Ступінь дисоціації води дорівнює. дисоціація води. Водневий показник. Гідроліз солей. Що робитимемо з отриманим матеріалом

дисоціація води. Водневий показник.

У Ода є дуже слабким електролітом. (Електроліт - речовина, розчин або розплав якої проводить електричний струм). Вода дисоціює (розпадається) на її іони:

H 2 O ↔ Н + + ВІН -

Іонний добуток води W = [ Н + ] · [ВІН - ] = 10 -14 = const (У квадратних дужках умовно зазначена молярна концентрація іонів моль/л). Насправді застосовують водневий показник визначення середовища. Водневий показник - негативний десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню:рН = - lg [Н +] та знаходиться в межах 0<рН<14

Іони у розчині	середа	рН
[ Н + ] > [ВІН - ]	Кисла	рН< 7
[ Н + ] = [ВІН - ] = 10 -7 моль / л	Нейтральна	рН = - lg [Н +] = - lg 10 -7 = - (- 7) = 7
[ВІН - ] > [ Н + ]	Лужна	pH > 7

де	рН	де	рН
шлунок		Дощ	5,5-6,5
кишечник	8,5 - 9	Водопровідна вода	6-6,5-7
шкіра	5,5 -6	Морська вода	8-8,5
кров	7,35-7,45	Ґрунт	4-10

Гідроліз

Взаємодія іонів солі з іонами води, коли відбувається зміна водневого показника рН, називаєтьсягідролізом. Це оборотна реакція.

Якщо розчинення солі рН не змінюється (залишається рН=7), то гідроліз немає.

Наявність у солі слабкого іона обумовлює гідроліз - саме слабкий іон приєднує себе протилежно заряджений іон води, утворюючи у своїйнову частинку (з зарядом або без нього), а іон води, що залишився, організує середовище: Н+ - кислу, ВІН - - лужну.

Сильні електроліти.

Сильні кислоти	Сильні підстави
HCl ↔ Н + + Cl −	NaOH↔ Na + + ВІН −
H 2 SO 4 ↔ 2 Н + + SO 4 2−	KOH↔ K + + ВІН −
HNO 3 ↔ Н + + NO 3 −

Якщо таблиці частки немає, це будеслабка частка (слабкий іон).

Сіль складається з катіону (позитивний іон) та аніону (негативний іон):

Ме+n К.О. - n (кислотний залишок)

Можливі 4 комбінації солі: 1. сильний + та сильний −

2. сильний + та слабкий −

3. слабкий + та сильний −

4.слабкий + та слабкий −

Розглянемо реакції з такими варіаціями іонів:

1. NaCl + H 2 O гідролізу немає, тому що немає слабкої частки в солі, і не змінюється рН (рівний 7)

силь+силь

реакція нейтральна, і йдедисоціація на іони: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl − + H 2 O

2. гідроліз соди (технічної)

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔

Сильн слабкий

CO 3 2− + Н + ВІН - ↔ Н + CO 3 2− − + ВІН - середовище лужне, рН>7 потрібно далі написати в молекулярному вигляді

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + Н + CO 3 2− О + Na + ВІН - О

3. Гідроліз сульфату цинку

ZnSO 4 + H 2 O ↔

Слабий+сильний

Zn +2 + Н + ВІН - ↔ Zn +2 ВІН - + + Н + середовище кисле, рН<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 ВІН - ) + 2 SO 4 2- О + Н 2 + SO 4 2- О

4. гідроліз карбонату алюмінію йде до кінця, тому що сіль складена з двох слабких частинок.

Al 2 (З O 3 ) 3 + 6H 2 O ↔ 2Al(OH) 3 + 3H 2 CO 3

Електрохімія

Якщо пластину металу помістити в розчин його солі, то на межі твердої та рідкої фаз утворюється подвійний електричний шар, величину якого оцінюють значенням електродного потенціалуφ. Для багатьох металів електродні потенціали визначені за допомогою водневого електрода, потенціал якого прийнято рівним нулю φ=0. Дані електродних потенціалів представлені у таблиці №3 Додатка у методиці 4/23/2 «Робоча програма та завдання для контрольної роботи».

Стандартні електродні потенціали ( 0 )

деяких металів (ряд напруг) за 298К.

Електродна напівреакція		Електродна напівреакція
Li + (водн.) + 1 e - = Li (тв.)	3.045	Cd 2+ (водн.) + 2 e - = Cd (тв.)	0.403
Rb + (водн.) + 1 e - = Rb (тв.)	2.925	Co 2+ (водн.) + 2e - = Co (тв.)	0.277
K + (водн.) + 1 e - = K (тв.)	2.924	Ni 2+ (водн.) + 2 e - = Ni (тв.)	0.250
Cs + (водн.) + 1 e - = Cs (тв.)	2.923	Sn 2+ (водн.) + 2 e - = Sn (тв.)	0.136
Ba 2+ (водн.) + 2 e - = Ba (тв.)	2.905	Pb 2+ (водн.) + 2 e - = Pb (тв.)	0.126
Ca 2+ (водн.) + 2 e - = Ca (тв.)	2.866	Fe 3+ (водн.) + 3 e - = Fe (тв.)	0.037
Na + (водн.) + e - = Na (тв.)	2.714	2 H + (водн.) + 2 e - = H 2 (р.)	0.000
Mg 2+ (водн.) + 2 e - = Mg (тв.)	2.363	Sb 3+ (водн.) + 3 e - = Sb (тв.)	0.200
Al 3+ (водн.) + 3 e - = Al (тв.)	1.663	Bi 3+ (водн.) + 3 e - = Bi (тв.)	0.215
Ti 2+ (водн.) + 2 e - = Ti (тв.)	1.630	Cu 2+ (водн.) + 2 e - = u (тв.)	0.337
Zr 4+ (водн.) + 4 e - = Zr (тв.)	1.539	Cu + (водн.) + e - = Cu (тв.)	0.520
Mn 2+ (водн.) + 2 e - = Mn (тв.)	1.179	Ag + (водн.) + e - = Ag (тв.)	0.799
V 2+ (водн.) + 2 e - = V (тв.)	1.175	Hg 2+ (водн.) + 2 e - = Hg (ж.)	0.850
Cr 2+ (водн.) + 2 e - = Cr (тв.)	0.913	Pd 2+ (водн.) + 2 e - = Pd (тв.)	0,987
Zn 2+ (водн.) + 2 e - = Zn (тв.)	0.763	Pt 2+ (водн.) + 2 e - = Pt (тв.)	1,188
Cr 3+ (водн.) + 3 e - = Cr (тв.)	0.744	Au 3+ (водн.) + 3 e - = Au (тв.)	1,498
Fe 2+ (водн.) + 2 e - = Fe (тв.)	0.440	Au + (водн.) + e - = Au (тв.)	1,692

Електродні потенціали зі знаком мінус відносяться до тих металів, які витісняють водень з кислот. У заголовку таблиці «Стандартні електродні потенціали» відповідають потенціалам, визначеним у стандартних умовах: температура t =25 0 C (Т = 298 К), тиск Р = 1 атм, концентрація розчину, який занурений електрод С = 1 моль/л. φ 0 --- ст. ум.

