1、1,第二章 化學熱力學基礎,判斷化學反應能否發(fā)生。（自發(fā)過程進行的方向） 判斷化學反應的最大限度。（化學反應的平衡原理）,從給定的原料出發(fā)，能否生成期望的目標產物？ 是否可能把原料全部轉變成目標產物？,化學熱力學的研究目標：,2,自發(fā)過程的概念,傳熱：高溫物體向低溫物體傳熱，直至溫度相等 氣體做功：高壓力向低壓力膨脹，直至壓力相等 溶液擴散：溶質從濃溶液向稀溶液擴散，直至濃度相等 電流：電子從低電勢向高電勢流動，直至電勢相等 化學反應:鋅投入硫酸溶液產生氫氣, 直至化學平衡。,由分子、原子構成的體系，在一定的條件下，聽其自然，不去管它，這個體系會發(fā)生一些變化，這樣的變化過程稱為自發(fā)（變化）過程

2、。,自發(fā)過程的共同特征： 不去管它就會發(fā)生；進行到平衡為止；不會“自動”反向進行。,（化學）熱力學 從熱和功入手，研究（化學）自發(fā)過程進行的方向、限度。,3,本章各小節(jié)的內容及相互聯(lián)系,本章核心知識是：狀態(tài)函數(shù)，狀態(tài)函數(shù)的增量 U=Q-W H=U+pV dS=Q可逆/ T G=H-TS Go K （平衡常數(shù)） 2.1 熱力學第一定律（熱力學能U、焓H、功W、熱Q） 2.2 熱力學第二定律、第三定律（熵S） 2.3 自由能（吉布斯自由能G） 2.4 化學平衡（平衡常數(shù)K) 2.5 電離平衡和沉淀溶解平衡(化學平衡知識的應用）,4,2.1 熱力學第一定律,熱和功是體系與環(huán)境(外界)之間能量傳遞(交

3、換)的兩種形式。,約定:體系對環(huán)境做功，W 0；環(huán)境對體系做功，W 0,約定: 系統(tǒng)吸熱，Q0；系統(tǒng)放熱，Q0,熱是體系與環(huán)境之間因溫度差異而交換的能量。 （用 Q 表示，微小數(shù)量的熱用Q 表示）,功是體系與環(huán)境之間交換的除熱以外的能量。 （用 W表示，微小數(shù)量的熱用W表示）,1.熱、功、內能的概念,功的兩類形式：體積功（體系體積改變而做的功） 非體積功,1）熱與功的概念,5,2）內能的概念 （熱力學能）, 內能的定義 U 內能是體系內部所有能量的總和，包括分子動能，分子間 勢能，分子內部的能量（轉動、振動、電子和核運動）， 但不包括體系整體運動的能量。 內能是狀態(tài)(的)函數(shù)， U = f (

4、T,V) （數(shù)值隨狀態(tài)而改變） 內能的絕對數(shù)值難以實驗測定，也難以理論計算。 內能的增量U 可以用實驗測定。 U U2 U1 （ : Difference） 理想氣體的內能只是溫度的函數(shù)（與體積無關） 理想氣體，U = f (T) 理解：體積變化改變分子間距離，影響分子間勢能；理想氣體分子間 沒有作用勢能，所以不受體積的影響。溫度對分子平動能有 影響，所以理想氣體內能與溫度有關。,6,2.熱力學第一定律,對微小的變化 dU =Q W Q 與 W是可以測量的，所以U 可以測量（間接測量）。 注意：U數(shù)值由體系始態(tài)、終態(tài)確定，與變化的途徑無關。,2）熱力學第一定律 封閉體系中的能量守恒定律 U =

5、 Q W,1）體系的分類 （根據體系與環(huán)境之間能量、微粒交換的情況） 開放體系：既有微粒交換，又有能量交換 封閉體系：沒有微粒交換，但有能量交換 孤立體系：既無微粒交換，又無能量交換,7,3.體積功的(測量)計算,功 力距離 壓強面積活塞移動距離 壓強 體積改變量 W = p外(V2-V1) = p外 V,p外界,p外界,8,1）膨脹過程的體積功計算,例：體系從始態(tài)（p1,V1,T1）出發(fā)，經歷下列不同的膨 脹過程到達終態(tài)(p2,V2,T2)，計算體系所做的體積功。,(1)自由膨脹（外壓為零）,(2)恒外壓膨脹（p外不變）,所做功的數(shù)值，可用 右圖中陰影面積表示。,9,(3)多階段恒外壓膨脹,

