, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Jaki i slabi elektroliti

Materijal u ovom odeljku vam je delimično poznat iz prethodno proučavanih školskih kurseva hemije i iz prethodnog odeljka. Hajde da ukratko pregledamo ono što znate i upoznamo se s novim materijalom.

IN prethodni odeljak raspravljali smo o ponašanju u vodenim otopinama nekih soli i organskih tvari koje se u vodenoj otopini potpuno raspadaju na ione.
Postoji niz jednostavnih, ali nepobitnih dokaza da se neke tvari u vodenim otopinama raspadaju u čestice. Tako vodeni rastvori sumporne H2SO4, azotne HNO3, hlorne HClO4, hlorovodonične (hlorovodonične) HCl, sirćetne CH3COOH i drugih kiselina imaju kiselkast ukus. U formulama kiselina zajednička čestica je atom vodika i može se pretpostaviti da je on (u obliku jona) razlog istog okusa svih ovih tako različitih tvari.
Ioni vodika koji nastaju prilikom disocijacije u vodenom rastvoru daju rastvoru kiselkast ukus, zbog čega se takve supstance nazivaju kiselinama. U prirodi samo joni vodonika imaju kiselkast ukus. Oni stvaraju takozvanu kiselu (kiselu) sredinu u vodenom rastvoru.

Zapamtite, kada kažete "hlorovodonična kiselina", mislite na gasovito i kristalno stanje ove supstance, ali za vodeni rastvor treba da kažete "otopina hlorovodonika", "hlorovodonična kiselina" ili koristite uobičajeni naziv "hlorovodonična kiselina", iako sastav tvari u bilo kojem stanju izraženom istom formulom - HCl.

Vodeni rastvori litijuma (LiOH), natrijuma (NaOH), kalijuma (KOH), barijuma (Ba(OH)2), kalcijuma (Ca(OH)2) i drugih metalnih hidroksida imaju isti neprijatan gorko-sapunast ukus i izazivaju osećaj klizanja. Očigledno, joni OH – hidroksida uključeni u takva jedinjenja su odgovorni za ovo svojstvo.
Hlorovodonična kiselina HCl, bromovodonična kiselina HBr i jodovodična kiselina HI reaguju sa cinkom na isti način, uprkos svom različitom sastavu, jer u stvari nije kiselina ta koja reaguje sa cinkom:

Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H2,

i vodikovi joni:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

i formiraju se vodonik i joni cinka.
Miješanje nekih otopina soli, na primjer, kalijevog klorida KCl i natrijevog nitrata NaNO 3, nije praćeno primjetnim termičkim efektom, iako nakon isparavanja otopine nastaje mješavina kristala četiriju tvari: originalnih - kalij hlorida i natrijuma. nitrat - i nove - kalijum nitrat KNO 3 i natrijum hlorid NaCl . Može se pretpostaviti da se u otopini dvije početne soli potpuno raspadaju na ione, koji isparavanjem formiraju četiri kristalne tvari:

Uspoređujući ovu informaciju s električnom provodljivošću vodenih otopina kiselina, hidroksida i soli i s nizom drugih odredbi, S.A. Arrhenius je 1887. iznio hipotezu o elektrolitičkoj disocijaciji, prema kojoj molekuli kiselina, hidroksida i soli, kada su otopljeni u vode, disociraju na jone.
Proučavanje proizvoda elektrolize omogućava da se ionima dodijele pozitivni ili negativni naboji. Očigledno, ako se kiselina, na primjer dušični HNO 3, disocira, recimo, na dva iona i tokom elektrolize vodene otopine na katodi (negativno nabijenoj elektrodi) dolazi do oslobađanja vodika, onda, posljedično, postoje pozitivno nabijeni ioni vodika H + u rastvoru. Tada jednačinu disocijacije treba napisati na sljedeći način:

NNO 3 = N + + .

Elektrolitička disocijacija– potpuna ili djelomična dezintegracija jedinjenja kada se rastvori u vodi u jone kao rezultat interakcije sa molekulom vode (ili drugim rastvaračem).
Elektroliti– kiseline, baze ili soli čiji se vodeni rastvori izvode struja kao rezultat disocijacije.
Supstance koje se u vodenom rastvoru ne disociraju na jone i čiji rastvori ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti.
Disocijacija elektrolita je kvantitativno okarakterisana stepen disocijacije– omjer broja “molekula” (formulskih jedinica) raspadnutih na jone prema ukupnom broju “molekula” otopljene tvari. Stepen disocijacije je označen grčkim slovom. Na primjer, ako se od svakih 100 “molekula” otopljene tvari 80 disocira u jone, tada je stupanj disocijacije otopljene tvari jednak: = 80/100 = 0,8 ili 80%.
Prema svojoj sposobnosti disocijacije (ili, kako kažu, "po snazi"), elektroliti se dijele na jaka, prosjek I slab. Prema stepenu disocijacije, oni sa rastvorima > 30% se smatraju jakim elektrolitima;< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
U slučaju vodenih rastvora jaki elektroliti(> 30%) uključuje sljedeće grupe jedinjenja.
1 . Mnoge neorganske kiseline, kao što su hlorovodonična HCl, azotna HNO 3, sumporna H 2 SO 4 u razblaženim rastvorima. Najjača anorganska kiselina je perhlorna HClO 4.
Snaga nekiseonika kiselina povećava se u nizu sličnih jedinjenja kada se kreće niz podgrupu elemenata koji formiraju kiseline:

HCl – HBr – HI.

