1. 了解不同酸鹼學說間的差異。
2. 能寫出共軛酸鹼對。
3. 認識酸鹼強弱與解離常數間的關係。
4. 了解滴定的原理與實驗方法。
5. 認識鹽的種類及其是否水解。
阿瑞尼斯的酸鹼定義：阿瑞尼斯認為在水溶液中，酸性物質會解離出氫 離子（H＋），而鹼性物質會解離出氫氧離子（OH－）。
布－洛的酸鹼定義：酸鹼反應僅是質子（氫離子）在物質間的轉移反應 ，其中質子的提供者為酸，而質子的接受者為鹼。
在布－洛酸鹼反應中，反應物與產物的化學式彼此相差一個H＋，化學家 稱之為共軛酸鹼對。
共軛酸鹼對 NH3(aq)＋H2O(l) NH4＋
(aq)＋OH－(aq)
鹼1 酸2 酸1 鹼2
共軛酸鹼對
兩性物質：在一反應中作為酸，另一反應中可為鹼，此種物質稱為兩性 物質。
物質提供質子的能力，稱為酸的強度；接受質子的能力，稱為鹼的強度 。強度愈大的酸，其共軛鹼的強度愈小；強度愈小的酸，其共軛鹼的強 度愈大。
酸的解離度α 接近 100％：則該酸為強酸
酸的解離度α 介於 0～100％：該酸為弱酸，在水中部分 解離。
酸的解離度α 接近 0：該酸為極弱酸，在水中幾乎不解 離，可視為非電解質。
一般常見布－洛酸之相對強度：HClO4＞HI＞HBr＞HCl＞HNO3＞H2SO4
＞H3O＋＞H2C2O4＞H2SO3＞HSO4－＞H3PO4＞HF＞C6H5COOH＞
CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞NH4＋＞HCN＞H2O＞NH3＞OH－＞NH2－＞O2－
第 4 章 水溶液中酸、鹼、鹽的平衡
年度 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 題數 1 3 4 2 5 1 3 3 1 1
4-1
布－洛酸 鹼理論
共軛 酸鹼 對
酸鹼
強度 在水溶液中 酸鹼
學說
定義：定溫下，酸解離成氫離子與共軛鹼的反應之平衡常數
表示法：當單質子酸（又稱一元酸，以下以HA 表示）的解離反應達 平衡時，溶液中各離子濃度須滿足下列平衡常數表示式：
HA(aq) H＋(aq)＋A－(aq) Ka＝
意義：酸的解離程度愈高，Ka 值也愈大，Ka 值的大小可作為酸強弱 的判斷依據。
[H＋]、α 與 Ka的關係（若C0 >> Ka）：[H＋]＝X＝
α＝＝
[H＋][OH－]＝Kw，其中Kw為平衡常數的一種，稱為水的離子積，其大 小只與溫度有關，與溶液的酸鹼性無關。
解離前後，溶液中各種原子總數不變，以HF 的解離為例，
[HF]0＝[HF]＋[F－]
溶液保持電中性，正電荷的總電量等於負電荷的總電量 例：HF 的解離：[H＋]＝[F－]＋[OH－]
定義：定溫下，鹼在水中反應生成氫氧離子與共軛酸的反應之平衡常 數表示法：若以B 代表一元鹼（即僅能接受一個質子的鹼），HB＋代 表其共軛酸，則弱鹼於水中的反應及平衡常數可表示為：
B(aq)＋H2O(l) BH＋(aq)＋OH－(aq)
Kb＝，其中Kb稱為鹼的解離常數
意義：如果鹼接受質子的傾向愈大，Kb也愈大；相反地，鹼接受質子 的傾向愈小，Kb也愈小。
共軛酸鹼對的解離反應式與平衡常數：
HA(aq) H＋(aq)＋A－(aq) Ka＝ A－(aq)＋H2O(l) HA(aq)＋OH－(aq) Kb＝ 共軛酸鹼對的Ka與Kb的關係：
因 Ka×Kb＝×＝[H＋][OH－]＝Kw
故在定溫時，共軛酸鹼對的Ka與Kb成反比，因此愈強的酸，其共軛 鹼的鹼性愈弱；反之，愈弱的酸，其共軛鹼的鹼性愈強。
定義：每個分子中，都含有多個可供解離H＋。因為解離非一步達成，
因此每一步的解離都有其平衡常數。
例：碳酸的解離：
H2CO3(aq) H＋(aq)＋HCO3－
(aq) Ka1＝4.4×10－7 HCO3－
(aq) H＋(aq)＋CO32－
(aq) Ka2＝4.7×10－11
對同一種多質子酸而言，Kan＋1必定小於Kan， 如三質子酸中，存在Ka1＞Ka2＞Ka3的關係。
