接受質子的兩性物質。水在一定程度上也微弱地離解，質子從一個水分子轉移給另一個水分子，形成H3O+和OH-。
達到平衡時，可得水的離解常數Ki
或[H2O+][OH-]=K1[H2O]2
由于水的離解度極小，[HO]數值可以看作是一個常數，令K1[H2O]2等于另一新常數Kw，則
[H3O+][OH-]=Kw
Kw稱為水的離子積常數，簡稱水的離子積。上式表示在一定溫度時，水中氫離子濃度與氫氧離子濃度的乘積為一常數（表3-1）。25℃時，由實驗測出在純水中[H3O+]和[OH-]各為1.0×10-7mol·L-1。通常將水合離子H3O+簡寫為H+，
1離子積常數是化學平衡常數的一種形式，多用于純液體和難溶電解質的電離。
形如這樣的一個電離方程式：
R
→
nM
m
+
+
mN
n
-
其中R為溶質，M..和N..分別為電離出來的陽離子和陰離子，其離子積可表示為：
K=[M..]..·[N..]..
與一般的平衡常數表達式相比，離子積常數的表達式少了關于反應物的項。這就限制了離子積常數只適用于反應物是純液體或純固體的反應，因為在計算平衡常數時，純液體和純固體的濃度視作1。
純液體的離子積
純液體的離子積一般用于溶劑的自耦電離，如水。
水是一種極弱的電解質，它能微弱地電離:
H2O+H2OH3O++OH-
通常H3O+簡寫為H+。
水的離子積Kw=[H+]·[OH-]，25度時，Kw=1×10-14。溫度升高時，水的電離程度加大，K..值也隨著上升。
2不知道樓主是否清楚化學平衡知識，如果清楚的話應該，根據上面的東西可知上面的K（離子積常數，另應該注意K是如何定義的）和求化學平衡常數的公式類似（前者分母為1）。從化學平衡知識知道，對于一個反應來講，化學平衡常數僅與溫度有關，溫度不變，化學平衡常數就不變，這樣就能解釋水的離子積常數僅隨溫度的變化而變化
3望這些能幫助樓主解決這個問題，祝君好運！
水的離子積常數指的實際上是水溶液中的氫離子和氫氧根濃度的乘積，常溫條件下，在純水溶液中，水等濃度的電離出氫離子和氫氧根，并且都等于10的-7次方，所以水的離子積常數為10的-14次方，在鹽酸溶液中，由于鹽酸電離出大量的氫離子，對水的電離平衡產生抑制。這時溶液中的氫離子濃度就是鹽酸中氫離子的濃度。當然你也可以算出水電離的氫離子濃度的，與溶液中氫氧根的濃度相等。當然你可能會問，溶液中氫離子的濃度不是應該是鹽酸中氫離子濃度和水電離出的氫離子濃度之和嗎？這個地方，由于水電離出來的氫離子的濃度太小了，可以忽略不計了。這么解釋不知道你是否弄懂了?？梢栽儆懻?！
第一個是溶度積，是氫離子與氫氧根離子的冪之積與水分子的濃度的比值。
第二個是離子積，是水電離的兩種離子的冪之積。
兩個概念都不一樣。
c(H+)和c(OH-)是分別是指整個溶液中氫離子和氫氧根離子的總物質的量濃度.K(W)只隨溫度變化而變化,是溫度常數.
而且水電離的氫離子的溶度始終等于氫氧根離子濃度。
酸性溶液水電離氫離忽略計;同堿性溶液水電離氫氧根離忽略計性或近性條件才考慮水電離
pH=3溶液氫離溶液比較10^-3摩爾/升水電離氫離忽略計OH-濃度:10^-14/10^-3=10^-11
mol/L.
pH=12溶液氫氧根離溶液比較,
10^-14/10^-12=10^-2
mol/L,水電離氫氧根離忽略計,H+濃度10^-12
mol/L.
