水的电离水的离子积
水的电离、水的离子积常数Kw和溶液pH的计算
水的电离、水的离子积常数K w和溶液pH的计算1.水的电离方程式为：____________________，水电离时要破坏______________，因此水的电离是_______（填“吸热”或“放热”）过程。
2.根据水的电离方程式，该反应的平衡常数的表达式K=______________。
我们把水的电离平衡常数称为水的离子积常数，记为K w。
（1）K w的大小只与________有关，温度越高，水的离子积常数K w越大。
（2）常温下（25℃），水的离子积常数为K w= c(H+)·c(OH—)=10-14。
3.影响水的电离的因素：（1）温度：温度升高，促进（填“促进”或“抑制”）水的电离，K w增大（填“变大”或“变小”）；（2）外加的酸或碱：抑制（填“促进”或“抑制”）水的电离。
4.溶液pH的计算：pH=-lg c(H+)=-lg (K w/c(OH—))规律：溶液的酸性越强，溶液的pH越_______；溶液的碱性越强，溶液的pH越_______。
5.大量实验证明：常温下，任何水溶液中，c(H+)·c(OH—)为定值，其大小等于水的离子积常数K w。
即常温下，在酸溶液、碱溶液、中性溶液中，同时存在H+和OH—，且c(H+)·c(OH—)=10-14。
6.pH的测定方法：（1）pH试纸法：用干燥的玻璃棒蘸取待测液点在pH试纸中央，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
注意：①pH试纸不能事先润湿，也不能伸入待测液中。
②用pH试纸测出溶液的pH是1～14的整数，只能粗略测定溶液的pH值。
（2）pH计法：常用pH计精确测量溶液的pH，读数时应保留两位小数。
7.酸碱指示剂的颜色变化：（1）无色酚酞试液遇酸不变色，遇碱变红；（2）紫色石蕊试液遇酸变红，遇碱变蓝；例1.（影响水电离平衡的因素分析）1.1.常温下，水的电离达到平衡：H2O H＋＋OH－，下列叙述正确的是（B）A.向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低B.向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，K w不变C.向水中加入少量固体醋酸钠，平衡逆向移动，c(H＋)降低D.将水加热，K w增大，pH不变B[向水中加入稀氨水，增大了c(OH－)，平衡逆向移动；加入固体NaHSO4，NaHSO4溶于水后电离生成H＋，c(H＋)增大，K w不变；加入醋酸钠，CH3COO－结合水电离出的H＋，使平衡正向移动，c(H＋)降低；将水加热，K w增大，pH减小。
高考化学考点水的电离平衡、PH计算的核心知识(基础)
高考总复习《水的电离平衡、PH计算》的核心知识【考纲要求】（1）理解水的电离平衡及其影响；（2）了解水的电离及离子积常数；（3）了解溶液pH的定义。
初步掌握测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
【考点梳理】考点一、水的电离和水的离子积【高清课堂：363382 水的电离和水的离子积】1．水的电离方程式：在纯水或水溶液中：H2O H++OH—；△H>0或：2H2O H3O++OH—；△H>02．水的离子积：25℃c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-14=Kw100℃c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L c(H+)∙c(OH-)=1×10-12=Kw要点诠释：(1)Kw只与温度有关，温度越高Kw越大。
因水的电离是吸热过程，升高温度Kw将增大。
(2)Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
3．影响水的电离平衡的因素：H2O H++OH—（1）、定性分析，完成下表：（注：“—”表示不变）条件移动方向电离程度c(H+) c(OH-) Kw温度不变加入HCl 逆减小增大减小—NaOH 逆减小减小增大—H2O —————CH3COONa 正增大减小增大—NH4Cl 正增大增大减小—NaCl —————Na 正增大减小增大—升温加热正增大增大增大增大要点诠释：①温度：水的电离过程是吸热过程，所以升高温度能促进电离，据此，降温时K W减小，升温时K W增大。
