淺談水的電離與溶液的酸堿性

鄧書祥

摘 要：水是一種由氫和氧兩種元素構成的無機化合物，在常溫下以液態的形式存在，純水可以導電，但是在通常情況下導電性接近于0，是一種極弱的電解質。在任何稀溶液中都存在水的電離平衡，從而影響溶液的酸堿性，故研究水的電離平衡與溶液的酸堿性就顯得很有必要。

關鍵詞：電解質溶液；水的電離；溶液的酸堿性

高考中常涉及水的電離與溶液的酸堿性，且該知識點的出題思路比較靈活，常與元素及其化合物有關知識進行出題考查，難易程度彈性很大。筆者根據自己在教學過程中了解的一些知識，為了幫助學生更好地了解和把握對電解質溶液中水的電離與溶液的酸堿性等知識點，現對這部分問題的理論以及部分例題進行闡述，為方便學生進行解題提供科學依據。

一、純水的電離

水的電離屬于吸熱反應，升高溫度平衡向正向移動，c（H+）和c（OH-）濃度同時增大，但是c（H+）和c（OH-）相等，溶液的性質不會發生改變。常溫下純水電離出的c（H+）等于c（OH-），其含量均為1×10-7mol/L，即水的離子積常數在常溫下為1×10-14，氫離子指數為7，電離度α為1.8×10-9。電離度具有較高的穩定性，只有在溫度變化下才會出現變化，因此，當電解質溶液的溫度發生變化時，水的離子積常數值和氫離子指數也會發生變化，導致溶液的酸堿性發生變化。舉個例子分析，在當純水加溫至100℃時，水的離子積常數值為10-12，那么此時的pH、c（H+）、c（OH-）以及電離度α的數值為多少？由于水的溫度升高，水的電離度也會呈相同的變化，但c（H+）仍然等于c（OH-），因此，溶液仍為中性，c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L，pH為6，電離度α為1.8×10-8。

二、酸溶液中水的電離

由于酸溶液中的氫離子增多，導致水的電離平衡被破壞，水的電離方程式為：H2O+H2O■H3O++OH-，而酸溶液會使得水的電離平衡向左移動，導致電離度降低。因此，在酸性溶液中，氫離子主要來自酸溶液，而少量的氫氧根離子來自于水。舉例分析，常溫下pH為4的HNO3溶液中，c（OH-）以及水電離中的c（H+）和c（OH-）數值為多少？從溶液分析，硝酸為酸性較強的物質，且pH值為4，說明c（H+）的值為10-4mol/L，并根據水的離子積常數在常溫下為1×10-14可得c（OH-）為1×10-10mol/L，而由于水電離的c（H+）值為10-10mol/L<1×10-4mol/L，硝酸中水的電離較小，因此可以忽略不計，而常溫下純水為c（H+）值為1×10-7mol/L>10-10mol/L，因此，可以推斷出酸溶液可使水的電離度降低，相當于往純水中加入強酸后抑制了水的電離。

三、堿溶液中水的電離

堿性溶液使得氫氧根離子增多，導致了水的電離被抑制，也使得水的電離平衡向左移動，導致水電離度減小。因此，在堿性溶液中，氫氧根離子主要來自堿性溶液，而少量的氫氧離子來自水。例如，常溫下在pH為10的KOH溶液中，c（OH-）值以及水電離出的c（H+）和c（OH-）數值為多少？首先根據溶液的pH分析可得出，常溫下KOH溶液中，c（H+）值為10-10mol/L，其c（OH+）值為10-4mol/L，并根據H2O■OH-+H+，可得水電離出c（H+）和c（OH-）都為10-10mol/L，與常溫下1×10-7mol/L的c（OH-）相比較小，水的電離度降低，水電離中的c（OH-）被忽略，相當于往純水中加入強堿后抑制了水的電離。

四、鹽溶液中水的電離

鹽溶液中無過多的酸或堿，其氫離子和氫氧根離子均來自于水，但是由于鹽電離出的弱酸陰離子或弱堿陽離子與H2O發生反應，導致水的電離平衡發生移動，待水的電離平衡重新構成時，溶液中的c（H+）和c（OH-）數值不相等，溶液便呈現不同的酸堿性。根據鹽的類型可以分為三種情況：強酸弱堿鹽溶液中水的電離、強堿弱酸鹽溶液中水的電離以及強酸強堿鹽溶液中水的電離。在第一種情況下，水電離出的弱堿陽離子與OH-發生反應形成弱堿，使得溶液中的氫離子相對過剩，導致c（OH-）小于c（H+），即溶液pH<7。在第二種情況下，水電離產生的弱酸陰離子與氫離子反應生成酸，使得溶液中的氫氧根離子相對過剩，導致c（OH-）大于c（H+），即溶液pH>7。在第三種情況下，鹽電離出的離子不會與H2O發生反應，因此與常溫下純水相同，c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L，溶液pH=7呈中性。

雖然水的離子積常數在常溫下是一個固定值，但是溶液中若是存在氫離子或氫氧根離子則可能對水的電離平衡造成影響，在實際做題訓練時一定要弄清楚是哪種情況導致水的電離平衡發生移動，再具體情況具體分析，找到解決問題的方法，加快做題的速度和提高解題的能力。以上是筆者歸納的一點有規律的知識點，希望有助于對這一部分內容一些迷惑的同學解決困難，提高學習成績。

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編輯 謝尾合