３ 　　一些常見的氮吹儀弱酸弱堿的電離常數(shù)，列于表３１中： 表３１　常見弱酸弱堿的電離常數(shù) 電解質(zhì)電　離　平　衡 溫度 ｔ／（℃） Ｋ砓ａ 或Ｋ砓ｂ＊ｐＫ砓ａ 或ｐＫ砓ｂ 醋酸ＨＡｃＨ＋＋Ａｃ２５１．７６ ×１０５４．７５ 硼酸Ｈ３ＢＯ３＋Ｈ２ＯＢ（ＯＨ）４＋Ｈ＋２０７．３ ×１０１０９．１４ 碳酸 Ｈ２ＣＯ３＋Ｈ２ＯＨ＋＋ＨＣＯ３２５（Ｋ１）４．３０ ×１０７６．３７ＨＣＯ３＋Ｈ２ＯＨ＋＋ＣＯ２３２５（Ｋ２）５．６１ ×１０１１１０．２５ 氫氰酸ＨＣＮＨ＋＋ＣＮ２５４．９３ ×１０１０９．３１ 氫硫酸 Ｈ２ＳＨ＋＋ＨＳ１８（Ｋ１）９．１ ×１０８７．０４ＨＳＨ＋＋Ｓ２１８（Ｋ２）１．１ ×１０１２１１．９６ 草酸 Ｈ２Ｃ２Ｏ４Ｈ＋＋ＨＣ２Ｏ４２５（Ｋ１）５．９０ ×１０２１．２３ＨＣ２Ｏ４Ｈ＋＋Ｃ２Ｏ２４２５（Ｋ２）６．４０ ×１０５４．１９ 蟻酸ＨＣＯＯＨＨ＋＋ＨＣＯＯ２０１．７７ ×１０４３．７５Ｈ３ＰＯ４Ｈ＋＋Ｈ２ＰＯ４２５（Ｋ１）７．５２ ×１０３２．１２ 磷酸Ｈ２ＰＯ４Ｈ＋＋ＨＰＯ２４２５（Ｋ２）６．２３ ×１０８７．２１ＨＰＯ２４Ｈ＋＋ＰＯ３４２５（Ｋ３）２．２ ×１０１３１２．６７ 亞硫酸 Ｈ２ＳＯ３Ｈ＋＋ＨＳＯ３１８（Ｋ１）１．５４ ×１０２１．８１ＨＳＯ３Ｈ＋＋ＳＯ２３１８（Ｋ２）１．０２ ×１０７６．９１ 亞硝酸ＨＮＯ２Ｈ＋＋Ｎ

Ｏ２１２．５４．６ ×１０４３．３７ 氫氟酸ＨＦＨ＋＋Ｆ２５３．５３ ×１０４３．４５ 硅酸 Ｈ２ＳｉＯ３Ｈ＋＋ＨＳｉＯ３（常溫）２ ×１０１０９．７０ＨＳｉＯ３Ｈ＋＋ＳｉＯ２３（常溫）１ ×１０１２１２．００ ７２第三章　溶液中的化學(xué)平衡　 氨水ＮＨ３＋Ｈ２ＯＮＨ＋ ４＋ＯＨ２５１．７７ ×１０５４．７５ 　　＊ｐＫ砓＝ｌｇＫ砓，ｐＫ砓＝ｌｇＫ砓 ａａｂｂ 　　２．水的離子積常數(shù) 　　純水是弱電解質(zhì)，在水溶液中總存在ＨＯ本身的電離平衡，這可看作酸堿 ２ 平衡的一個特例： Ｈ２ＯＨ＋＋ＯＨ 砓 　　水的電離平衡，也可以用一個平衡常數(shù)Ｋ來表示其特征： ｗ 砓 Ｋ＝［Ｈ＋］［ＯＨ］　（在水溶液中［ＨＯ］可看作是不變的常數(shù)） ｗ２ 　　Ｋ砓 ｗ稱為水的離子積常數(shù)。從物理化學(xué)手冊中可查出指定溫度下Ｋ砓 ｗ的精 １４ 確值。但在一般情況下通常取Ｋ砓 ｗ＝１０進行計算。 　　３．水溶液中的ｐＨ及其計算 　　通常用ｐＨ表示水溶液的酸堿

性。ｐＨ即為水溶液中Ｈ＋離子的相對濃度的 負對數(shù)： 砓 ｐＨ＝ｌｇ［Ｈ＋］＝ｌｇ｛ｃ（Ｈ＋）／ｃ｝ 　　同樣也用ｐＯＨ表示水溶液中ＯＨ離子相對濃度的負對數(shù)： 砓 ｐＯＨ＝ｌｇ［ＯＨ］＝ｌｇ｛ｃ（ＯＨ）／ｃ｝ 　　在任何水溶液中，不管其實際上呈酸性、中性或是堿性，不管其實際的Ｈ＋離 子濃度和ＯＨ離子濃度各為多少，也不管在水溶液中是否還存在其它平衡，由于 水本身的電離平衡的存在，水溶液中的Ｈ＋離子與ＯＨ離子濃度的乘積總是一個 常數(shù)。若一種離子濃度增加了，另一種離子濃度必然減少，以保持體系平衡。 ［Ｈ＋］［ＯＨ］＝Ｋ砓 ｗ＝１０１４ｐＨ＋ｐＯＨ＝１４　ｐＨ＝１４ｐＯＨ 　　當溶液中的［Ｈ＋］＝［ＯＨ］，即ｐＨ＝ｐＯＨ＝７時，溶液呈中性；而當ｐＨ＜７， 就是［Ｈ＋］＞１０７＞［ＯＨ］，溶液呈酸性；當ｐＨ＞７時，［Ｈ＋］＜１０７＜［ＯＨ］，溶 液呈堿性。 　　水溶液的酸堿性是由水溶液中的酸、堿電離造成［Ｈ＋］、［ＯＨ］變化的結(jié) 果。因此通過酸堿電離平衡及相應(yīng)的平衡常數(shù)，可以求算溶液的ｐＨ。 　　例３１　試計算濃度為０．１０ｍｏｌｄｍ３的ＨＡｃ溶液中的Ｈ＋ ·離子濃度及ＯＨ離子濃度， ＨＡｃ的電離度及溶液的ｐＨ。 　　解：設(shè)該溶液中，ＨＡｃ的電離達平衡后，Ｈ＋離子的平衡濃度為ｘｍｏｌ·ｄｍ３，ＨＡｃ的電離 度為 α 　　（１）對于電離平衡：　　　　　　　　ＨＡｃＨ＋＋Ａｃ 　第一節(jié)　溶液中的酸堿平衡７３