Elektrolytisk dissosiasjon av vann. Ionisk produkt av vann

En ekstremt viktig rolle i biologiske prosesser spilles av vann, som er en essensiell komponent (fra 58 til 97%) av alle celler og vev hos mennesker, dyr, planter og protozoer. det er onsdag i hvor en rekke biokjemiske prosesser finner sted.

Vann har en god oppløsningsevne og forårsaker elektrolytisk dissosiasjon av mange stoffer som er oppløst i det.

Prosessen med dissosiasjon av vann i henhold til teorien til Bronsted fortsetter i henhold til ligningen:

H 2 0+H 2 0 N 3 O + + OH - ; ΔН dis = +56,5 kJ/mol

De. ett vannmolekyl gir opp, og det andre fester et proton, vannautoionisering skjer:

H 2 0 N + + OH - - deprotonasjonsreaksjon

H 2 0 + H + H 3 O + - protonasjonsreaksjon

Dissosiasjonskonstanten for vann ved 298°K, bestemt ved den elektriske konduktivitetsmetoden, er:

a(H +) - aktivitet av H + ioner (for korthets skyld, i stedet for H3O + skriv H +);

en (OH-)-aktivitet av OH-ioner;

a (H20) - vannaktivitet;

Dissosiasjonsgraden av vann er svært liten, så aktiviteten til hydrogen - og hydroksid - ioner i rent vann er nesten lik konsentrasjonene deres. Konsentrasjonen av vann er konstant og lik 55,6 mol.

(1000g: 18g/mol= 55,6mol)

Ved å erstatte denne verdien med uttrykket for dissosiasjonskonstanten Kd (H 2 0), og i stedet for aktivitetene til hydrogen- og hydroksidioner, deres konsentrasjoner, oppnås et nytt uttrykk:

K (H 2 0) \u003d C (H +) × C (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 / l 2 ved 298K,

Mer presist, K (H 2 0) \u003d a (H +) × a (OH -) \u003d 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) kalles ionprodukt av vann eller autoioniseringskonstant.

I rent vann eller en hvilken som helst vandig løsning ved konstant temperatur er produktet av konsentrasjonene (aktivitetene) av hydrogen - og hydroksid - ioner en konstant verdi, kalt det ioniske produktet av vann.

Konstanten K(H 2 0) avhenger av temperaturen. Når temperaturen stiger, øker den, fordi. prosessen med vanndissosiasjon er endoterm. I rent vann eller vandige løsninger av forskjellige stoffer ved 298K vil aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogen- og hydroksidioner være:

a (H +) \u003d a (OH -) \u003d K (H 2 0) \u003d 10 -14 \u003d 10 -7 mol / l.

I sure eller alkaliske løsninger vil disse konsentrasjonene ikke lenger være like med hverandre, men de vil endre seg konjugert: med en økning i en av dem, vil den andre avta tilsvarende, og omvendt, for eksempel,

a (H +) \u003d 10 -4, a (OH -) \u003d 10 -10, produktet deres er alltid 10 -14

Hydrogen indikator

Kvalitativt uttrykkes reaksjonen til mediet i form av aktiviteten til hydrogenioner. I praksis bruker de ikke denne verdien, men hydrogenindikatoren pH - en verdi numerisk lik den negative desimallogaritmen til aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogenioner, uttrykt i mol / l.

pH= -lga(H + ),

og for fortynnede løsninger

pH= -lgC(H + ).

For rent vann og nøytrale medier ved 298K pH=7; for sure pH-løsninger<7, а для щелочных рН>7.

Reaksjonen til mediet kan også karakteriseres ved hydroksylindeksen:

RON= -lga(Åh - )

eller ca

RON= -IgC(OH - ).

Følgelig, i et nøytralt miljø рОН=рН=7; i et surt miljø, pOH> 7, og i et alkalisk miljø, pOH<7.

Hvis vi tar den negative desimallogaritmen til uttrykket for det ioniske produktet av vann, får vi:

pH + pOH=14.

Derfor er pH og pOH også konjugerte mengder. Summen deres for fortynnede vandige løsninger er alltid 14. Når du kjenner til pH, er det lett å beregne pOH:

pH=14 – рОН

og vice versa:

RÅh= 14 - pH.

I løsninger skilles aktiv, potensiell (reserve) og total surhet.

