高中化学讲义《水的电离与溶液酸碱性》

水的电离和溶液的酸碱性水的电离溶液酸碱性与pH水是极弱的电解质水的离子积影响水电离的因素定义及表达式：影响因素说明温度酸、碱易水解的盐溶液酸碱性（25℃时）溶液的pH中性pH=7；c(H+) = c(OH-)酸性pH<7；c(H+) > c(OH-)碱性pH>7；c(H+) < c(OH-)表达式pH的计算pH的测定方法只受温度影响，升温K w增大K w=c(H+)·c(OH-)适用于纯水、酸碱盐的水溶液升温促进水的电离抑制水的电离（25℃，pH之和为14的酸与碱对水电离的抑制程度相同）促进水的电离（25℃，pH之和为14的两种盐对水电离的促进程度相同）其他板块一水的电离一、水的电离与水的离子积1.水的电离⑴水是极弱的电解质，能发生微弱的（自偶）电离，存在有电离平衡：H2O H++OH-ΔH>0 。

（原始电离式：2H2O H3O++OH- ΔH>0）知识点睛知识网络第18讲水的电离与溶液酸碱性⑵实验测得，在室温下1LH2O（即55.6mol）中只有1×10-7mol的H2O电离，故在25℃时纯水中：c(H+)=c(OH－)= 1×10-7mol/L。

2.水的离子积（1）定义：一定温度下，当水的电离达到平衡时，电离产物H+和OH-浓度之积与未电离的H2O的浓度之比是一个常数，即H2O的电离常数，可表示为K电离=+2(H)(OH)(H O)c cc-⨯。

其中由于水的电离极其微弱，所以c(H2O)可视为常数，则c(H+)·c(OH－)= K电离·c(H2O)，常数K电离与常数c(H2O)的积作为一新的常数，叫做水的离子积常数，简称水的离子积，记作K w，即K w= c(H+)·c(OH－)。

在室温（25℃）下，K w= c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14。

（2）注意：①K w的值只与温度相关，而与其他变量无关。

只要温度不变，K w的值就不变；温度升高，K w增大。

如，只要水溶液温度在25℃，不管任何物质的水溶液，其K w的值始终为1.0×10-14。

由于H2O的电离是吸热的，故温度越高，水的电离度越大，K w越大。

对于中性水，尽管温度升高，电离度增大，K w增大，但仍是中性的水。

25℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-7mol/L，K w= c(H+)∙c(OH-)=1×10-14100℃时，c(H+)=c(OH-) =1×10-6mol/L，K w=c(H+)∙c(OH-)=1×10-12②水的离子积K w揭示了在任何物质的水溶液中，均存在水的电离平衡(即在水溶液中水的电离是永恒存在的)，都有H+和OH-共存（注意：这里只是少量共存而不是大量共存），只是相对含量不同而已。

如，只要是水溶液，就一定存在H+和OH-离子，因此研究水溶液中离子的成份时，不要遗漏。

酸性水溶液，H+多些OH-少些；碱性水溶液，H+少些OH-多些；中性水溶液，H+和OH-一样多。

③K w不仅适用于纯水（或其他中性溶液），也适用于酸、碱、盐的稀溶液，且不管哪种溶液，均有c(H+)(水)=c(OH-)(水)。

如，25℃时，在酸的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(酸). c(OH－)(水)= 1.0×10-14；在碱的水溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)= c(H+)(水). c(OH－)(碱)= 1.0×10-14；在盐的水溶液中，尽管盐的情况比较复杂，但无论在何种盐溶液中，K w= c(H+)·c(OH－)=1.0×10-14，仍然成立，且始终有c(H+)(水)=c(OH-)(水)，④在K w=c(H+)·c(OH－)的表达式中，c(H+)、c(OH－)均表示整个溶液中总物质的量浓度，但由于H2O的电离受外界c(H+)和c(OH－)的影响，因此在酸碱性不同的水溶液中，c(H+)与c(OH-)的相对大小不同，但只要温度一定，无论稀酸、碱溶液还是盐溶液，溶液中c(H+)∙c(OH-)= K w(常数)，其中由水电离出来的c(H+)(水)、c(OH－)(水)总是相等的。

如，25℃时，0.1mol/L HCl或NaOH 溶液中，c(H+)(水)=c(OH-)(水)=1×10-13mol/L，因此，常温时(25℃)，若某溶液中由水电离出来的c(H+)(水)=c(OH-)(水)=a mol/L 且a﹤1×10-7时，说明水的电离受到抑制，该溶液有大量的H+或大量的OH-，该溶液可以是酸性的，也可以是碱性的。

【教学建议】强调一点，K w不是H2O的电离平衡常数，但是可以用它来分析H2O的电离情况；需要给学生分析清楚，溶液中现有的c(H+)或c(OH－)，与由水电离出的c(H+)或c(OH－)的区别。

二、影响水的电离平衡的因素在纯水中，存在水的电离平衡，H2O H++OH-，平衡移动原理（即勒夏特列原理）同样适用于水的电离平衡，因此改变一定的条件会影响水的电离平衡。

影响水的电离平衡的因素有：⑴温度：升高温度，促进水的电离。

因为，水的电离是吸热的，故升温有利于向吸热的电离方向移动，c(H+)和c(OH－)同时增大，K w增大，pH变小，但由于c(H+)和c(OH－)的浓度始终保持相等，故仍显中性。