Чим менший електродний потенціал φ, тим активніший метал, тим більшим відновником він є.

приклад . Який метал більш активний цинк чи алюміній? Відповідь: Алюміній, оскільки його потенціал (за таблицею №3) менший, ніж у цинку.

Гальванічні елементи.

Гальванічним елементом (ГЕ) називають пристрій, в якому енергія хімічної реакції безпосередньо перетворюється на електричну. ГЕ складається із з'єднаних між собою металевих електродів, занурених у розчини їхньої солі. Пластини металів з'єднані через прилад, що показує. Напівелементи з'єднуються в електричний ланцюг за допомогою трубки, заповненої струмопровідним розчином (так званого сольового містка). На рис.1. наведено схему мідно-цинкового гальванічного елемента (Якобі-Даніеля). − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +

Zn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Мал. 1. Схема гальванічного елемента: 1 – електрод (Zn); 2- посудина з розчином ZnSO 4 ; 3 - сольовий місток; 4- посудина з розчином CuSO 4; 5- електрод (Сі).

Виписуємо значення електродних потенціалів для цинку та міді з таблиці №3:

 0 = 0,337 В  0 = −0,763 В

Cu 2+ / Cu 0 Zn 2+ / Zn 0

Метал, що має менше значення електродного потенціалу вважаєтьсяанодом, і він окислюється.

Бачимо, що значення потенціалу для цинку менше, ніж для міді, робимо висновок, що цинк

анод (виконує функцію негативного електрода)А Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Метал, що має більше значення електродного потенціалу, вважається доатодом і він відновлюється.

Реакція на правому електроді для міді, оскільки він катод (виконує функцію позитивного електрода) відповідає процесу відновлення:

До Сu 2+ + 2ē  Cu 0

Гальванічні елементи зображуються наступним записом:

− Zn 0 / ZnSO 4 // CuSO 4 / Cu 0 + або в іонній формі: − Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0

у якій вертикальні лінії символізують межу метал - розчин, а подвійна - межу між розчинами електролітів.

Робота ГЕ оцінюється величиною його Е.Д.С. (Найбільше напруга, яке може дати ГЕ). ЕРС гальванічного елемента є різницею електродних потенціалів окислювача і відновника, тобто дорівнює різниці електродних потенціалів катода і анода.

Е =  К 0 −  А 0 (1) Е теор =  К розрахунки −  А розрахунки

Електродний потенціал металу залежить від концентрації його іонів у розчині.

Ця залежність виражається рівнянням Нернста:

де  - стандартний потенціал металу, R - універсальна постійна газова, Т - абсолютна температура, n - числоробочих електронів , що переходять від анода до катода, F - число Фарадея 1 F = 96500 Кл, С – концентрація іонів металу.

Якщо у наведеному рівнянні замінити константи R і F їх чисельним значеннями, а натуральний логарифм десятковим, воно набуде наступного вигляду:

Якщо концентрації розчинів у електродів неоднакові, спочатку розраховують нові значення потенціалів для катода і анода з поправкою на концентрацію за рівнянням Нернста, а потім підставляють в рівняння (1).

Концентраційний гальванічний елемент (КДЕ)складається з двох пластин одного металу, занурених у розчини його солі, які відрізняються лише концентрацією. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO 4 Zn SO 4

З 1 З 2 Мал. 2. Схема гальванічного елемента: 1,5 – електроди (Zn); 2, 4 - судини з розчином ZnSO 4 ; 3 - сольовий місток.

Електрод, який занурений у розчин зменшою концентрацієювважається анодом.

Допустимо, З 1< С 2 тоді лівий електрод 1 є анодом, а правий електрод 2 буде катодом. КДЕ працює доти, доки не вирівняються концентрації С 1 = C 2 .

Корозія металів

це руйнування (окислення) металів під впливом довкілля.

Поляризація уповільнення корозії за рахунок утворення на поверхні металу: 1) тонкої, невидимої оком, плівки, яка перешкоджає подальшому проникненню окислювача; така плівка є у Al, Ti, Zn, Sn, Pb, Mn, Cd, Tl.

2) товстого шару продуктів корозії (бачимо), що ускладнює підхід до самого металу. І тут ступінь поляризації залежить від пористості цього шару. Наприклад, зелена патина на міді має склад ( CuOH ) 2 CO 3 і пористість її менша, ніж у заліза (продукт іржа Fe 2 O 3 · nH 2 O ), отже патина краще захищає мідь, ніж іржа залізо.

Деполяризація прискорення корозії. Розрізняють водневу та кисневу.

1) Воднева деполяризаціявідбувається в кислих середовищах (розведені кислоти HCl, H2SO4, HNO3 і т.д.). При електрохімічній корозії, так як у багато металів вводять металеві добавки, що лігують, і за рахунок різниці потенціалів утворюються мікрогальванічні елементи, на катоді відбувається відновлення середовища, тобто відновлення водню з кислоти:

До 2Н + + 2ē  Н 0 2 ,

а на аноді А окиснення металу.

2) Киснева деполяризаціявідбувається в нейтральних та слаболужних середовищах (розглядаємо атмосферну корозію)

До 2Н 2 О + + O 2 + 4ē  4ОН − ,

А Fe 0 - 2ē  Fe 2+ окислення заліза до Fe 2+ на початку корозії, тільки потім, згодом, відбувається доокислення до Fe 3+.

