例4 求NH的Ke值。NH的共轭碱的1.0 ×10-14分析Ke(比NH少一H+)Keke1.0 ×10-14= 5.6 ×10-10解：ke=1.8 ×10-5Ke(NH, ·H,O)例5判断HAc+NH·H,O NH+Ac+H,O之反应方向。方法有二：分析1)比较酸碱强弱,据[强酸+强碱一弱酸+弱碱]判断即比较HAc、NH的酸性及Ac、NH·H,O的碱性2）据反应平衡常数之大小判断
例4 求 NH4 的 Ka 值。 b 14 a 1.0 10 K K NH4 的共轭碱的 (比 少一H+ ) NH4 解： 1 0 -5 1 4 b 3 2 w a 5.6 10 1.8 10 1.0 10 (NH H O) K K K 例5 判断HAc+NH3·H2O +Ac-+H2O NH4 之反应方向。 方法有二： 1)比较酸碱强弱,据[强酸+强碱→弱酸+弱碱]判断 2) 据反应平衡常数之大小判断。 即比较HAc、 NH4 的酸性及Ac-、NH3·H2O的碱性
解法一：查表知:K(HAc)=1.8×10-5Ke1.0×10-14= 5.6 × 10-10K (NH) =K(NH ·H.O)31.8×10: K(HAc) >K(NH) 酸性 HAc>NH又：酸的酸性越强，其共轭碱的(碱)性越弱。. 碱性NH·H,O>Ac即：HAc+NH·H,ONH++Ac+H,O弱酸强酸强碱弱碱：反应方向正向移动
解法一：查表知： a (HAc) K 5 1.8 10 a (NH4 ) K 10 5 14 b 3 2 w 5.6 10 1.8 10 1.0 10 (NH H O ) K K ∴ 酸性 HAc＞ NH4 a (HAc) K a (NH4 ) ∵ ＞ K 又∵ 酸的酸性越强，其共轭碱的(碱)性越弱。 ∴ 碱性NH3·H2O＞Ac- 即：HAc+NH3·H2O +Ac-+H2O NH4 强酸 强碱 弱酸 弱碱 ∴ 反应方向正向移动
设反应正向进行，则解法二：c(NH) · c(Ac-)c(H+)c(OH)Ke=.c(HAc) · c(NH3 ·H2O)c(H+)c(OH)K(HAc) · K(NH ·H2O)K1.8×10-5 .1.8×10-5= 3.2 ×1041.0 ×10-14：K较大，：反应正向进行由此可见两种方式的结果完全相同
解法二： 设反应正向进行，则 K (HAc) (NH H O ) (NH ) (Ac )) 3 2 4 c c c c (H ) (H ) c c (OH ) (OH ) c c w a (HAc) b (NH3 H2O ) K K K 4 14 5 5 3.2 10 1.0 10 1.8 10 1.8 10 ∵ K 较大，∴反应正向进行。 由此可见 两种方式的结果完全相同
四、解离度与稀释定律→平衡时之解离浓度(一)解离度解离浓度<100%1.定义式Xα =总浓度起始浓度(T↑,a↑;c↑,al)2.影响因素：T、c3.意义：T、c相同时,α越大,弱电解质相对越强。故以α比较弱电解质相对强弱，而用K?比较必须同T、同c。时仅需同T。(二) K与α的关 系-稀释定律设一元弱电解质AB，起始浓度为c，解离度为α，标准解离常数为KQ
四、解离度与稀释定律 100% 总浓度 解离浓度 α 平衡时之解离浓度 起始浓度 1.定义式 2.影响因素：T、c (T↑,α↑;c↑,α↓) 3.意义：T、c 相同时,α越大,弱电解质相对越强。 (一)解离度 故以α比较弱电解质相对强弱， 必须同T、同c。 而用 比较 时仅需同T。 Ki (二) 与α的关 系——稀释定律 Ki 设一元弱电解质AB，起始浓度为c，解离度为α， 标准解离常数为 Ki
当cK9>20K时，则忽略水的解离，则AB(aq) 一An+(aq)+Bn-(aq)始/(mol/L)0c0cacaca反/(mol/L)caca平/(mol/L)c-ca2c(At)·c(B-)ca·caca酸为aic(AB)1-α碱为bc-ca当α≤5%或c/K≥400时，1-α~1，最常用牢记72EK稀释定律上式可写为：= ca>由此可见：c↑,αl(T一定，K环变)
AB(aq) An+(aq)+Bn (aq) 始/(mol/L) 平/(mol/L) 反/(mol/L) 当cK i ＞20K w 时，则忽略水的解离，则 c 0 0 cα cα cα c−cα cα cα AB) A ) B ) i c c c K c cα cα cα α cα 1 2 当α≤5%或c/K i ≥400时，1-α≈1， 酸为a 碱为b 牢 记 最 常 用 2 i K cα 上式可写为： —稀释定律 由此可见：c↑, α↓(∵T一定， 不变) Ki