Aktiv surhet målt ved aktiviteten (konsentrasjonen) av hydrogenioner i løsning og bestemmer pH i løsningen. I løsninger av sterke syrer og baser avhenger pH av konsentrasjonen av syren eller basen, og aktiviteten til H-ioner + og han - kan beregnes ved hjelp av formlene:

a(H + )= C(l/z syre) xa hver; pH \u003d - lg a (H + )

a(OH - )=C(l/z base)×a hver; pH \u003d - lg a (OH - )

pH= - lgC(l/z syre) – for ekstremt fortynnede løsninger av sterke syrer

РОН= - lgC(l/z base) - for ekstremt fortynnede løsninger av baser

Potensiell surhet målt ved antall hydrogenioner bundet i syremolekyler, dvs. representerer en "reserve" av udissosierte syremolekyler.

Generell surhet- summen av aktive og potensielle surheter, som bestemmes av den analytiske konsentrasjonen av syren og fastsettes ved titrering

En av de fantastiske egenskapene til levende organismer er syre-base

homeostase - konstanten til pH i biologiske væsker, vev og organismer. Tabell 1 viser pH-verdiene til noen biologiske objekter.

Tabell 1

Fra dataene i tabellen kan det ses at pH-verdien til ulike væsker i menneskekroppen varierer over et ganske bredt område avhengig av plasseringen. BLOD, som andre biologiske væsker, har en tendens til å opprettholde en konstant verdi av pH-verdien, hvis verdier er presentert i tabell 2

tabell 2

En endring i pH fra de angitte verdiene med bare 0,3 mot en økning eller reduksjon fører til en endring i utvekslingen av enzymatiske prosesser, noe som forårsaker en alvorlig sykdom hos en person. En endring i pH på bare 0,4 er allerede uforenlig med livet. Forskere har funnet ut at følgende blodbuffersystemer er involvert i reguleringen av syre-basebalansen: hemoglobin, bikarbonat, protein og fosfat. Andelen av hvert system i bufferkapasiteten er presentert i tabell 3.

Tabell 3

Alle buffersystemer i kroppen er de samme i henhold til virkningsmekanismen, fordi de består av en svak syre: karbonsyre, dihydrofosforsyre (dihydrofosfation), protein, hemoglobin (oksohemoglobin) og salter av disse syrene, hovedsakelig natrium, med egenskapene til svake baser. Men siden bikarbonatsystemet i kroppen ikke har noen like når det gjelder hastigheten på responsen, vil vi vurdere muligheten til å opprettholde en konstans av miljøet i kroppen ved hjelp av dette systemet.

Læreboken er beregnet på studenter av ikke-kjemiske spesialiteter ved høyere utdanningsinstitusjoner. Den kan tjene som en manual for personer som selvstendig studerer det grunnleggende om kjemi, og for elever ved kjemiske tekniske skoler og videregående skoler.

Den legendariske læreboken, oversatt til mange språk i Europa, Asia, Afrika og utgitt med et totalt opplag på over 5 millioner eksemplarer.

Når du laget filen, ble nettstedet http://alnam.ru/book_chem.php brukt

Bok:

Rent vann leder elektrisitet svært dårlig, men har fortsatt en målbar elektrisk ledningsevne, noe som forklares med den lille dissosiasjonen av vann til hydrogenioner og hydroksidioner:

Den elektriske ledningsevnen til rent vann kan brukes til å beregne konsentrasjonen av hydrogenioner og hydroksydioner i vann. Ved 25°C er det lik 10 -7 mol/l.

La oss skrive et uttrykk for dissosiasjonskonstanten til vann:

La oss omskrive denne ligningen som følger:

Siden dissosiasjonsgraden av vann er svært liten, er konsentrasjonen av udissosierte H 2 O-molekyler i vann praktisk talt lik den totale konsentrasjonen av vann, dvs. 55,55 mol/l (1 liter inneholder 1000 g vann, dvs. 1000: 18,02 = 55,55 mol). I fortynnede vandige løsninger kan konsentrasjonen av vann betraktes som den samme. Derfor, ved å erstatte produktet i den siste ligningen med en ny konstant K H 2 O, vil vi ha:

