王鳳

在學(xué)習(xí)了“水的電離和溶液的pH”內(nèi)容

后，學(xué)生常常會遇到不同溶液中水的電離度大小的比較試題，有一些學(xué)生由于對不同溶液中溶質(zhì)

電離出的陰陽離子對水的電離平衡影響沒有弄清楚，往往出錯，因此，正確理解不同介質(zhì)中溶質(zhì)對水

的電離平衡影響是關(guān)鍵。

一、酸或堿溶液中水的電離度大小比較規(guī)律

我們知道，水是一種極弱的電解質(zhì)，存在如下

電離平衡：H2OH++OH-，改變

c（H+）或c（OH-），

都會影響水的電離平衡，使平衡發(fā)生移動，從而使

水的電離度發(fā)生改變。如果平衡向左移動，則水的

電離度（用α0表示，下同）減小，反之，α0增大。在

酸或堿溶液中，由于酸或堿電離出H+或OH-，

從而使溶液中c（H+）或c（OH-）增大，水的電離平衡

向左移動，α0減小。若酸或堿電離出c（H+）或c（OH-）

越大，則α0越小。若酸或堿電離出c（H+）=c（OH-），

則二者對水的電離平衡影響一樣，此時α0相等。

總結(jié)規(guī)律如下：

1.相同條件下，在酸溶液中，pH越大，α0越

大；pH越小，α0越?。籶H相等，則α0相等。

2.在堿溶液中，pH越小即pOH（=14-pH）

越大，α0越大；pH越大，pOH越小，α0越小，pH

或pOH相等，則α0相等。

3.pH=a的酸溶液和pH=b即pOH=14-b的堿溶液中，α0大小關(guān)系為：

（1）若a>14-b，則酸溶液中α0大于堿溶

液中α0。

（2）若a=14-b，則二者中α0相等。

（3）若a<14-b，則堿溶液中α0大于酸溶

液中α0。

上述規(guī)律用一句話概括就是：在酸或堿溶液中，pH或pOH越大，則α0越大；pH與pOH

相等，則α0相等。

例125℃時，4種水溶液中，水的電離度大

小關(guān)系正確的是（ ）。

（1）pH=3的HCl溶液

（2）pH=13的NaOH溶液

（3）pH=5的CH3COOH溶液

（4）pH=11的NH3·H2O溶液

A.（1）>（2）>（3）>（4）

B.（3）>（1）=（4）>（2）

C.（2）>（1）>（4）>（3）

D.（2）>（1）=（4）>（3）

解析先將堿溶液的pH轉(zhuǎn)換為pOH，（2）

中pOH=14-13=1，（4）中pOH=14-11=3，

然后依據(jù)pH或pOH越大，α0越大的規(guī)律，pH

或pOH大小為（3）>（1）=（4）>（2），所以4種溶液

中水的電離度大小關(guān)系正確的應(yīng)是B。故選B。

二、鹽溶液中水的電離度大小比較規(guī)律

在鹽溶液中，強酸強堿形成的鹽不水解，對水

的電離平衡沒有影響，此時α0與純水的電離度α

相同。而強酸弱堿或強堿弱酸形成的鹽，由于鹽電

離出的陰離子或陽離子與水電離出的H+或

OH-結(jié)合，破壞水的電離平衡，使平衡向右移動，

此時水的電離度增大，水解的結(jié)果是溶液顯酸性

或堿性，水解程度愈大，即溶液的酸性或堿性愈

強，則α0越大。綜上所述可知：

1.在相同條件下，鹽溶液中，α0比酸或堿溶

液中α0都大。

2.在強酸弱堿形成的鹽溶液中，溶液酸性越

強，即pH越小，α0越大。

3.在強堿弱酸形成的鹽溶液中，溶液堿性越

強，即pH越大，α0越大。即pOH=14-pH越小，則α0越大。

4.pH=a的強酸弱堿鹽與pH=b即

pOH=14-b的強堿弱酸鹽溶液中：

（1）當(dāng)a>14-b，則強酸弱堿鹽溶液中α0

小于強堿弱酸鹽溶液中α0。

（2）當(dāng)a=14-b，則二者中α0相等。

（3）當(dāng)a<14-b，則強酸弱堿鹽溶液中α0

大于強堿弱酸鹽溶液中α0。

上述規(guī)律總結(jié)為一句話，就是在鹽溶液中