陸衛(wèi)星

一、純水中水的電離度水是一種極弱的電解質(zhì)，它能進(jìn)行微弱的電離：

H2O+H2OH3O++OH-

由于電離過(guò)程需要吸收熱量，所以溫度升高，水的電離平衡向電離方向移動(dòng)，水的電離度增大。也就是說(shuō)，純水的電離度只受溫度影響，溫度升高，電離度增大。由于純水中H+和OH-全部來(lái)自于水的電離，而且c（H+）=c（OH-），所以通過(guò)比較c（H+）或c（OH-）大小，可間接比較水的電離度大小，水的電離度（α）正比于c（H+）或c（OH-）。例1經(jīng)測(cè)定25℃時(shí)純水中pH=7，100℃時(shí)純水中pH=6，求兩種溫度下c（H+）、c（OH-）、α為多大。

解析25℃時(shí)，pH=7，c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L由于純水c（H2O）=1000 g/L18 g/mol=55.6 mol/L故α=1×10-7mol/L55.6 mol/L×100%=1.8×10-7%100℃時(shí)，pH=6，c（H+）=c（OH-）=1×10-6mol/L故α=1×10-6mol/L55.6 mol/L×100%=1.8×10-6%二、酸溶液中水的電離度由于酸電離出的氫離子抑制了水的電離，使水的電離平衡向左移動(dòng)，H2O的電離度減小。酸溶液中的H+主要來(lái)自于酸，水電離的H+很少可以忽略不計(jì)。但是，酸溶液中OH-全部來(lái)自于水的電離，因此完全可以通過(guò)分析比較酸溶液中c（OH-）的大小變化，而確定水的電離度變化。由于純水和稀水溶液中水的初始濃度可以認(rèn)為基本相同，故水的電離度正比于c（OH-）。例2常溫下1×10-4 mol/L鹽酸中水的電離度α1，跟純水中水的電離度α2的比值為多少？解析因?yàn)辂}酸是強(qiáng)酸，所以其H+濃度為：c（H+）=1×10-4mol/L

據(jù)Kw=1×10-14c（OH-）=1×10-10mol/LOH-完全來(lái)自于水。而25℃時(shí)純水中：c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L

所以α1α2=1×10-10mol/L1×10-7mol/L=1×10-3可見(jiàn)酸溶液中水的電離度減小了。

三、堿溶液中水的電離度

堿在水中電離出的OH-，抑制了水的電離，也使水的電離平衡向左移動(dòng)，使水的電離度減小。堿溶液中OH-主要來(lái)自于堿，水電離的OH-可忽略不計(jì)。但是堿溶液中c（H+）全部來(lái)自于H2O的電離。因此，通過(guò)分析比較堿溶液中c（H+）的大小變化，而確定水的電離度變化，堿溶液中水的電離度正比于c（H+）。

例3常溫時(shí)pH=10的氨水中水的電離度α1，跟純水中的電離度α2比值是多少？

解析pH=10時(shí)，c（H+）=1×10-10mol/L而純水中：c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L

所以α1α2=1×10-10mol/L1×10-7mol/L=1×10-3

可見(jiàn)堿溶液中水的電離度同樣減小了。

四、鹽溶液中水的電離度鹽可分為正鹽、酸式鹽和堿式鹽等，對(duì)正鹽而言，它本身并不能電離出H+和OH-，所以溶液中的H+和OH-均來(lái)自于水。但因?yàn)橐恍}與水發(fā)生反應(yīng)，使得水的電離平衡向電離方向發(fā)生移動(dòng)，水的電離度增大，待建立新的平衡時(shí)，一般而言，c（H+）≠c（OH-）。根據(jù)鹽的不同組成，正鹽溶液中水的電離度可分為以下幾種情況。

