水的电离和溶液的pH值

　　1、水的电离：水是极弱电解质，发生微弱电离，电离过程吸热。

　　2、水的离子积：

　　（1）水的离子积K_W=[H⁺]·[OH^-]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=10^-12。K_W不仅适用于纯水，也适用于酸，碱，盐的稀溶液。

　　纯水中水的电离度a(H₂O)=×100%=1.8×10^-7%。

　　（2）任何水溶液中，水所电离而生成的[H⁺]=[OH^-]

　　（3）任何水溶液中，K_W=[H⁺]×[OH^-]

　　3、影响水的电离平衡的因素

　　（1）温度：温度升高，水的电离度增大，水的电离平衡向电离方向移动，离子浓度增大。

　　（2）溶液的酸、碱度：改变溶液的酸、碱度均可使水的电离平衡发生移动。

　　二、溶液的酸碱性和pH值

　　常温下：中性溶液[H⁺]=[OH^-]=1×10^-7mol/L

　　酸性溶液：[H⁺]溶液>[OH^-]溶液

　　以0.1mol/L HCl为例，由于酸电离出H⁺能使平衡向左移动，即抑制了水的电离，溶液中H⁺由两部分组成，一部分为酸所提供，另一部分为H₂O所提供，水电离提供的[H⁺]远小于酸提供的[H⁺]，故可忽略，溶液中H⁺全部看作由酸提供，故由溶液中的[H⁺]=0.1mol/L，但溶液中OH^-全部为H₂O电离产生，

　　[OH^-]_溶液=[OH^-]_HO，水电离产生[H⁺]和[OH^-]始终相等，

　　因此有[OH^-]溶液=[OH^-]_HO=[H⁺]_HO==1×10^-13mol/L，

　　H₂O的电离度a(H₂O)=×100%=1.8×10^-13%，酸溶液中水的电离度比纯水中水的电离度小。

　　碱性溶液[OH^-]溶液>[H⁺]溶液

　　分析过程类似于强酸溶液，0.1mol/L NaOH溶液中，

　　[OH^-]_溶液=0.1mol/L

　　[H⁺]_溶液=[H⁺]_HO=[OH^-]_HO=1×10^-13mol/L，

　　a_HO=1.8×10^-13%。

　　2、pH值和pOH值

　　pOH=-lg[OH^-]　　 [OH^-]=10^-pOH

　　常温下，溶液中pH和pOH之间有关系：pH+pOH=14，但当溶液中[H⁺]>1mol/L或[OH^-]>1mol/L时，直接用浓度表示。

　　3、溶液酸碱性的判断

　　判断溶液的酸碱性一般有两种方法，例如：

　　　　　　　　　方法一　　　　　　　方法二
　　中性溶液　 [H⁺]=[OH^-]　　　　　　 pH=7
　　酸性溶液　 [H⁺]>[OH^-]　　　　　　 pH<7
　　碱性溶液　 [H⁺]<[OH^-]　　　　　　 pH>7

　　方法一适用于任何温度和浓度，而方法二只适用于常温，100℃时，pH=6为中性溶液，pH<6为酸性溶液，pH>6为碱性溶液。