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電離平衡常數的概念

電解質電離時，化學鍵斷裂，形成陰陽離子。但這之後並沒有新的化學鍵生成，所以電離並不是化學反應。儘管如此，弱電解質的電離有一個類似與化學平衡常數的電離平衡常數(ionization constant)，可用來描述弱電解質的電離程度。

比如，對於醋酸溶液，其中存在如下數量關係:

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

其中K_a即是醋酸的電離平衡常數。

多元弱酸分步電離，所以它們的電離方程式是分步寫的，而每步電離都有不同的電離平衡常數。部分多元弱酸的多級電離平衡常數如下表:

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

其中K的下標代表電離的級數。可以發現，弱酸的一級電離常數要遠大於它的二級電離常數，而二級電離常數又遠大於三級電離常數，以此類推。之所以會這樣，是因為弱酸前一級電離產生的H⁺會抑制其後一級的電離。因此，在涉及弱酸電離的計算時，往往只考慮它的第一級電離常數。

強酸制弱酸原理

在不產生沉澱與氣體的條件下，不妨設存在某兩個一元弱酸${\ce {HA}}$和${\ce {HB}}$，他們在水中電離，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${\ce {B}}$鹽${\ce {MB}}$。如果可以「弱酸制強酸」，則可以在水溶液中發生反應

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

但$K_{1}<K_{2}$，所以反應(1)電離出的${\ce {H^+}}$不足以滿足反應(2)建立平衡，故${\ce {HB}}$不可能在反應(3)中穩定存在，與「弱酸制強酸」的假設矛盾。

綜上所述，在不產生氣體或沉澱的情況下，只能強酸制弱酸。這就是在離子反應中反覆提到的強酸制弱酸原理。

腳註

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上一節：化學反應速率和化學平衡的重要作用

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