離，在稀溶液中完全以離子形式存在，基本上不存在未電離的分子。對它們而言， 氮吹儀廠家電離平衡并沒有實際意義。而通常說的弱酸（如ＨＳ、ＨＦ、ＨＣＯ及大多數有機 ２２３ 酸）和弱堿（如乙二胺、吡啶等大多數有機堿、ＮＨ·ＨＯ及大多數二價、三價金屬的 ３２ 氫氧化物）則屬于弱電解質。它們在水溶液中發(fā)生程度不同的部分電離，因而在溶 液中存在著分子與其離子間的平衡。這就是弱酸弱堿在水溶液中的電離平衡。 一、弱酸弱堿的電離平衡 　?。保跛崛鯄A的電離常數 　　弱酸弱堿的電離平衡亦即酸堿平衡，具有平衡的一切特征，遵循平衡的共同 規(guī)律。因此每種弱酸或弱堿的電離平衡，都可用一個相應的平衡常數Ｋ來表征 其特征。Ｋ砓 ｉ稱為弱酸弱堿的電離平衡的標準平衡常數，亦稱酸堿電離常數。 砓 Ｋ是由熱力學導出的常數，量綱為一，只隨平衡體系的溫度而變。當溫度確定 ｉ 砓 時，即為定值。由于通常研究酸堿平衡多在室溫條件下，因而若無特別標明，Ｋ ｉ 總是指２９８Ｋ時

的平衡常數。當溫度在室溫范圍內變化時，相應的Ｋ砓 ｉ（Ｔ）變化 很小，在一般的計算中可直接用Ｋ砓 ｉ（２９８Ｋ）進行計算。通常用下標ａ、ｂ區(qū)別弱 酸和弱堿，Ｋ砓 ａ表示弱酸電離常數，Ｋ砓 ｂ表示弱堿電離常數。 　第一節(jié)　溶液中的酸堿平衡７１ 　　按照平衡常數的定義及熱力學原理，Ｋ砓 ａ和Ｋ砓 ｂ可用平衡體系中各組分的相 對平衡濃度求算。為方便起見，本書中用符號［Ｂ］表示平衡體系中某一組分物 質Ｂ的相對濃度。另外，由于在水溶液中水總是大量的，在計算Ｋ砓 ｉ的公式中， ［ＨＯ］的值可看作是不變的，合并入常數項中，所以在計算水溶液中任何平衡過 程的平衡常數時，水的相對平衡濃度項一律不出現在計算公式中。 　　例如：ＡｃＨ＋＋Ａｃ（實為ＨＡｃ＋Ｈ２ＯＨ＋ ３Ｏ＋Ａｃ， ［Ｈ＋ ３Ｏ］＝［Ｈ＋］） 砓砓 Ｋ砓（ＨＡｃ）＝ ｛ｃ（Ｈ＋）／ｃ｝×｛ｃ（Ａｃ）／ｃ｝ ＝ ［Ｈ＋］［Ａｃ］ ａ砓 ｛ｃ（ＨＡｃ）／ｃ｝［ＨＡｃ］ ＮＨ３＋Ｈ２ＯＮＨ＋ ４＋ＯＨ ［ＮＨ＋］［ＯＨ］ 砓４ Ｋ（ＮＨ·ＨＯ）＝ ［ＮＨ］ ｂ３２