水是最重要的溶剂，是一种很弱的电解质。水中极少部分的分子发生解离生成H⁺(在水中以水合氢离子H₃O⁺的形式存在)和OH^-，并与未解离的水分子间维持解离平衡。

解离达到平衡时，H₂O、H⁺和OH^-满足关系式

Kw^Θ=[H⁺][OH^-]

由于Kw^Θ是离子浓度的乘积形式，故其称为水的离子积常数。水的解离度很小，平衡体系中[H⁺]和[OH^-]均非常小。实验表明，22℃时KwΘ为1.0×10^-14。

水的解离反应是吸热反应，故KwΘ将随温度的升高而变大，但由于这种变化并不明显，因此一定温度范围内均认为Kw^Θ=1.0×10^-14。

还需注意的是Kw^Θ是水的解离反应的标准平衡常数，因此其表达式中的[H⁺]和[OH^-]是相对浓度，即Kw^Θ的表达式应为

为了书写简便，经常将浓度的标准态省略，用浓度代替相对浓度。在本章及后面的一些章节中，均采用了这种以浓度替代相对浓度的方式，但一定要注意标准平衡常数的表达式中应为相对浓度。

对于任何水溶液体系，H₂O、H⁺和OH^-三者总是处于平衡状态，无论体系是酸性的、碱性的还是中性的，总是满足关系式Kw^Θ=[H⁺][OH^-]。酸性溶液中，[H⁺]>[OH^-]；而碱性溶液中[OH^-]>[H⁺]；溶液中[H⁺]=[OH^-]，溶液显中性。常温下，由于Kw^Θ=[H⁺][OH^-]，故[H⁺]=1.0×10^-7时溶液为中性，但非常温时由于Kw^Θ发生变化，不能把[H⁺]=1.0×10^-7作为体系中性的标志。

在水溶液中，溶液的酸碱性可以用溶液中H+和OH-的浓度大小来表示。若温度不变，则Kw^Θ的值不变，故在已知H⁺和OH^-中一种离子的浓度时就可以求算出另一种离子的浓度，进而来判断溶液的酸碱性强弱。

通常用pH表示溶液酸碱性的强弱。这里p代表一种运算，即对量纲为1的数值取负对数。因此pH是溶液中H⁺相对浓度的负对数；而pOH为OH^-相对浓度的负对数，即

pH=-lg[H⁺]

pOH=-lg[OH^-]

常温时

Kw^Θ=[H⁺][OH^-]=1.0×10^-14

故有

pK_w^Θ=pH+pOH=14

常温下，当溶液为中性时，[H⁺]=[OH^-]，pH=7。由于Kw^Θ受温度影响不是很大，因此一般情况下，当pH=7时溶液为中性；pH>7时溶液为碱性，pH＜7时溶液为酸性。

文章来源：《无机化学核心教程（第二版）》

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