Den resulterende ligningen viser at for vann og fortynnede vandige løsninger ved konstant temperatur er produktet av et konsentrat av hydrogenioner og hydroksidioner en konstant verdi.Denne konstante verdien kalles det ioniske produktet av vann. Dens numeriske verdi kan enkelt oppnås ved å erstatte konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner i den siste ligningen. I rent vann ved 25°C ==1·10 -7 mol/l. Så for den angitte temperaturen:

Løsninger der konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksidioner er like kalles nøytrale løsninger. Ved 25°C, som allerede nevnt, i nøytrale løsninger, er konsentrasjonen av både hydrogenioner og hydroksydioner 10 -7 mol/l. I sure løsninger er konsentrasjonen av hydrogenioner høyere, i alkaliske løsninger konsentrasjonen av hydroksidioner. Men uansett reaksjonen til løsningen, forblir produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner konstant.

Hvis det for eksempel tilsettes nok syre til rent vann slik at konsentrasjonen av hydrogenioner stiger til 10 -3 mol/l, så vil konsentrasjonen av hydroksydioner avta slik at produktet forblir lik 10 -14. Derfor, i denne løsningen, vil konsentrasjonen av hydroksidioner være:

10 -14 /10 -3 \u003d 10 -11 mol / l

Tvert imot, hvis du tilsetter alkali til vann og dermed øker konsentrasjonen av hydroksydioner, for eksempel til 10 -5 mol / l, vil konsentrasjonen av hydrogenioner være:

10 -14 /10 -5 \u003d 10 -9 mol / l

Disse eksemplene viser at hvis konsentrasjonen av hydrogenioner i en vandig løsning er kjent, så bestemmes også konsentrasjonen av hydroksydioner. Derfor kan både surhetsgraden og alkaliniteten til en løsning kvantitativt karakteriseres ved konsentrasjonen av hydrogenioner:

Surheten eller alkaliniteten til en løsning kan uttrykkes på en annen, mer praktisk måte: i stedet for konsentrasjonen av hydrogenioner, er dens desimallogaritme angitt, tatt med motsatt fortegn. Sistnevnte verdi kalles pH-verdien og er betegnet med pH:

For eksempel, hvis =10-5 mol/l, så er pH=5; hvis \u003d 10 -9 mol / l, deretter pH \u003d 9, etc. Fra dette er det klart at i en nøytral løsning (= 10 -7 mol / l) pH \u003d 7. I sure pH-løsninger<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 og jo flere, desto større er alkaliniteten til løsningen.

Det finnes ulike metoder for å måle pH. Omtrent kan reaksjonen til en løsning bestemmes ved hjelp av spesielle reagenser kalt indikatorer, hvis farge endres avhengig av konsentrasjonen av hydrogenioner. De vanligste indikatorene er metyloransje, metylrødt, fenolftalein. I tabellen. 17 karakteristikken til noen indikatorer er gitt.

For mange prosesser spiller pH-verdien en viktig rolle. Så pH i blodet til mennesker og dyr har en strengt konstant verdi. Planter kan vokse normalt bare når pH-verdiene til jordløsningen ligger innenfor et visst område som er karakteristisk for en gitt planteart. Egenskapene til naturlig vann, spesielt korrosiviteten, er sterkt avhengig av pH.

Tabell 17. Nøkkelindikatorer

Rent vann, selv om det er dårlig (sammenlignet med elektrolyttløsninger), kan lede elektrisitet. Dette skyldes evnen til et vannmolekyl til å desintegreres (dissosieres) til to ioner, som er ledere av elektrisk strøm i rent vann (dissosiasjon nedenfor betyr elektrolytisk dissosiasjon - henfall til ioner):

Hydrogenindeks (pH) er en verdi som karakteriserer aktiviteten eller konsentrasjonen av hydrogenioner i løsninger. Hydrogenindeksen er betegnet med pH. Hydrogenindeksen er numerisk lik den negative desimallogaritmen til aktiviteten eller konsentrasjonen av hydrogenioner, uttrykt i mol per liter: pH=-lg[ H+ ] Hvis [ H+ ]>10-7 mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - alkalisk miljø; pH>7. Salthydrolyse- dette er den kjemiske interaksjonen mellom saltioner og vannioner, som fører til dannelsen av en svak elektrolytt. en). Hydrolyse er ikke mulig Et salt dannet av en sterk base og en sterk syre ( KBr, NaCl, NaNO3), vil ikke gjennomgå hydrolyse, siden det i dette tilfellet ikke dannes en svak elektrolytt pH av slike løsninger = 7. Reaksjonen til mediet forblir nøytral. 2). Hydrolyse ved kationen (bare kationen reagerer med vann). I et salt dannet av en svak base og en sterk syre