Продукт корозії Fe(OH)2+O2 → Fe(OH)3 або Fe2O3·nH2O бура жита.

ВИСНОВОК: корозія (окислення) металу завжди анодний процес, а на катоді відбувається відновлення середовища.

Багато концентрованих кислотпасивують (Блокують, різко зменшують швидкість корозії) багато металів. Так концентрована сірчана кислотапасивує залізо: на поверхні утворюється щільна тонка плівка FeSO 4 яка перешкоджає проникненню сірчаної кислоти.

Вплив водневого показника на швидкість корозії.

Графік 1 для металів Al, Zn, Sn, Pb . Ці метали стійкі в нейтральному середовищі за рахунок амфотерності (стоять між істинними металами та неметалами в таблиці Менделєєва) і продукти корозії реагують і з кислотами і лугами. Таким чином, необхідно готувати воду для роботи з теплообмінниками з алюмінію (поправка: Al стійкий при рН = 7; Pb при рН = 8; Sn при рН = 9; характер кривої той самий).

швидкість V КІР

корозії

V КІР

| |

0 7 pH 0 7 pH

Графік 1. Графік 2.

На графіку 2 представлена ​​крива длязаліза: він стійкий у сильнолужних середовищах.

Методи захисту металів від корозії.

1. Легуванняметалів | введення металевих добавок в основний метал, з метою отримання нових властивостей: а) збільшення твердості | рейки, колесоMn, W, Zn, Cr, Moі т.д.; б) посилення корозійної стійкості різні типи нержавіючої сталі; в) поява пластичності та м'якості; г) феромагнітні властивості.
2. Вступінгібіторів корозіїречовин, які зменшують агресію середовища: поглиначі кисню в розчиніNa2 SO3 ; катодні сповільнювачі утворюють плівку на металі (хромати, біхроматиK2 Cr2 O7 , нітрити і т. д.); для кислих середовищ застосовують органічні сполуки (катапін).
3. Неметалеві покриття: лаки, фарби, мастила, воски, пасти, полімери, гуми, ебоніти. Захист гумою та ебонітом називається гумуванням.
4. Електрохімічний захист: а)металеві покриття; б) протекторний захист; в) катодна захист.
5. Захист від блукаючих струмів: вважається що 50% корозії на залізничному транспорті відбувається за рахунок блукаючих струмів, піддаються всі частини рухомого складу і те, що знаходиться в землі. Ідея захисту полягає у відведенні частини струмів через напрямні у землі, які приєднані до діода, який організує проходження струму в одному напрямку (відсмоктування).
6. Захист відмікробіологічної корозії: лаки-фарби на основі полімерів, повітрообмін, температурний режим не вище 200 С і вологість не більше 80%, консерванти із застосуванням інгібіторів, протекторний та катодний захист.

Протекторний захист:I- сталева конструкція,Катодний захист:I- Труба з покриттям,

2 - протектор, 3 - наповнювач, 4 - електричний 2 - з'єднувальні дроти, 3 - джерело

контакт з конструкцією, 5 контрольно-постійного струму, 4 анод.

вимірювальний висновок (IПЗ¦ струм протекторної Механізм: електроліз

захисту). Механізм: ГЕ

Припротекторної(анодний) електрохімічний захист до конструкції металу, що захищається, приєднують протектор - метал збільш негативним значенням електродного потенціалу. Активність металу, обраного як захист, можна оцінити радіусом дії протектора, тобто. тією відстанню, на яку поширюється дія вибраного металу. Для протекторного захисту сталі найчастіше використовується цинк, а також алюміній, кадмій і магній. Радіус дії протекторного захисту становить приблизно 50 м-коду.

При захисті кабелів, трубопроводів та інших конструкцій, що знаходяться у ґрунті, протектори з цинку встановлюються у заповнювач складу: 25% CaSO4 ·2Н2 О, 28% Na2 SО4 · 10 Н2 О, 50% глини. Протектори для установки в ґрунт зазвичай виготовляють у вигляді циліндрів. Для контакту зі сполучним проводом, який зазвичай припаюється, протектор має стальний оцинкований сердечник.

Швидкість корозії при анодному захисті може бути знижена до мінімальної величини, що відповідає струму повної поляризації, але ніколи не зменшується до нуля, як у разі катодного захисту.

Катоднаелектрохімічний захист застосовується для запобігання металевим виробам, що знаходяться в ґрунті. Вона здійснюється приєднанням металоконструкцій до негативного полюса зовнішнього джерела постійного струму. При катодному захистіяк допоміжний електрод (анод) використовують нерозчинні матеріали (графіт, вугілля) або металевий брухт, що розчиняється (рейки, старі труби), який періодично потрібно відновлювати. У разі боротьби із підземною корозією позитивний полюс зовнішнього джерела струму заземлюють. Радіус дії катодного захисту становлять близько 2 км.

Захист від блукаючих струмів: IВипрямна підстанція, 2 повітряна контактна мережа, 3 рейки, 4 грунт, 5 блукаючий струм, 6 трубопровід, 7 діод, 8 металева перемичка.

Для захисту підземних металевих споруд від руйнування блукаючими струмами використовуєтьсяелектродренажний захист. Вона здійснюється з'єднанням металевим провідником анодної ділянки підземної споруди (труби) з джерелом блукаючих струмів, наприклад, рейкою. Струм проходить по металевому провіднику, внаслідок чого усувається різницю потенціалів земля-рейка, а отже, і небезпека корозії. Так як на електрифікованих залізницях струм часто може змінювати свій напрямок, то для більшої надійності захисту застосовують поляризований електричний дренаж. Для цього металеві з'єднання включають випрямляч, наприклад, кремнієвий або германієвий діод, який гарантує проходження струму тільки в потрібному напрямку.

ЕЛЕКТРОЛІЗ

Це перетворення речовини під впливом електричного струму. При цьому накатодівідновлюютьсяпозитивні частки (катіони), а наанодіокислюютьсянегативні частки (аніони).

При електролізі застосовуютьсярозчинні(металеві) танерозчинні(вугільні)електроди.Розчинність електрода важлива лише для анодного процесу. За замовчуванням застосовуються вугільні електроди.

Перший закон Фарадея.