多質子酸的強度由Ka1來決定
多質子酸水溶液需維持溶液電中性及物質平衡 多元鹼 含有多個可解離OH－之化合物，稱為多元鹼。某些金屬的氫氧化物難 溶或微溶於水，其解離反應之平衡常數Kb，往往稱為Ksp。
酸的解 離常數
酸解離 後各物 種濃度 間的關 係式
鹼的解 離常數
共軛酸 鹼對的 Ka與 Kb
多質子 酸 4-2
布－洛酸 鹼理論
多質子酸 Kan間的 關係
酸鹼滴定：藉由酸鹼中和反應，將已知濃度的酸（或鹼）液，逐滴加 入待測溶液中，以得知待測溶液中鹼（或酸）的濃度，此 種分析方法稱為酸鹼滴定。
橡皮接頭滴定管 （鹼液用滴定管）：
不可盛裝酸，以 避免腐蝕橡皮。
玻璃接頭滴定管 （酸液用滴定管）：
不可長久儲存鹼性溶液，以避免強 鹼腐蝕玻璃栓塞。
滴定管用蒸餾水洗淨後，要用將要盛裝的溶液潤洗。
錐形瓶用蒸餾水清洗後，不可用要盛裝的溶液沖洗。
滴定管的液體要裝到最上面零刻度以上，打開活塞，使液 體充滿滴定管尖端（除去氣泡）。
定義：在滴定時，當酸參與反應的H＋總莫耳數等於鹼參 當量點 與反應的OH－總莫耳數時，稱為當量點。
公式：m×CAVA＝n×CBVB
其中m 為每一分子酸可釋出的質子數，而 n 為每一分子鹼 所提供的OH－數。
滴定終點：實際進行實驗時，須選用適當的酸鹼指示劑，當指示劑的 顏色發生明顯且持久的變化，即為滴定終點。
中性點：在滴定過程中，混合液的pH 恰等於 7 時稱為中性點，唯有 在特殊的滴定型態，如強鹼與強酸之間的滴定，當量點才會 是中性點。
指示劑：本身常為一種有機的弱酸或弱鹼，與其共軛鹼或酸之顏色有 明顯的差異，故顏色可隨溶液[H＋]的大小而改變。
強鹼滴定強酸：室溫時，如果以0.10 M NaOH 的標準溶液滴定強酸 0.10 M HCl 50.00 mL，以溶液 pH 值對加入鹼的體積 作圖，可得滴定曲線，如下圖。
▲ 標準 0.10 MNaOH 滴定 0.10 M HCl 50.00 mL 所呈現的滴定曲線
近乎鉛直，因此 變色範圍在 pH 在 4 至 10 之間的指示劑，如酚 酉太、甲基紅或溴瑞香草酚藍等，均適合做為本次滴定的指示劑。
4-3
酸鹼滴定
滴定管 種類
酸鹼滴定注意 事項 當量點
與滴定 終點
滴定曲 線
強鹼滴定弱酸：室溫時，如果以標準0.10 M NaOH 溶液滴定弱酸 0.10 M CH3COOH 溶液 50.00 mL，滴定曲線如下圖。
▲ 強鹼滴定弱酸時，當量點為鹼性
當量點，pH＞7，因此應選擇鹼性範圍變色的指示劑 ，如酚酉太。
強酸滴定弱鹼：室溫時，如以0.10 M 鹽酸滴定 0.10 M 氨水50.00 mL，滴定曲線如下圖。
▲ 強酸滴定弱鹼時，當量點為酸性
多質子──說明：當量點pH＜7，因此應選擇酸性範圍變色的指示劑，如甲基紅 酸的滴 等若以0.10 M 氫氧化鈉溶液滴定 0.10 M 亞硫酸 25.00 mL 時，即可比 定 較出單質子酸與多質子酸的不同，如下圖所示的滴定曲線，雙質子酸 顯示了兩個當量點。
▲ 以0.10 M 氫氧化鈉滴定 25.0 mL 0.10 M 亞硫酸之滴定曲線
鹽的定義：酸的氫離子被其他陽離子取代的化合物，或鹼的氫氧離子被其 他陰離子取代的化合物。
例：HNO3 —→ KNO3；Ca(OH)2 —→ CaCO3
正鹽：酸中可解離的氫離子完全被其他陽離子取代時，此類化合物稱為正 鹽。
例：H2CO3 —→ Na2CO3
酸式鹽：對多質子酸而言，若僅有部分氫離子被其他陽離子取代，仍保留 部分可解離的氫離子時，這類化合物稱為酸式鹽。
例：H2CO3 —→ NaHCO3
鹼式鹽：鹽的組成同時含有氫氧離子及其他陰離子，則屬鹼式鹽。
例：2 PbCO3．Pb(OH)2可稱為鹼式碳酸鉛，或碳酸氫氧鉛，俗稱 鉛白。
複鹽：如果鹽類的組成中陽離子或陰離子不只一種，通常是由兩種不同的 鹽混合後，再經結晶形成一種鹽，稱為複鹽。
例：明礬KAl(SO4)2‧12 H2O
錯鹽：錯鹽屬配位化合物，某些錯鹽與複鹽類似，其組成陽離子或陰離子 不只一種，但錯鹽溶於水而解離時，會形成錯離子。