Fluorovodonična kiselina HF otapa staklo, ali to uopće ne ukazuje na njegovu snagu. Ova kiselina koja ne sadrži halogen bez kiseonika je klasifikovana kao kiselina srednje jačine zbog visoke energije H–F veze, sposobnosti HF molekula da se kombinuju (udruže) zbog jakih vodoničnih veza, interakcije F – jona sa HF molekule (vodikove veze) sa stvaranjem jona i drugih složenijih čestica. Kao rezultat toga, koncentracija vodikovih jona u vodenom rastvoru ove kiseline je značajno smanjena, pa se fluorovodonična kiselina smatra srednje jačine.
Vodonik fluorid reagira sa silicijum dioksidom, koji je dio stakla, prema jednadžbi:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Fluorovodoničnu kiselinu ne treba čuvati u staklenim posudama. U tu svrhu koriste se posude od olova, neke plastike i stakla, čiji su zidovi sa unutrašnje strane obloženi debelim slojem parafina. Ako se za „jetkanje“ stakla koristi plin fluorovodik, površina stakla postaje mat, što se koristi za nanošenje natpisa i raznih dizajna na staklo. „Jetkanje“ stakla vodenim rastvorom fluorovodonične kiseline dovodi do korozije staklene površine koja ostaje prozirna. Obično je komercijalno dostupna 40% otopina fluorovodonične kiseline.

Snaga kisikovih kiselina istog tipa mijenja se u suprotnom smjeru, na primjer, periodna kiselina HIO 4 je slabija od perhlorne kiseline HClO 4.
Ako element formira nekoliko kisikovih kiselina, tada kiselina u kojoj element koji stvara kiselinu ima najveću valenciju ima najveću snagu. Tako je u nizu kiselina HClO (hipohlorne) – HClO 2 (hlorne) – HClO 3 (hlorne) – HClO 4 (hlorne), potonja najjača.

Jedna zapremina vode rastvara oko dve zapremine hlora. Hlor (oko polovine) reaguje sa vodom:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.

Hlorovodonična kiselina je jaka u njenoj vodenoj otopini praktički nema molekula HCl. Ispravnije je jednačinu reakcije napisati na sljedeći način:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Dobivena otopina naziva se klorna voda.
Hipohlorna kiselina je brzo delujući oksidant, pa se koristi za izbeljivanje tkanina.

2 . Hidroksidi elemenata glavnih podgrupa grupa I i II periodnog sistema: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itd. Prilikom kretanja niz podgrupu, kako se metalna svojstva elementa povećavaju, jačina hidroksida se povećava. Rastvorljivi hidroksidi glavne podgrupe elemenata grupe I klasifikuju se kao alkalije.

Alkalije su baze koje su rastvorljive u vodi. Tu spadaju i hidroksidi elemenata glavne podgrupe grupe II (zemnoalkalni metali) i amonijum hidroksid (vodeni rastvor amonijaka). Ponekad su alkalije oni hidroksidi koji stvaraju visoku koncentraciju hidroksidnih iona u vodenoj otopini. U zastarjeloj literaturi među alkalijama možete pronaći kalij karbonate K 2 CO 3 (potaša) i natrijeve karbonate Na 2 CO 3 (soda), natrijum bikarbonat NaHCO 3 ( soda bikarbona), boraks Na 2 B 4 O 7, natrijum hidrosulfidi NaHS i kalijum hidrosulfidi KHS, itd.

Kalcijum hidroksid Ca(OH) 2 kao jak elektrolit disocira u jednom koraku:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Skoro sve soli. Sol, ako je jak elektrolit, disocira se u jednom koraku, na primjer željezni klorid:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

U slučaju vodenih rastvora slabi elektroliti ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Voda H 2 O je najvažniji elektrolit.

2 . Neke anorganske i gotovo sve organske kiseline: H 2 S (vodonik sulfid), H 2 SO 3 (sumporna), H 2 CO 3 (ugljena), HCN (cijanovodonična), H 3 PO 4 (fosforna, ortofosforna), H 2 SiO 3 (silicijum), H 3 BO 3 (borna, ortoborna), CH 3 COOH (sirćetna) itd.
Imajte na umu da ugljena kiselina ne postoji u formuli H 2 CO 3. Kada se ugljični dioksid CO 2 otopi u vodi, nastaje njegov hidrat CO 2 H 2 O, koji radi lakšeg izračunavanja zapisujemo kao H 2 CO 3, a jednačina reakcije disocijacije izgleda ovako:

