高中化学水的电离？高中化学选修四中“水的电离和溶液的酸碱性”归纳如下：一、水的电离和水的离子积水的电离：水是一种极弱的电解质，能够发生微弱的电离，电离方程式为$H_{2}O rightleftharpoons H^{+} + OH^{-}$。水的电离过程是可逆的，存在电离平衡，即水的电离平衡。水的离子积常数（$K_{w}$）：在一定温度下，那么，高中化学水的电离？一起来了解一下吧。
水的电离程度很弱，H2O <=> H+ + OH-
H2SO4会电离出H+，对水的电离有抑制作用，所以水电离出的H+就远远小于10^-7 mol/L，所以和H2SO4电离出的0.02相比，几乎就可以忽略不计了
因此，就认为H+就是0.02
但是OH-的计算就只能用Kw/H+，即10^-12 mol/L
而水电离出的H+是等于OH-的，即水电离出的H+也是10^-12,确实比0.02小多了，是可以忽略的
我想，这是计算中的一次近似
离开高中已经有些年头了，不过还有些印象。应该是这样的：这个地方10的负10次方（mol/L）氢氧根离子浓度是由水的电离产生的，并不是溶液中的氢氧根离子浓度就是这么大。当溶液为碱性时，其中的氢离子为10的负4次方；但当为酸性时，比如盐酸，其中的氢离子为10的负4次方时，由水的离子积可知，水电离产生的氢氧根离子浓度为10的负10次方（mol/L）。
不知是否理解 ？
首先，要明白一个问题，在常温状态下，水的离子积Kw=1.0*10^(-14)为一个常数，
即任何一种溶液中，C（H+）*C（OH-）的乘积，都为常数Kw.
0.01 mol/L的H2SO4溶液中，H+的浓度，从理论上讲，确实应该包括H2SO4的电离，
与H2O电离所产生的H+的浓度之和，但是，根据化学平衡原理，
显然，H2O的电离是极其微弱的，因为H2SO4电离产生的大量的H+抑制H2O的电离，
所以，这种情况下，H+的浓度就近似的等于H2SO4电离所产生的H+的浓度了！
由此，即可求出C ( OH- ) =Kw/C ( H+ )，
而在强酸溶液中，OH-的唯一来源就是水的电离，根据化学守恒定律，
由求出C ( OH- ），则可知水电离产生的H+的浓度，因为，水电离产生多少量的OH-
同时，也就必然产生多少量的H+。
在本题中，0.01mol/L H2SO4电离后，产生0.02 mol/L的H+，
所以，C ( OH- ) =Kw/0.02,
也是水电离产生的H+的浓度。
关于你问题补充，说明了一个问题你没有弄明白，
水中离子积，在常温时，对于任何溶液均成立，
而且是指“溶液”中“总的H+”与“总的OH-”的浓度的乘积！！！
不 水电离出的氢离子≠溶液中游离的氢离子， 被其他微粒束缚的质子难以脱离，故Kw≠CH × COH 。 刷题时要注意看题啊，别掉坑里了d(ŐдŐ๑)
用盐酸举例吧。
两种电荷共同等量减少。
电荷平衡，因此H+和OH-要么共同增加，要么共同减少。
而因为盐酸加入进了水中，电离出了H+，提高了溶液中H+离子的摩尔浓度，而根据酸碱度，常温下，溶液中氢离子和氢氧根离子摩尔浓度的乘积是常数1*10-14mol/L。因此，以在纯水中加入盐酸至新溶液的酸碱度为2为例，此时H+的摩尔浓度为2*10^-2mol/L，则OH-的摩尔浓度为5*10^-13mol/L，因此，此时水电离出的H+和OH-的摩尔浓度就都等于5*10^-13mol/L。
以上就是高中化学水的电离的全部内容，不一定，溶液可能为酸性或碱性，比如在硫酸溶液中滴加氨水，存在某一时刻酸对水解的抑制与盐对水解的促进达到平衡时虽然显酸性，但水电离平衡没有破坏，水的电离与溶液并无直接关系。如强碱弱酸盐显碱性，但是水电离出的氢离子却大于十的负七次方。内容来源于互联网，信息真伪需自行辨别。如有侵权请联系删除。