但不论温度升高或降低，纯液态水中c (H+)和c (OH―)都相等。
实验测得25℃时K W约为10―14，100℃时K W约为10―12。
②外加酸、碱：向纯水中加入酸或碱，可以增大水中的H+或OH―浓度，均可使水的电离平衡向逆反应方向移动（抑制水的电离）。
③加入能水解的盐：水的电离程度增大，若盐水解呈酸性，c (H+)＞c (OH―)；若盐水解呈碱性，c (H+)＜c (OH―)，但溶液中K W不变。
03水的电离及离子积常数
03. 水的电离及离子积常数一、知识梳理O H＋＋OH－1、水的电离方程式：H2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、水的离子积：K W =[H+]·[OH－]25℃时, [H+]=[OH－] =10－7mol·L－1；K W =[H+]·[OH－] = 1×10－14mol２•L－２注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定K W不仅适用于纯水，也适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）4、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离②温度：促进水的电离（因为水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离二、典例分析一定温度时，测得纯水中[OH－]=2.5×10－7 mol·L－1，则[H+]为（）A．2.5×10－7mol·L－1B．0.1×10－7 mol·L－1C．1×10−14 /2.5×10－7mol·L－1D．无法确定[H+]考点：离子积常数．分析：纯水中氢离子浓度等于氢氧根离子浓度，据此分析解答．解答：纯水呈中性，所以纯水中氢原子浓度等于氢氧根离子浓度，为2.5×10－7mol·L－1，故选：A．点评：本题考查了离子浓度的计算，明确纯水电离的特点是解本题关键，难度不大．三、实战演练1、在25℃时，1mol·L－1的盐酸溶液中，水的K W（单位：mol２•L－２）为（）A.1×10－14B.0C.大于1×10－14D.小于1×10－142、下列说法中，正确的是（）A.向纯水中加入少量盐酸，K W将增大B.25℃时，水的离子积常数K W为1×10－14mol２•L－２C.100℃时，纯水的［H＋］＝10－7mol·L－1D.100℃时，pH＝７的溶液呈中性。
专题38 水的电离及影响因素
专题38 水的电离及影响因素【基础回顾】一、水的电离及离子积常数1、水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：简写为（正反应为吸热反应)其电离平衡常数：2、水的离子积常数：Kw=c（H+）c(OH-)25℃时 Kw =1.0×10-14mol2?L—2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如100℃时Kw=1.0×10-12mol2?L—2。
3、无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
二、影响水的电离平衡的因素1、酸和碱：酸或碱的加入都会电离出 H+或OH-，均使水的电离逆向移动，从而抑制水的电离.2、温度：由于水的电离吸热，若升高温度，将促进水的电离, ［H+]与［OH—］同时同等程度的增加，pH变小,但[H+］与［OH-]始终相等，故仍呈中性。
3、能水解的盐：不管水解后溶液呈什么性，均促进水的电离，使水的电离程度增大。
4、其它因素：如向水中加入活泼金属，由于活泼金属与水电离出来的 H+直接作用,使［H+］减少，因而促进了水的电离平衡正向移动。