Disocijacija slabe ugljične kiseline odvija se u dvije faze. Nastali bikarbonatni jon se također ponaša kao slab elektrolit.
Ostale polibazne kiseline disociraju na isti način: H 3 PO 4 (fosforna), H 2 SiO 3 (silicijum), H 3 BO 3 (borna). U vodenom rastvoru, disocijacija se praktično dešava tek u prvom koraku. Kako izvršiti disocijaciju u posljednjoj fazi?
3 . Hidroksidi mnogih elemenata, na primjer Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, itd.
Svi ovi hidroksidi disociraju u vodenoj otopini postupno, na primjer željezni hidroksid
Fe(OH) 3:

U vodenoj otopini, disocijacija se događa gotovo isključivo u prvom koraku. Kako pomaknuti ravnotežu prema stvaranju Fe 3+ jona?
Osnovna svojstva hidroksida istog elementa rastu sa smanjenjem valencije elementa. Dakle, osnovna svojstva željeznog dihidroksida Fe(OH) 2 su izraženija od onih trihidroksida Fe(OH) 3. Ova izjava je ekvivalentna činjenici da su kisela svojstva Fe(OH) 3 jača od onih kod Fe(OH) 2.
4 . Amonijum hidroksid NH 4 OH.
Kada se plin amonijak NH 3 otopi u vodi, dobiva se otopina koja vrlo slabo provodi struju i ima gorak, sapunast okus. Rastvorni medij je bazičan, ili alkalan. Ovo ponašanje amonijaka se objašnjava na sljedeći način: Kada se amonijak otopi u vodi, nastaje amonijak hidrat NH 3 H 2 O, kojem konvencionalno pripisujemo formulu nepostojećeg amonijevog hidroksida NH. 4 OH, s obzirom da se ovo jedinjenje disocira i formira amonijum jon i hidroksid jon OH –:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Neke soli: cink hlorid ZnCl 2, gvožđe tiocijanat Fe(NCS) 3, živin cijanid Hg(CN) 2, itd. Ove soli se postepeno disociraju.

Neki ljudi smatraju da su fosforna kiselina H 3 PO 4 elektroliti srednje snage. Fosfornu kiselinu ćemo smatrati slabim elektrolitom i zapisati tri stupnja njene disocijacije. Sumporna kiselina u koncentriranim otopinama se ponaša kao elektrolit srednje jačine, au vrlo koncentriranim otopinama ponaša se kao slab elektrolit. Dalje ćemo smatrati sumpornu kiselinu jakim elektrolitom i napisati jednadžbu njene disocijacije u jednom koraku.

Soli, njihova svojstva, hidroliza

Učenik 8. razreda B škole br.182

Petrova Polina

Nastavnik hemije:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSKVA 2009

U svakodnevnom životu navikli smo da imamo posla sa samo jednom solju - kuhinjskom solju, tj. natrijum hlorid NaCl. Međutim, u hemiji se čitava klasa spojeva naziva soli. Soli se mogu smatrati produktima zamjene vodika u kiselini metalom. Kuhinjska sol, na primjer, može se dobiti iz hlorovodonične kiseline reakcijom supstitucije:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

kisela sol

Ako uzmete aluminij umjesto natrijuma, formira se druga sol - aluminij hlorid:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

soli- Ovo složene supstance, koji se sastoji od atoma metala i kiselih ostataka. Oni su produkti potpune ili djelomične zamjene vodika u kiselini metalom ili hidroksilne grupe u bazi kiselinskim ostatkom. Na primjer, ako u sumpornoj kiselini H 2 SO 4 jedan atom vodika zamijenimo kalijem, dobijamo sol KHSO 4, a ako dva - K 2 SO 4.

Postoji nekoliko vrsta soli.

Metode za dobijanje soli.

1. Soli se mogu dobiti djelovanjem kiselina na metale, bazične okside i baze:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

cink hlorid

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

gvožđe(III) sulfat

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

hrom(III) nitrat

2. Soli nastaju reakcijom kiselih oksida sa alkalijama, kao i kiselih oksida sa bazičnim oksidima:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

kalcijum nitrat

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalcijum silikat

3. Soli se mogu dobiti reakcijom soli sa kiselinama, alkalijama, metalima, nehlapljivim kiselinskim oksidima i drugim solima. Takve reakcije se dešavaju u uslovima evolucije gasa, taloženja taloga, evolucije oksida slabije kiseline ili evolucije hlapljivog oksida.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

kalcijum ortofosfat kalcijum sulfat

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

gvožđe (III) sulfat natrijum sulfat

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

bakar (II) sulfat gvožđe (II) sulfat

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kalcijum karbonat kalcijum silikat

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

sulfat hlorid sulfat hlorid

aluminijum barijum barijum aluminijum

4. Soli kiselina bez kiseonika nastaju interakcijom metala sa nemetalima:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

gvožđe(III) hlorid

Fizička svojstva.

Soli su čvrste tvari različitih boja. Njihova rastvorljivost u vodi varira. Sve soli azota i soli su rastvorljive sirćetna kiselina, kao i soli natrijuma i kalija. Rastvorljivost drugih soli u vodi može se naći u tabeli rastvorljivosti.

Hemijska svojstva.

1) Soli reaguju sa metalima.

