盐类的水解是《化学反应原理》的重要内容，而水的电离是重点也是难点，许多教师在讲解水的电离时花费了很大的精力，但收效不佳。如何突破这一难点，让学生易于理解，并能灵活应用，就成了一个重要课题。在这里我结合多年的教学与实践，谈谈个人的做法。
水的电离的难点在于真正理解条件的改变对水电离平衡的影响，本文着重剖析讨论水电离的内涵，深入探讨条件的改变对水电离平衡的影响。
25℃纯水中，c（H+）=c（OH-）=10-7mol.L-1，水的离子积Kw为10-14。在任何稀溶液中，水电离出的H+永远等于水电离出的OH-，当改变条件时，对水的电离平衡有何影响，怎样移动？下面逐一分析：
一、对纯水升高温度
因水的电离过程是吸热的，故升高温度促进水的电离，水电离出的 c（H+）=c（OH-） > 10-7mol·L-1 ，但仍呈中性。
二、外加酸或碱（以下不加说明，温度都是指常温下：25 ℃）
（1）在水中滴加盐酸或醋酸，由于酸电离出的c（H+）远大于水电离出的c（H+），故水的平衡左移，抑制水的电离，水电离出的
c（H+）=c（OH-） <10-7mol·L-1。如常温下，PH=1的盐酸中，水电离出的H+ 浓度是多少？
解析：在酸溶液中，氢离子来源于酸和水，OH-只来源于水。故Kw=c（H+）酸+水·c（OH-）水 = 1.0×10-14 ，PH=1的盐酸中c（H+）=1×10-1mol·L-1，c（OH-）水=c（H+）水=1.0×10-13mol·L-1，故水电离产生的H+ 浓度是1.0×10-13mol·L-1。比常温下水中OH-和 H+浓度1×10-7mol·L-1小很多，可见由于氯化氢的加入，水的电离程度变小。
（2）在水中滴加NaOH或氨水，由于碱电离出的c（OH-）远大于水电离出c（OH-），故水的平衡左移，抑制水的电离，水电离出的
c（H+）=c（OH-） <10-7mol·L-1。如常温下，PH=13的氢氧化钠溶液中，水电离产生的OH- 离子浓度是1.0×10-13mol·L-1。
三、外加盐溶液
（1）加可水解的盐，由于可水解的盐电离出的弱酸根或弱碱根离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，从而使水的电离平衡右移，促进了水的电离，故水电离出的c（H+）=c（OH-） > 10-7mol·L-1。如常温下，某NH4Cl溶液的PH=3 ，水电离出的H+ 浓度是多少？溶液中的OH-浓度是多少？
解析：NH4Cl本身只能电离产生NH4+和Cl- 离子，溶液中的OH- 和H+ 只能来源于水，故水电离出的H+ 浓度是1×10-3mol·L-1 ，溶液中的OH-浓度是1×10-11mol·L-1 。有的同学会产生疑问：水电离产生的OH-和H+浓度应该相等，现在怎么不相等了？这是因为NH4+水解，结合相当一部分OH-生成了NH3·H2O分子，1×10-11 mol·L-1是指溶液中自由移动的OH- 浓度。通过数据比较可以看出：PH=3的NH4Cl溶液中H+ 浓度比室温时水中H+ 浓度大得多，加入NH4Cl后水的电离程度增大。
再如PH=11的NaHCO3aq中，水电离出的c（OH-） =10-3mol·L-1。
而PH=3的NaHSO3aq中，因为HSO3-的电离大于水解，故使水的电离平衡左移，水电离出的c（H+）=10-11mol·L-1<10-7mol·L-1。
（2）加不水解的盐（NaCl、NaHSO4），加NaCl这样的强酸强碱的正盐，因电离出的阴、阳离子与水电离出的H+、OH-不能结合生成弱电解质，故对水的电离无影响；而加NaHSO4aq，因能电离出H+，故使水的电离平衡左移，抑制水的电离，水电离出的c（H+）=c（OH-）<10-7mol·L-1。
总之，盐的水解可促进水的电离，不水解的盐可能对水的电离没有影响，也可能抑制水的电离。
影响水电离的因素归纳：任何水溶液中由水电离出的总的
c（H＋）与c（OH－）一定相等。
（1）升高温度促进水的电离。
（2）外加试剂：①同种离子抑制电离（如加酸或碱）。②反应的离子（如加可水解的盐）或活泼金属促进水的电离。③盐的水解促进水的电离（加入能水解的盐，水的电离平衡可能向左，也可能向右移动，抑制或促进水的电离）。 ④加入不水解的盐强酸强碱盐，水的电离平衡不移动。
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