【特别提醒】溶液中的c(H+)和水电离出来的c（H+）是不同的:①常温下水电离出的c(H+)=1×10—7mol/L，若某溶液中水电离出的c（H+）＜1×10—7mol/L，则可判断出该溶液中加入酸或碱抑制了水的电离；若某溶液中水电离出的c(H+）＞1×10-7mol/L，则可判断出该溶液中加入可以水解的盐或活泼金属促进了水的电离.②常温下溶液中的c(H+)＞1×10-7mol/L，说明该溶液是酸溶液或水解显酸性的盐溶液；c（H+）＜1×10-7mol/L，说明是碱溶液或水解显碱性的盐溶液.【技能方法】水电离的影响因素以及产生c(H+)和c(OH-）的计算1、注意区分溶液组成和性质的关系：酸性溶液不一定是酸溶液，碱性溶液不一定是碱溶液。
2、温度相同、pH相同的溶液对水的电离程度影响并不一定相同。
水的电离和溶液pH值计算
水的电离与溶液pH 值的计算一、水的电离水是极弱的电解质，发生微弱的（自偶）电离。
H 2O + H 2O →H 3O + + OH - 简写： H 2O → H + + OH -实验测定：25℃ c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L 100℃ c （H +）= c （OH -）= 1610-⨯mol/L 二、水的离子积（K w ）实验测定：25℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11410-⨯（定值）（省去单位） 100℃ K w = c （H +）·c （OH -）=11210-⨯影响因素：1）温度：温度越高，K w 越大，水的电离度越大。
对于中性水，尽管K w 温度升高，电离度增大，但仍是中性水，[H +]=[OH -]. 2）溶液酸碱性：中性溶液，c （H +）=c （OH -）=1710-⨯mol/L酸性溶液：c （H +）> c （OH -），c （H +）>1⨯10-7mol/L c （OH -）<1⨯10-7mol/L 碱性溶液：c （H +）< c （OH -），c （H +）<1⨯10-7mol/L c （OH -）>1⨯10-7mol/L c （H +）越大，酸性越强；c （OH -）越大，碱性越强。
三、溶液pH 值的计算 1.pH 的计算公式：（1）c （H +）=C 酸α酸（弱酸） c （H +）= nC 酸 c （OH -）=C 碱α碱（弱碱） c （OH -）= nC 碱(2) K w = c （H +）c （OH -），c （H +）=）（OH K c w c （OH -）=）（+H Kwc(3) pH=-lgc （H +） pOH=-lgc （OH -） (4) pH + pOH = 14（25℃）2.酸或碱溶液及稀释后的p H 值的计算(25℃) 1） 酸强碱溶液(单一溶液)p H 值的计算 例1．求0.1mol/L 的H 2SO 4的pH 值。
[高二理化生]水的电离和PH值计算
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A、一定有影响
B、偏大
C、偏小
D、不确定
使用方法：直接把待测液滴在干燥的pH试纸上，试纸上
显出颜色后马上跟标准比色卡相对比
3、溶液的pH计算 pH=-lgc（H+）
①强酸混合溶液求pH②强碱混合溶液求pH
③强酸与强碱混合后求pH
a若恰好完全反应。b若酸过量。c若碱过量
④未标明酸或碱的强弱，例pH =2 pH =12的 溶液等体积混合后，其pH值不一定， A、强酸与强碱混合后。pH =7
水的电离
高考要点
水的电离和水的离子积 影响水的电离平衡的因素 溶液的酸碱性 有#43;+OH-
2、水是极弱的电解质。只能 发生微弱的电离。
实验测得： 在25℃时，水电离出来的 [H+]=[OH—]=10—7mol/L
3、水的离子积常数
[H+][OH—]=Kw Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。
★ 25℃时 ：KW
+ =C（H ）· C（OH ）
=1× 10-14
★ 100℃时：KW =C（H+）· C（OH-） =1× 10-12 请注意 1、Kw与温度有关，升高温度Kw变大。
2、Kw不仅适用于纯水，还适用于酸、碱