Budući da se ove reakcije odvijaju u vodenim otopinama, Li, Na, K, Ca, Ba i drugi aktivni metali koji reagiraju s vodom u normalnim uvjetima ne mogu se koristiti za eksperimente, ili se reakcije ne mogu izvoditi u topljenju.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Soli reaguju sa kiselinama. Ove reakcije nastaju kada jača kiselina istisne slabiju, oslobađajući gas ili taloženjem.

Prilikom izvođenja ovih reakcija obično uzimaju suhu sol i djeluju s koncentriranom kiselinom.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Soli reaguju sa alkalijama u vodenim rastvorima.

Ovo je metoda dobivanja nerastvorljivih baza i lužina.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Soli reaguju sa solima.

Reakcije se odvijaju u rastvorima i koriste se za dobijanje praktično netopivih soli.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Neke soli se razlažu kada se zagreju.

Tipičan primjer takve reakcije je pečenje krečnjaka, čija je glavna komponenta kalcijev karbonat:

CaCO 3 CaO + CO2 kalcijum karbonat

1. Neke soli su sposobne kristalizirati i formirati kristalne hidrate.

Bakar (II) sulfat CuSO 4 – kristalna supstanca bijela. Kada se otopi u vodi, zagrijava se i nastaje plavi rastvor. Oslobađanje topline i promjene boje su znakovi kemijske reakcije. Kada se otopina ispari, oslobađa se kristalni hidrat CuSO 4. 5H 2 O (bakar sulfat). Formiranje ove supstance ukazuje da bakar (II) sulfat reaguje sa vodom:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

bijela plavo-plava

Upotreba soli.

Većina soli se široko koristi u industriji i svakodnevnom životu. Na primjer, natrijum hlorid NaCl, ili kuhinjska so, neophodna je u kuvanju. U industriji se natrijum hlorid koristi za proizvodnju natrijum hidroksida, sode NaHCO 3, hlora, natrijuma. Soli azotne i ortofosforne kiseline su uglavnom mineralna đubriva. Na primjer, kalijum nitrat KNO 3 je kalijev nitrat. Također je dio baruta i drugih pirotehničkih smjesa. Soli se koriste za dobijanje metala, kiselina i u proizvodnji stakla. Mnoga sredstva za zaštitu bilja od bolesti, štetočina itd lekovite supstance takođe spadaju u klasu soli. Kalijum permanganat KMnO 4 se često naziva kalijum permanganat. Krečnjak i gips – CaSO 4 – koriste se kao građevinski materijali. 2H 2 O, koji se takođe koristi u medicini.

Rješenja i rastvorljivost.

Kao što je ranije rečeno, rastvorljivost je važna imovina soli Rastvorljivost je sposobnost supstance da sa drugom supstancom formira homogen, stabilan sistem promenljivog sastava, koji se sastoji od dve ili više komponenti.

Rješenja- To su homogeni sistemi koji se sastoje od molekula rastvarača i čestica rastvora.

Tako, na primjer, otopina kuhinjske soli sastoji se od otapala - vode, otopljene tvari - Na +, Cl - iona.

Joni(od grčkog ión - odlazak), električno nabijene čestice nastale gubitkom ili dobitkom elektrona (ili drugih nabijenih čestica) od strane atoma ili grupa atoma. Pojam i pojam "jon" uveo je 1834. M. Faraday, koji je, proučavajući utjecaj električne struje na vodene otopine kiselina, lužina i soli, sugerirao da je električna provodljivost takvih otopina posljedica kretanja jona. . Faraday je pozitivno nabijene ione koji se kreću u otopini prema negativnom polu (katodi) nazvao kationima, a negativno nabijene ione koji se kreću prema pozitivnom polu (anodi) - anionima.

Na osnovu stepena rastvorljivosti u vodi, supstance se dele u tri grupe:

1) Visoko rastvorljiv;

2) Slabo rastvorljiv;

3) Praktično nerastvorljiv.

Mnoge soli su visoko rastvorljive u vodi. Kada odlučujete o rastvorljivosti drugih soli u vodi, moraćete da koristite tabelu rastvorljivosti.

Poznato je da neke supstance, kada su rastvorene ili rastaljene, provode električnu struju, dok druge ne provode struju pod istim uslovima.

Supstance koje se raspadaju na ione u rastvorima ili se rastapaju i zbog toga provode električnu struju nazivaju se elektroliti.

Supstance koje se pod istim uslovima ne raspadaju na jone i ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti.

Elektroliti uključuju kiseline, baze i gotovo sve soli. Elektroliti sami po sebi ne provode električnu struju. U otopinama i topljenjima se raspadaju na ione, zbog čega teče struja.

Razlaganje elektrolita na ione kada se rastvori u vodi naziva se elektrolitička disocijacija. Njegov sadržaj se svodi na sljedeće tri odredbe:

1) Elektroliti, kada se rastvore u vodi, raspadaju (disociraju) na jone - pozitivne i negativne.

2) Pod uticajem električne struje joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani ioni kreću se prema katodi i nazivaju se kationi, a negativno naelektrisani ioni kreću se prema anodi i nazivaju se anjoni.

3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno sa dezintegracijom molekula na jone (disocijacija), odvija se i proces spajanja jona (asocijacija).

reverzibilnost

Jaki i slabi elektroliti.

