原文地址：水的离子积常数变化对溶液pH的影响
水的离子积常数变化对溶液pH的影响
当某酸（或碱）水溶液的温度发生改变时，其中溶剂水的电离情况也是要发生改变的。这种改变，可以用其“离子积常数”（Kw，简称离子积）准确的加以描述。
在一般的无机化学教材中就可以看到如下的数据[1]：
| T/K |
Kw |
T/K |
Kw |
| 273 |
1.3×10-15 |
298 |
1.27×10-14 |
新浪博客
水的离子积常数变化对溶液pH的影响
当某酸（或碱）水溶液的温度发生改变时，其中溶剂水的电离情况也是要发生改变的。这种改变，可以用其“离子积常数”（Kw，简称离子积）准确的加以描述。
在一般的无机化学教材中就可以看到如下的数据[1]：
291
从中不难看出，在从273K到373K、这个上下温度相差100度的区间内，Kw的值从1.3×10-15，变化到了7.4×10-13。两者竟然相差达569倍之多。也就是说，温度变化对水的离子积，及某酸（或碱）溶液中的pH计算，影响可能还是不小的。
尽管如此，由于一般的化学实验与计算都是在常温（接近室温）的情况下进行的。所以，在考虑问题时也多是忽略了水的离子积的改变，以及它可能会对pH计算结果所造成的改变。
没想到的是，这种“忽略”被中学化学教学、也就是被某高考题硬生生地给“较真”起来了。该题（如下）所给的实验数据，就是某质子碱溶液在不同温度情况下的pH数据。还要让学生讨论这个pH数据变化的原因。这就是要求教师给学生去讲解，这里有没有水的离子积改变的问题，这种改变是否对溶液的pH有影响，这个影响是不是能小到可以被忽略？
原题为：
11．测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
实验过程中……（其余的内容与本文的讨论无关，故从略）
看来，温度变化是如何影响酸碱溶液中的pH值，在中学化学教学中还是一个必须要讨论清楚的问题。
下面，就从如下几个方面来讨论，Kw改变对常见的化学概念与计算，会有什么影响。
一、温度会改变溶液酸碱性的判别标准
人们通常都说，“水溶液的pH小于7时，呈酸性；等于7时为中性；大于7则为碱性”。
其实这个说法，仅在溶液为295K时，才是绝对正确的。因为此时水的离子积恰好为1.00×10-14，即Kw=[H+][OH-]=1.00×10-14。不难看出，在这个温度下，当溶液为中性，也就是[H+]=[OH-]时，必然有[H+]=[OH-]=1.00×10-7。这时，该溶液的pH必然是7.00，pOH也是7.00。
当溶液的温度为323K（50）时，中性水溶液的pH又会是多少呢？这就要用到该温度下水的离子积“5.6×10-14”来计算了。由于，Kw=[H+][OH-]=5.6×10-14，所以此时的[H+]=[OH-]=2.37×10-7，pH=pOH=6.63。
也就是说，在50的情况下，测得或计算出某溶液的[H+]=2.37×10-7（mol·L-1），也就是pH=6.63时，该溶液就已经是中性的了。
如果，在50的情况下，某溶液的pH=6.65（它比中性的6.63只稍大了一点点），那它也是碱性的溶液了（尽管碱性还不强）。
应该能估计到，由于273K时的Kw=1.3×10-15。（比295K时的1.00×10-14低了不少），即便测得某溶液的pH=7.00，它也一定时呈酸性的。
二、Kw的改变对碱溶液的[H+]及pH表征影响较大
由于pH是[H+]的负对数，所以温度改变对酸溶液的[H+]及pH计算，几乎没有什么影响。与常温时完全一样，该用哪个近似计算公式，就仍然用那个公式来计算。把计算出的[H+]结果，直接取负对数，得到得也就是pH值。
如，50时0.010 mol·L-1的HCl。由于这是一个强酸，[H+]=0.010（mol·L-1），pH=2.00。
又如，50时0.10 mol·L-1的HAc（这个温度下的Ka假设是3.25×10-5）。这时，可以用最简式来进行这个计算。有![[转载]水的离子积常数变化对溶液pH的影响](http://s5.sinaimg.cn/bmiddle/002rMxNpzy7lURGlmrac4&690 "[转载]水的离子积常数变化对溶液pH的影响")