(FeCl2,NH4Cl, Al2(SO4)3,MgSO4)

kation gjennomgår hydrolyse:

FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl Fe2+ + 2Cl- + H+ + OH-<=>FeOH+ + 2Cl- + N+

Som et resultat av hydrolyse dannes en svak elektrolytt, H + ion og andre ioner. løsnings pH< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

(KClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)

gjennomgår hydrolyse av anionet, noe som resulterer i dannelsen av en svak elektrolytt, hydroksidion OH- og andre ioner.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>HSiO3- + 2K+ + OH-

pH i slike løsninger er > 7 (løsningen får en alkalisk reaksjon).4). Leddhydrolyse (både kation og anion reagerer med vann). Salt dannet av en svak base og en svak syre

(CH 3COONH 4, (NH 4) 2CO 3, Al2S3),

hydrolyserer både kation og anion. Som et resultat dannes lavdissosierende base og syre. pH av løsninger av slike salter avhenger av den relative styrken til syren og basen. Et mål på styrken til en syre og en base er dissosiasjonskonstanten til den tilsvarende reagensen. Reaksjonen i miljøet til disse løsningene kan være nøytral, lett sur eller lett alkalisk:

Al2S3 + 6H2O =>2Al(OH)3v+ 3H2S^

Hydrolyse er en reversibel prosess. Hydrolyse fortsetter irreversibelt hvis reaksjonen produserer en uløselig base og (eller) en flyktig syre

Det ioniske produktet av vann er produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner H + og hydroksydioner OH? i vann eller i vandige løsninger, konstanten for vannautoprotolyse. Utledning av verdien av det ioniske produktet av vann

Vann, selv om det er en svak elektrolytt, dissosierer i liten grad:

H2O + H2O - H3O+ + OH? eller H2O - H+ + OH?

Likevekten til denne reaksjonen er sterkt forskjøvet til venstre. Dissosiasjonskonstanten til vann kan beregnes med formelen:

Hydroniumionkonsentrasjon (protoner);

Konsentrasjon av hydroksidioner;

Konsentrasjonen av vann (i molekylær form) i vann;

Konsentrasjonen av vann i vann, gitt dens lave grad av dissosiasjon, er praktisk talt konstant og er (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

Ved 25 °C er dissosiasjonskonstanten til vann 1,8×10–16 mol/L. Ligning (1) kan omskrives som: La oss betegne produktet K· = Kv = 1,8×10?16 mol/l·55,56 mol/l = 10?14mol/lI = · (ved 25 °C).

Konstanten Kw, lik produktet av konsentrasjonene av protoner og hydroksidioner, kalles det ioniske produktet av vann. Det er konstant ikke bare for rent vann, men også for fortynnede vandige løsninger av stoffer. Med en temperaturøkning øker dissosiasjonen av vann, derfor øker Kw også, med en reduksjon i temperaturen, omvendt. Den praktiske betydningen av det ioniske produktet av vann

Den praktiske verdien av det ioniske produktet av vann er stor, siden det tillater, ved en kjent surhet (alkalinitet) til enhver løsning (det vil si ved en kjent konsentrasjon eller ), å finne henholdsvis konsentrasjonen eller . Selv om de i de fleste tilfeller, for enkelhets skyld, ikke bruker absolutte verdier av konsentrasjoner, men tatt med motsatt fortegn på deres desimallogaritmer - henholdsvis hydrogenindeksen (pH) og hydroksylindeksen (pOH).