6、a)克服外壓為 ，體積從 膨脹到 ；,b)克服外壓為 ，體積從 膨脹到 ；,c)克服外壓為 ，體積從 膨脹到 。,10,(4) 外壓比體系壓力小一個無窮小dp的值，無數(shù)次恒外壓膨脹,體系與環(huán)境壓力幾乎相等條件下的膨脹，稱為可逆膨脹。 體系從V1恒溫膨脹到V2的過程中，可逆膨脹的功最大。 可逆膨脹功需要用定積分計算。 定積分：曲邊梯形面積加和。,每次膨脹,功的數(shù)值可用右圖的曲邊梯形面積表示,總的功,11,2) 壓縮過程的體積功計算,(1)一次完成的恒(外)壓壓縮 始態(tài) p2V2 , 終態(tài) p1V1,將體積從 壓縮到 ，可經歷不同的過程,V1V2, 功數(shù)值為負。,12,(2) 多階段恒外壓壓縮,第

7、一步：用 的壓力將系統(tǒng)從 壓縮到 ；,第二步：用 的壓力將系統(tǒng)從 壓縮到 ；,第三步：用 的壓力將系統(tǒng)從 壓縮到 。,整個過程所作的功為三步加和。 功的絕對值小于(1)。,13,(3) 經歷無限多次恒定外壓的壓縮， 每次壓縮過程中，外壓比體系壓力大無窮小 dp,每一次,總功,無窮多個曲邊梯形面積之和。 上述過程稱為可逆壓縮過程。,恒溫下體系從V2壓縮到V1的過程中，可逆壓縮的功代數(shù)值最大（絕對值最小） 。,14,體積功小結,兩類體積功：膨脹功、壓縮功。 功的數(shù)值不僅與體系始態(tài)、終態(tài)有關，還與變化的過程（途徑）有關。 恒溫條件下在確定的始態(tài)、終態(tài)間壓縮或膨脹，以可逆過程的功最大。 即 W可逆W不

8、可逆,15,可逆過程的概念（Reversible Process）,如果過程進行的每一瞬間，系統(tǒng)與環(huán)境都處于接近平衡的狀態(tài)，壓力差dp, 溫度差 dT都無限小，則整個過程是由一系列無限接近平衡的狀態(tài)構成，這種過程稱為可逆過程。 在可逆過程中，p體系 p環(huán)境,無限緩慢的膨脹或壓縮，可看作為可逆過程。,用體系壓力計算可逆的體積功。,可逆過程等價于平衡狀態(tài) 可逆過程 平衡狀態(tài) 自發(fā)過程都是遠離平衡狀態(tài)的，所以是不可逆過程 不可逆過程 自發(fā)過程,16,17,4. 熱的測量,1）相變熱（蒸發(fā)熱） 由克克方程計算,測量 T1、T2溫度下的蒸汽壓，可計算摩爾蒸發(fā)熱（焓）。 2）單純pVT 變化過程的熱 Q

9、= C T =C dT 上式中 C 為熱容。 恒壓熱容Cp與恒容熱容Cv 恒壓熱 Qp = Cp T =Cp dT 恒容熱 Qv = Cv T =Cv dT,18,3）恒容熱與恒壓熱,恒容過程：體積不變的過程 恒壓過程：體系壓力等于外界壓力且恒定不變的過程 由于 U = Q W 恒容過程 W = 0 所以 Qv U （恒容熱等于內能增量） 恒壓過程 U = Qp p外 (V2 - V1) (U2U1) Qp (p2V2 p1V1) Qp (U2+ p2V2) (U1+ P1V1) 定義物理量 H = U + pV H稱為焓 (Enthalpy)，是狀態(tài)函數(shù) 則 Qp H （恒壓熱等于焓的增量）

