水的电离和溶液的pH

研究电解质溶液时往往涉及溶液的酸碱性。电解质溶液的酸碱性跟水的电离有着密切的关系。为了从本质上认识溶液的酸碱性，就要了解水的电离情况。
　　
　　一、水的电离
　　
　　精确的实验证明，水是一种极弱的电解质，它能微弱地电离，生成H3O+和OH－：
　　
　　H2O+H2OH3O++OH－
　　
　　通常，上式也可简写为：
　　
　　H2OH++OH－
　　
　　从纯水的导电实验测得，在25℃时，1L纯水中只有1×10－7molH2O电离，因此纯水中H+浓度和OH－浓度各等于1×10－7mol／L。在一定温度时，水跟其他弱电解质一样，也有一个电离常数：
　　
　　c（H+）·c（OH－）=K·c（H2O）
　　
　　1LH2O的物质的量为55.6mol，这与发生电离的H2O的物质的量1×10－7mol相比，水的已电离部分可以忽略不计。所以电离前后，H2O的物质的量几乎不变，可以看做是个常数。常数乘常数必然为一个新的常数，通常我们把它写作Kw，因而上式也可写为：
　　
　　c（H+）·c（OH－）=Kw
　　
　　Kw叫做水的离子积常数，简称水的离子积。水的离子积是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H+浓度和OH－浓度之间的关系。在25℃时，水中H+浓度和OH－浓度都是1×10－7mol／L，所以
　　
　　Kw=c（H+）·c（OH－）
　　
　　=1×10－7×1×10－7=1×10－14
　　
　　因为水的电离过程是一个吸热过程，所以当温度升高时，有利于水的电离，即水的离子积增大。例如，25℃时，Kw为1×10－14，100℃时，Kw约为1×10－12，两者相差约100倍。
　　
　　二、溶液的酸碱性和pH
　　
　　在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+浓度和OH－浓度的乘积总是一个常数——1×
　　
　　10－14。在中性溶液里，H+浓度和OH－浓度相等，都是1×10－7mol／L；在酸性溶液里不是没有OH－，而是其中的H+浓度比OH－浓度大；在碱性溶液里也不是没有H+，而是其中的OH－浓度比H+浓度大。
　　
　　常温时，溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH－）的关系可以表示如下：
　　
　　中性溶液c（H+）=c（OH－）=1×10－7mol／L
　　
　　酸性溶液c（H+）＞c（OH－），c（H+）＞1×10－7mol／L
　　
　　碱性溶液c（H+）＜c（OH－），c（H+）＜1×10－7mol／L
　　
　　c（H+）越大，溶液的酸性越强；c（H+）越小，溶液的酸性越弱。
　　
　　我们经常要用到一些c（H+）很小的溶液，如c（H+）=10－7mol／L，c（H+）=1.34×10－3mol／L，等等。用这样的量来表示溶液的酸碱性的强弱很不方便。为此，化学上常采用pH来表示溶液酸碱性的强弱：
　　
　　pH=－lg｛c（H+）｝
　　
　　例如，纯水的c（H+）=1×10－7mol／L，纯水的pH为：
　　
　　pH=－lg｛c（H+）｝=－lg10－7=7
　　
　　10－2mol／LHCl溶液中，c（H+）=10－2mol／L，其pH为：
　　
　　pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－2=2
　　
　　10－2mol／LNaOH溶液中，c（OH－）=10－2mol／L其pH为：
　　
　　pH=－lg｛c（H+）｝＝－lg10－12=12
　　
　　在中性溶液中，c（H+）=10－7mol／L，pH=7；
　　
　　在酸性溶液中，c（H+）＞10－7mol／L，pH＜7；
　　
　　在碱性溶液中，c（H+）＜10－7mol／L，pH＞7。
　　

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