例：黃血鹽K4[Fe(CN)6]
定義：鹽與水反應後，產生H＋和OH－，稱為鹽的水解。
強酸與強鹼形成的正鹽不水解呈中性 強酸與弱鹼形成的正鹽水解呈酸性 NH4NO3(aq) ─→ NH4＋
(aq)＋NO3－ (aq)
(酸性) (中性) NH4＋
(aq) ─→ NH3(aq)＋H＋(aq) Ka＝Kw／Kb＝5.9×10－10 因此強酸弱鹼產生的正鹽，可水解使溶液呈酸性。
強鹼與弱酸形成的正鹽水解呈鹼性
鹽的水解反應 CH3COOK(aq) ─→ CH3COO－(aq)＋K＋(aq)
鹽的水解反應 CH3COO－(aq)＋H2O(l) ─→ CH3COOH(aq)＋OH－(aq)
Kb＝Kw／Ka＝5.6×10－10
因此強鹼弱酸產生的正鹽，可水解使溶液呈鹼性。
弱酸與弱鹼形成的正鹽可水解，但溶液酸鹼性視酸鹼強度而定。
①若弱酸的Ka＞弱鹼的Kb，水解呈酸性。 例：NH4F ②若弱酸的Ka＜弱鹼的Kb，水解呈鹼性。 例：NH4CN ③若弱酸的Ka＝弱鹼的Kb，水解呈中性。 例：CH3COONH4
酸式鹽或鹼式鹽的酸鹼性：必須判斷其在水中得失質子的傾向何者較 大，才能判斷其酸鹼性。
例：NaHA：
①若Ka2＞Kb，則呈酸性。
如：NaHSO4、NaHSO3、NaHC2O4、NaH2PO4、NaH2PO3。 ②若Ka2＜Kb，則呈鹼性。如：NaHCO3、NaHS。
4-4 鹽
鹽的種類
定義：某些溶液中若添加少量的強酸或強鹼，並不會大幅影響其pH 值 ，稱為緩衝溶液。
組成：緩衝溶液可由弱酸與其共軛鹼或弱鹼與其共軛酸混合配製而得。
弱酸加其鹽（共軛鹼）之型式：如CH3COOH＋CH3COO－ ①弱酸＋共軛鹼鹽：如CH3COOH＋CH3COONa
②過量弱酸＋強鹼：如CH3COOH（過量）＋ NaOH —→
CH3COONa＋H2O，因為弱酸過量，所以溶液中存留 配製 CH3COOH＋CH3COONa。
③過量弱酸鹽（鹼性）＋強酸：如CH3COONa（過量）＋HCl —→ CH3COOH＋NaCl，因為弱酸鹽過量，所以溶液中存留 CH3COONa＋CH3COOH。
弱鹼加其鹽（共軛酸）之型式：如NH3＋NH4＋
緩衝溶液 ①弱鹼＋共軛酸鹽：如NH3＋NH4Cl
②過量弱鹼＋強酸：如NH3（過量）＋HCl —→ NH4Cl，因為 弱鹼過量，所以溶液中存留NH3＋NH4Cl。
③過量弱鹼鹽（酸性）＋強鹼：如NH4Cl（過量）＋NaOH —→ NH3＋NaCl＋H2O，因為弱鹼鹽過量，所以溶液中存留 NH4Cl＋NH3。
將緩衝溶液稀釋後，溶液的pH 值不會變。
若[A－]≒[HA]，如此緩衝溶液的 pH 值≒pKa值。
特點 在強酸（鹼）滴定弱鹼（酸）的過程，達1／2 當量點時，此時 溶液（[A－]＝[HA]）即 pH＝pKa，緩衝效果最好。
[A－]與[HA]兩者的濃度（莫耳數）愈大，所具有的緩衝能力愈 大。通常其緩衝作用的有效範圍為pH＝pKa±1。
應用：穩定生物體內的pH 值，以利化學反應進行。
強鹼滴定弱酸：當強鹼（如 NaOH）滴定弱酸（如
CH3COOH）時，一開始強鹼的 莫耳數比酸少，所以中和後只 留下弱酸及鹽，此鹽恰為弱酸 的共軛鹼（如CH3COONa），
弱酸與其共軛鹼共存，正是緩 衝溶液。因此在未達當量點之 前，滴定曲線平緩。
強酸滴定弱鹼：當強酸（如 HCl）滴定弱鹼（如 NH3）時 ，一開始強酸的莫耳數比鹼少 ，所以中和後只留下弱鹼及鹽 ，此鹽恰為弱鹼的共軛酸（如 NH4Cl），弱鹼與其共軛酸共 存，正是緩衝溶液。故在未達
4-5 緩衝 溶液
酸鹼滴定 過程所產 生的緩衝 溶液
當量點之前，滴定曲線平緩。
布－洛酸鹼理論
4 - 1
1. 阿瑞尼斯的酸鹼定義：
阿瑞尼斯認為在水溶液中，酸性物質會解離出氫離子（H＋），而鹼性物質會解離出氫氧離 子（OH－）。
(1) 酸：
例：HCl(aq) —→ H＋(aq)＋Cl－(aq)
CH3COOH(aq) H＋(aq)＋CH3COO－(aq)