⑵同离子效应：向纯水中加入酸、碱，抑制水的电离。

由于酸碱电离产生大量的H+或OH-，增大了水中的c(H+)或c(OH－)，故均可使水的电离平衡向逆向移动，水的电离受到抑制。

加酸时，c(H+)变大，pH变小；加碱时，c(OH－)变大，pH变大。

⑶水解效应：向纯水中加入易水解的盐（弱酸的正盐，弱碱的正盐），一般促进水的电离。

因为，从水解的实质可以看出，弱酸根或弱碱根，要消耗水电离出的H+或OH-，无论盐水解后水溶液显什么性，均能促进水的电离，使水的电离程度增大。

如，25℃时，pH=11的Na2CO3溶液和pH=3的NH4Cl溶液，其OH-和H+均来自水的电离，其由水电离的c(H+)或c(OH－)相等均为1×10-3mol/L，两者对水的促进作用是相同的。

⑷其他因素：①盐的影响：由于盐的情况比较复杂，一般需要具体情况具体分析。

a若加入强酸强碱盐(不水解且对水没有任何影响的盐)，如NaCl、KNO3等，则不影响水的电离平衡；b若加入强酸的酸式盐，如NaHSO4等，由于强酸的酸式盐还可以继续电离出大量H+，故抑制水的电离；c若加入弱酸的酸式盐，需要比较弱酸的酸式酸根的电离（抑制水的电离）和水解（促进水的电离）的强弱，如果，电离大于水解，如NaHSO3，则抑制作用大于促进作用，加入这样的盐，主要表现为抑制水的电离；如果，电离小于水解，如NaHCO3，则抑制作用小于促进作用，主要表现为促进水的电离。

d若加入弱酸弱碱盐，由于弱酸根和弱碱根均可以水解，且相互促进甚至发生双水解，如，(NH4)2CO3，Al2S3，因此，促进水的电离，由于比一般能水解的盐的水解强烈，故此类盐对水的电离促进作用比一般的盐也要强烈。

e若加入一些特殊的可水解盐，如，CaC2、Mg3N2，原理与普通水解类似，促进水的电离②电解反应：对于某些电解质水溶液在电解时，如，NaCl溶液，CuSO4溶液，在电解时，由于消耗了水电离的H+或OH-离子，从而促进了水的电离，需要指出的是，不是所有的电解质水溶液的电解反应，都促进水的电离，如CuCl2水溶液；另外，NaCl溶液电解后生成NaOH，CuSO4溶液电解后生成H2SO4，都会进一步抑制水的电离，但由于此时的OH-或H+实际是来自水电离的产物，从原始的纯水来看，仍然是促进水的电离，抑制作用是对电解反应后的水所说的。

③加入活泼金属：向水中加入一些活泼性很强的金属，如碱金属(K、Na)，碱土金属(Ca、Ba)等，由于与水电离出的H+直接作用，因而促进了水的电离。

【教学建议】影响水电离的平衡因素，主要是理解，并学会合理解释，特别是在解释电解过程中pH变化的问题，如电解NaCl溶液阴极附近pH变大的原因。

板块二溶液的酸碱性及pH一、溶液的酸碱性与pH1.溶液的酸碱性与pH⑴溶液的酸碱性是由c(H+)和c(OH－)的相对大小决定，而不在于c(H+)或c(OH－)的绝对值大小，因此判断溶液的酸碱性不能直接看pH或c(H+)、c(OH－)值大小，需要通过比较c(H+)、c(OH－)相对大小+⑵溶液的pH：水溶液中c(H+)的负对数，即pH=-lg c(H+)，则c(H+)=10-pH。

①pH是表示溶液酸碱性的一种常用量度。

其大小可以反映出c(H+)的高低。

pH越小，c(H+)越大，pH越大，c(H+)越小，相应c(OH－)就越大。

常温下(25℃)，pH=7溶液呈中性；pH﹤7溶液呈酸性，pH越小，溶液酸性越强，pH每减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH﹥7溶液呈碱性，pH越大，溶液碱性越强，pH每增加1个单位，c(OH－)增大10倍。

②pH的适用范围在0~14之间，小于0大于14的pH值没有实用价值。

因为，pH=0，c(H+)=1mol/L，当c(H+)﹥1mol/L时，pH为负值；pH=14，c(OH-)=1mol/L，当c(OH-)﹥1mol/L时，pH﹥14，所以对于c(H+)﹥1mol/L或c(OH-)﹥1mol/L的溶液，用pH表示反而不方便，一般用物质的量浓度直接表示溶液的酸碱性更方便。

③与pH类似，也可以用pOH来表示溶液的酸碱性。

pOH是c(OH－)的负对数，即pOH=-lg c(OH－)，因为，25℃，c(H+)·c(OH－)=1×10-14，则有pH+pOH=14。

2.pH的测定方法（1）酸碱指示剂注：酸碱指示剂一般是弱有机酸或是弱有机碱，由于它们的颜色变化是在一定pH范围内发生的，因此，可以用这些弱有机酸或弱有机碱来测定溶液的pH，但只能测出pH的范围，一般不能准确测定pH。

在使用酸碱指示剂时一定要注意加入的剂量要小，以免加入过多指示剂对原溶液的酸碱性造成影响。

（2）pH试纸：粗略的测定溶液的pH可以使用pH试纸，用广泛pH试纸测得的值只能为1~14的整数，可以识别的pH差值为1，不能估读，不能是3.2或10.6之类的数值。

（精密pH试纸的pH范围较窄，可以判别如0.2或0.3的pH差值，不能是其他任意值）。

注意：pH试纸在使用的时候不能用水润湿，否则非中性溶液的pH测定值要比实际值大（酸性）或小（碱性），因为水会将溶液稀释。

pH试纸的使用方法：取一小块干燥pH试纸，放在玻璃片上(或表面皿上)，用洁净的玻璃棒蘸取待测溶液点在pH试纸的中部，随即(30s内)与标准比色卡对照，读出溶液的pH。