Важна карактеристика на течната вода е нејзината способност спонтано да се дисоцира според реакцијата:

H 2 O (l) «H + (aq) + OH - (aq)

Овој процес се нарекува и самојонизација или автопротолиза. Добиените H + протони и OH - анјони се опкружени со одреден број на поларни молекули на вода, т.е. хидриран: H + ×nH2O; OH - ×mH 2 O. Примарната хидратација може да се претстави со голем број аква комплекси: H 3 O + ; H5O2+; H7O3+; H 9 O 4 + , меѓу кои преовладуваат јони H 9 O 4 + (H + × 4H 2 O). Животот на сите овие јони во водата е многу краток, бидејќи протоните постојано мигрираат од некои молекули

вода на другите. Вообичаено, во равенките, за едноставност, се користи само катјон од составот H 3 O + (H + × H 2 O), наречен јон на хидрониум.

Процесот на дисоцијација на водата, земајќи ја предвид хидратацијата на протонот и формирањето на јонот на хидрониум, може да се запише: 2H 2 O « H 3 O + + OH -

Водата е слаб електролит, чиј степен на дисоцијација е

Бидејќи à C еднакво (H 2 O) "Без (H 2 O) или [H 2 O] еднакво ≈ [H 2 O] надвор

– бројот на бенки содржани во еден литар вода. C out (H 2 O) во разреден раствор останува константен. Оваа околност ни овозможува да вклучиме C еднакви (H 2 O) во константата на рамнотежа.

Така, производот од две константи дава нова константа, која се нарекува јонски производ на вода. На температура од 298 К.

¾- Константноста на јонскиот производ на водата значи дека во секој воден раствор: кисел, неутрален или алкален, секогаш ги има двата вида јони (H + и OH -)

¾- Во чиста вода, концентрациите на водородните и хидроксилните јони се еднакви и во нормални услови се:

K w 1/2 = 10 -7 mol/l.

¾- Кога се додаваат киселини, концентрацијата на [H + ] се зголемува, т.е. рамнотежата се поместува налево, а концентрацијата на [OH - ] се намалува, но Kw останува еднаква на 10 -14.

Во кисела средина > 10 -7 mol/l, и< 10 -7 моль/л

Во алкална средина< 10 -7 моль/л, а >10 -7 mol/l

Во пракса, за погодност, тие користат pH вредности хидроксилен индекс (pOH) на медиумот.

Ова е обратен децимален логаритам на концентрациите (активностите) на водородни јони или хидроксилни јони во растворот, соодветно: pH = - log, pH = - лог

Во водени раствори pH + pH = 14.

Табела бр.14.

K w зависи од температурата (бидејќи дисоцијацијата на водата е ендотермичен процес)

K w (25 o C) = 10 -14 Þ pH = 7

K w (50 o C) = 5,47×10 -14 Þ pH = 6,63

Мерењето на pH се користи исклучително широко. Во биологијата и медицината, pH вредноста на биолошките течности се користи за одредување на патологии. На пример, нормалната pH на крвниот серум е 7,4±0,05; плунка – 6,35..6,85; гастричен сок – 0,9..1,1; солзи – 7,4±0,1. Во земјоделството, рН ја карактеризира киселоста на почвите, еколошката состојба на природните води итн.



Киселинско-базните индикатори се хемиски соединенија кои ја менуваат бојата во зависност од рН на средината во која се наоѓаат. Веројатно сте забележале како се менува бојата на чајот кога ќе ставите лимон во него - ова е пример за дејството на киселинско-базниот индикатор.

Индикаторите се обично слаби органски киселини или бази и можат да постојат во раствори во две тавтомерни форми:

HInd « H + + Ind - , каде што HInd е киселата форма (ова е формата што преовладува во киселинските раствори); Ind е главната форма (доминантна во алкалните раствори).

Однесувањето на индикаторот е слично на однесувањето на слаб електролит во присуство на посилен со ист јон. Според тоа, колку повеќе рамнотежата се поместува кон постоењето на киселата форма на HInd и обратно (принципот на Ле Шателје).

Искуството јасно ја покажува можноста за користење на некои индикатори:

Табела бр.15

Специјални уреди - pH метри - ви овозможуваат да ја измерите pH вредноста со точност од 0,01 во опсег од 0 до 14. Определувањето се заснова на мерење на емф на галванска ќелија, чија една од електродите е, на пример, стакло.

Најточната концентрација на водородни јони може да се одреди со киселинско-базна титрација. Титрација е процес на постепено додавање на мали делови од раствор со позната концентрација (титрант) на титрираниот раствор, чија концентрација сакаме да ја одредиме.