Da bi se kvantitativno okarakterisala sposobnost elektrolita da se raspadne na ione, koncept stepena disocijacije (α), t . E. Odnos broja molekula raspadnutih na jone prema ukupnom broju molekula. Na primjer, α = 1 označava da se elektrolit potpuno raspao na ione, a α = 0,2 znači da se samo svaki peti njegovih molekula disocirao. Kada se koncentrirani rastvor razblaži, kao i kada se zagreje, povećava se njegova električna provodljivost, kako se povećava stepen disocijacije.

Ovisno o vrijednosti α, elektroliti se konvencionalno dijele na jake (gotovo potpuno disociraju, (α 0,95)) srednje jakosti (0,95

Jaki elektroliti su mnoge mineralne kiseline (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 itd.), alkalije (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itd.) i gotovo sve soli. U slabe spadaju rastvori nekih mineralnih kiselina (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mnogih organskih kiselina (na primer, octena kiselina CH 3 COOH), vodeni rastvor amonijaka (NH 3 2 O), voda, neke soli žive (HgCl 2). Elektroliti srednje jačine često uključuju fluorovodičnu HF, ortofosfornu H 3 PO 4 i azotnu HNO 2 kiseline.

Hidroliza soli.

Termin "hidroliza" dolazi od grčkih riječi hidor (voda) i lysis (razgradnja). Hidroliza se obično shvata kao reakcija razmene između supstance i vode. Hidrolitički procesi su izuzetno česti u prirodi koja nas okružuje (i živoj i neživoj), a i ljudi ih široko koriste u modernoj proizvodnji i tehnologijama u domaćinstvu.

Hidroliza soli je reakcija interakcije između iona koji čine sol i vode, koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita i praćena je promjenom okruženja otopine.

Tri vrste soli prolaze kroz hidrolizu:

a) soli koje formiraju slaba baza i jaka kiselina (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - dolazi do hidrolize kationa)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl

Reakcija medija je kisela.

b) soli koje formiraju jaka baza i slaba kiselina (K 2 CO 3, Na 2 S - na anjonu dolazi do hidrolize)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Reakcija medija je alkalna.

c) soli koje formiraju slaba baza i slaba kiselina (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hidroliza se dešava na katjonu i na anjonu.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

Često je reakcija okoline neutralna.

d) soli koje formiraju jaka baza i jaka kiselina (NaCl, Ba(NO 3) 2) ne podliježu hidrolizi.

U nekim slučajevima, hidroliza se odvija nepovratno (kako kažu, ide do kraja). Dakle, kada se miješaju otopine natrijevog karbonata i bakrenog sulfata, taloži se plavi talog hidratizirane bazične soli, koji pri zagrijavanju gubi dio kristalizacijske vode i dobiva zelenu boju - pretvara se u bezvodni bazični bakrov karbonat - malahit:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Prilikom miješanja otopina natrijevog sulfida i aluminij klorida, hidroliza se također završava do kraja:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Zbog toga se Al 2 S 3 ne može izolovati iz vodenog rastvora. Ova so se dobijaju iz jednostavnih supstanci.

Jaki elektroliti, kada su otopljeni u vodi, gotovo potpuno se disociraju na ione, bez obzira na njihovu koncentraciju u otopini.

Stoga se u jednačinama disocijacije jakih elektrolita koristi znak jednakosti (=).

Jaki elektroliti uključuju:

Topljive soli;

Mnoge neorganske kiseline: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baze koje formiraju alkalni metali (LiOH, NaOH, KOH, itd.) i zemnoalkalni metali (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Slabi elektroliti u vodenim otopinama samo djelomično (reverzibilno) disociraju na ione.

Stoga se u jednačinama disocijacije slabih elektrolita koristi znak reverzibilnosti (⇄).

U slabi elektroliti spadaju:

Gotovo sve organske kiseline i voda;

Neke neorganske kiseline: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, itd.;

Nerastvorljivi metalni hidroksidi: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, itd.

Jednačine jonske reakcije

Jednačine jonske reakcije
Hemijske reakcije u rastvorima elektrolita (kiseline, baze i soli) odvijaju se uz učešće jona. Konačna otopina može ostati bistra (proizvodi su vrlo topljivi u vodi), ali jedan od proizvoda će biti slab elektrolit; u drugim slučajevima će doći do padavina ili evolucije gasa.

Za reakcije u otopinama koje uključuju jone, ne sastavlja se samo molekularna jednačina, već i puna ionska jednačina i kratka ionska jednačina.
U ionskim jednačinama, prema prijedlogu francuskog hemičara K.-L. Prema Bertholletu (1801), svi jaki, lako rastvorljivi elektroliti su zapisani u obliku jonskih formula, a sedimenti, gasovi i slabi elektroliti u obliku molekularnih formula. Formiranje padavina je označeno znakom „strelica nadole“ (↓), a formiranje gasova znakom „strelica nagore“ (). Primjer pisanja jednadžbe reakcije koristeći Bertholletovo pravilo:

a) molekularna jednačina
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) kompletna jonska jednačina
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - plin, H2O - slab elektrolit)
c) kratka jonska jednačina
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Obično su pri pisanju ograničeni na kratku ionsku jednačinu, pri čemu su čvrsti reagensi označeni indeksom (t), gasoviti reagensi indeksom (g). primjeri:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 je praktično nerastvorljiv u vodi
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(puna i kratka ionska jednačina su iste)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(većina kiselih soli je visoko rastvorljiva u vodi).