1.強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液中水的電離度強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽溶液中，鹽電離出的陰、陽(yáng)離子都不跟溶液中的H+和OH-結(jié)合形成弱龜解質(zhì)，從而沒(méi)有破壞水的電離平衡，所以水的電離度不變，相同溫度下，溶液中水的電離度跟純水的電離度相同。由于溶液中的H+和OH-都是不增減地來(lái)自于水，從而通過(guò)分析比較c（H+）或c（OH-）大小可比較水的電離度大小。

2.強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中水的電離度

強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中，鹽電離出的弱堿陽(yáng)離子可跟水電離出的OH-結(jié)合而生成難電離的弱堿，從而打破了水的電離平衡，使水的電離平衡向右移動(dòng)，水的電離度增大。由于水電離的OH-有一部分參與形成弱堿而消耗，故達(dá)到平衡時(shí)溶液中OH-的量不等于水實(shí)際電離出的OH-的量。但是，由于水電離的H+完完全全存在于溶液中，故達(dá)到平衡時(shí)，溶液中的c（H+）等于水實(shí)際電離出的c（H+）。所以，只要通過(guò)分析比較溶液中c（H+）大小變化就能確定水的電離度變化，強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中水的電離度正比于c（H+）。

例4常溫下pH=4的NH4Cl溶液中水的電離度α1是純水的電離度α2的多少倍？

解析pH=4時(shí)，c（H+）=1×10-4 mol/Lc（H+）只能來(lái)自于水，而純水中：c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L

所以α1α2=1×10-4mol/L1×10-7mol/L=1×103

3.強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中水的電離度

強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中，鹽電離出的弱酸陰離子可跟水電離出的H+結(jié)合而生成難電離的弱酸，從而打破了水的電離平衡，水的電離平衡向右移動(dòng)，水的電離度增大。由于水電離的H+有一部分參與形成弱酸而消耗，故達(dá)到平衡時(shí)溶液中H+的量并不等于水實(shí)際電離出的H+的量。但是，由于水電離的OH-沒(méi)有增減地存在于溶液中，故達(dá)到平衡時(shí)溶液中的c（OH-）等于水實(shí)際電離出的c（OH-）。所以，只要通過(guò)分析比較溶液中的c（OH-）的大小變化就能確定水的電離度變化，強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中的水的電離度正比于c（OH-）。

例5常溫時(shí)pH=10的CH3COONa溶液中水的電離度α1是純水電離度α2的多少倍？

解析pH=10時(shí)，c（H+）=1×10-10mol/Lc（OH-）=KWc（H+）=1×10-4mol/L

而純水中，c（H+）=c（OH-）=1×10-7mol/L

所以α1α2=1×10-4mol/L1×10-7mol/L=1×103

4.弱酸弱堿鹽溶液中水的電離度

弱酸弱堿鹽溶液中，鹽電離出的弱酸陰離子、弱堿陽(yáng)離子都分別可以跟水電離出的H+和OH-結(jié)合形成弱酸、弱堿，從而打破水的電離平衡，水的電離平衡向右移動(dòng)，水的電離度總是增大。由于水電離出的H+和OH-都有部分參與形成弱電解質(zhì)而消耗，溶液中H+和OH-的量并不等于水實(shí)際電離的H+和OH-的量。所以，溶液中的c（H+）、c（OH-）大小變化都不能用來(lái)衡量水的電離度大小變化。

綜上所述，酸或堿溶液中水的電離度遠(yuǎn)小于純水的電離度，在比較溶液中水的電離度大小時(shí)，酸溶液中可采用c（OH-）衡量，堿溶液中可采用c（H+）衡量。能水解的鹽溶液中，水的電離度遠(yuǎn)大于純水的電離度，強(qiáng)酸弱堿鹽溶液中水的電離度大小可采用溶液中c（H+）衡量，強(qiáng)堿弱酸鹽溶液中水的電離度大小可采用溶液中的c（OH-）衡量，弱酸弱堿鹽溶液中水的電離度大小卻不能用c（H+）或c（OH-）來(lái)衡量。（收稿日期：2015-05-16）