(2) 鹼：
例：NaOH(aq) —→ Na＋(aq)＋OH－(aq)
NH3(aq)＋H2O(l) NH4＋
(aq)＋OH－(aq)
2. 布－洛的酸鹼定義
(1) 提出者：由丹麥科學家布忍斯特與英國科學家洛瑞於 1923 年所提出。
(2) 定義：他們認為酸鹼反應僅是質子（氫離子）在物質間的轉移反應，其中質子的提供者為 酸，而質子的接受者為鹼。
① 例：鹽酸之為酸，是因為可提供質子給水分子。
HCl(aq)＋H2O(l) Cl－(aq)＋H3O＋(aq)
酸 鹼
▲ 水分子可接受 HCl 釋出的質子，變成 H3O＋
說明：在氫離子在水中常與數個水分子結合，常以H3O＋(aq)表示，稱為鋞離子，又稱水合氫離子，
或被寫成更簡單的H＋(aq)。
▲ 氫離子常利用共價鍵與氫鍵與數個水分子結合
② 例：氨因能接受水分子所釋出的質子，使水分子變成氫氧離子，因而為鹼。
酸鹼學說 （南一版 p.161）
1
NH3(aq)＋H2O(l) NH4＋
(aq)＋OH－(aq) …式 2 鹼 酸
▲ NH3可接受水分子所釋出的質子，使水分子變成氫氧離子。
③ 兩性物質：在一反應中作為酸，另一反應中可為鹼，此種物質稱為兩性物質，例如上兩 式中的水。
範例 酸鹼學說 ★★★★★
下列關於酸鹼的觀念敘述，何者正確？
(A)氫離子無法存在於強鹼水溶液中 (B)可令潮溼藍色石蕊試紙呈紅色的酸必為阿瑞尼斯酸 (C)依布－洛理論，分子中含有 H 者為酸 (D)布－洛理論的酸鹼不一定為阿瑞尼斯的酸鹼 (E)依布－洛理論，酸鹼反應就是質子轉移的過程
[答案] ＢＤＥ
(A)無論酸性或鹼性水溶液均有 H＋；(C)可提供 H＋為酸。
[類題] 有關酸鹼觀念的敘述，何者正確？
(A)依實驗的定義，酸鹼的共同特徵為其溶液皆可導電 (B)依阿瑞尼斯學說，凡分子中含 有H 者為酸 (C)依布忍斯特－洛瑞學說，酸鹼中和必生成水 (D)布忍斯特－洛瑞學說的 酸鹼必為阿瑞尼斯學說的酸鹼
█： Ａ 。
範例 布－洛學說 ★★★
下列反應中，HCO3－在何者扮演酸的角色？
(A) HCO3－
(aq)＋H3O＋(aq) —→ 2 H2O(l)＋CO2(g)
(B) HCO3－
(aq)＋HCl(aq) —→ H2O(l)＋CO2(g)＋Cl－(aq)
(C) HCO3－
(aq)＋CH3COOH(aq) —→ H2CO3(aq)＋CH3COO－(aq)
(D) HCO3－
(aq)＋H2O(l) —→ CO32－
(aq)＋H3O＋(aq) (E) HCO3－
(aq)＋HPO42－
(aq) —→ CO32－
(aq)＋H2PO4－ (aq)
[答案] ＤＥ
找有HCO3－之共軛鹼CO32－的反應。
[類題] 依布－洛學說，下列何者可以作為酸，亦可以作為鹼？
(A) NH4＋ (B) CH3COO－ (C) H2O (D) HPO32－ (E) HS－
█： ＣＥ 。是
1
2
（(B)分子可釋出 H＋者為酸 (C)不一定生成水
(D)阿瑞尼斯酸鹼必為布－洛學說的酸鹼。）
（(A)只能提供 H＋ NH4＋ → NH3＋H＋ (B) CH3COO－＋H＋ → CH3COOH
(D)不能丟 H＋，只可 HPO32－＋H＋ → H2PO3－。）
在布－洛酸鹼反應中，反應物與產物的化學式彼此相差一個H＋，化學家稱之為共軛酸鹼對。
共軛酸鹼對
NH3(aq)＋H2O(l) NH4＋
(aq)＋OH－(aq)
鹼1 酸2 酸1 鹼2
共軛酸鹼對
例：氨與水分子的反應，正反應的產物為NH4＋與OH－，此兩者同樣具有酸與鹼的性質，可相 互反應，而生成NH3與H2O，其中 NH3是NH4＋的共軛鹼；NH4＋是NH3的共軛酸。
範例 共軛酸鹼對 ★★★★★
就布－洛的酸鹼學說，畫有橫線的物質為鹼的是：
(A) HSO4－＋CN－ HCN＋SO42－ (B) HCO3－＋H2O CO32－＋H3O＋ (C) NH3＋H2O NH4＋＋ OH－ (D) NH2－＋H2O NH3＋OH－