Ako jaki elektroliti nisu uključeni u reakciju, ionski oblik jednadžbe je odsutan:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

ULAZNICA br. 23

Hidroliza soli

Hidroliza soli je interakcija iona soli s vodom kako bi se formirale blago disocirajuće čestice.

Hidroliza je doslovno razlaganje vodom. Definirajući reakciju hidrolize soli na ovaj način, ističemo da se soli u otopini nalaze u obliku jona, te da je pokretačka snaga reakcije nastanak blago disocirajućih čestica ( opšte pravilo za mnoge reakcije u rastvorima).

Hidroliza se događa samo u onim slučajevima kada su ioni nastali kao rezultat elektrolitičke disocijacije soli - katjona, aniona ili oboje zajedno - sposobni formirati slabo disocijirajuće spojeve s ionima vode, a to se zauzvrat događa kada kation je snažno polarizirajući (kation slaba osnova), a anjon se lako polarizira (anjon slabe kiseline). Ovo mijenja pH okoline. Ako kation tvori jaku bazu, a anion jaku kiselinu, tada se ne podvrgavaju hidrolizi.

1. Hidroliza soli slabe baze i jake kiseline prođe kroz kation, može se formirati slaba baza ili bazična sol i pH otopine će se smanjiti

2. Hidroliza soli slabe kiseline i jake baze prođe kroz anion, može se formirati slaba kiselina ili kisela sol i pH otopine će se povećati

3. Hidroliza soli slabe baze i slabe kiseline obično potpuno prelazi i formira slabu kiselinu i slabu bazu; pH otopine se neznatno razlikuje od 7 i određuje se relativnom jačinom kiseline i baze

4. Ne dolazi do hidrolize soli jake baze i jake kiseline

Pitanje 24 Klasifikacija oksida

Oksidi nazivaju se složene supstance čije molekule uključuju atome kiseonika u oksidacionom stanju - 2 i neki drugi element.

Oksidi može se dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, ili indirektno (na primer, tokom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi dolaze u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju; Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.

Oksidi koji stvaraju soli Na primjer,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji stvaraju soli- to su oksidi koji kao rezultat hemijske reakcije formiraju soli. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom stvaraju odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, bakrov oksid (CuO) je oksid koji stvara soli jer, na primjer, kada je u interakciji sa hlorovodonične kiseline(HCl) so nastaje:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kao rezultat hemijskih reakcija, mogu se dobiti i druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli To su oksidi koji ne stvaraju soli. Primjeri uključuju CO, N 2 O, NO.

Sve tvari se mogu podijeliti na elektrolite i neelektrolite. Elektroliti uključuju tvari čiji rastvori ili taline provode električnu struju (na primjer, vodene otopine ili taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Neelektrolitne supstance ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton, itd.).

Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili topljeninama potpuno se disociraju na ione. Prilikom pisanja jednadžbi kemijskih reakcija, to je naglašeno strelicom u jednom smjeru, na primjer:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Jaki elektroliti uključuju supstance sa heteropolarnom ili jonskom kristalnom strukturom (tabela 1.1).

Tabela 1.1 Jaki elektroliti

Slabi elektroliti se samo djelimično raspadaju u jone. Zajedno s ionima, taline ili otopine ovih supstanci sadrže pretežno nedisocirane molekule. U otopinama slabih elektrolita, paralelno s disocijacijom, događa se i obrnuti proces - asocijacija, odnosno spajanje iona u molekule. Prilikom pisanja jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

U slabi elektroliti spadaju supstance homeopolarnog tipa kristalna rešetka(Tabela 1.2).

Tabela 1.2 Slabi elektroliti

Stanje ravnoteže slabog elektrolita u vodenom rastvoru kvantitativno je okarakterisano stepenom elektrolitičke disocijacije i konstantom elektrolitičke disocijacije.

Stupanj elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula otopljenog elektrolita:

Stepen disocijacije pokazuje koliki se dio ukupne količine otopljenog elektrolita raspada na ione i ovisi o prirodi elektrolita i otapala, kao i o koncentraciji tvari u otopini, ima bezdimenzijsku vrijednost, iako je obično izraženo u procentima. Uz beskonačno razrjeđivanje otopine elektrolita, stupanj disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100%, disocijaciji molekula otopljene tvari na ione. Za otopine slabih elektrolita α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Generalno, reverzibilna hemijska reakcija može se predstaviti kao:

a A+ b B D d D+ e E

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reagujućih čestica u snagama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za direktnu reakciju

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

i brzinu obrnute reakcije

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

U nekom trenutku, stope reakcije naprijed i nazad će se izjednačiti, tj.