При пропущенні через розчин або розплав речовини кількості електрики 1F= 96500 Кл на катоді та аноді виділяється по одному еквіваленту продуктів електролізу.

Другий закон Фарадея.

Маса чи обсяг продукту електролізу прямо пропорційно залежить від сили струму, часу пропускання електрики та природи продукту електролізу.

і,

ДеI – сила струму, А;t – час, з; Епрод – масовий еквівалент, м;ЕVпрод – об'ємний еквівалент, л.Вихід струмом

Для електролізу характерні високі значення виходу струму: 97- 99%.

Електроліз застосовується для отримання високочистих речовин, металів, для нанесення покриттів, гальваностегія, гальванопластика, поділ сумішей речовин, для проведення електрокоагуляції, для вироблення водню як альтернативного палива, катодного захисту від корозії і т.д.

Правила написання рівнянь електролізу для водяних розчинів.

1. Відновлення катіонів на катоді.

а) Якщо метал солі стоїть у «ряду напруг» доAlвключно, то на катоді відновлюється водень із води, а метал залишається в розчині:

До2Н+ + 2? → Н0 2

б) Якщо метал солі стоїть у «ряду напруг» відTiдо Н включно, то на катоді відновлюється і водень із води та метал:

До2Н+ + 2? → Н0 2 іCr3+ + 3ē →Cr0

в)Якщо метал солі стоїть у «ряду напруг» після водню, то на катоді відновлюється один метал:

ДоAg+ + 1 ē → Ag0

1. Окислення аніонів на аноді

а)для нерозчинних (вугільних) електродів:

S2- , I- , Br - , Cl- , OH- , NO3 - , SO4 2- , PO4 3-

Зростання проблеми окислення аніонів.

б)для розчинних (металевих) електродів:

аніони солі залишаються в розчині, аокислюється матеріал розчинного металевого анода.

PAGE 7

катіон+

аніон -

Електролітична дисоціація води. Водневий показник

Вода є слабким електролітом, який дисоціює за рівнянням: .

Це явище прийнято називати самоіонізацією чи автопротолізом.

Константа дисоціації води при 25 0 С становить:

Оскільки константа дисоціації води дуже мала, можна вважати концентрацію води постійною величиною:

(при 295 К)

Розмір K w прийнято називати іонним добутком води.

Іонний добуток води характеризує рівновагу між іонами водню та гідроксид-іонами у водних розчинах і є постійною при даній температурі величиною.

Кислотність або основність водного розчину має бути виражена концентрацією іонів водню або гідроксид-іонів. Найчастіше для цієї мети використовують величину рН, яка пов'язана з концентрацією іонів водню таким співвідношенням:

У нейтральному середовищі:

У кислому середовищі:

У лужному середовищі:

Розрахунок рН і рОН розчинів сильних та слабких електролітів.

Концентрацію іонів Н + визначають за рівнянням Оствальда: = ; аналогічно для гідроксилу: [ОH -] = ;

Властивість розчинів зберігати певне значення рН прийнято називати буферною дією. Розчини, що мають буферні властивості, називають буферними.

У широкому значенні буферними називають системи, що підтримують певне значення будь-якого параметра при зміні складу. Буферні розчини бувають кислотно - основні - підтримують сталість рН при введенні кислот або основ, окислювально - відновними - зберігають постійним потенціал систем при введенні окислювачів або відновників. Буферний розчин є сполученою парою. Наприклад:

1. слабка кислота та сіль цієї кислоти та сильної основи (оцтова кислота та ацетат натрію – ацетатний буфер)

2. слабка основа та сіль цієї основи та сильної кислоти (гідроксід амонію та хлорид амонію – аміачний буфер)

3. розчини, що містять солі багатобазових кислот (гідрофосфат натрію та дигідрофосфат натрію – фосфатний буфер)

Розглянемо механізм підтримання рН в ацетатному буфері. Там протікаю реакції:

СН 3 СООН ↔ СН 3 СОО - + Н +

СН 3 СООNa ↔ СН 3 СОО - + Na +

Перша реакція практично повністю пригнічується через велику концентрацію ацетат іонів, спричинену дисоціацією сильного електроліту – ацетату натрію.

Якщо до розчину додати сильну кислоту, то іони водню взаємодіятимуть з аніонами з утворенням молекул оцтової кислоти і реакція середовища не зміниться. Якщо до розчину додати сильну основу, то гідроксид-іони взаємодіятимуть з іонами водню (або молекулами оцтової кислоти). Утворення води не вплине на середню рН. Іони водню, що пішли на реакцію з ВІН – іонами, будуть компенсовані за рахунок зміщення рівноваги реакції дисоціації оцтової кислоти вправо.

Константа електролітичної дисоціації оцтової кислоти:

Значення концентрації водневих іонів:

Ступінь електролітичної дисоціації оцтової кислоти незначна, у зв'язку з цим у розчині переважають її недисоційовані молекули. Концентрація недисоційованих молекул майже дорівнює концентрації кислоти. Тоді концентрацію недисоційованої кислоти можна замінити загальною концентрацією кислоти в розчині:

[СН 3 СООН] = [кислота],

а концентрацію ацетатних іонів - концентрацією солі в розчині:

[СН 3 СОО -] = [сіль].

Підставивши ці величини у вираз (2), отримаємо рівняння розрахунку [Н + ] для буферного розчину:

Величина До(константа електролітичної дисоціації кислоти) за цих умов постійна.

Прологарифмуючи рівняння отримаємо:

рК – негативний логарифм константи дисоціації оцтової кислоти.

Застосовуючи такі ж міркування, для суміші слабкої основи та солі сильної кислоти можна вивести рівняння:

З рівнянь випливає, що буфера рН залежить від величини константи слабкої кислоти або слабкої основи, а також від співвідношення концентрацій компонентів буферних сумішей.

Оскільки константа електролітичної дисоціації за цих умов стала, то рН буферного розчину залежатиме тільки від відношення концентрації кислоти (або основи) і солі, взятих для приготування буферної суміші. і залежить від абсолютного значення цих концентрацій. Досвід показує, що навіть за значного розведення буферних розчинів у 10-20 разів рН мало змінюється.