（mol·L-1），pH=2.74。
可见，这个高温下溶液中[H+]及pH的计算，与常温下的计算相比较，几乎没有差别。
对高于或低于常温的碱溶液，在计算其[OH-]及pOH时，与常温时还是一样。只是在计算溶液的[H+]及pH时要十分注意。因为，在非常温的[OH-]与[H+]间、及pOH与pH间的换算时，都必须要用到水的离子积常数（而它已被温度改变了）。
下面也举几个这类计算的例子。
如，50时0.010 mol·L-1的NaOH溶液。由于这是一个强碱，[OH-]=0.010（mol·L-1），pOH=2.00。这些都与酸性溶液中的计算方法，完全是一样的。
要注意的是下面的计算就不同了。这个NaOH溶液中的[H+]是多少呢？要用到，Kw=[H+][OH-]=5.6×10-14。也就是，[H+] = Kw/ [OH-]=5.6×10-14/0.010=5.6×10-12（mol·L-1）。所以，此溶液的pH=11.25。
当然，也可以从另一个途径来计算为，pH=pKw-pOH=13.25-2.00=11.25。
可以将上面计算出来的pH 为“11.25”，与25时0.010 mol·L-1的NaOH溶液的pH 为“12.00”，相互比较一下。不难看出，同一个溶液（都是0.010 mol·L-1的NaOH），在25时pH为“12.00”，只是单纯地把温度升高到50，其pH就变成了“11.25”。 温度的25度变化，竟然导致pH数值出现了0.75的“剧烈”变动。
又如，50时0.10 mol·L-1的NH3溶液（这个温度下的Kb假设是3.78×10-5）。这时，仍可以用最简式来进行这个溶液的[OH-]计算。有![[转载]水的离子积常数变化对溶液pH的影响](http://s6.sinaimg.cn/bmiddle/002rMxNpzy7lURKXaDj95&690 "[转载]水的离子积常数变化对溶液pH的影响")
（mol·L-1），pOH=2.71。
但是，在讨论这个溶液的pH值时，就要小心了。pH=pKw-pOH=13.25-2.71=10.54。
可以得出一个一般性的结论“升温会导致碱溶液的pH值变小”。
这是由于，升温会使溶液酸碱性的分界点（也可以说是标准）发生了位移（数值减小了）。这种判别标准的减小，对pH数值本来就要更大一些的碱溶液来说，当然会有更为显著的影响。
三、Kw对酸（或碱）溶液中[H+]近似计算公式选用的影响
酸碱溶液有众多本质各异的体系（如强酸、弱酸、两性物质、缓冲溶液……）。即便是某一体系（如弱酸），由于溶液浓度和平衡常数的不同，也要用不同的近似公式来计算其[H+]。
需要指出的是：当某计算公式中包括有水的离子积常数（
|
7.4×10-15 |
323 |
5.6×10-14 |
|
| 295 |
1.00×10-14 |
373 |
7.4×10-13 |
尽管如此，由于一般的化学实验与计算都是在常温（接近室温）的情况下进行的。所以，在考虑问题时也多是忽略了水的离子积的改变，以及它可能会对pH计算结果所造成的改变。
没想到的是，这种“忽略”被中学化学教学、也就是被某高考题硬生生地给“较真”起来了。该题（如下）所给的实验数据，就是某质子碱溶液在不同温度情况下的pH数据。还要让学生讨论这个pH数据变化的原因。这就是要求教师给学生去讲解，这里有没有水的离子积改变的问题，这种改变是否对溶液的pH有影响，这个影响是不是能小到可以被忽略？
原题为：
11．测定0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
| 时刻 |
||||
|
温度/ |
25 |
30 |
40 |
25 |
| pH |
9.66 |
9.52 |
9.37 |
9.25 |
实验过程中……（其余的内容与本文的讨论无关，故从略）
看来，温度变化是如何影响酸碱溶液中的pH值，在中学化学教学中还是一个必须要讨论清楚的问题。
下面，就从如下几个方面来讨论，Kw改变对常见的化学概念与计算，会有什么影响。
一、温度会改变溶液酸碱性的判别标准
人们通常都说，“水溶液的pH小于7时，呈酸性；等于7时为中性；大于7则为碱性”。