Ovo stanje se naziva hemijska ravnoteža. Odavde

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Grupisanjem konstanti na jednoj strani i varijabli s druge strane dobijamo:

Dakle, za reverzibilnu hemijsku reakciju u stanju ravnoteže, proizvod ravnotežnih koncentracija produkta reakcije u stepenima njihovih stehiometrijskih koeficijenata, koji se odnose na isti proizvod za početne supstance, je konstantna vrednost na datoj temperaturi i pritisku . Numerička vrijednost konstante kemijske ravnoteže TO ne zavisi od koncentracije reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline u skladu sa zakonom djelovanja mase može se zapisati kao:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Veličina K a naziva se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju azota.

Konstanta disocijacije slabe baze izražava se slično. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Veličina K b naziva se konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je veća konstanta disocijacije elektrolita, to je elektrolit jače disociran i veća je koncentracija njegovih iona u otopini u ravnoteži. Postoji veza između stepena disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:

Ovo je matematički izraz Ostvaldovog zakona razblaženja: kada je slab elektrolit razblažen, stepen njegove disocijacije se povećava za slabe elektrolite na TO≤1∙ 10 -4 i WITH≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:

TO= α 2 ∙WITH ili α

Primjer1. Izračunajte stepen disocijacije i koncentraciju jona i [NH 4 + ] u 0,1 M rastvoru amonijum hidroksida, ako TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

Dato: NH 4 OH

TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

Rješenje:

Pošto je elektrolit dosta slab ( Za NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ili 1,33%

Koncentracija jona u binarnom rastvoru elektrolita je jednaka C∙α, pošto binarni elektrolit ionizira da formira jedan kation i jedan anjon, tada je = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

odgovor:α=1,33%; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.

Snažna teorija elektrolita

Jaki elektroliti u otopinama i topljeninama potpuno se disociraju na ione. Međutim, eksperimentalne studije električne provodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njena vrijednost nešto podcijenjena u odnosu na električnu provodljivost koja bi trebala biti pri 100% disocijaciji. Ovo neslaganje se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hückel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatička interakcija između jona. Oko svakog jona formira se “jonska atmosfera” od jona suprotnog predznaka naelektrisanja, što inhibira kretanje jona u rastvoru kada se prođe jednosmerna električna struja. Pored elektrostatičke interakcije jona, u koncentrovanim rastvorima potrebno je voditi računa o asocijaciji jona. Uticaj međujonskih sila stvara efekat nepotpune disocijacije molekula, tj. očigledan stepen disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4 eksperimentalna vrijednost je α = 45%. Da bi se uzeli u obzir elektrostatički faktori u rastvorima jakih elektrolita, koristi se koncept aktivnosti (A). Aktivnost jona je efektivna ili prividna koncentracija pri kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:

Gdje f – koeficijent aktivnosti, koji karakteriše stepen odstupanja sistema od idealnog usled elektrostatičkih interakcija jona.

Koeficijenti jonske aktivnosti zavise od vrijednosti µ, koja se naziva jonska snaga otopine. Jonska snaga otopine je mjera elektrostatičke interakcije svih jona prisutnih u otopini i jednaka je polovini zbroja proizvoda koncentracija (sa) svaki od jona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):

U razrijeđenim otopinama (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a koeficijent aktivnosti je 1. To znači da praktično nema elektrostatičkih interakcija. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti jona mogu biti veći od jedinice. Odnos između koeficijenta aktivnosti i ionske snage otopine izražava se formulama:

At µ <10 -2

Na 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2 µ na 0.1<µ <1

Konstanta ravnoteže izražena u terminima aktivnosti naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju

a A+ b B d D+ e E

Termodinamička konstanta ima oblik:

Zavisi od temperature, pritiska i prirode rastvarača.

Pošto je aktivnost čestice

Gdje TO C je konstanta ravnoteže koncentracije.

Značenje TO C zavisi ne samo od temperature, prirode rastvarača i pritiska, već i od jonske snage m. Budući da termodinamičke konstante zavise od najmanjeg broja faktora, one su stoga najosnovnije karakteristike ravnoteže. Dakle, termodinamičke konstante su date u priručniku. Termodinamičke konstante nekih slabih elektrolita date su u dodatku ovog priručnika. =0,024 mol/l.

Kako se naboj jona povećava, koeficijent aktivnosti i aktivnost jona se smanjuju.

Pitanja za samokontrolu:

1. Šta je idealan sistem? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sistema od idealnog.
2. Kako se zove stepen disocijacije elektrolita?
3. Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
4. Kakav odnos postoji između konstante disocijacije i stepena disocijacije slabog elektrolita? Izrazite to matematički.
5. Šta je aktivnost? Kako su povezane aktivnost jona i njegova prava koncentracija?
6. Koliki je koeficijent aktivnosti?
7. Kako naelektrisanje jona utiče na koeficijent aktivnosti?
8. Kolika je jonska snaga otopine, njen matematički izraz?
9. Zapišite formule za izračunavanje koeficijenata aktivnosti pojedinih jona u zavisnosti od jonske snage rastvora.
10. Formulirajte zakon masovnog djelovanja i izrazite ga matematički.
11. Kolika je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utiču na njegovu vrijednost?
12. Kolika je konstanta ravnoteže koncentracije? Koji faktori utiču na njegovu vrijednost?
13. Kako su termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže povezane?
14. U kojim granicama se vrijednosti koeficijenta aktivnosti mogu mijenjati?
15. Koji su glavni principi teorije jakih elektrolita?

