水是一种极弱的电解质，在常温下能电离出极少量的H+和OH-，存在着电离平衡。

1、K_w=c(H⁺)·c(OH^-)，纯水中c(H⁺)=c(OH^-)，纯水总是呈电中性的。

2、不能认为c(H⁺)或c(OH^-)等于10^-7mol/L或pH=7的溶液就一定是中性溶液，即不能把pH=7作为判断一切溶液酸、碱性的分界线，而应比较c(H⁺)和c(OH^-)两者的相对大小。溶液呈酸碱性的本质是c(H⁺)≠c(OH^-)。

3、已知水电离产生的c(H⁺)或c(OH^-)并不能最终确定溶液的酸碱性，因为这既可能是酸(或酸性)溶液，也可能是碱(或碱性)溶液。例如，由水电离出的c(H⁺)=1×10^-13mol/L的溶液，其pH等于1或13。

4、水电离平衡的破坏和移动

(1)外加酸、碱可以打破水的电离平衡，促使水的电离平衡逆向移动，导致c(H⁺)≠c(OH^-)，水的电离受到抑制。酸溶液的pH表示的c(H⁺)为溶质酸电离产生的，通过K_w=c(H⁺)·c(OH^-)水可以计算出水电离的c(OH^-)水，而c(H⁺)水=c(OH^-)水。碱溶液的pH表示的c(H+)则为水电离出的c(H⁺)水，因为碱本身不能电离出H⁺。

(2)温度会影响水的电离平衡。水的电离是吸热过程，温度升高，促进水的电离，K_w增大，pH减小，但仍存在c(H⁺)水=c(OH^-)水。在常温时K_w=10^-14，100℃时，K_w=10^-12。

(3)能发生水解的盐可以促进水的电离，从而打破水的电离平衡。只有一种弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)水解，则c(H⁺)≠c(OH^-);若所加盐发生双水解，则两种离子的浓度可能相等，也可能不相等。水解呈酸性的盐溶液pH表示的是水电离的c(H⁺)水(与碱溶液相同)，水解呈碱性的盐溶液的pOH{pOH=-lgc(OH^-)}表示的是水电离的c(OH^-)水(与酸溶液相同)。

5、对于极稀的酸、碱溶液，水的电离则不可忽视

例如：c(H⁺)=10-8mol/L的盐酸，如果认为pH=8就错了，因为酸溶液的pH在常温时一定是小于7的。这时在计算该溶液的pH时，就必须考虑水电离产生的c(H⁺)水和c(OH^-)水。

例1、25℃时，水的电离达到平衡：H₂OH⁺+OH^-;△H>0，下列叙述正确的是 ( )

A.向水中加入稀氨水，水的电离平衡逆向移动，c(OH^-)降低

B.向水中加入少量固体NaHSO₄，c(H⁺)增大，K_w不变

C.向水中加入少量固体CH₃COONa，平衡逆向移动，c(H⁺)降低

D.将水加热，K_w增大，pH不变

解析：向水中加入稀氨水时，平衡逆向移动，溶液呈碱性，c(OH^-)增大;CH₃COONa水解，可使平衡正向移动，溶液呈碱性;将水加热时，水的电离程度变大，pH减小。答案选B。

例2、在一定温度下，测得某中性溶液的pH=6.5，将此温度下pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H₂SO₄溶液b L混合。

(1)若所得混合溶液为中性，则a:b_______。

(2)若所得混合溶液的pH=2，则a：b_______。.

解析：因中性溶液的pH=6.5<7，说明水的电离受到促进，故温度高于常温。在此条件下，已知碱溶液的pH求c(OH^-)时特别容易出错，而已知酸溶液的pH求c(H⁺)则不受影响。

该中性溶液中，c(H⁺)=c(OH^-)=10^-6.5mol/L，Kw=c(H⁺)·c(OH^-)=10^-13。

(1)所得混合溶液为中性时，n(H⁺)酸=n(OH^-)碱，即10^(11-13)a=10^-1b，a：b=10：1。

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(2)所得混合溶液的pH=2时，，解得：a：b=9：2

答案：(1)10：1 (2)9：2