Δp=2γ/R。LZ所說的儀器常數就是1/R。因為這個實驗可以達到的精度很高，所以應當滿足1/R的精度也要高。但是這個是精密的玻璃儀器，容易受溫度影響，所以在進行實驗時，都要測定一下儀器常數；且管口半徑實在太小，不易直接測量，所以一般采用已知表面張力γ的純水進行測量儀器常數。
摩爾 摩爾
舊稱克分子、克原子.物質的量的單位，符號為 mol。一摩爾任何物質所包含的結構粒子的數目都等于0.０１２ｋｇ^12 C（碳） 所包含的碳原子的個數，即6.021367x10^23 個.結構粒CF子?？梢允欠肿?、原子、離子、電子或其他粒子，以及這些粒子的特定組合.有時，把一摩爾物質的質量稱為該物質的摩爾質量，用符號μ表示.如氫Ｈ２的 μ=202x10-3kg。質量F為Ｍ的物質，Ｍ與μ之比稱為該物質的物質的量（又稱摩爾數），＝Ｍμ。例如M=404x10-3kg 氫 H2 的＝２。一摩爾物質所占的體積 Vm，稱為摩爾體積.氣體的摩爾體積依賴于溫度和壓強.標準狀態下，理想氣體的 Vm=2241410L。Fmol-1。固態和液態物質的摩爾體積與溫度、壓強的關系較小.
摩爾是表示物質的量的單位，每1摩爾任何物質含有阿伏加德羅常數（約6.02×10^23）個微粒。
根據科學實驗的精確測定，知道12g相對原子質量為12的碳中含有的碳原子數約6.02×10^23。
科學上把含有6.02×10^23個微粒的集體作為一個單位，稱為摩爾，它是表示物質的量（符號是n）的單位，簡稱為摩，單位符號是mol。
1mol的碳原子含6.02×10^23個碳原子，質量為12克。
1mol的硫原子含6.02×10^23個硫原子，質量為32克。
同理，1摩任何物質的質量都是以克為單位，數值上等于該種原子的相對原子質量（式量）。
水的式量是18，1mol的質量為18g，含6.02×10^23個水分子。
通常把1mol物質的質量，叫做該物質的摩爾質量（符號是M），摩爾質量的單位是克／摩，讀作“克每摩”（符號是“g／mol”）例如，水的摩爾質量為18g／mol，寫成M（H2O）=18g／mol。
物質的質量（m）、物質的量（n）與物質的[1]摩爾質量（M）相互之間有怎樣的關系呢？既有：n=m/M
化學方程式可以表示反應物和生成物之間的物質的量之比和質量之比。例如：
系數之比2∶1∶2
微粒數之比2∶1∶2
物質的量之比2∶1∶2
質量之比4∶32∶36
從以上分析可知，化學方程式中各物質的系數之比就是它們之間的物質的量之比。運用這個原理就可以根據化學方程式進行各物質的量的有關計算。
物質的量的單位，符號為mol，是國際單位制7個基本單位之一。摩爾是一系統物質的量，該系統中所包含的基本微粒數與12g12C的原子數目相等。使用摩爾時基本微粒應予指明，可以是原子、分子、離子及其他粒子，或這些粒子的特定組合體。
C(碳)12=12，是國際相對原子質量（式量）的基準?，F知12g12C中含6.0221367×10^23個碳原子。這個數叫阿伏加德羅數，所以也可以說，包含阿伏加德羅數個基本微粒的物質的量就是1mol。例如1mol氧分子中含6.0221367×10^23個氧分子。其質量為31.9988g。1mol氫離子中含6.0221367×10^23個氫離子，其質量為1.00794g。
摩爾是在1971年10月，有41個國家參加的第14屆[2]國際計量大會決定增加的國際單位制（SI）的第七個基本單位。摩爾應用于計算微粒的數量、物質的質量、氣體的體積、溶液的濃度、反應過程的熱量變化等。 摩爾來源于拉丁文moles,原意為大量、堆積。