(E) H2SO3＋SO32－ 2 HSO3－
[答案] ＢＤＥ
布－洛學說中，酸為質子提供者而鹼為質子接受者 (A) HSO4－＋CN－ HCN＋SO42－
酸
(B) HCO3－＋H2O CO32－＋H3O＋ 鹼
(C) NH3＋H2O NH4＋＋OH－ 酸
(D) NH2－＋H2O NH3＋OH－ 鹼
(E) H2SO3＋SO32－ 2 HSO3－
鹼
[類題] 下列哪些互為共軛酸鹼對？
(A) H2CO3(aq)，CO2(aq) (B) HCl(aq)，Cl－(aq) (C) NaOH(aq)，OH－(aq) (D) HClO4(aq)，HClO3(aq)
(E) NH3(aq)，NH4＋ (aq)。
█： ＢＥ 。
共軛酸鹼對 （南一版 p.163）
2
3
（找彼此化學式相差一個 H＋。）
1. 物質提供質子的能力，稱為酸的強度；接受質子的能力，稱為鹼的強度。強度愈大的酸，其 共軛鹼的強度愈小；強度愈小的酸，其共軛鹼的強度愈大。
▼ 表 常見共軛酸鹼對及其酸鹼強度
一般常見酸之相對強度：
HClO4＞HI＞HBr＞HCl＞HNO3＞H2SO4＞H3O＋＞H2C2O4＞H2SO3＞HSO4－＞H3PO4＞HF＞
（在水中為強酸）
C6H5COOH＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞NH4＋＞HCN＞H2O＞NH3＞OH－＞NH2－＞O2－
（在水中為強鹼）
2. 由於強酸釋出質子的趨勢比弱酸大，強鹼接受質子的趨勢比弱鹼大，因此，反應易由強酸、
強鹼反應生成弱鹼、弱酸；反之，弱酸、弱鹼不易反應生成強鹼、強酸。
例：在鹽酸與氨水的反應易向右進行。
HCl(aq)＋NH3(aq) NH4＋
(aq)＋Cl－(aq)
說明：由於HCl 的酸性強度大於 NH4＋而NH3的鹼性強度也大於Cl－，因此向右的反應較易進行。
3. 電解質的強弱是由其解離度大小判定，所謂解離度是指發生解離的分子所占的百分比，通常 用α 表示。
共軛酸鹼對 （南一版 p.164）
3
例：CH3COOH 溶於水，有部分 CH3COOH 解離成 CH3COO－，解離度為α 可表示如下：
CH3COOH(aq)＋H2O(l) H3O＋(aq)＋CH3COO－(aq)
α＝×100％
其中 [CH3COOH]0 為 CH3COOH 的初濃度。
說明：以酸為例。
(1) 其解離度 α 接近 0：該酸為極弱酸，在水中幾乎不解離，可視為非電解質。
(2) 其解離度 α 接近 100％：該酸為強酸，在水中幾乎完全解離。
例如實驗室中的過氯酸、鹽酸、硝酸等，在水中幾乎可完全解離。所以在0.1 M 的硝酸 溶液中，[H3O＋] 即為 0.1 M：
HNO3(aq)＋H2O(l) ─→ H3O＋(aq)＋NO3－ (aq)
(3) 其解離度 0＜α＜100％：該酸為弱酸，在水中部分解離。
例如初濃度為0.1 M 的醋酸水溶液（[CH3COOH]0＝0.1 M），在室溫時，大約只能解離 出10－3 M 的 H3O＋（式4-7），解離度 α 為×100 ％＝1％。
▲ 各類電解質在水中解離情形示意圖：A.非電解質在水中不解離；B.強電解質在水中完全解離；
C.弱電解質在水中部分解離。
解離前的濃度 解離後的平衡濃度
4. 常見酸鹼之強弱：
(1) 強酸、強鹼：在水中幾乎 100％解離者。
① 強酸：HCl、HI、HBr、HClO4、HNO3、H2SO4。 ② 強鹼：IA 族氫氧化物，Ca(OH)2、Sr(OH)2、Ba(OH)2。 (2) 弱酸、弱鹼：在水中解離度較小者。
① 弱酸：CH3COOH、H2CO3、HF、H2S。
② 弱鹼：LiOH、NH3、Mg(OH)2、CH3NH2。
範例 酸鹼反應的傾向 ★★★★
已知下列物質的布忍斯特－洛瑞酸性之強度大小為：H3O＋＞H3PO4＞CH3COOH＞H2S＞
H2O；選出下列有利於趨向右的反應：
