为什么分析酸碱性时却总绕不开它？pH试纸测的是溶液的酸碱性，和水又有什么关系？
其实答案都藏在一个关键概念里——水的离子积（Kw）。这个看似抽象的常数，不仅统治着纯水的电离平衡，更是所有稀溶液酸碱性判断的“底层逻辑”。
一、水的离子积到底是什么？
我们一直说“水是中性的”，但很少有人知道，纯水其实会发生极其微弱的电离：一个水分子会把一个质子（H⁺）交给另一个水分子，生成氢离子（H⁺，实际以水合氢离子H₃O⁺形式存在）和氢氧根离子（OH⁻），反应式可以简单写成：H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻。
由于这种电离程度极小，25℃时纯水中的H⁺和OH⁻浓度都只有1×10⁻⁷ mol/L。但化学家发现了一个关键规律：在一定温度下，纯水中H⁺浓度和OH⁻浓度的乘积是一个定值，这个定值就是水的离子积，用Kw表示。
核心公式：Kw = c(H⁺) × c(OH⁻)
这里有两个必须记住的关键数据
25℃（常温）时，Kw = 1×10⁻¹⁴，此时c(H⁺)=c(OH⁻)=1×10⁻⁷ mol/L，对应pH=7，这就是“常温下pH=7为中性”的由来；
100℃时，Kw会变成1×10⁻¹²，此时纯水中c(H⁺)=c(OH⁻)=1×10⁻⁶ mol/L，pH=6，但水依然是中性的。
Kw只和温度有关！温度越高，Kw越大，因为水的电离是吸热过程，升温会促进电离。这也是为什么“pH=7为中性”只适用于常温的原因。
二、水的离子积不止适用于纯水
这是水的离子积最容易被误解的点——很多人以为它只和纯水有关，其实不然：Kw适用于所有稀溶液（酸、碱、盐的稀溶液）。
为什么会这样？我们可以用平衡移动的原理来解释：
当向纯水中加入酸（比如盐酸），酸会电离出大量H⁺，这会让水的电离平衡（H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻）向逆反应方向移动，抑制水的电离，导致水电离出的OH⁻浓度大幅降低。但由于温度不变，Kw依然是1×10⁻¹⁴，所以溶液中的c(OH⁻)就可以通过Kw和酸电离出的c(H⁺)计算得出。
同理，加入碱（比如NaOH）时，碱电离出的OH⁻会抑制水的电离，但Kw不变，溶液中的c(H⁺)也能通过Kw计算。
简单说：无论稀溶液是酸、是碱还是盐，只要温度固定，H⁺和OH⁻的浓度乘积就必然等于该温度下的Kw。这就是水的离子积的“统治力”。
三、3类经典题型，直接套用Kw即可
1. 已知H⁺浓度，求OH⁻浓度（反之亦然）
例：25℃时，某溶液中c(H⁺)=1×10⁻⁶ mol/L，求c(OH⁻)？
解：常温Kw=1×10⁻¹⁴，所以c(OH⁻)=Kw/c(H⁺)=1×10⁻¹⁴/1×10⁻⁶=1×10⁻⁸ mol/L。
2. 计算酸碱溶液中水电离出的离子浓度
核心思路是：酸溶液中，OH⁻只来自水的电离；碱溶液中，H⁺只来自水的电离。
例：25℃时，0.1mol/L的盐酸中，水电离出的c(H⁺)是多少？
解：盐酸电离出的c(H⁺)=0.1mol/L，常温Kw=1×10⁻¹⁴，所以溶液中c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴/0.1=1×10⁻¹³ mol/L。由于OH⁻只来自水的电离，且水电离出的c(H⁺)=c(OH⁻)，因此水电离出的c(H⁺)=1×10⁻¹³ mol/L。
3. 判断不同温度下溶液的酸碱性
例：100℃时，某溶液pH=6，它是酸性的吗？
解：100℃时Kw=1×10⁻¹²，纯水中c(H⁺)=1×10⁻⁶ mol/L，pH=6，此时c(H⁺)=c(OH⁻)，溶液为中性。所以判断酸碱性的核心是“c(H⁺)和c(OH⁻)的相对大小”，而非单纯看pH数值。
四、避开3个常见误区，才算真掌握
误区1：加入酸或碱会改变Kw？
错！Kw只受温度影响，加入酸、碱只会抑制水的电离，改变溶液中H⁺和OH⁻的浓度，但两者的乘积依然等于该温度下的Kw。
误区2：水电离出的c(H⁺)一定等于溶液中的c(H⁺)？
错！只有纯水中两者才相等。酸溶液中，溶液的c(H⁺)主要来自酸的电离，水电离出的c(H⁺)非常小，可以忽略；碱溶液同理。
误区3：Kw只适用于水溶液？
错！Kw的适用范围是“纯水及所有稀溶液”，包括酸、碱、盐的稀溶液，但浓溶液（如浓硫酸、浓氢氧化钠）不适用，因为浓溶液中水分子浓度会发生显著变化，电离平衡规律不同。
五、记住这3句话，搞定水的离子积
1. Kw是温度的函数，温度定，Kw定；常温1×10⁻¹⁴，升温增大，降温减小；
2. 所有稀溶液中，c(H⁺)×c(OH⁻)=Kw，这是判断酸碱性的核心依据；
3. 酸抑碱抑水电离，盐类水解促电离，但无论促进还是抑制，Kw始终不变。