10、 蒸發(fā)焓：恒壓蒸發(fā)熱；反應焓變：恒壓反應熱。,19,1）反應熱定義: 反應后體系溫度回到反應前的溫度， 體系與環(huán)境交換的熱。 2）反應熱測定(彈式熱量計),樣品在純氧氣氛中完全燃燒，使氧彈及周圍介質溫度升高。若已知儀器的熱容，測量反應過程溫度改變值T，即可求算樣品的恒容燃燒熱。 反應熱 熱容 T 一般用已知燃燒熱的標準物質來標定氧彈熱量計的儀器常數(shù)。,4）化學反應熱,20,5）標準摩爾生成焓,298.15 K溫度下的許多物質的標準摩爾生成焓數(shù)據可查附錄。 根據標準摩爾生成焓可以推算相關反應的焓變rHo 以上推算方法稱為“狀態(tài)函數(shù)法”。 “狀態(tài)函數(shù)法”基于以下原理： 變化過程中狀態(tài)函數(shù)的增量，只

11、與體系始態(tài)、終態(tài)有關，與變化的途徑無關。,在標準壓力下，由最穩(wěn)定相態(tài)的單質為原料，生成 1摩爾某物質的反應的焓變，稱為該物質的標準摩爾生成焓,例如， CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g),21,蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或是分幾步完成，總的反應熱是相同的。,C(s)+O2(g),CO2(g),所以,蓋斯定律是狀態(tài)函數(shù)的必然結果。,22,2.2 熱力學第二定律,由于 1）理想氣體恒溫過程，內能增量為零。U = f (T) 2）理想氣體恒溫下，可逆過程的功最大。W可逆W不可逆 所以，根據熱力學第一定律，理想氣體在確定的始終態(tài)間 經 歷恒溫變化，以可逆過程的熱最大。,熱力

12、學核心問題：自發(fā)過程朝什么方向進行？ 可逆過程 平衡狀態(tài) 不可逆過程 自發(fā)過程,其中下標r、ir 分別表示可逆(reversible)和不可逆(irreversible)。 所以，熱的數(shù)值能夠反映過程是可逆的（平衡）或不可逆的（自發(fā)）。,1.可逆熱,所以,23,2. 熵,用下式定義“熵的增量” “熵的增量”等于可逆過程的熱溫商,對于無限小的過程, 0 ，不可逆（自發(fā)） = 0， 可逆 （平衡）,上式為克勞修斯不等式，可用來判斷過程能否自發(fā)進行。,或,由于,所以,1) 熵的定義,Entropy，用 S 表示,較大變化過程中熵的增量 S = dS,(可以證明熵是狀態(tài)函數(shù)),24,2）熵增原理 熱力

13、學第二定律,絕熱過程中，Q0 孤立(isolated system)體系中，Q0,自發(fā)過程 可逆過程,對于非孤立的封閉體系，可以把體系與其環(huán)境合并看做一個“大的”孤立體系，則,若能計算過程中體系與環(huán)境的熵增量，則可判斷過程是否自發(fā)進行。,在絕熱過程或孤立體系中，自發(fā)過程朝著熵增加的方向進行。 該結論稱為熵增原理，是熱力學第二定律的一種表達方式。,25,1）相變過程體系的熵增 兩相平衡下發(fā)生的相變過程中，體系熵的增量。 可逆相變過程。,例.水在373.15 K時的摩爾蒸發(fā)熱為40719 J.mol-1。 2 mol水在373.15K蒸發(fā)，求此過程中水的熵變。,H2O(l)p, 373.15K,H

14、2O(g)p, 373.15K,Qr 可逆相變,解：,Jmol-1K-1,3 .物理過程的熵增計算,26,溫馨提示： 熵是狀態(tài)函數(shù)，熵的增量與變化途徑無關，因此可以按照可逆變化的途徑計算熵的增量。,p1,V1,T1,p2,V2,T2,Qr = dUr + Wr = CVdT + pdV,則,2）理想氣體單純pVT改變的過程,（對于理想氣體）,（熵的微小增量dS）,（體系由始態(tài)變化到終態(tài)，熵有較大的增量）,（不考慮非體積功）,恒容變溫過程,恒壓變溫過程,27,3）（固、液、氣體）恒容變溫過程,由前頁,dV=0,4）（固、液、氣體）恒壓變溫過程,所以,28,時間分配緣故， 第三定律挪后， 先講反應

