一、水的解离

水是一种很弱的电解质，它可以发生微弱的解离，它的解离方程式是：

            

根据实验测得，在22℃时1L纯水，当解离达到平衡时，只有10^-7mol的水分子发生解离。因此水中氢离子溶度和氢氧根离子溶度都是等于10^-7molL^-1。这样的解离相当在10亿个水分子中，仅有1、2个水分子解离，这时的解离度不超过1.8×10^-9，因此在解离平衡计算时我们就可以忽略已解离的水的分子数。

水的解离平衡可以表示如下：

在22℃时1L纯水的质量为1000g，它的物质的量近似为55.5molL^-1将这一数值代入的水的解离平衡公式中，得到

〔H⁺〕〔OH^-〕═Ki×〔H₂O〕═Ki×55.4═kw

kw═〔H⁺〕〔OH^-〕═〔10^-7〕〔10^-7〕═10^-14

kw称作水的离子积常数，简称水的离子积，它表明在一定温度下，水中H⁺离子和OH^-离子的浓度之间的关系。

水在不同的温度下的离子积常数值是不同,的我们看见表。

在0℃时离子积K_(W)=1.3×10^-15

25℃时离子积K_(W)=1×10^-14

100℃时,〔H⁺〕=〔OH^-〕=1×10-6mol/L,离子积K_(W)=7.4×10^-13

由水分子解离出的H⁺和OH^-数目在任何情况下都是相等的。只是离子积常数随温度升高而增大。

室温时

kw═〔H⁺〕〔OH^-〕═〔10^-7〕〔10^-7〕═10^-14

K_(W)=10^-14

二、溶液的酸碱性

既然在水中氢离子与氢氧根离子的乘积为一常数，这就是说在水溶液中氢离子与氢氧根离子总是同时存在的。那么酸性和碱性溶液的区别在哪里？我们知道，纯水之所以不显酸性，也不显碱性，而显中性，是由于纯水之中的氢离子浓度与氢氧根离子浓度相等。酸性溶液之所以呈酸性是由于其中氢离子浓度大于氢氧根离子浓度，即〔H⁺〕>〔OH^-〕，这是因为酸性溶液中的氢离子除由水解离而产生的以外，主要是酸分子解离而产生的，因此氢离子溶度大于氢氧根离子溶度。同理在碱性溶液中的氢氧根离子浓度超过氢离子浓度，〔OH^-〕>〔H⁺〕溶液显碱性。所以酸性溶液或碱性溶液的差别，就是溶液的中的氢离子浓度和氢氧根离子浓度的不同而已。

根据水的离子积常数等于10^-14，氢离子浓度与氢氧根离子浓度是成反比关系的，氢离子和氢氧根离子中的任何一项的增大，必然引起另一项的减小，所以可根据它们之间存在的这种制约关系，可用氢离子溶度、也可用氢氧根离子溶度中的任何一项来表示溶液的酸碱性，两种表示溶液的酸碱性都是一样的，但习惯上常用氢离子溶度表示。

在常温下，稀溶液中〔H⁺〕和〔OH^-〕的离子积总是10^-14，知道〔H⁺〕就可以计算出〔OH^-〕，反之也一样。在室温下，酸碱性与溶液中〔H⁺〕和〔OH^-〕的关系我们可以概括如下：

1.酸性溶液中：〔H⁺〕>1.0x10^-7mol/L、〔H⁺〕>〔OH^-〕，

2.中性溶液中：〔H⁺〕=〔OH^-〕=1.0x10^-7mol/L

3.碱性溶液中：〔H⁺〕<1.0x10-7mol/L〔H⁺〕<〔OH^-〕，

因此，用〔H⁺〕和〔OH^-〕都可以表示溶液的酸碱性强弱。

三、溶液的pH

我们常遇到一些H⁺浓度很小的水溶液.，如果直接用浓度H⁺表示溶液的酸碱性，使用和记忆都很不方便。为了简便，我们采用pH来表示溶液的酸碱性。所谓的pH是指氢离子浓度的常用对数的负数。