(A) H2S＋OH－─→HS－＋H2O (B) H3PO4＋CH3COO－ ─→H2PO4－＋CH3COOH (C) H2S＋H2O ─→ HS－＋H3O＋ (D) H2O＋H3PO4 ─→ H3O＋＋H2PO4－
(E) CH3COOH＋HS－ ─→ CH3COO－＋H2S [答案] ＡＢＥ
欲使反應有利於向右，則反應物需為較之強酸與鹼 (A) H2S＞H2O；(B) H3PO4＞CH3COOH；
(C) H2S＜H3O＋；(D) H3PO4＜H3O＋； (E) CH3COOH＞H2S。
4
強酸的解離度大，因此水溶液中所含 的氫離子濃度往往等於酸的初濃度。
然而對弱酸而言，由於解離度小，
所以溶液中所含的氫離子濃度遠低 於酸的濃度。
[類題] 1. 根據下表數據，比較相同溫度下，下列三種酸的相對強度順序，何者正確？
酸 HX HY HZ
濃度（M） 0.01 0.1 0.9 1 1 解離度a（%） 3 0.3 0.1 0.3 10
(A) HZ＞HY＞HX (B) HX＞HY＞HZ (C) HY＞HZ＞HX (D) HX＞HZ＞HY
█： Ａ 。
2. 已知下列二個反應均趨向右方：HSO4－
(aq)＋CH3COO－(aq) SO42－
(aq)＋CH3COOH(aq)； CH3COOH(aq)＋HS－(aq) CH3COO－(aq)＋H2S(aq)，則相同濃度的(甲) CH3COOH；
(乙) NaHSO4；(丙) H2S 水溶液中，[H＋] 大小順序為何？
(A)甲＞乙＞丙 (B)丙＞甲＞乙 (C)乙＞甲＞丙 (D)乙＞丙＞甲。
█： Ｃ 。
範例 鹼的強度 ★★★★★
下列何者在水溶液中對H＋的結合趨勢最強？
(A) NO3－ (B) Cl－ (C) CN－ (D) ClO4－。 [答案] Ｃ
愈弱酸的酸根為愈強的鹼。
酸強度：HClO4＞HCl＞HNO3＞HCN，故鹼強度：CN－＞NO3－＞Cl－＞CO4－。
[類題] 若將下列各物質當作酸，則何者之共軛鹼的鹼性最強？
(A) H2O (B) HCl (C) CH3CO2H (D) NH3。 【90.日大】
█： Ｄ 。
5
（ 1. (1)由表知 HX 在 1.0 M 時解離度 α 必小於 0.1
(2)濃度 1.0 M 之 HX、HY 及 HZ 解 離度為 HZ＞HY＞HX，表酸性相對 強度順序為 HZ＞HY＞HX。）
（ 2. (1) HSO4－＋CH3COO－ SO42－＋CH3COOH，反應趨向右方 ∴HSO4－＞CH3COOH CH3COOH＋HS－ CH3COO－＋H2S 反應趨向右方 ∴酸性：CH3COOH＞H2S
∴酸的強弱為 HSO4－＞CH3COOH＞H2S (乙) (甲) (丙)
(2)同濃度時，酸愈強，其 [H＋] 愈大 ∴[H＋] 大小為乙＞甲＞丙。）
（共軛酸為最弱酸，其共軛鹼為最強鹼
∵共軛酸：HCl＞CH3CO2H＞H2O＞NH3
∴共軛鹼：Cl－＜CH3CO2－＜OH－＜NH2－。）
( Ａ ) 1. 下列何組物質不是共軛酸鹼對？
(A) H3O＋、OH－ (B) NH4＋、NH3 (C) HCO3－、CO32－ (D) HC2H3O2、C2H3O2－
(E) HCl、Cl－
( Ｄ ) 2. 水在下列哪一個反應中顯示鹼的行為？
(A) HCOO－＋H2O HCOOH＋OH－ (B) HCOOH＋OH－ HCOO－＋H2O (C) NH3＋H2O NH4＋＋OH－ (D) HCO3－＋H3O＋ H2O＋H2CO3 (E) CN－＋H2O
HCN＋OH－
( Ｄ ) 3. 下列有關酸鹼學說的敘述，何者錯誤？
(A)阿瑞尼斯學說認為鹼是能在水中產生 OH－者 (B)布－洛學說的酸在水溶液中不一定 可以讓石蕊試紙呈現紅色 (C)阿瑞尼斯學說認為酸是能在水溶液中可產生 H＋者 (D)布
－洛學說的酸鹼反應亦必為阿瑞尼斯的酸鹼反應 (E)布忍斯特－洛瑞理論，鹼必具有未 共用電子對
( Ａ ) 4. 於 H2PO4－＋HCO3－ H3PO4＋CO32－之平衡系中，下列各項敘述何項為真？