15、熵。,29,根據附錄中標準摩爾熵的數(shù)據，計算298K下反應的標準熵變。 CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g),=239.7-(197.56+2130.57)= -219.1 (J.mol-1.K-1),可以求得1摩爾物質i 在標準壓力下的熵值，稱為物質i的 標準摩爾熵，記為 Smo(i) 【298K的Smo(i)列于書末附錄】,5.由“標準摩爾熵”計算 化學反應的熵變,30,例. 計算500K和標準壓力下反應的熵變。 CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g) （利用狀態(tài)函數(shù)法計算）,CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g),CO(g) + 2H2(g) = C

16、H3OH(g),298K,500K,rSo(298),rSo(500),S1,S2,31,32,1) 熵是體系混亂度的標志。 U、V 確定的封閉體系中，N個粒子分布在如下的不同能級上。,能(量)級 粒子數(shù),以上分布方式可以有許多種，但都必須滿足：,粒子數(shù)守恒 能量守恒,4. 熵的物理含義,當體系中所有粒子都處在各自確定的狀態(tài)，則體系就處于一個確定的微觀狀態(tài)。 一個體系可以有多個不同的微觀狀態(tài)。（微觀狀態(tài)數(shù)）,33,例. 把4個可區(qū)分的分子，分布在A和B兩個位置上。可能的分布方式和 分布方式對應的微觀狀態(tài)數(shù)分別為： 分布方式 微觀狀態(tài)數(shù) （4，0）分布（A4個，B0個）， 1 （3，1）分布 4

17、 （2，2）分布 6 （1，3）分布 4 （0，4）分布 1 微觀狀態(tài)總數(shù) 1464116。 微觀狀態(tài)數(shù)少的分布是較整齊的分布； 微觀狀態(tài)數(shù)多的分布，是較混亂的分布。 微觀狀態(tài)數(shù)目越多，體系混亂度越大。,粒子數(shù)確定的體系，其微觀狀態(tài)數(shù)與體積V及內能U有關。,34,粒子數(shù)確定的體系，微觀狀態(tài)數(shù)與能量U和體積V與有關， 即,而，Sf (T,V)，所以,可見，S與有關， 即 S = f (),Boltzmann熵定理,2）Boltzmann熵定理,絕對零度下完美晶體，只有一種微觀狀態(tài)，即1。 絕對零度下所以粒子的能量都處于最低的狀態(tài)； 完美晶體中所有粒子的排列方式是整齊劃一的。 絕對零度下完美晶體的

18、熵等于零 (熱力學第三定律). 熵增原理也可以表述為： 孤立體系中自發(fā)變化是朝著混亂度增加的方向進行的。,Boltzmann常數(shù)k=R/A,35,物質摩爾熵的數(shù)值可以按以下方法確定。 例.試確定在298 K、標準壓力下1摩爾液態(tài)水熵的數(shù)值. S1 S2 S3 0K的晶體 熔點溫度的晶體 熔點溫度的液態(tài) 298K的液態(tài)水 S(0 K晶體)=0 S(298 K液體)？ 根據狀態(tài)函數(shù)法可知， S = S(298K液體) S1S2S3 S2 = 融化熱/熔點 用以上方法求得的1摩爾物質i 在標準壓力下的熵值，稱為 物質i 的標準摩爾熵，記為 Smo(i) 298K的Smo(i)列于書末附錄中。,3)

19、標準摩爾熵,36,5.化學反應的熵變,例. 根據附錄中標準摩爾熵的數(shù)據，計算298K和標準壓力下 合成甲醇反應的標準熵增。 CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g),=239.7-(197.56+2130.57)= -219.1 (J.mol-1.K-1),解.,37,例. 計算500K和標準壓力下反應的熵增。 CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g) 利用狀態(tài)函數(shù)法計算。,CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g),CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g),298K,500K,rSo(298),rSo(500),S1,S2,38,6. 熵增原理應用的局限

