單質子弱酸的解離平衡與計算：Ka、解離度全攻略 | 莫斯利自然科學
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為什麼我們能安心地將烏醋或檸檬汁拌進食物中大快朵頤，而一滴同為酸類的濃鹽酸卻能造成劇烈腐蝕？同為帶有氫離子的水溶液，為什麼有些酸在水中只是「敷衍了事」地部分解離，死守著分子形態不肯放手？
一、 單質子弱酸的解離平衡與核心公式
在水溶液中，只能解離出一個質子 (H⁺) 的弱電解質，稱為單質子弱酸 (HA)。
1. 解離平衡反應式與常數 (Kₐ)
當單質子弱酸溶於水時，會建立一個微弱的化學平衡： HA₍ᵃᵠ₎ + H₂O₍ˡ₎ ⇌ H₃O⁺₍ᵃᵠ₎ + A⁻₍ᵃᵠ₎ （簡寫為 HA₍ᵃᵠ₎ ⇌ H⁺₍ᵃᵠ₎ + A⁻₍ᵃᵠ₎）
根據化學平衡定律，我們可以定義出酸離子化常數（簡稱 Kₐ）： Kₐ = ([H⁺] · [A⁻]) / [HA]
Kₐ 值的大小： 反映了弱酸在水中的解離能力。Kₐ 愈大，代表酸性愈強；反之 Kₐ 愈小，代表酸性愈弱。
2. 解離度 (α) 與近似計算公式
解離度 (Degree of Ionization, α)： α = (已解離的酸莫耳數 / 弱酸的初始莫耳數) × 100%
氫離子濃度的近似計算： 當弱酸的初濃度為 C₀ 且 Kₐ 值極小時，弱酸因解離而減少的濃度可忽略，因此平衡濃度 [HA] ≈ C₀。此時氫離子濃度可簡化為： [H⁺] = √(Kₐ · C₀)
二、 講義精選例題
【題目】
已知在 25℃ 時，0.1 M 的某單質子弱酸 (HA) 水溶液，其酸離子化常數 Kₐ = 1.0 × 10⁻⁵。試求：
該溶液中的氫離子莫耳濃度 [H⁺] 為多少 M？
該弱酸在此濃度下的解離百分率（%）為多少？
【解析】
計算 [H⁺]：
設平衡時 [H⁺] = x M。
根據反應式 HA ⇌ H⁺ + A⁻，平衡時 [A⁻] = x M，[HA] = (0.1 - x) M。
因為 Kₐ = 1.0 × 10⁻⁵ 值很小，弱酸解離極少，故 [HA] ≈ 0.1 M。
Kₐ = (x · x) / 0.1 = 1.0 × 10⁻⁵
x² = 1.0 × 10⁻⁶
x = √(1.0 × 10⁻⁶) = 1.0 × 10⁻³ (M)
（檢驗近似值合理性：(1.0 × 10⁻³ / 0.1) × 100% = 1%，小於 5%，故近似忽略法成立）。
計算解離百分率：
解離百分率 = ([H⁺] / 初始濃度 C₀) × 100%
解離百分率 = (1.0 × 10⁻³ / 0.1) × 100% = 1%
【答案】
該溶液的 [H⁺] 為 1.0 × 10⁻³ M。
該弱酸的解離百分率為 1%。
三、 莫斯利重點整理
奧斯華稀釋定律（稀釋效應）： 當弱酸溶液被加水稀釋時（C₀ 變小），其解離度 (α) 會增大；但由於體積放大的效應大於解離度增加的比例，因此溶液中的氫離子濃度 [H⁺] 實際上會減小，pH 值會上升。
近似解法的 5% 檢驗原則： 在計算弱酸 [H⁺] 時，若計算出來的解離百分率小於 5%，則使用 [HA] ≈ C₀ 的近似公式完全合法；若大於 5%，則必須嚴格使用一元二次方程式求根公式求解。
強酸與弱酸的本質差異： 強酸 (如 HCl) 在水中 100% 解離，初濃度即為 [H⁺]；而弱酸 (如 CH₃COOH) 必須透過 Kₐ 與初濃度共同開根號才能求得 [H⁺]。