淺談溶液中水的電離度

陸衛(wèi)星

一、純水中水的電離度水是一種極弱的電解質(zhì)，它能進行微弱的電離：

H2O+H2OH3O++OH-

由于電離過程需要吸收熱量，所以溫度升高，水的電離平衡向電離方向移動，水的電離度增大。也就是說，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-全部來自于水的電離，而且c（H+）=c（OH-），所以通過比較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)測定25℃時純水中pH=7，100℃時純水中pH=6，求兩種溫度下c（H+）、c（OH-）、α為多大。

解析25℃時，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，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，H2O的電離度減小。酸溶液中的H+主要來自于酸，水電離的H+很少可以忽略不計。但是，酸溶液中OH-全部來自于水的電離，因此完全可以通過分析比較酸溶液中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？解析因為鹽酸是強酸，所以其H+濃度為：c（H+）=1×10-4mol/L

據(jù)Kw=1×10-14c（OH-）=1×10-10mol/LOH-完全來自于水。而25℃時純水中：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，使水的電離度減小。堿溶液中OH-主要來自于堿，水電離的OH-可忽略不計。但是堿溶液中c（H+）全部來自于H2O的電離。因此，通過分析比較堿溶液中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，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-均來自于水。但因為一些鹽與水發(fā)生反應，使得水的電離平衡向電離方向發(fā)生移動，水的電離度增大，待建立新的平衡時，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.強酸強堿鹽溶液中水的電離度強酸強堿鹽溶液中，鹽電離出的陰、陽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-都是不增減地來自于水，從而通過分析比較c（H+）或c（OH-）大小可比較水的電離度大小。

2.強酸弱堿鹽溶液中水的電離度

強酸弱堿鹽溶液中，鹽電離出的弱堿陽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，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，故達到平衡時溶液中OH-的量不等于水實際電離出的OH-的量。但是，由于水電離的H+完完全全存在于溶液中，故達到平衡時，溶液中的c（H+）等于水實際電離出的c（H+）。所以，只要通過分析比較溶液中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，c（H+）=1×10-4 mol/Lc（H+）只能來自于水，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.強堿弱酸鹽溶液中水的電離度

強堿弱酸鹽溶液中，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，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，故達到平衡時溶液中H+的量并不等于水實際電離出的H+的量。但是，由于水電離的OH-沒有增減地存在于溶液中，故達到平衡時溶液中的c（OH-）等于水實際電離出的c（OH-）。所以，只要通過分析比較溶液中的c（OH-）的大小變化就能確定水的電離度變化，強堿弱酸鹽溶液中的水的電離度正比于c（OH-）。

例5常溫時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，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，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小于純水的電離度，在比較溶液中水的電離度大小時，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，水的電離度遠大于純水的電離度，強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-）來衡量。（收稿日期：2015-05-16）