1971年第十四屆國際計量大會關于摩爾的定義有如下兩段規定：“摩爾是一系統的物質的量，該系統中所包含的基本單元數與0.012kg碳12的原子數目相等?！薄霸谑褂媚枙r應予以指明基本單元，它可以是原子、分子、離子、電子及其他粒子，或是這些粒子的特定組合?！鄙蟽啥卧拺摽醋鍪且粋整體。0.012kg碳12核素所包含的碳原子數目就是阿伏加德羅常數（NA），目前實驗測得的近似數值為NA=6.02×10^23。摩爾跟一般的單位不同，它有兩個特點：①它計量的對象是微觀基本單元，如分子、離子等，而不能用于計量宏觀物質。②它以阿伏加德羅數為計量單位，是個批量，不是以個數來計量分子、原子等微粒的數量。也可以用于計量微觀粒子的特定組合，例如，用摩爾計量硫酸的物質的量，即1mol硫酸含有6.02×1023個硫酸分子。摩爾是化學上應用最廣的計量單位，如用于化學反應方程式的計算，溶液中的計算，溶液的配制及其稀釋，有關化學平衡的計算，氣體摩爾體積及熱化學中都離不開這個基本單位。 [編輯本段]摩爾Moore, Raymond Cecil (1892.2.20,美國 華盛頓州 羅斯林1974.4.16,堪薩斯州 勞倫斯)
亦譯穆爾。
美國古生物學家，以對古生代海百合、苔蘚蟲以及珊瑚的研究而知名。19131949年間為美國地質調查局成員。1919年任堪薩斯大學教授。1954年任堪薩斯州地質調查局的總地質師。他是《古無脊椎動物學論叢》(Treatise on Invertebrate Paleontology, 1953)的組織者以及編輯，這部著作的撰稿人包括世界上在這一領域中工作的150名專家。他著有《地史學》(1933)、《地史學導論》(1949)以及與別人合寫的《無脊椎動物化石》(Invertebrate Fossils, 1952)。
什么是摩爾消光系數、摩爾吸光系數、摩爾吸收系數
分光光度法是基于不同分子結構的物質對電磁輻射的選擇性吸收而建立起來的方法，屬于分子吸收光譜分析。當光通過溶液時，被測物質分子吸收某一波長的單色光，被吸收的光強度與光通過的距離成正比。雖然現在了解到Bouguer早在1729年已提出上述關系的數學表達式，但通常認為Lambert于1760年最早發現表達式，其數學形式為:
T=I/I0=10(-kb)
其中I0為入射光強，I為透射光強，10(-kb)為以10為底的指數，k為常數，b為光程長度(通常以cm表示)。
比爾定律等同于Bouguer定律，只是比爾定律以濃度來表達。將兩個定律結合起來，組成Beer-Bouguer定律:
T=I/I0=10(-kb)
其中c為吸光物質的濃度(通常以g/L或mg/L為單位)。將上式取以10為底的對數后，得到線性表達式:
A=-logT=-log(I/I0)=log(I0/I)=εbc
其中A為吸光度，ε是摩爾吸收光系數或消光系數。
上述表達式通常稱為比爾定律。它表明，當特定波長的單色光通過溶液時，樣品的吸光度與溶液中吸收物濃度和光通過的距離成正比。
在波長、溶液和溫度確定的情況下，摩爾消光系數是由給定物質的特性決定的。實際上，測得的摩爾消光系數也和使用的儀器有關。因此，在定量分析中，通常并不用已知物質的摩爾消光系數，而是用一個或多個已知濃度的待測物質作一條校準或工作曲線。
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①吸光系數：Beer定律的數學表達式為A=kbc，若溶液的濃度c以g/L為單位，b為光徑以cm為單位，則常數K稱為吸光系數，以a表示，其單位為升/（克厘米）[L/(gcm],A=kbc可寫成A=abc。②摩爾吸光系數：公式A=kbc中的以為1mol/L,b為1cm時，則系數k稱為摩爾吸光系數，以ε表示，單位為升/（摩爾厘米）[L/(molcm）]，A=kbc可寫成A=εc。在實際工作中，不能直接用1mol/L這種高濃度的溶液測定吸光度，而是在稀釋成適當濃度時測定吸光度進行運算。ε值與入射光波長、溶液的性質等因素有關。如NADH在260nm時ε為15000，寫成ε260NADH=15×103；在340nm時ε為6220，寫成ε340NADH=6.22×103。③比吸光系數：如公式A=kbc中的c是百分濃度（w/v）b為cm，則常數k可用E%表示，稱為比吸光系數或百分吸光系數，A=kbc可寫成A=E%bc。當待測物的化學結構是已知者可用ε值分析，若所測物的化學結構是未知的，則ε無法確定，此時用比吸光系數分析就很方便。a、ε和E常用作粗定量分析，主要用于定性分析。