Siden Kv er en konstant, når en syre (H + ioner) tilsettes til en løsning, vil konsentrasjonen av hydroksidioner OH? vil falle og omvendt. I et nøytralt medium = = mol / l. Ved en konsentrasjon > 10-7 mol/l (henholdsvis konsentrasjonen< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10-7 mol/l (henholdsvis konsentrasjonen< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Elektrolytisk dissosiasjon av vann. PH verdi

Vann er en svak amfoterisk elektrolytt:

H2O H+ + OH- eller mer presist: 2H2O H3O+ + OH-

Dissosiasjonskonstanten til vann ved 25 ° C er: Denne verdien av konstanten tilsvarer dissosiasjonen av en av hundre millioner vannmolekyler, så konsentrasjonen av vann kan betraktes som konstant og lik 55,55 mol / l (vanntetthet 1000) g/l, masse 1 l 1000 g, mengde vannstoff 1000g: 18g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 L = 55,55 mol/L). Deretter

Denne verdien er konstant ved en gitt temperatur (25 ° C), den kalles ioneproduktet av vann KW:

Dissosiasjonen av vann er en endoterm prosess, derfor, med en økning i temperatur, i samsvar med Le Chatelier-prinsippet, øker dissosiasjonen, ioneproduktet øker og når 10-13 ved 100 °C.

I rent vann ved 25°C er konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner lik hverandre:

10-7 mol/l Løsninger hvor konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner er lik hverandre kalles nøytrale. Hvis syre tilsettes rent vann, vil konsentrasjonen av hydrogenioner øke og bli mer enn 10-7 mol/l, mediet blir surt, mens konsentrasjonen av hydroksylioner vil øyeblikkelig endre seg slik at ioneproduktet av vann beholder sin verdi på 10-14. Det samme vil skje når alkali tilsettes rent vann. Konsentrasjonene av hydrogen og hydroksylioner er relatert til hverandre gjennom ioneproduktet, derfor er det lett å beregne konsentrasjonen til det andre når man kjenner konsentrasjonen til en av ionene. For eksempel, hvis = 10-3 mol/l, så = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, eller hvis = 10-2 mol/l, så = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Konsentrasjonen av hydrogen eller hydroksylioner kan således tjene som en kvantitativ karakteristikk av surheten eller alkaliniteten til mediet.

I praksis bruker de ikke konsentrasjoner av hydrogen eller hydroksylioner, men hydrogen pH eller hydroksyl pOH indikatorer Hydrogen pH er lik den negative desimallogaritmen til konsentrasjonen av hydrogenioner:

Hydroksylindeksen pOH er lik den negative desimallogaritmen for konsentrasjonen av hydroksylioner:

pOH = - lg

Det er lett å vise ved å ta logaritmen til det ioniske produktet av vann som

pH + pOH = 14

Hvis pH i mediet er 7 - er mediet nøytralt, hvis mindre enn 7 - surt, og jo lavere pH, jo høyere konsentrasjon av hydrogenioner. pH større enn 7 - alkalisk miljø, jo høyere pH, jo høyere konsentrasjon av hydroksylioner. Rent vann leder elektrisitet svært dårlig, men har likevel en målbar elektrisk ledningsevne, noe som forklares med den lille dissosiasjonen av vann til hydrogenioner og hydroksidioner. Den elektriske ledningsevnen til rent vann kan brukes til å bestemme konsentrasjonen av hydrogenioner og hydroksydioner i vann.

Siden dissosiasjonsgraden av vann er veldig liten, er konsentrasjonen av udissosierte molekyler i vann praktisk talt lik den totale konsentrasjonen av vann, derfor viser det seg fra uttrykket for dissosiasjonskonstanten til vann at for vann og fortynnede vandige løsninger ved konstant temperatur er produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner en konstant verdi. Denne konstanten kalles det ioniske produktet av vann.

Løsninger der konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner er like kalles nøytrale. I sure løsninger er det flere hydrogenioner, i alkaliske løsninger er det flere hydroksydioner. Men produktet av konsentrasjonene deres er alltid konstant. Dette betyr at hvis konsentrasjonen av hydrogenioner i en vandig løsning er kjent, så bestemmes også konsentrasjonen av hydroksydioner. Derfor kan både surhetsgraden og alkaliniteten til en løsning kvantitativt karakteriseres ved konsentrasjonen av hydrogenioner:

Surheten eller alkaliniteten til en løsning kan uttrykkes på en mer praktisk måte: i stedet for konsentrasjonen av hydrogenioner, er dens desimallogaritme angitt, tatt med motsatt fortegn. Sistnevnte verdi kalles pH-verdien og er betegnet med pH:. Fra dette er det klart at i en nøytral løsning pH=7; i sure pH-løsninger<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, og jo flere, desto større er alkaliteten til løsningen.

