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电离平衡常数的概念

电解质电离时，化学键断裂，形成阴阳离子。但这之后并没有新的化学键生成，所以电离并不是化学反应。尽管如此，弱电解质的电离有一个类似与化学平衡常数的电离平衡常数(ionization constant)，可用来描述弱电解质的电离程度。

比如，对于醋酸溶液，其中存在如下数量关系:

${\ce {K_a={\frac {c(H+)*c(CH3COO^-)}{c(CH3COOH)}}}}$

其中K_a即是醋酸的电离平衡常数。

多元弱酸分步电离，所以它们的电离方程式是分步写的，而每步电离都有不同的电离平衡常数。部分多元弱酸的多级电离平衡常数如下表:

弱酸	电离常数		弱酸	电离常数
${\ce {H2CO3}}$	$K_{1}=4.4\times 10^{-7}$ $K_{2}=4.7\times 10^{-11}$		${\ce {H2C2O4}}$	$K_{1}=5.4\times 10^{-2}$ $K_{2}=5.4\times 10^{-5}$
${\ce {H3PO4}}$	$K_{1}=7.1\times 10^{-3}$ $K_{2}=6.3\times 10^{-8}$ $K_{3}=4.2\times 10^{-13}$		${\ce {H3C6H5O7}}$ (柠檬酸)	$K_{1}=7.4\times 10^{-4}$ $K_{2}=1.73\times 10^{-5}$ $K_{3}=4\times 10^{-7}$

其中K的下标代表电离的级数。可以发现，弱酸的一级电离常数要远大于它的二级电离常数，而二级电离常数又远大于三级电离常数，以此类推。之所以会这样，是因为弱酸前一级电离产生的H⁺会抑制其后一级的电离。因此，在涉及弱酸电离的计算时，往往只考虑它的第一级电离常数。

强酸制弱酸原理

在不产生沉淀与气体的条件下，不妨设存在某两个一元弱酸${\ce {HA}}$和${\ce {HB}}$，他们在水中电离，有

${\ce {HA<=>H^+{+}A^-}}$$\qquad K_{1}\qquad (1)$

${\ce {HB<=>H^+{+}B^-}}$$\qquad K_{2}\qquad (2)$

且$K_{1}<K_{2}$，即${\ce {HA}}$比${\ce {HB}}$的酸性弱。

考察某${\ce {B}}$盐${\ce {MB}}$。如果可以“弱酸制强酸”，则可以在水溶液中发生反应

${\ce {*MB{+}HA=HB{+}MA\qquad (3)}}$

但$K_{1}<K_{2}$，所以反应(1)电离出的${\ce {H^+}}$不足以满足反应(2)建立平衡，故${\ce {HB}}$不可能在反应(3)中稳定存在，与“弱酸制强酸”的假设矛盾。

综上所述，在不产生气体或沉淀的情况下，只能强酸制弱酸。这就是在离子反应中反复提到的强酸制弱酸原理。

脚注

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