其实这个说法，仅在溶液为295K时，才是绝对正确的。因为此时水的离子积恰好为1.00×10-14，即Kw=[H+][OH-]=1.00×10-14。不难看出，在这个温度下，当溶液为中性，也就是[H+]=[OH-]时，必然有[H+]=[OH-]=1.00×10-7。这时，该溶液的pH必然是7.00，pOH也是7.00。
当溶液的温度为323K（50）时，中性水溶液的pH又会是多少呢？这就要用到该温度下水的离子积“5.6×10-14”来计算了。由于，Kw=[H+][OH-]=5.6×10-14，所以此时的[H+]=[OH-]=2.37×10-7，pH=pOH=6.63。
也就是说，在50的情况下，测得或计算出某溶液的[H+]=2.37×10-7（mol·L-1），也就是pH=6.63时，该溶液就已经是中性的了。
如果，在50的情况下，某溶液的pH=6.65（它比中性的6.63只稍大了一点点），那它也是碱性的溶液了（尽管碱性还不强）。
应该能估计到，由于273K时的Kw=1.3×10-15。（比295K时的1.00×10-14低了不少），即便测得某溶液的pH=7.00，它也一定时呈酸性的。
二、Kw的改变对碱溶液的[H+]及pH表征影响较大
由于pH是[H+]的负对数，所以温度改变对酸溶液的[H+]及pH计算，几乎没有什么影响。与常温时完全一样，该用哪个近似计算公式，就仍然用那个公式来计算。把计算出的[H+]结果，直接取负对数，得到得也就是pH值。
如，50时0.010 mol·L-1的HCl。由于这是一个强酸，[H+]=0.010（mol·L-1），pH=2.00。
又如，50时0.10 mol·L-1的HAc（这个温度下的Ka假设是3.25×10-5）。这时，可以用最简式来进行这个计算。有
可见，这个高温下溶液中[H+]及pH的计算，与常温下的计算相比较，几乎没有差别。
对高于或低于常温的碱溶液，在计算其[OH-]及pOH时，与常温时还是一样。只是在计算溶液的[H+]及pH时要十分注意。因为，在非常温的[OH-]与[H+]间、及pOH与pH间的换算时，都必须要用到水的离子积常数（而它已被温度改变了）。
下面也举几个这类计算的例子。
如，50时0.010 mol·L-1的NaOH溶液。由于这是一个强碱，[OH-]=0.010（mol·L-1），pOH=2.00。这些都与酸性溶液中的计算方法，完全是一样的。
要注意的是下面的计算就不同了。这个NaOH溶液中的[H+]是多少呢？要用到，Kw=[H+][OH-]=5.6×10-14。也就是，[H+] = Kw/ [OH-]=5.6×10-14/0.010=5.6×10-12（mol·L-1）。所以，此溶液的pH=11.25。
当然，也可以从另一个途径来计算为，pH=pKw-pOH=13.25-2.00=11.25。
可以将上面计算出来的pH 为“11.25”，与25时0.010 mol·L-1的NaOH溶液的pH 为“12.00”，相互比较一下。不难看出，同一个溶液（都是0.010 mol·L-1的NaOH），在25时pH为“12.00”，只是单纯地把温度升高到50，其pH就变成了“11.25”。 温度的25度变化，竟然导致pH数值出现了0.75的“剧烈”变动。
又如，50时0.10 mol·L-1的NH3溶液（这个温度下的Kb假设是3.78×10-5）。这时，仍可以用最简式来进行这个溶液的[OH-]计算。有
但是，在讨论这个溶液的pH值时，就要小心了。pH=pKw-pOH=13.25-2.71=10.54。
可以得出一个一般性的结论“升温会导致碱溶液的pH值变小”。
这是由于，升温会使溶液酸碱性的分界点（也可以说是标准）发生了位移（数值减小了）。这种判别标准的减小，对pH数值本来就要更大一些的碱溶液来说，当然会有更为显著的影响。
三、Kw对酸（或碱）溶液中[H+]近似计算公式选用的影响
酸碱溶液有众多本质各异的体系（如强酸、弱酸、两性物质、缓冲溶液……）。即便是某一体系（如弱酸），由于溶液浓度和平衡常数的不同，也要用不同的近似公式来计算其[H+]。
需要指出的是：当某计算公式中包括有水的离子积常数（