水電離產生的氫離子和氫氧根離子濃度計算

阮龍發

(福建省龍巖高級中學 364000)

計算水電離產生的氫離子和氫氧根離子的濃度是高中學生學習化學中的難點，要熟練掌握計算，首先必須明確計算基礎.

1.計算公式：pH=-lgc(H+)

Kw=c(H+) ·[OH-](適用純水、酸、堿、鹽等稀溶液)

2.明確溶液中溶質的類型, 電解質的電離，明確H+和OH-的來源.

3.任何情況下：c(H+)水=c(OH+)水.

4.水的電離平衡、弱電解質電離平衡、鹽類水解平衡及平衡移動.

5.酸、堿抑制水的電離，鹽類水解促進水的電離.

特別要注意：溫度對Kw的影響，在沒有特別說明的情況下默認為25℃，此時，Kw= 1.0×10-14mol2·L-2.接下來結合電離、鹽類水解規律以及對水的電離的影響，按溶質的類型不同分五種情況來分析.

一、酸溶液

在酸(包括強酸和弱酸)溶液中，H+主要來源于酸，酸電離出的H+抑制水的電離.一般情況下，忽略水電離出的H+，酸溶液中的OH-全部來源于水的電離，酸溶液中c(OH+)代表了水的電離程度：c(OH+)=c(OH+)水，要計算水電離出的c(H+)水，先算溶液中的c(OH+).

例1 計算0.001 mol·L-1的HNO3溶液中c(H+)水，即：c(H+)=1×10-3mol·L-1.

解c(OH+)=Kw/c(H+)=1.0×10-14mol2·L-2/10-3mol·L-1=10-11mol·L-1

c(H+)水=c(OH+)水=c(OH+)=10-11mol·L-1

二、堿溶液

在堿(包括強堿和弱堿)溶液中，OH-主要來源于堿，堿電離出的OH-抑制了水的電離.一般情況下，忽略水電離出的OH-，堿溶液中的H+全部來源于水.堿溶液中c(H+)代表了水的電離程度：c(H+)=c(H+)水，要計算水電離出的c(OH+)水，先算溶液中的c(H+).

例2 計算pH=11的氨水溶液中c(OH+)水,即：

c(OH+)=1×10-3mol·L-1.

解c(H+)=Kw/c(OH+)= 1.0×10-14mol2·L-2/ 10-3mol·L-1

c(OH+)水=c(H+)水=c(H+)=10-11mol·L-1

電離原理：只存在

和 H2OOH-+ H+

兩種電離，H+全部來源于水，故堿中算c(H+)濃度.

三、純水和強酸強堿鹽

求得溶液中：c(H+)=c(OH+)=c(H+)水=c(OH+)水=1.0× 10-7mol·L-1

變式25℃時，pH=4的HNO3溶液中由水電離出c(H+)水=a；pH=4的Al(NO3)3溶液中由水電離出c(H+)水=b，則a/b=________.

點評酸中算c(OH+)；a=c(OH+)=1×10-10mol/L，強酸弱堿鹽算c(H+):b=c(H+)=1×10-4mol/L，則a/b=1×10-6.

四、強堿弱酸鹽

水解原理：強堿弱酸鹽電離出弱酸的陰離子與水電離出的H+結合，生成弱酸.例如：CH3COONa = CH3COO-+Na+，CH3COO-與水電離產生的H+結合生成CH3COOH，使水的電離平衡向右移動，促進了水的電離，從而使得溶液中c(H+)

例3 計算pH=10的CH3COONa溶液中c(H+)水,即：c(H+)=1×10-10mol·L-1

解c(OH+)=Kw/c(H+)=1.0× 10-14mol2·L-2/ 10-10mol·L-1=1×10-4mol·L-1

c(H+)水=c(OH+)水=c(OH+)=1×10-4mol·L-1

平衡原理：CH3COONa溶液只存在:

兩種平衡，OH-全部來源于水的電離，故強堿弱酸鹽算c(OH+).

五、強酸弱堿鹽

水解原理：強酸弱堿鹽電離出的弱堿陽離子與水電離出的OH-結合，生成弱堿.例如：

Al3+與水電離產生的OH-結合生成Al(OH)3，使水的電離平衡向右移動，促進了水的電離，從而使得溶液中c(H+)>c(OH+).此時，溶液中的c(H+)代表了水的電離程度，要計算水電離出的c(OH+)水，先算溶液中的c(H+).

例4 計算pH=4的Al2(SO4)3溶液中c(OH+)水,即：c(H+)=1×10-4mol·L-1

解c(OH+)水=c(H+)水=c(H+)=1×10-4mol·L-1

平衡原理：Al2(SO4)3溶液只存在:

兩種平衡，H+全部來源于水，故強酸弱堿鹽算c(H+).

綜上，酸堿中算“小的”：酸中算c(OH+)濃度堿中算c(H+)濃度，水解鹽算“大的”：強堿弱酸鹽算c(OH+)強酸弱堿鹽算c(H+).

參考文獻：

[1]李曉寧.電解質溶液中水的電離[J].青海教育,2010.

[2]徐文華.2016年高考理科綜合模擬試題(一)[J].試題與研究(高考),2016.