20、性,根據熵增原理判斷過程自發(fā)性，前提是過程是絕熱的，或者體系是孤立的。 實際上，大多數(shù)變化不是絕熱過程，大多數(shù)體系也不是孤立體系。 對于非孤立體系，需要計算體系熵增和環(huán)境熵增，才能判斷過程是否自發(fā)。 但是，環(huán)境熵增的計算，實際上是相當困難的。 因此，熵增原理在判斷過程自發(fā)性方面，雖然可以發(fā)揮原則指導作用，但實際應用卻不大。,39,2.3 (吉布斯)自由能 G,1. 定義 G = H TS (狀態(tài)函數(shù) ),由于 H = U + pV 所以 G = U + pV - T S 自由能的增量為 dG = dU + d(pV) -d(TS) 恒溫恒壓過程中(dT=0,dp=0),恒壓過程： p體系 p外

21、界 常數(shù),40,由于,(可逆過程用等于號,自發(fā)過程用大于號,下同),（ 為微小的非體積功）,所以,若非體積功為零,(可逆過程用等于號,自發(fā)過程用小于號),上式是自由能判據，恒溫恒壓過程自發(fā)性的重要判據,2.自由能判據,dGT,p,41,3. 物理過程自由能增量的計算,若 dU = TdS - pdV,42,4.化學反應自由能增量的計算,在標準壓力下，由最穩(wěn)定相態(tài)的單質為原料， 生成 1 摩爾某 i 物質的反應的自由能增量，稱為 該物質的標準摩爾生成自由能，記為,（2）根據標準摩爾生成自由能計算 定義：,多種物質在298K溫度下的 數(shù)值可以查附錄。,（1）根據G的定義計算 對于恒溫下進行的反應，

22、,43,解：從附錄表中知道各相關反應組分在 298 K的,CO2(g) CaO(s) CaCO3(s) -394.36 -604.2 -1128.8 (kJ.mol-1) 用下圖表示穩(wěn)定相單質和各化合物的聯(lián)系。,1128.86(394.36)(604.2) = 130.30 (kJ.mol-1),例. 計算反應CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)的自由能增量,對于反應,44,反應自由能增量四點說明：,a) “”的含義：標準壓力；反應組分不混合。 b) 對于不在298 K下的反應，需要討論溫度的影響。 c) 對于不在標準壓力下的反應，需要討論壓力的影響。 d) 對于反應組分混合的

23、情況，還需要進一步討論。,45,(3）溫度對反應自由能增量的影響,G(298 K) CO2(g) + CaO(s) CaCO3(s) (298 K) G1 G2 G3 G (1000 K) CO2(g) + CaO(s) CaCO3(s) (1000 K) G(298K)G1G2 G (1000K)G3 G(1000K) G(298K)G1G2G3,46,(4）壓力對反應自由能增量的影響,例. 石墨轉變成金剛石的問題（壓力的作用） p 石墨 金剛石 G (p）2.9 kJ.mol-1 G1 G2 p2 石墨 金剛石 G ( p2）= ? G ( p2） G (p） (G1 +G2),因為石墨摩

24、爾體積大，所以（G1 +G2） 0,在高壓下，G( p2）將小于0，石墨可能轉變成金剛石。,47,爆炸合成金剛石技術專題,爆炸合成金剛石 發(fā)明專利(6條) 實用新型(4條) 申請?zhí)?專利名稱 1 90105632.4 爆炸雙樣法合成人造金剛石 2 91106989.5 爆炸制造金剛石的方法及裝置 3 93115929.6 爆炸合成金剛石的膨脹石墨法 4 94112616.1 微粒金剛石爆炸合成方法及其裝置 5 01125003.8 一種水下爆炸法制備納米金剛石的方法 6 01125005.4 炸藥爆炸法制備納米金剛石的方法 7 87206258 球形爆炸合成金剛石裝置 8 91213611.1

25、 爆炸制造金剛石裝置 9 95211197.7 金剛石壓機頂錘斷裂監(jiān)控器 10 98230838.8 一種爆炸合成金剛石微粉的裝置,48,（5）混合氣體反應的rGm,反應箱與氣缸之間用三個假想的半透膜隔開，三個半透膜分別允許氣體A、B、M的分子自由通行，但不允許其它分子通過。,pBo,pAo,pMo,rGm= rGmo - G(A)+G(B)+G(M),pA,pB,pM,49,若反應溫度恒定為T，則,可見，反應的 與各組分的分壓有關。,所以,50,2.4 化學平衡原理,恒溫恒壓下沒有非體積功的反應，達到化學平衡時，,1.平衡常數(shù),所以,K稱為反應的熱力學平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù)，與溫度有關。,5