(A)平衡有利於左方 (B) H2PO4－與HCO3－為共軛酸鹼對 (C) HCO3－與CO32－互相競爭 H＋ (D)鹼性：H2PO4－＞CO32－ (E)酸性：HCO3－＞H3PO4
( Ｂ ) 5. 已知酸的強度順序為 HSO4－＞HF＞CH3COOH＞NH4＋，混合下列各0.1 M 的溶液，何組質 子轉移的反應程度最大？
(A) HSO4－＋H3COO－ (B) HSO4－＋NH3 (C) HSO4－＋F－ (D) SO42－＋NH4＋ (E) HSO4－＋NH4＋
( Ａ ) 6. 已知下列兩反應均傾向右方進行：NH2－＋H2O ─→ NH3＋OH－，OH－＋HCN ─→ H2O＋CN
－，則下列何者鹼性最強？
(A) NH2－ (B) OH－ (C) CN－ (D) H2O (E) NH3
( ＢＣ ) 1. 在 CH3COOH(aq)＋HS－(aq) H2S(aq)＋CH3COO－(aq) 反應中，有關酸鹼之敘述，
Ｄ 何者正確？
(A) HS－為酸，CH3COOH 為鹼 (B) H2S 為 HS－之共軛酸
(C) CH3COO－為CH3COOH 之共軛鹼
(D) HS－較CH3COO－鹼性強，故反應之趨勢由左到右 (E) H2S 較 CH3COOH 酸性弱，故反應之趨勢由右到左
( Ｂ ) 2. 下列各物質中，根據布－洛理論有幾種是兩性物質？(甲) H2O；(乙) CO32－； (丙) HPO42－；(丁) HPO32－；(戊) H2PO2－。
(A)甲乙丙 (B)甲丙 (C)丙丁戊 (D)甲丙丁戊 (E)丙丁
（ 2. 兩性物質為可提供質子，也可接受質子者。
(甲) H2O＋H＋ → H3O＋；H2O → H＋＋ OH－ (乙) CO32－僅能接受 H＋：CO32－＋H＋ → HCO3－
(丙) HPO42－ → PO43－＋H＋；HPO42－＋H＋ → H2PO4－
(丁) HPO32－僅能接受 H＋：HPO32－＋H＋ → H2PO3－
(戊) H2PO2－僅能接受 H＋：H2PO2－＋H＋ → H3PO2。）
（ 2. (D)水為 H3O＋的共軛鹼。）
（ 3. (D)布－洛學說的酸鹼反應不局限於水溶液中，而阿瑞尼斯的酸鹼反應，只限於水溶 液中的反應，故布－洛學說的酸鹼反應不一定是阿瑞尼斯的酸鹼反應。）
（ 4. ∵酸性 H3PO4＞HCO3－ 鹼性 CO32－＞H2PO4－，故有利左方。）
（ 5. 質子轉移大要找強酸＋強鹼 ∴酸為 HSO4－，鹼為 NH3。）
（ 6. NH2－＞OH－，OH－＞CN－ ∴NH2－最強。）
（ 1. (A) HS－為鹼，CH3COOH 為酸；(E)酸性 H2S＜CH3COOH 反應方向：左→右。）
（ 1. (A) H3O＋、H2O 或 H2O、OH－。）
( ＡＣ ) 3. 選出下列大小排列正確者：
ＤＥ (A)鹼性 NH3＞CH3OO－＞HSO4－＞ClO4－
(B)鹼性 NH4＋＞NH3＞NH2－
(C)酸性 HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO (D)酸的強度 HI＞HBr＞HCl＞HF
(E)依週期表，同列元素氫化物之酸性隨原子序增加而增加
( ＣＤ ) 4. 下列氧化物中，何者溶於水即成為酸性溶液？ 【93.指考】
(A) CaO (B) MgO (C) N2O5 (D) P4O10 (E) ZnO
◎ 請填寫表格的化學式：
化合物 化學式 化合物在水溶液中的共軛酸化學式
磷酸氫二鈉 (1) (2)
氟化鉀 (3) (4)
█：(1) Na2HPO4；(2) NaH2PO4；(3) KF；(4) HF。
（ 3. (A)酸性強則其共軛鹼弱 (B) NH4＋＜NH3＜NH2－
(E)氫化物的酸性隨原子序增加而增加。）
（ 4. 非金屬氧化物呈酸性。）
酸與鹼的平衡反應
4 - 2
1. 定義：定下，酸解離成氫離子與共軛鹼的反應之平衡常數。
2. 表示法：