、盐的稀溶液中，但C（H+）， C（OH-） 是指溶液中总的C（H+ ）， C（OH-），不 单指水电离的。 即：无论是酸溶液中还是碱溶液中都同时 存在H+和OH—！而且在一定温度下是定值 ！常温下，溶液的酸碱性跟H+和OH—浓度 的关系 中性溶液[ H+]=[OH—] 酸性溶液[H+]＞[OH—] 碱性溶液[H+]＜[OH—]
关键：抓住氢氧根离子离子进行计算！
高二化学《水的电离》知识点汇总
高二化学《水的电离》知识点汇总高二化学《水的电离》知识点汇总一、水的离子积纯水大部分以H2的分子形式存在，但其中也存在极少量的H3+(简写成H+)和H-，这种事实表明水是一种极弱的电解质。
水的电离平衡也属于化学平衡的一种，有自己的化学平衡常数。
水的电离平衡常数是水或稀溶液中氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，一般称作水的离子积常数，记做。
只与温度有关，温度一定，则值一定。
温度越高，水的电离度越大，水的离子积越大。
对于纯水说，在任何温度下水仍然显中性，因此(H+)=(H&ar;)，这是一个容易理解的知识点。
当然，这种情况也说明中性和溶液中氢离子的浓度并没有绝对关系，pH=7表明溶液为中性只适合于通常状况的环境。
此外，对于非中性溶液，溶液中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度并不相等。
但是在由水电离产生的氢离子浓度和氢氧根浓度一定相等。
二、其它物质对水电离的影响水的电离不仅受温度影响，同时也受溶液酸碱性的强弱以及在水中溶解的不同电解质的影响。
H+和H&ar;共存，只是相对含量不同而已。
溶液的酸碱性越强，水的电离程度不一定越大。
无论是强酸、弱酸还是强碱、弱碱溶液，由于酸电离出的H+、碱电离出的H&ar;均能使H2<=>H&ar; + H+平衡向左移动，即抑制了水的电离，故水的电离程度将减小。
盐溶液中水的电离程度：①强酸强碱盐溶液中水的电离程度与纯水的电离程度相同;②NaHS4溶液与酸溶液相似，能抑制水的电离，故该溶液中水的电离程度比纯水的电离程度小;③强酸弱碱盐、强碱弱酸盐、弱酸弱碱盐都能发生水解反应，将促进水的电离，故使水的电离程度增大。
三、水的电离度的计算计算水的电离度首先要区分由水电离产生的氢离子和溶液中氢离子的不同，由水电离的氢离子浓度和溶液中的氢离子浓度并不是相等，由于酸也能电离出氢离子，因此在酸溶液中溶液的氢离子浓度大于水电离的氢离子浓度;同时由于氢离子可以和弱酸根结合，因此在某些盐溶液中溶液的氢离子浓度小于水电离的氢离子浓度。
重难点09 水的电离与溶液的酸碱性-2023年高考化学专练(解析版)
重难点09 水的电离与溶液的酸碱性1．水的电离(1) 水的电离是吸热反应，常温时水的离子积K w＝10－14，100℃时，K w＝10－12。
(2) 不能把10－7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，应比较c(H+)和c(OH－)的大小。
(3) 已知水的c(H+)或c(OH－)，并不能确定溶液的酸碱性。
(4) 水的电离平衡与影响因素①酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，造成c(H+)≠c(OH－)，αw下降。
溶液的pH表示的c(H+)为溶质酸的，通过水的离子积(K w) 的公式计算出水电离的c(OH－)w，c(H+)w＝c(OH－)w。
碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H+)w，因为碱本身不含有H+。
增大。
只有②能水解的盐可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡正向移动，αw 一种弱离子水解，则c(H+)≠c(OH－)；若双水解，则可能相等，也可能不相等。
水解呈酸性的盐溶液的pH与酸溶液相同，水解呈碱性的盐溶液的pH与碱溶液相同。
增大，K w增③温度可以影响水的电离平衡。
温度升高，水的电离平衡向右移动，αw 大，pH降低，但c(H+)＝c(OH－)。
2．溶液的pH定义：pH＝-lg{c(H+)}，通常的使用范围0~14，pH变化1个单位，则c(H+)变化10倍。