Здатність буферних розчинів протидіяти різкій зміні рН обмежена. Межу, в якій проявляється буферна дія, прийнято називати буферною ємністю (В). Чисельно буферна ємністьвизначається кількістю моль-еквівалентів сильної кислоти або основи, що потрібно додати до 1 лбуферної суміші, щоб змінити величину рН на одиницю.

Величина буферної ємності залежить від концентрації компонентів буферної суміші та їх відношення. Чим вище концентрація компонентів буферної суміші, тим більша її ємність. Максимальна буферна дія спостерігається у випадку, якщо кислота та сіль перебувають у розчині в еквівалентних кількостях.

Наявність буферних сумішей у живих організмах визначає сталість рН крові, молока, клітинного соку рослин. Карбонатна та фосфатна буферні системи мають велике значення у регулюванні біохімічних процесів в організмі, ґрунті.

Лекція 5 «Слабкі та сильні електроліти»

Електроліти- Це речовини, розчини яких проводять електричний струм у вигляді іонів, куди вони розпадаються під впливом полярних молекул розчинника.

Кількісною характеристикою дисоціації електроліту є ступінь дисоціації, яка дорівнює відношенню числа молекул, що продісоціювали, до загального числа молекул:

За ступенем дисоціації розрізняють сильні електроліти слабкі електроліти та електроліти середньої сили

Електролітична дисоціація води. Водневий показник - поняття та види. Класифікація та особливості категорії "Електролітична дисоціація води. Водневий показник" 2017, 2018.

Чиста вода, хоч і погано (порівняно з розчинами електролітів), але може проводити електричний струм. Це викликано здатністю молекули води розпадатися (дисоціювати) на два іони які є провідниками електричного струму в чистій воді (нижче під дисоціацією мається на увазі електролітична дисоціація - розпад на іони):

H 2 O ↔ H + + OH -

Приблизно на 556 000 000 не дисоційованих молекул води дисоціює лише 1 молекула, проте це 60 000 000 000 дисоційованих молекул 1мм 3 . Дисоціація оборотна, тобто іони H+ та OH – можуть знову утворити молекулу води. У результаті настає динамічнийрівновага при якому кількість молекул, що розпалися, дорівнює кількості утворених з H + і OH - іонів. Тобто швидкості обох процесів будуть рівні. Для нашого випадку рівняння швидкості хімічної реакції можна написати так:

υ 1 = κ 1 (для дисоціації води)

υ 2 = κ 2 (для зворотного процесу)

де υ - Швидкість реакції; κ - константа швидкості реакції (що залежить від природи реагуючих речовин та температури); , і - Концентрації (моль/л).

У стані рівноваги υ 1 = υ 2, отже:

κ 1 = κ 2

Проведемо нехитрі математичні дії та отримаємо:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K- Константа рівноваги, а в нашому випадку константа дисоціації, яка залежить від температури та природи речовин, і не залежить від концентрацій (також як κ 1 і κ 2). Kдля води 1,8 10 -16 за 25 °C (довідкова величина).

Внаслідок дуже малої кількості продісоційованих молекул концентрацію можна прийняти рівної загальної концентрації води, а загальну концентрацію води в розведених розчинах як постійну величину:

= 1000 (г / л) / 18 (г / моль) = 55,6 моль / л.

Замінюючи κ 1 /κ 2на Kта використовуючи величину , визначаємо чому дорівнює добуток концентрацій і , яке називається - іонний добуток води:

K = /55,6 моль/л
1,8 10 -16 55,6 моль/л =
10 -14 =

Оскільки, за певної температури, величини використовувані для іонного добутку води ( K, ) постійні, значення іонного добутку води так само постійно. А оскільки при дисоціації молекули води утворюється однакова кількість іонів і , виходить що для чистої води концентрації і будуть рівні 10 -7 моль/л. З сталості іонного добутку води слід, що й кількість іонів H + стає більше, кількість іонів HO - стає менше. Наприклад, якщо до чистої води додати сильну кислоту HCl, вона як сильний електроліт вся продісоціює на H + і Cl - , в результаті концентрація іонів H + різко збільшиться, і це призведе до збільшення швидкості протилежної дисоціації, так як вона залежить від концентрацій іонів H + та OH - :

υ 2 = κ 2

В ході прискореного процесу протилежної дисоціації, концентрація іонів HO - зменшиться до величини, що відповідає новому рівновазі, при якому їх буде так мало, що швидкості дисоціації води та зворотного процесу знову будуть рівні. Якщо концентрація розчину HCl, що вийшов, дорівнює 0,1моль/л, рівноважна концентрація дорівнюватиме:

= 10 -14 /0,1 = 10 -13 моль/л

При додаванні сильної основи NaOH зсув буде у бік зменшення концентрації H + .

Кінець роботи -

Ця тема належить розділу:

Електронні хмари орбіталей із різними значеннями l мають різну конфігурацію, а з однаковими l схожу

Сучасна квантова механічна теорія свідчить що атом будь-якого елемента має складну структуру позитивна частина атома позитивний заряд.. квантова теорія має на увазі що енергія електрона може приймати тільки.

Якщо Вам потрібний додатковий матеріал на цю тему, або Ви не знайшли те, що шукали, рекомендуємо скористатися пошуком по нашій базі робіт:

Що робитимемо з отриманим матеріалом:

Якщо цей матеріал виявився корисним для Вас, Ви можете зберегти його на свою сторінку в соціальних мережах:

Твітнути

Всі теми цього розділу:

Будова атомів та принцип Паулі
Принцип Паулі допомагає пояснити різноманітні фізичні явища. Наслідком принципу є наявність електронних оболонок у структурі атома, з чого, у свою чергу, випливає різноманітність хімічес

Основні типи хімічного зв'язку. Ковалентний зв'язок. Основні положення методу валентних зв'язків. Сигма- та Піковалентні зв'язки
атоми можуть з'єднуватись один з одним з утворенням як простих, так і складних речовин. При цьому утворюються різного типу хімічні зв'язки: іонна, ковалентна (неполярна та полярна), метал

Sp-гібридизація
Відбувається при змішуванні однієї s-і однієї p-орбіталей. Утворюється дві рівноцінні sp-атомні орбіталі, розташовані лінійно під кутом 180 градусів і спрямовані в різні боки від ядра атома

Геометрична форма та полярність молекул
Гібридизація Геометрична форма Кут між зв'язками sp Лінійна 180° sp

