（一)離解度和離解常數(shù)

　　一元弱酸弱堿（如HOAc，NH3等)是弱電解質，在溶液中只能部分離解。離解程度用離解度表示。

　　離解度是指溶液中已經離解的電解質的分子數(shù)占電解質總分子數(shù)（已離解的和未離解的)的百分數(shù)。通常用α表示。

　　一元弱酸HA存在以下的離解平衡：

　　平衡濃度為

　　c(1-α) cα cα其中c為HA的總濃度，α為離解度。

　　離解常數(shù)KI可表示為

 (2-1)

KI在一定溫度下為一常數(shù)，不能隨濃度變化而變化。弱酸的離解常數(shù)習慣上用Ka表示，弱堿的離解常數(shù)用Kb表示。

　　如果弱電解質離解度α很少，則

1-α≈1

　　這時式（2-1)為

 （2-2)

　　從式（2-2)可以看出，在一定溫度下，同一弱電解質的離解度大約與溶液濃度的平方根成反比，即離解度隨溶液的稀釋而升高。這條說明溶液濃度與離解度關系的定律，叫做稀釋定律。式（2-2)叫做稀釋定律公式。利用此公式可以進行有關離解試或離解常數(shù)的計算。

　　例1在25℃時，已知（1)0.1mol·L-1HOAc的離解度為1.32%；（2)0.2mol·L-1HOAc的離解度為0.93%,求HOAc的離解常數(shù)。

　　解：（1)

　　（2)

　　從例1可以看出，對不同濃度HOAc溶液，在一定溫度下，所計算出來的離解常數(shù)基本是一致的。表2-1是HOAc溶液在25℃時，不同濃度的離解度以及由離解度計算出來的離解常數(shù)值。

表2-1　25℃，不同濃度醋酸的離解度和離解常數(shù)

　　利用離解常數(shù)可以計算一定濃度某弱酸溶液中的H+濃度,或計算弱堿溶液中的OH-＝濃度。

　　式中HA為弱酸，BOH為弱堿。

　　在濃度為c的弱酸中，[H+]=cα，即α=[H＋]/c，又根據(jù)稀釋定律，，　 則

（2-3)

　　同理，在濃度為c的弱堿溶液中，

（2-4)

　　根據(jù)式（2-3)和式（2-4)，可以計算一定濃度的弱酸或弱堿的[H+]或[OH-]。

　　離解常數(shù)的大小用以衡量酸或堿的強弱程度。酸或堿越弱，它們的離解常數(shù)值就越小。一般認為KI在10-5至10-9范圍內的電解質是弱電解質；KI值小于10-10時是極弱電解質。

[1] [2] [3] [4]  下一頁