Det finnes ulike metoder for å måle pH. Omtrent kan reaksjonen til en løsning bestemmes ved hjelp av spesielle reaktorer kalt indikatorer, hvis farge endres avhengig av konsentrasjonen av hydrogenioner. De vanligste er metyloransje, metylrødt, fenolftalein og lakmus.

Rent vann leder ikke elektrisk strøm godt, men har fortsatt målbar elektrisk ledningsevne, noe som forklares av den delvise dissosiasjonen av H 2 O-molekyler til hydrogenioner og hydroksidioner:

H 2 O H + + OH -

Etter størrelsen på den elektriske ledningsevnen til rent vann kan du beregne konsentrasjonen av H + og OH-ioner i det. Ved 25 ° C er det lik 10 -7 mol / l.

Dissosiasjonskonstanten H 2 O beregnes som følger:

La oss omskrive denne ligningen:

Det bør understrekes at denne formelen inneholder likevektskonsentrasjonene av H 2 O-molekyler, H + og OH - ioner, som ble etablert i likevektsøyeblikket i H 2 O-dissosiasjonsreaksjonen.

Men siden graden av H 2 O-dissosiasjon er svært liten, kan vi anta at konsentrasjonen av udissosierte H 2 O-molekyler i likevektsøyeblikket er praktisk talt lik den totale startkonsentrasjonen av vann, dvs. 55,56 mol / dm 3 (1 dm 3 H 2 O inneholder 1000 g H 2 O eller 1000: 18 ≈ 55,56 (mol). I fortynnede vandige løsninger kan vi anta at konsentrasjonen av H 2 O vil være den samme. erstatte i ligning (42) produktet av to konstanter med en ny konstant (eller KW ), vil ha:

Den resulterende ligningen viser at for vann og fortynnede vandige løsninger ved konstant temperatur, er produktet av de molare konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksidioner en konstant verdi. Det heter annerledes ionprodukt av vann .

I rent vann ved 25°C.
Så for den angitte temperaturen:

Når temperaturen øker, øker verdien. Ved 100 ° C når den 5,5 ∙ 10 -13 (fig. 34).

Ris. 34. Avhengighet av dissosiasjonskonstanten til vann K w
fra temperatur t(°C)

Løsninger der konsentrasjonene av H + og OH-ioner er like kalles nøytrale løsninger. PÅ sur løsninger inneholder flere hydrogenioner, og alkalisk- hydroksidioner. Men uansett reaksjonen til mediet i løsningen, vil produktet av de molare konsentrasjonene av H + og OH-ioner forbli konstant.

Hvis for eksempel en viss mengde syre tilsettes rent H 2 O og konsentrasjonen av H + ioner øker til 10 -4 mol / dm 3, vil konsentrasjonen av henholdsvis OH - ioner reduseres slik at produktet forblir lik 10 -14. Derfor, i denne løsningen, vil konsentrasjonen av hydroksidioner være lik 10 -14: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. Dette eksemplet viser at hvis konsentrasjonen av hydrogenioner i en vandig løsning er kjent, så bestemmes også konsentrasjonen av hydroksydioner. Derfor kan reaksjonen til en løsning karakteriseres kvantitativt ved konsentrasjonen av H + -ioner:

nøytral løsning ®

sur løsning ®

alkalisk løsning ®

I praksis, for å kvantitativt karakterisere surheten eller alkaliteten til en løsning, er det ikke den molare konsentrasjonen av H + -ioner i den som brukes, men dens negative desimallogaritme. Denne verdien kalles pH-indikator og er betegnet med pH :

pH = –lg

For eksempel, hvis , så pH = 2; hvis , så pH = 10. I en nøytral løsning, pH = 7. I sure løsninger, pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (og jo mer, jo mer "alkalisk" løsningen er, dvs. jo lavere er konsentrasjonen av H + -ioner i den).

Det finnes ulike metoder for å måle pH i en løsning. Det er veldig praktisk å omtrent vurdere reaksjonen til en løsning ved å bruke spesielle reagenser kalt syre-base indikatorer . Fargen på disse stoffene i løsningen endres avhengig av konsentrasjonen av H + -ioner i den. Karakteristikkene til noen av de vanligste indikatorene er presentert i tabell 12.

Tabell 12 De viktigste syre-base-indikatorene