Іонний зв'язок як граничний випадок поляризації ковалентного зв'язку. Електростатична взаємодія іонів
Іонний зв'язок - дуже міцний хімічний зв'язок, що утворюється між атомами з великою різницею (>1,5 за шкалою Полінга) електронегативностей, при якій загальна електронна пара

Хімічні властивості основних оксидів
1. Основні оксиди, що розчиняються у воді, вступають у реакцію з водою, утворюючи підстави: Na2O + H2O → 2NaOH. 2. Взаємодіють з кислотними оксидами,

Хімічні властивості кислотних оксидів
1. Взаємодіють із водою, утворюючи кислоту: SO3 + H2O → H2SO4. Але не всі кислотні оксиди безпосередньо реагують із водою (SiO

Хімічні властивості амфотерних оксидів
1. Взаємодіють із кислотами, утворюючи сіль та воду: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O. 2. Реагують із твердими лугами (при сплавленні), утворюючи в результаті

Підстави. Хімічні властивості основ. Амфотерні стани, реакції їх взаємодії з кислотами та лугами
Основа - це хімічна сполука, здатна утворювати ковалентний зв'язокз протоном (підстава Бронстеда

Характерні реакції
Амфотерні оксиди реагують із сильними кислотами, утворюючи солі цих кислот. Такі реакції є проявом основних властивостей оксидів амфотерів, наприклад: ZnO + H2SO4

Кислоти. Безкисневі та кисневі кислоти. Властивості кислот (сірчана, соляна, азотна)
Кислоти – це складні речовини, молекули яких складаються з атомів водню, здатних заміщатися, та кислотних залишків. Кислотний залишок має негативний заряд.

Сірчана кислота
Сіркова кислота H2SO4 - сильна двоосновна кислота, що відповідає вищого ступеняокиснення сірки (+6). За звичайних умов концентрована сірчана

Нітрати
Азотна кислотає сильною кислотою. Її солі - нітрати - одержують дією HNO3 на метали, оксиди, гідроксиди або карбонати. Всі нітрати добре розчиняються у воді. Нітрат-іон у

Гомогенний каталіз
Прикладом гомогенного каталізу є розкладання пероксиду водню у присутності іонів йоду. Реакція протікає на дві стадії: H2О2 + I → H2О + IO

Гетерогенний каталіз
При гетерогенному каталізі прискорення процесу відбувається на поверхні твердого тіла- каталізатора, тому активність каталізатора залежить від величини та властивостей його поверхні. На практик

Вплив концентрації на швидкість хімічної реакції. Закон чинних мас
Щоб прореагували речовини, необхідно, щоб їх молекули зіткнулися. Імовірність зіткнення двох людей на жвавій вулиці набагато вища, ніж на безлюдній. Так само і з молекулами. Очевидно, що в

Вплив температури на швидкість хімічної реакції. Енергія активації
Вплив температури на кількість зіткнень молекул може бути показаний за допомогою моделі. У першому наближенні вплив температури швидкість реакцій визначається правилом Вант-Гоффа (сформулір

Реакції без участі та за участю електронів. Іонно-обмінні та окислювально-відновні реакції
Валентні електрони визначають поведінку хімічного елементау хімічних реакціях. Чим менше валентних електронів має елемент, тим легше він віддає ці електрони (проявляє властивості.

Зображення реакцій іонного обміну
Реакцію обміну в розчині прийнято зображувати трьома рівняннями: молекулярним, повним іонним та скороченим іонним. У іонному рівнянні слабкі електроліти, гази та малорозчинні речовини зображають м

Правила написання реакцій іонного обміну
При написанні іонних рівняньслід обов'язково керуватися таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді, тобто обов'язково перевіряти розчинність реагентів та продуктів

Окислення
Окислення - процес віддачі електронів, зі збільшенням ступеня окиснення. При окисленні речовини внаслідок віддачі електронів збільшується її ступінь окислення. Ат

Відновлення
Відновлення називається процес приєднання електронів атомом речовини, при цьому його ступінь окислення знижується. При відновленні атоми чи іони приєдную

Окисно-відновна пара
Окислювач і його відновлена ​​форма, або відновник і його окислена форма складає сполучену окислювально-відновну пару, а їх взаємоперетворення є окислюваль-во

Види окисно-відновних реакцій
Міжмолекулярні - реакції, в яких атоми, що окислюються і відновлюються, знаходяться в молекулах різних речовин, наприклад: Н2S + Cl2 → S + 2HCl Внут

Окислення, відновлення
В окислювально-відновних реакціях електрони від одних атомів, молекул чи іонів переходять до інших. Процес віддачі електронів – окислення. При окисненні ступінь окиснення підвищується:

Взаємодія з простими речовинами
Взаємодія з металами: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2

Масова частка
Масова частка – відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Масова частка вимірюється у частках одиниці або у відсотках:

Моляльність (молярна вагова концентрація, молярна концентрація)
Моляльність - кількість розчиненої речовини (число моль) 1000 г розчинника. Вимірюється в молях на кг, також поширений вираз у «моляльності». Так, розчин з концентрацією 0,

Титр розчину
Титр розчину - маса розчиненої речовини в 1 мл розчину.

Розчинність. рівновагу в гетерогенних системах. Добуток розчинності малорозчинних неорганічних речовин
Розчинність - здатність речовини утворювати з іншими речовинами однорідні системи - розчини, в яких речовина знаходиться у вигляді окремих атомів, іонів, молекул або

Водні розчини електролітів. Сильні та слабкі електроліти. Константа та ступінь дисоціації. Закон розведення Оствальда
РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ РОЗЧИНИ ЕЛЕКТРОЛІТІВ, містять у помітних концентраціях іони-катіони та аніони, що утворюються в результаті електролітичної дисоціації мовляв

PH води
Для зручності, концентрації та виражають у вигляді водневого показника pH та гідроксильного показника pOH

Дисоціація сильних електролітів. Активність іонів у розчинах. Коефіцієнт активності. Уявлення про іонну силу розчинів
Сильні електроліти - хімічні сполукимолекули яких у розведених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до

Ступінь гідролізу
Під ступенем гідролізу мається на увазі відношення частини солі, що піддається гідролізу, до загальної концентрації її іонів у розчині. Позначається (або hгідр);

Електродний потенціал. Виникнення стрибка потенціалу на міжфазному кордоні. Водневий електрод. Стандартний водневий електрод
Електродний потенціал - різниця електричних потенціалів між електродом і електролітом, що перебуває з ним в контакті (найчастіше між металом і розчином електролі.