(1) 當單質子酸（又稱一元酸，以下以 HA 表示）的解離反應達平衡時，溶液中各離子濃度須 滿足下列平衡常數表示式：
HA(aq)＋H2O(l) H3O＋(aq)＋A－(aq)
Ka＝，其中Ka稱為酸的解離常數。
說明：因反應在水溶液中進行，水的濃度變化極小，可視為定值，故不需出現於平衡常數表示式 中。
(2) 因水合氫離子（H3O＋）可簡寫為H＋，所以一元弱酸的解離又可表示為：
HA(aq) ─→ H＋(aq)＋A－(aq)
Ka＝
3. 意義：酸的解離程度愈高，Ka值也愈大，Ka值的大小可作為酸強弱的判斷依據。
例：HF 的 Ka為6.7×10－4，CH3COOH 的 Ka為1.8×10－5，可見HF 的酸性比 CH3COOH 強。
4. α 與 Ka的關係：
HA H＋ ＋ A－ 初濃度： Co 0 0 平衡濃度：Co－X X X 代定律式：Ka＝
若Co＞＞X ，即 Co－X≒Co
則 Ka＝ [H＋]＝X＝
α＝＝
(1) 通常 α＜5％時，可使用上列公式。
(2) 同一種弱酸，水溶液中酸的濃度愈大，[H＋] 愈大者，解離度愈小。
(3) 同濃度的不同弱酸水溶液中，Ka值愈大者，其解離度愈大。
酸的解離常數 （南一版 p.169）
1
範例 弱酸的解離 ★★★★★
某一元酸1.0M 時，pH 值＝4.0，求 ： (1) Ka值為何？ (2) 解離度 α 為何（％）？
[答案] (1) 10－8；(2) 0.01 ％ (1) HA H＋＋A－ 初 1
平 1－10－4 10－4 10－4 Ka＝＝10－8
(2) α＝×100 ％＝0.01 ％
[類題] 1. 在 25 ℃時，下列三種各為 0.1 M 的酸：
(a) HF（Ka＝6.7×10－4）；(b) H2S（Ka＝1.0×10－7）；(c) CH3COOH（Ka＝1.8×10－5），
關於上述三種酸的性質，下列敘述何者正確？
(A) [H＋]最大者為(a) (B)酸性最強為(c) (C)解離度最大為(c) (D)若將 0.1M HF(aq) 加水 稀釋則解離度變小。
█： Ｂ 。
2. 0.1 M 氫氟酸的解離度是 8 ％，求其 Ka值：
(A) 8.0×10－2 (B) 8.0×10－4 (C) 8.7×10－2 (D) 6.96×10－4
█： Ｄ 。
1
（ 1. (A) Ka↑，[H＋]↑∴[H＋]最大為 a；(C)α＝ ∴α 最大為 a；
(D)濃度變小，解離度變大。）
（ 2. HF —→ H＋ ＋ F－ 0.1 0 0 － 0.008 0.008 0.008 平衡： 0.092 0.008 0.008 Ka＝＝ 6.96×10－ 4。）
1. [H＋][OH－]＝Kw，其中Kw為平衡常數的一種，稱為水的離子積常數，其大小只與溫度有關，
與溶液的酸鹼性無關。
說明：在25 ℃時，Kw＝1.0×10－14。若溫度愈高，Kw的值愈大；溫度愈低，Kw的值愈小。
pKw＝pH＋pOH
▼ 不同溫度下所測得的 Kw值
溫度（℃） Kw pKw
0 1.1×10－15 14.94 10 2.9×10－15 14.53 20 6.8×10－15 14.17 25 1.0×10－14 14.00 30 1.5×10－14 13.83 40 2.9×10－14 13.54 50 5.5×10－14 13.26
2. 解離前後，溶液中各種原子總數不變，以 HF 的解離為例，含氟原子的各物質濃度關係，可 以表示為：
[HF]0＝[HF]＋[F－]
說明：其中[HF]0為HF 的初濃度，其餘中括號（[ ]）代表該物質的平衡濃度，HF 是含 F 原子的分 子，F－是得到額外電子的離子，上式的意義為氟原子總數不變。
▲ 在HF 解離前後，F 原子不滅的類比（本圖僅為類比之示意圖，
盤中小球數不代表真實解離度）
3. 溶液保持電中性，正電荷的總電量等於負電荷的總電量。
例：HF 的解離：[H＋]＝[F－]＋[OH－]
酸解離後各物種濃度間的關係式 （南一版 p.170）
2