26、1,溶液中的反應 aA + bB = mM +nN 平衡常數(shù)表達式中用濃度代替分壓,其中 的數(shù)值為1，單位為濃度單位。,52,氣體、純液體或純固體同時存在的反應，平衡常數(shù)的 表達式中只出現(xiàn)氣體的分壓。例如,53,記,如果恒溫恒壓下反應 aA + bB = mM +nN 自發(fā)地朝向右進行，則,因為,所以,則,時反應向右自發(fā)進行 時反應達到平衡 時反應向左自發(fā)進行,2.反應自發(fā)進行方向的判斷,54,例. 如果混合氣體中以下三組分的分壓皆為p，試討論298K時體系 中反應自發(fā)進行的方向。 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g),所以反應朝正方向(向右）自發(fā)進行。,所以,根據題意,解. 先查

27、 表， 求得rGmo(298)=457 kJ.mol-1，,55,例. 討論298K 溫度下CaCO3 的分解反應。 CaCO3 = CaO + CO2 394.36604.2(1128.86） = 130.30 (kJ.mol-1),如果體系中完全沒有CO2， pco2= 0, 則QK,熱力學認為298K下反應能向右自發(fā)進行。,類似的，真空下以下反應能向右進行。 NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g),K = 1.410-23 即平衡時pco2 /po = 1.410-23 pco2= 1.410-18 (Pa),56,3. 反應平衡常數(shù)與溫度的關系,如果,看作常數(shù)，則,所以，K 是溫

28、度的函數(shù)。,容易證明,1）對于吸熱反應，高溫下平衡常數(shù)更大。 2）與克-克方程相似。,化學反應的,，數(shù)值與溫度有關,而,57,4.沉淀的溶解平衡,沉淀的形成與溶解，也與化學平衡有關。 根據平衡常數(shù)可以判斷“沉淀、溶解”自發(fā)進行的方向。,1)溶度積 （固體的溶解平衡常數(shù)）,難溶電解質的飽和溶液中，各離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)，稱為該難溶電解質的溶度積 Ksp,溶度積Ksp是溶解平衡的平衡常數(shù)K。,Ag2SO4=2Ag+SO42-,Ksp=Ag+2SO42-,58,-109.80 77.12 -131.26,Ksp=Ag+Cl-=1.7610-10,通過查得平衡式中各物質的 ，就可求得該難溶電解質

29、的溶度積Ksp的數(shù)值。,例如，,所以,59,沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)(溶液飽和),從溶液中析出沉淀AmBn(s),沉淀AmBn(s)溶解,2）沉淀生成、溶解的判定,a),b),c),60,例. 根據溶度積判斷在下列條件下能否有沉淀生成。 1) 將10 cm3 0.020 mol.dm-3 CaCl2 溶液與等體積同濃度的NaC2O4溶液相混合。 2) 在1.0 mol.dm-3 CaCl2 溶液中通入CO2氣體至飽和。,解：,(1),因此溶液中有CaC2O4沉淀析出。,(2) 飽和CO2 水溶液中,因此溶液中不會有CaCO3沉淀析出。,61,1) 弱酸的電離平衡常數(shù),-623.16 0 -586

30、.85,一些弱電解質的電離平衡常數(shù)見52頁表2-2 。,例1.計算碳酸一級電離的平衡常數(shù)Ka1,5.弱酸、弱堿的電離平衡,62,例2. 水在298K的電離平衡常數(shù) Kw。,查表計算可得,所以，H+=10-7 pH - lgH+ = 7,63,例.計算298K下0.10 mol.dm-3 醋酸水溶液的pH。 解：HAc的電離反應為 HAc = Ac- + H+,平衡時的濃度 0.10-x x x （忽略水電離產生的H+）,x =1.3010-3,（mol.dm-3）,pH= - lgH+ = - lg(1.310-3) = 2.89,見(52頁表2-2),64,2）弱堿的電離平衡常數(shù),例.,NH3.H2O = NH4 + + OH-,查表計算得,(表2-2),65,多元弱酸、弱堿在水溶液中的電離分步進行，存在多重平衡，計算時較麻煩。,例如，三元弱酸H3P