ELEKTROLITI– supstance čiji rastvori ili taline provode električnu struju.

NEELEKTROLITI– supstance čiji rastvori ili taline ne provode električnu struju.

Disocijacija– razlaganje jedinjenja na jone.

Stepen disocijacije– omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula u otopini.

JAKI ELEKTROLITI kada se rastvore u vodi, oni se skoro potpuno raspadaju u jone.

Prilikom pisanja jednadžbi za disocijaciju jakih elektrolita koristi se znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

· Rastvorljive soli ( vidi tabelu rastvorljivosti);

· Mnoge neorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Pogledaj kiseline-jaki elektroliti u tabeli rastvorljivosti);

· Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalnih (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) metala ( vidi baze-jake elektrolite u tabeli rastvorljivosti).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim rastvorima samo delimično (reverzibilno) disociraju na jone.

Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite, naznačuje se znak reverzibilnosti.

U slabi elektroliti spadaju:

· Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

· Neke neorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Pogledaj kiseline-slabi elektroliti u tabeli rastvorljivosti);

· Nerastvorljivi metalni hidroksidi (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( pogledaj teren-cslabih elektrolita u tabeli rastvorljivosti).

Na stepen elektrolitičke disocijacije utiču brojni faktori:

priroda rastvarača i elektrolit: jaki elektroliti su supstance sa ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra jonizujuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari posjeduju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čiji su molekuli polarni (na primjer, voda);

temperaturu: budući da je disocijacija endotermni proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kada se rastvor razblaži, stepen disocijacije se povećava, a sa povećanjem koncentracije opada;

faza procesa disocijacije: svaka naredna faza je manje efikasna od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (prva faza, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (druga faza, α 2),

NPO2−4⇄N++PO3−4 (treći stepen, α 3).

Zbog toga je u rastvoru ove kiseline koncentracija jona vodonika najveća, a koncentracija fosfatnih jona PO3−4 najmanja.

1. Rastvorljivost i stepen disocijacije supstance nisu međusobno povezani. Na primjer, octena kiselina, koja je visoko (neograničeno) rastvorljiva u vodi, slab je elektrolit.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih jona koji nastaju u posljednjoj fazi elektrolitičke disocijacije

Utječe i na stepen elektrolitičke disocijacije dodavanjem drugih elektrolita: npr. stepen disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

smanjuje se ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol se disocira i formira formatne jone HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Kao rezultat, koncentracija HCOO– jona u otopini raste, a prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije formatnih iona pomjera ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. stepen disocijacije se smanjuje.

Ostwaldov zakon razblaženja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, koncentracija i vrijednosti ekvivalentne električne provodljivosti pri koncentraciji i pri beskonačnom razrjeđivanju, respektivno. Odnos je posljedica zakona masovnog djelovanja i jednakosti

gdje je stepen disocijacije.

Ostwaldov zakon razblaženja izveo je W. Ostwald 1888. godine i eksperimentalno ga je potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razblaženja bilo je od velikog značaja za potkrepljivanje teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. Vodonik pH Voda je slab amfoterni elektrolit: H2O H+ + OH- ili tačnije: 2H2O = H3O+ + OH- Konstanta disocijacije vode na 25°C jednaka je: Ova vrijednost konstante odgovara disocijaciji jednog izlaza od sto miliona molekula vode, pa se koncentracija vode može smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol/l (gustina vode 1000 g/l, masa 1 l 1000 g, količina vodene supstance 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol/l). Tada je ova vrijednost konstantna na datoj temperaturi (25°C), naziva se ionski proizvod vode KW: Disocijacija vode je endotermni proces, pa se s povećanjem temperature, u skladu sa Le Chatelierovim principom, disocijacija intenzivira, jonski proizvod se povećava i dostiže vrijednost od 10-13 na 100°C. U čistoj vodi na 25°C koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodonika i hidroksil iona jedna drugoj nazivaju se neutralne. Ako se u čistu vodu doda kiselina, koncentracija vodikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, a koncentracija hidroksilnih jona će se trenutno promijeniti tako da ionski proizvod vode zadržava njegova vrijednost je 10-14. Ista stvar će se desiti kada se alkalije dodaju čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona međusobno su povezane kroz jonski produkt, pa je, znajući koncentraciju jednog od jona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, onda je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dakle, koncentracija vodikovih ili hidroksilnih jona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili alkalnosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih jona, već indikatori pH vodika ili hidroksil pH. Indikator pH vodika jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih jona: pH = - lg Hidroksilni indikator pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih jona: pH = - log Lako je prikazati pomoću uzimajući logaritam ionskog proizvoda vode da je pH + pH = 14 Ako je pH medija 7 - medij je neutralan, ako je manji od 7 je kisel, a što je pH niži, to je veća koncentracija vodikovih iona . pH veći od 7 znači da je okolina alkalna što je pH veća, to je veća koncentracija hidroksilnih jona.