(1) pH─c(H+)─酸性─碱性─c(OH－)的关系；(2) 两溶液的pH相差n个单位，则c(H+)和c(OH－)相差10n倍(3) 酸、碱溶液稀释时，pH与c(H+)或c(OH－)的关系；酸、碱溶液稀释后的pH计算：若把已知pH的酸或碱溶液稀释n倍，① 强酸、强碱溶液的pH＝原pH±lg n(酸为“＋”，碱为“－”)① 弱酸、弱碱溶液的pH＝原pH±lg n(酸为“＋”，碱为“－”)一般情况下，强酸溶液稀释10倍，溶液的pH增大1；而弱酸溶液稀释10倍后，其pH只增大0.5左右。
① 当用水稀释溶液并求溶液的pH时，如强酸溶液的c(H+)远远大于纯水的c(H+)，水的氢离子浓度可以忽略不计。
水的电离与水的离子积常数
水的电离与水的离子积常数1．水的电离(1)水是极弱的电解质，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。
水的电离平衡常数的表达式为K＝c(H＋)·c(OH－)c(H2O)。
(2)影响水的电离平衡的因素①温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。
②加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。
③加能水解的盐，可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。
2．水的离子积(1)表达式：K w＝c(H＋)·c(OH－)。
(2)影响因素：一定温度时，K w是个常数，K w只与温度有关，温度越高，K w越大。
25 ℃时，K w＝1×10－14，100 ℃时，K w＝1×10－12。
(3)适用范围：K w不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。
(1)在蒸馏水中滴加浓H2SO4，K w不变(×)错因：浓硫酸滴入水中放热，溶液温度升高，K w变大。
(2)温度一定时，在纯水中通入少量SO2，水的电离平衡不移动，K w不变(×)错因：二氧化硫与水反应生成的亚硫酸抑制水的电离。
(3)室温下，0.1 mol·L－1的HCl溶液与0.1 mol·L－1的NaOH溶液中水的电离程度相等(√)(4)NaCl溶液和CH3COONH4溶液均显中性，两溶液中水的电离程度相同(×)错因：CH3COONH4溶液中的醋酸根离子和铵根离子均能水解，促进水的电离。
1．填写外界条件对水的电离平衡的具体影响体系变化条件平衡移动方向K w水的电离程度c(OH－) c(H＋)HCl 逆不变减小减小增大NaOH 逆不变减小增大减小可水解Na2CO3正不变增大增大减小的盐NH4Cl 正不变增大减小增大温度升温正增大增大增大增大降温逆减小减小减小减小2．如何计算水电离的c(H＋)或c(OH－)(1)任何情况下水电离产生的c(H＋)和c(OH－)总是相等的。
水的电离和溶液的酸碱性
水的电离和溶液的酸碱性一.水的电离及离子积常数1.水的电离平衡：水是极弱的电解质，能发生自电离：H2O H++OH－〔正反响为吸热反响〕2.水的离子积常数：Kw= c(H+)c(OH－)250C 时Kw =1.0×10-14 mol2·L-2，水的离子积与温度有关，温度升高Kw增大。
如1000C 时Kw =1.0×10-12 mol2·L-2 .3.无论是纯水还是酸、碱，盐等电解质的稀溶液，水的离子积为该温度下的Kw。
1、25 ℃时，水中存在电离平衡：H2O H＋＋OH－ΔH>0。
以下表达正确的选项是〔 B 〕A．将水加热，K w增大，pH不变B．向水中参加少量NaHSO4固体，c(H＋)增大，K w不变C．向水中参加少量NaOH固体，平衡逆向移动，c(OH－)降低D．向水中参加少量NH4Cl固体，平衡正向移动，c(OH－)增大2、25 ℃时，一样物质的量浓度的以下溶液：①NaCl②NaOH ③H2SO4④(NH4)2SO4，其中水的电离程度按由大到小顺序排列的一组是〔 C 〕A．④>③>②>① B．②>③>①>④C．④>①>②>③ D．③>②>①>④3、由水电离出的c(OH－)＝1×10－13mol/L的无色溶液中，一定能大量共存的离子组是〔 C 〕A．Cl－、AlO－2、Na＋、K＋B．Fe3＋、NO－3、K＋、H＋C．NO－3、Ba2＋、K＋、Cl－D．Al3＋、SO2－4、NH＋4、Cl－4、95 ℃时水的离子积K W＝1×10－12,25 ℃时K W＝1×10－14，答复以下问题：〔1〕95 ℃时水的电离常数K(95 ℃)________25 ℃时水的电离常数(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