Електрохімічна корозія металів у різних середовищах
Контактна біметалічна корозія є різновидом електрохімічної корозії, викликаної контактом металів, що мають різні електродні потенціали в електроліті. При цьому корозія металу з

Хімічна взаємодія металів з розчинами звичайних кислот та кислот окислювачів
Соляна кислота – це технічна назва хлороводневої кислоти. Отримують її шляхом розчинення у воді газоподібного хлороводню – HCl. Через невисоку його розчинність у воді, концентрація з

Розведена сірчана кислота
У розведеному водному розчині сірчаної кислоти більшість її молекул дисоціюють: H2SO4

Концентрована сірчана кислота
У концентрованому розчині сірчаної кислоти (вище 68%) більшість молекул перебувають у недисоційованому стані, тому функцію окислювача виконує сірка

Процес електролізу. Катодні та анодні процеси. Порядок розряду частинок на аноді та катоді в залежності від значення їх електродного потенціалу
Електроліз - фізико-хімічний процес, що полягає у виділенні на електродах складових частинрозчинених речовин або інших речовин, які є результатом вторинних

Катодні реакції
Остання реакція протікає з виділенням водню. При елек

Математичний вигляд
Закони Фарадея можна записати у вигляді наступної формули: де:

Конфігурацією атомів та іонів
Розчинність солей і гідроксидів катіонів, що лежить в основі аналітичної класифікації, як і всі інші властивості катіонів, функціонально пов'язана зі становищем відповідних елементів періодичності.

Типи титрування
Розрізняють пряме, зворотне титрування та титрування заступника. При прямому титруванні до розчину речовини, що визначається (аліквоті або навішуванні, титруемой речовині) д

Види титриметричного аналізу
Титриметричний аналіз може бути заснований на різних типах хімічних реакцій: кислотно-основне титрування - реакції нейтралізації; окиснювально-відновне титрів

Еквівалентна молярна маса речовини
Молярна маса еквівалентів зазвичай позначається як або

Число еквівалентності
Число еквівалентності z являє собою невелике позитивне ціле число, що дорівнює кількості еквівалентів деякої речовини, що містяться в 1 моль цієї речовини. Чинник еквівалі

Особливості будови атома вуглецю. Неорганічні сполуки вуглецю (оксиди, карбонати та гідрокарбонати, карбіди) та їх властивості
Вуглець – основа органічних, біоорганічних сполук та багатьох полімерів. Більшість сполук вуглецю відносяться до органічних речовин, але в цій роботі ми приділимо увагу, так

Приватним випадком дисоціації (процесу розпаду більших частинок речовини - молекул іонів або радикалів - на частинки меншого розміру) є електролітична дисоціація, при якій нейтральні молекули речовини, званої електролітом, в розчині (внаслідок впливу молекул полярного розчинника) розпадаються на заряджені частинки: катіони та аніони. Цим пояснюється здатність проводити струм.

Прийнято ділити всі електроліти на дві групи: слабкі та сильні. Вода відноситься до слабких електролітів, дисоціація води характеризується невеликою кількістю дисоційованих молекул, оскільки вони досить стійкі та практично не розпадаються на іони. Чиста (без домішок) вода слабо проводить електричний струм. Це зумовлено хімічною природою самої молекули, коли позитивно поляризовані атоми водню впроваджено в електронну оболонку порівняно невеликого атома кисню, який негативно поляризований.

Сила і слабкість електролітів характеризується (позначається α, часто ця величина виражається в % від 0 до 100 або в частках одиниці від 0 до 1) — здатністю розпадатися на іони, тобто ставленням кількості частинок, що розпалися, до частинок до розпаду. Такі речовини, як кислоти, солі та основи під дією полярних розпадаються на іони повністю. Дисоціація води супроводжується розпадом молекул Н2О на протон Н+ та гідроксильну групу ОН-. Якщо уявити рівняння дисоціації електроліту як: М=К++А- , тоді дисоціація води то, можливо виражена рівнянням: Н2О↔Н++ОН-, а рівняння, з допомогою якого розраховується ступінь дисоціації води, можна у двох видах (через концентрацію протонів, що утворилися, або концентрацію утворених гідроксильних груп): α=[Н+]/[Н2О] або α=[ОН-]/[Н2О]. Так як на величину α впливає не тільки хімічна природаречовини, але й концентрація розчину або його температура, то прийнято говорити про уявний (уявний) ступінь дисоціації.

Схильність молекул слабких електролітів, включаючи воду, розпадатися на іони більшою мірою характеризується константою дисоціації (частковий випадок константи рівноваги), яку прийнято позначати як Кд. Для розрахунку цієї величини застосовується закон діючих мас, який встановлює співвідношення між масами отриманих та вихідних речовин. Електролітична дисоціація води – це розпад вихідних молекул води на протони водню та гідроксильну групу, тому виражається рівнянням: Кд = [Н+]. [ОН-]/[Н2О]. Ця величина для води є постійною і залежить тільки від температури при температурі, що дорівнює 25оС, Кд=1.86.10-16.

Знаючи молярну масуводи (18 г/моль), а також нехтуючи концентрацією дисоційованих молекул і приймаючи масу 1 дм3 води за 1000 г, можна розрахувати концентрацію недисоційованих молекул 1 дм3 води: [Н2О]=1000/18,0153=55,51 моль/дм3 . Тоді з рівняння константи дисоціації можна знайти добуток концентрацій протонів та гідроксильних груп: [Н+].[ОН-]=1,86.10-16.55,51=1.10-14. При вилученні квадратного кореняз отриманої величини одержують концентрацію протонів (іонів водню), визначальну кислотність розчину та рівну концентрації гідроксильних груп: [Н+]=[ОН-]=1.10-7.