pH与〔H⁺〕之间的关系：

即：pH=-lg〔H⁺〕

根据pH的定义很容易得出，

酸性溶液〔H⁺〕>1.0x10^-7mol/L它的pH<7、

碱性溶液〔H⁺〕<1.0x10^-7mol/L它的pH>7、

中性溶液中：〔H⁺〕=1.0x10^-7mol/L它pH=7

〔H⁺〕越小pH越大，反之〔H⁺〕越大pH越小。

溶液中的H⁺浓度也可以用OH^-浓度表示、因此也可用pOH表示，

pOH的定义同pH相似，pOH是指氢氧根离子浓度的常用对数的负数。

pOH=-lg〔OH^-〕

〔H⁺〕〔OH^-〕═10^-14

-lg〔H+〕-lg〔OH^-〕═lg10^-14

pH+pOH=14

例1、已知0.1mol.L^-HAc的[H⁺]浓度═1.34×10^-3mol.L^-求pH多少？

解：pH=-lg〔H⁺〕═-lg〔1.34×10^-3〕═2.87

答：pH为2.87

例2、已知pH=4.35时〔H⁺〕多少？

解：pH═-lg〔H⁺〕═4.35

  〔H+〕═4.47×10-3mol.L-1

答：〔H+〕═4.47×10-3mol.L-1

例3、已知0.1mol.L-NH₃·H2O的pH多少？

（KNH3.H2O═1.8×10-5）

起始浓度mol.L-    0.1     0     0

平衡浓度mol.L-    0.1-x    x     x

Kb═〔NH4+〕〔OH-〕/〔NH3〕═x2/(0.1-x)═1.8×10-5

（0.1-x≈0.1）    x═1.34×10-3 mol.L-

[OH-]═1.34×10-3 mol.L-

〔H+〕═1×10-14/1.34×10-3═7.5×10-12

pH═-lg〔7.5×10-12〕═11.12

答：pH为11.12

pH的应用范围一般在0-14之间，相对于溶液中的〔H⁺〕就是在1-10^-14mol.L^-1之间，当〔H+〕超过1mol.L^-1的酸性溶液时pH就小于0，如10mol.L^-1HCl溶液的pH= - 1；反之〔H⁺〕小于10^-14mol.L-1，既[OH-]超过1mol.L-1时pH就大于14，如10mol.L^-1NaOH溶液pH=15，因此，对于〔H+〕>1mol.L^-1的酸性溶液或[OH-]>1mol.L^-1的碱性溶液的〔H+〕或[OH-]的表示方法，一般不再用pH了，而直接用物质的量浓度表示。

四、酸碱指示剂

pH是反映酸碱性的一个重要数据，因此，在生产和科学实验中，控制和测定溶液的pH是非常重要的。测定溶液的pH的方法很多，例如用酸度计可以准确测量溶液的pH。但是在实际工作中，有时只需要大概知道溶液的pH是多少，以便及时调节和控制，这时常用酸碱指示剂和pH试纸，所谓的酸碱指示剂是指借助其颜色改变来指示溶液pH的物质。酸碱指示剂都是一些有机弱酸或有机弱碱，在不同的酸碱性溶液中，会显示不同的颜色。由于pH指示剂在不同pH值的溶液中能产生可逆的色泽变化，所以可以在中和分析中，指示反应终点，并可测定被试液的pH值。pH指示剂的质量主要控制在pH变色范围的灵敏度。由于颜色的转变的观察，受主观判断所影响，导致误差。因此需要测定较准确的pH值通常使用pH计测量。

常用酸碱指示剂的变色范围

指示剂名称范围酸色中性色碱色

甲基橙：3.1-4.4红橙黄

甲基红：4.8-6.0红橙黄

溴百里酚蓝：6.0-7.6黄绿蓝

酚酞：8.2-10.0 无色浅红红

紫色石蕊：5.0-8.0红紫蓝

从上表中指示剂的变色范围可以看出，指示剂一般只能粗略地表示溶液的酸碱性，要比较精确地知道溶液的酸碱性，可用pH试纸。

pH试纸按测量精度上可分0.2级、0.1级、0.01级或更高精度。pH试纸上有甲基红、溴甲酚绿、百里酚蓝这三种指示剂。甲基红、溴甲酚绿、百里酚蓝和酚酞一样，在不同pH值的溶液中均会按一定规律变色。

pH试纸使用方法

检验溶液的酸碱度：取一小块试纸在表面皿或玻璃片上，用洁净干燥的玻璃棒蘸取待测液点滴于试纸的中部，观察变化稳定后的颜色，与标准比色卡对比，判断溶液的性质。

检验气体的酸碱度：先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，再送到盛有待测气体的容器口附近，观察颜色的变化，判断气体的性质。（试纸不能触及器壁）

pH试纸使用注意：

1、试纸不可直接伸入溶液。

2、试纸不能测浓硫酸的pH。

3、试纸不可接触试管口、瓶口、导管口等。

4、测定溶液的pH时，试纸不可事先用蒸馏水润湿，因为润湿试纸相当于稀释被检验的溶液，这会导致测量不准确。正确的方法是用蘸有待测溶液的玻璃棒点滴在试纸的中部，待试纸变色后，再与标准比色卡比较来确定溶液的pH。

5、取出试纸后，应将盛放试纸的容器盖严，以免被实验室的一些气体污染。

6、必须在常温下使用，否则会导致结果不准确。

小结：

 1、kw称作水的离子积常数,简称水的离子积

K(W)只随温度变化而变化,是温度常数。如25℃时

〔H+〕=〔OH-〕=1×10-7mol/L,K(W)=1×10-14

 2、溶液的酸碱性

常温下，稀溶液中〔H+〕和〔OH-〕的离子积总是1.0x10-14，知道〔H+〕就可以计算出〔OH-〕。在室温下，酸碱性与溶液中〔OH-〕和〔OH-〕的关系：

（1）.酸性溶液中：〔H+〕>〔OH-〕，〔H+〕>1.0x10-7mol/L

（2）.中性溶液中：〔H+〕=〔OH-〕=1.0x10-7mol/L

（3）.碱性溶液中：〔H+〕<〔OH-〕，〔H+〕<1.0x10-7mol/L