〔2〕95 ℃纯水中c(H＋)________c(OH－)(填“>〞、“＝〞或“<〞)。
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3．计算公式：pH＝-lgc(H+) 如 c(H+)＝1×10-7mol/L 的溶液 pH＝7 pOH＝-lgc(OH-)
常温下：pH＋pOH＝？
4．溶液的 pH 与酸碱性
常温下，溶液的酸碱性跟 pH 的关系：
5．常温下溶液 pH 的变化范围
注意 ⑴pH 值越小，酸性越强，pH 越大，碱性越强。 ⑵常温下，pH 范围 0—14 之间。 ⑶pH 值等于 0 的溶液不是酸性最强的溶液，pH 值等于 14 的溶液不碱性最 强的溶液。 ⑷pH 值减小一个单位，c(H+)扩大为原来的 10 倍，pH 增大一个单位，c(H+)
加入酸或碱都会抑制水的电离，不影响 KW ， KW 只受温度的影响。
3．影响水电离的因素 ⑴加入酸或碱，抑制水的电离， Kw 不变
⑵升高温度，促进水的电离，水的离子积增大。 Kw 增大
⑶加入能水解的盐，促进水的电离。(随后学到)
【例 1】
下列关于水的离子积常数的叙述正确的是(
)
A．因为水的离子积常数的表达式是 Kw＝c(H＋)·c(OH－)，所以 Kw 随溶液 c(H
1
问题 1．C(H＋)＝1×10-7mol/L，溶液一定呈中性吗？
【说明：溶液或纯水呈中性，是因为溶液中 C(H＋)＝C(OH－)】
2．纯水中 C(H＋)、C(OH－)浓度的计算方法： C(H＋)＝C(OH－)＝
3．C(H＋)与 C(OH－)的关系
①任何水溶液中 H＋和 OH－总是同时存在的，只是相对含量不同。
【例 4】 0.1mol/L 的盐酸溶液中 C(H＋)和 C(OH－)各是多少?水电离出的 C(H＋)和 C(OH －)是多少?
【例 5】 0.1mol/L 的 NaOH 溶液中 C(H＋)和 C(OH－)各是多少?水电离出的 C(H＋)和 C(OH－)是多少?
溶液的酸碱性 溶液的酸碱性的决定因素是什么？
＋)和 积常数 Kw 与水的电离平衡常数 K 是同一物理量
C．水的离子积常数仅与温度有关，随温度变化而变化
D．水的离子积常数 Kw 与水的电离平衡常数 K 是两个没有任何关系的物理
量
【例 2】
【例 3】 纯水中存在如下电离平衡：H2O＋H2O H3O＋＋OH－，改变下列条件，使水 的电离平衡向电离的方向移动的是( ) A．向水中加入 NaHSO4 固体 B．向水中通入 HCl 气体 C．向水中加入 NaCl 固体 D．将水加热到 100℃
②常温下，任何稀的水溶液中 C(H＋)·C(OH－)＝1×10-14
③不论是在任何溶液(在酸性、碱性溶液还是中性)，水电离出的 C(H＋) ＝C(OH－)
④根据 Kw=C(H＋)·C(OH－)在特定温度下为定值，C(H＋)和 C(OH－)可以互 求；溶液中 C(H＋)增加几倍，C(OH－)就会相应的降低几倍。
【例 6】
2
【例 7】
室温下，由水电离产生的 c(OH-)＝10-11mol/L 的溶液中，一定大量共存的离
子组(
)
A．Na+、NH4+、Cl-、SO42B．S2- 、CH3COO-、Na+、Cs+ C．K+、Na+、CO32-、NO3D．K+、Na+、NO3-、SO42-
溶液的 pH 1．意义：表示稀溶液酸碱性的强弱。
水的电离 水的离子积 水的电离 1．水是一种极弱的电解质，能微弱的电离
25℃时，纯水中有 C(H+)＝C(OH-)＝1×10-7mol/L
2．水的离子积 C(H＋)·C(OH－)＝Kw，叫水的离子积 25℃时，C(H＋)＝C(OH－)＝1×10-7mol/L Kw＝1×10-14
3．水的电离是一个吸热过程，温度越高，Kw 越大。 对常温下的纯水进行下列操作，利用化学平衡原理，完成下表：
减为原来的 1/10，c(OH-)增为原来的 10 倍
【例 8】
3