Але в природі води такої чистоти немає через присутність у ній розчинених газів чи забруднення води іншими речовинами (фактично вода — це розчин різних електролітів), тому за 25оС концентрація протонів водню чи концентрація гідроксильних груп відрізняється від величини 1.10-7. Тобто кислотність води обумовлена ​​перебігом не лише такого процесу, як дисоціація води. є негативним логарифмом концентрації водневих іонів (рН), він введений для оцінки кислотності або лужності води та водних розчинів, оскільки числами з негативними ступенями користуватися важко. Для чистої води рН=7, але так як у природі чистої води немає, і дисоціація води протікає поряд з розпадом інших розчинених електролітів, то водневий показник може бути меншим або більше 7, тобто для води практично рН≠7.

Іомне вироблення водим - добуток концентрацій іонів водню Н + і іонів гідроксиду OH? у воді або у водних розчинах, константа автопротолізу води. Виведення значення іонного добутку води

Вода, хоч і є слабким електролітом, невеликою мірою дисоціює:

H2O + H2O - H3O+ + OH?або H2O - H+ + OH?

Рівновага цієї реакції сильно зміщено вліво. Константу дисоціації води можна обчислити за такою формулою:

Концентрація іонів гідроксонію (протонів);

Концентрація гідроксид-іонів;

Концентрація води (у молекулярній формі) у воді;

Концентрація води у воді, враховуючи її малий ступінь дисоціації, величина практично стала і становить (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа дисоціації води дорівнює 1,8×10×16моль/л. Рівняння (1) можна переписати як: Позначимо добуток K = Kв = 1,8Ч10×16 моль/л 55,56 моль/л = 10×14мольІ/лІ = · (при 25 °C).

Константа Kв, що дорівнює добутку концентрацій протонів та гідроксид-іонів, називається іонним твором води. Вона є постійною як для чистої води, а й у розбавлених водних розчинів речовин. З підвищенням температури дисоціація води збільшується, отже, зростає і Kв, при зниженні температури - навпаки. Практичне значенняіонного добутку води

Практичне значення іонного добутку води велике, тому що воно дозволяє при відомій кислотності (лужності) будь-якого розчину (тобто при відомій концентрації або) знайти відповідно концентрації або . Хоча в більшості випадків для зручності подання користуються не абсолютними значеннями концентрацій, а взятими зі зворотним знаком їх десятковими логарифмами - відповідно, водневим показником (pH) та гідроксильним показником (pOH).

Оскільки Kв - константа, при додаванні до розчину кислоти (іонів H+), концентрація гідроксид-іонів OH? падатиме і навпаки. У нейтральному середовищі = моль/л. При концентрації > 10?7 моль/л (відповідно, концентрації< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10?7 моль/л (відповідно, концентрації< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН

Вода є слабким амфотерним електролітом:

Н2О Н+ + ВІН-або, більш точно: 2Н2О Н3О+ + ВІН-

Константа дисоціації води при 25оС дорівнює: Таке значення константи відповідає дисоціації однієї зі ста мільйонів молекул води, тому концентрацію води можна вважати постійною та рівною 55,55 моль/л (щільність води 1000 г/л, маса 1 л 1000 г, кількість речовини води 1000г: 18г/моль = 55,55моль, С = 55,55моль: 1 л = 55,55моль/л). Тоді

Ця величина стала при даній температурі (25оС), вона називається іонним добутком води KW:

Дисоціація води - процес ендотермічний, тому з підвищенням температури відповідно до принципу Ле-Шательє дисоціація посилюється, іонний добуток зростає і досягає при 100оС значення 10-13.

У чистій воді при 25оС концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою:

10-7 моль/л Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою, називаються нейтральними. Якщо до чистої води додати кислоту, концентрація іонів водню підвищиться і побільшає, ніж 10-7 моль/л, середовище стане кислою, при цьому концентрація іонів гідроксилу миттєво зміниться так, щоб іонний добуток води зберіг своє значення 10-14. Те саме відбуватиметься і при додаванні до чистої води лугу. Концентрації іонів водню та гідроксилу пов'язані між собою через іонний твір, тому, знаючи концентрацію одного з іонів, легко обчислити концентрацію іншого. Наприклад, якщо = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, або якщо = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14 / 10-2 = 10-12 моль/л. Таким чином, концентрація іонів водню або гідроксилу може бути кількісною характеристикою кислотності або лужності середовища.

На практиці користуються не концентраціями іонів водню або гідроксилу, а водневим рН або гідроксильним рОН показниками. Водневий показник рН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів водню:

Гідроксильний показник рОН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів гідроксилу:

рОН = - lg

Легко показати, прологарифмувавши іонний добуток води, що

рН + рОН = 14

Якщо рН середовища дорівнює 7 - середовище нейтральне, якщо менше 7 - кисле, причому чим менше рН, тим вища концентрація іонів водню. pН більше 7 - середовище лужне, чим більше рН, тим вища концентрація іонів гідроксилу. Чиста вода дуже погано проводить електричний струм, але все ж має вимірну електропровідність, яка пояснюється невеликою дисоціацією води на іони водню і гідроксид-іони. За величиною електропровідності чистої води можна визначити концентрацію іонів водню та гідроксид-іонів у воді.

Оскільки ступінь дисоціації води дуже мала, то концентрація недисоційованих молекул у воді практично дорівнює загальній концентрації води, тому з виразу для константи дисоціації води одержують, що для води та розведених водних розчинів при незмінній температурі добуток концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів є величина постійна. Ця стала величина називається іонним добутком води.

Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові, називаються нейтральними. У кисних розчинах більше іонів водню, у лужних – гідроксид-іонів. Але добуток їх концентрацій завжди постійно. Це означає, що якщо відома концентрація іонів водню у водному розчині, то цим і визначена концентрація гідроксид-іонів. Тому як ступінь кислотності, так і ступінь лужності розчину можна кількісно охарактеризувати концентрацією іонів водню:

Кислотність або лужність розчину можна виразити зручнішим способом: замість концентрації іонів водню вказують її десятковий логарифм, взятий зі зворотним знаком. Остання величина називається водневим показником та позначається рН:. Звідси ясно, що у нейтральному розчині pH=7; у кислих розчинах рН<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, і тим більше, чим більша лужність розчину.

Для виміру рН існують різні методи. Приблизно реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних реакторів, які називають індикаторами, забарвлення яких змінюється в залежності від концентрації іонів водню. Найбільш поширені метиловий помаранчевий, метиловий червоний, фенолфталеїн та лакмус.