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水的电离与 pH

水の電離とpH

II 物質の状態と変化／酸・塩基

一句话结论

水的离子积 Kw=[H+][OH−]=1.0×10−14 （25 ℃）在任何稀水溶液中都成立。所以只要知道 H⁺ 浓度就知道 OH⁻ 浓度；pH =−log[H+]，pH 每降 1，H⁺ 浓度变 10 倍。

纯水几乎不导电，但「几乎」不是「完全」不 —— 精确测量能测到极微弱的电流。也就是说水本身就在电离，只是比例极小：约五亿六千万个水分子里才有一个。这个极小的数正好给了我们一把统一的尺子，用来度量任何水溶液的酸碱性。

为什么是这样

水会极微弱地电离：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。25 ℃ 的纯水里，H⁺ 与 OH⁻ 的浓度都是 1.0×10−7 mol/L。算一下电离度：1 L 水约 55.6 mol，其中电离的只有 1.0×10−7 mol —— 电离度约 1.8×10−9，也就是约五亿六千万分之一。

关键在于：这两个浓度的乘积在一定温度下恒定，哪怕你往水里加酸或加碱。加酸使 H⁺ 增多，多出来的 H⁺ 会和 OH⁻ 结合成水，使 OH⁻ 相应减少 —— 一增一减，乘积不变。这个乘积叫水的离子积 Kw，25 ℃ 时等于 1.0×10−14。

于是酸碱性有了统一判据。中性是两者相等，都等于 1.0×10−7;酸性是 H⁺ 超过这个值（同时 OH⁻ 低于它）；碱性反过来。注意「中性」的定义是两个浓度相等，不是「没加酸也没加碱」 —— 碳酸钠是盐，溶于水却显碱性。

Kw = c 1 c 2

适用条件

H⁺ 浓度动辄是 10−3、10−11 这样的数，直接比较很不方便。所以取它的负常用对数作为标度：pH =−log[H+]。[H+]=1.0×10−3 对应 pH 3，1.0×10−7 对应 pH 7，1.0×10−11 对应 pH 11。

由 Kw 立刻得到：25 ℃ 时 pH ＋ pOH ＝ 14。所以碱性溶液的 pH 也能由 OH⁻ 浓度算出：[OH−]=1.0×10−2 时 pOH 是 2，pH 就是 12。

pH 是对数标尺，不是线性标尺。pH 从 3 变到 2，H⁺ 浓度不是「多一点」而是变成 10 倍;pH 3 与 pH 5 之间差 100 倍。把稀释与 pH 联系起来时这一点特别要紧：把 pH 3 的强酸稀释到 10 倍，pH 变成 4，而不是 30 或 3.1。

算 pH 的标准路线是：先算 H⁺ 浓度，再取负对数。而算 H⁺ 浓度要用上一节的两个维度。

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