水 溶 液 中 的 离 子 平 衡 （笔记）
一、水的电离：
1． 水是一种极弱的电解质，水的电离是永恒存在的。只要是水溶液，不要忽略H + 和 OH –的同时存在，注意不是大量共存。
（1）水分子能够发生电离，存在有电离平衡：
H 2O+H 2O H 3O + ＋ OH – 简写为 H 2O H + ＋ OH –
（2）水分子发生电离后产生的离子分别是H 3O + 和OH –
（3）发生电离的水分子所占比例很小
根据水的电离平衡，写出相应的平衡常数表达式
应有K 电离＝
室温时，1L 纯水中（即55.56mol/L ）测得只有1×10-7molH 2O 发生电离，电离前后H 2O 的物质的量几乎不变，故c (H 2O)可视为常数，上式可表示为：c (H +)·c (OH –)＝K 电离·c (H 2O) K 电离与常数c (H 2O)的积叫做水的离子积常数，用K W 表示
2．水的离子积：
一定温度下，无论是稀酸、稀碱或盐溶液中室温时K W ＝c (H +)·c (OH –) =1×10-14
水的电离是个吸热过程，故温度升高，水的K W 增大。同样K W 只与温度有关。
归纳：
①电离常数是表示弱电解质电离趋势的物理量。K 值越大，电离趋势越大。
②一种弱电解质的电离常数只与温度有关，而与该弱电解质的浓度无关。
③电离常数随温度升高而增大。室温范围温度对电离常数影响较小，可忽略
④水的离子积不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐稀溶液
⑤任何溶液中由水电离的c (H +)与c (OH –)总是相等的
3．影响水的电离平衡的因素：酸、碱、水解盐等。
二、溶液的酸碱性和pH
1．
常温pH=7（中性） pH ＜7 （酸性） pH ＞7（碱性）
2．pH 测定方法：pH 试纸、酸碱指示剂、pH 计
3．溶液pH 的计算方法
（1）酸溶液： n (H +)→c(H +)→pH
c (H +)·c (OH -) c (H 2O)
（2）碱溶液：n(OH–) → c(OH–) →c(H+)=1×10-14/ c(OH–) →pH
（3）酸碱混合：
pH=7 n (H+)= n(OH–)
pH＞7 n (H+)＜n(OH–)
pH＜7 n (H+)＞ n(OH–)
三、溶液的pH与c(H+)变化关系
pH增大1个单位，c(H+)减小10倍；pH减小1个单位，c(H+)增大10倍；pH改变n个单位，c(H+)就改变10n倍。
1、将pH=8的NaOH溶液与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pH值最接近于（ D ）。
A. 8.3
B. 8.
C. 9
D. 9.7
[解析]：同种溶质的酸或碱溶液混合后溶液的pH值约为大的pH减去0.3（两溶液的pH值必须相差2以上）。
2、两种溶液等体积混合后的pH的计算：
1．若pH小+pH大＜14时，等体积混合后的[H+]＞[OH-]，则溶液呈酸性，pH混＜7所以pH 混=pH小+0.3
如pH=1和pH=3的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混=1+0.3=1.3。
2．若pH小+pH大=14时，等体积混合后的[H+]=[OH-]，则溶液呈中性，pH混=7。
如：pH=4和pH=10的两种溶液等体积混合后的pH混：因为[H+]=[OH-]，所以pH混=7
3．若pH小+pH大＞14时，等体积混合后的[H+]＜[OH-]，则溶液呈碱性，pH混＞7，所以pH混=pH大-0.3
如：pH=10和pH=12的两种溶液等体积混合后的pH混：pH混=12-0.3=11.7。