Пуфер решенија- тоа се системи чија pH се менува релативно малку кога се разредуваат или додаваат мали количини киселини или алкалии во нив. Најчесто тие се раствори кои содржат:

а) а) Слаба киселина и нејзината сол (CH 3 COOH + CH 3 COONa) - ацетатен пуфер

в) Слаба база и нејзината сол (NH 4 OH + NH 4 Cl) - амониум-амониум пуфер

в) Две киселински соли со различен Kd (Na 2 HPO 4 + NaH 2 PO 4) - фосфатен пуфер

Дозволете ни да го разгледаме регулаторниот механизам на пуферски раствори користејќи го примерот на ацетатен пуфер раствор.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + ,

CH 3 COONa « CH 3 COO - + Na +

1. 1) ако додадете мала количина алкали во пуферската смеса:

CH 3 COOH + NaOH « CH 3 COONa + H 2 O,

NaOH се неутрализира со оцетна киселина за да се формира послаб електролит H 2 O. Вишокот на натриум ацетат ја поместува рамнотежата кон добиената киселина.

2. 2) ако додадете мала количина киселина:

CH 3 COONa + HCl « CH 3 COOH + NaCl

Водородни катјони H + врзуваат CH3COO - јони

Ајде да ја најдеме концентрацијата на водородни јони во растворот на пуфер ацетат:

Концентрацијата на рамнотежа на оцетна киселина е C ref,k (бидејќи е слаб електролит), и [CH 3 COO -- ] = C сол (бидејќи солта е силен електролит), тогаш . Равенка Хендерсон-Хаселбалх:

Така, рН на пуферските системи се определува со односот на концентрациите на сол и киселина. Кога се разредува, овој однос не се менува и pH на пуферот не се менува кога се разредува; ова ги разликува пуферските системи од чист раствор на електролит, за кој важи законот за разредување на Оствалд.

Постојат две карактеристики на тампон системи:

1.Тампон сила. Апсолутната вредност на тампон сила зависи од

вкупната концентрација на компонентите на тампон системот, т.е. Колку е поголема концентрацијата на пуферскиот систем, толку повеќе алкали (киселина) се потребни за истата промена на pH вредноста.

2.Тампон капацитет (Б).Капацитетот на тампон е граница во која се јавува ефектот на тампон. Пуферската смеса ја одржува рН константна само под услов количината на силна киселина или база додадена во растворот да не надминува одредена гранична вредност - B. Капацитетот на пуферот се одредува според бројот на g/equiv на силна киселина (база ) што мора да се додаде во еден литар од пуферската смеса за да се промени pH вредноста по единица, т.е. . Заклучок: Својства на тампон системи:

1. 1. малку зависи од разредувањето.

2. 2. Додавањето силни киселини (бази) малку се менува во границите на тампон капацитет Б.

3. 3.Капацитетот на тампон зависи од пуферската сила (концентрацијата на компонентите).

4. 4. Пуферот покажува максимален ефект кога киселината и солта се присутни во растворот во еквивалентни количини:

Со сол = Со сол; = K d,k; pH = pK d,k (pH се одредува со вредноста на K d).

Хидролизата е хемиска реакција на водата со соли. Хидролизата на солите се сведува на процесот на пренос на протон. Како резултат на неговото појавување, се појавува одреден вишок на водородни или хидроксилни јони, кои му даваат киселински или алкални својства на растворот. Така, хидролизата е обратна од процесот на неутрализација.

Хидролизата на соли вклучува 2 фази:

а) Електролитичка дисоцијација на сол со формирање на хидрирани јони:. KCl à K + + Cl - K + + xH 2 O à K + × xH 2 O (донаторска врска, донорот е О атом со 2 единствени електронски парови,

акцептор - катјони со празни орбитали)

Cl - + yH 2 O « Cl - ×yH 2 O (водородна врска)

в) Хидролиза со анјон. Cl - + HOH à HCl + OH -

в) Хидролиза со катјон. K + + HOH à KOH +

Сите соли формирани со учество на слаби

електролити:

1.Сол формирана од анјон од слаби киселини и катјон од силни бази

CH 3 COONa + HOH « CH 3 COOH + NaOH

CH 3 COO - + NON « CH 3 CON + OH - , рН > 7

Анјоните на слабите киселини делуваат како бази во однос на водата, донатор на протон, што доведува до зголемување на концентрацијата на OH -, т.е. алкализација на околината.

Длабочината на хидролиза се одредува според: степенот на хидролиза a g:

– концентрација на сол подложена на хидролиза

– концентрација на оригиналната сол

a g е мал, на пример, за 0,1 mol раствор на CH 3 COONa на 298 K е еднаков на 10 -4.

При хидролиза, во системот се воспоставува рамнотежа, која се карактеризира со K p

Затоа, колку е помала константата на дисоцијација, толку е поголема константата на хидролиза. Степенот на хидролиза е поврзан со константата на хидролиза со равенката:

Со зголемување на разредувањето, т.е. Со намалување на C0 се зголемува степенот на хидролиза.

2. 2.Сол формирана од катјон од слаби бази и анјон од силни киселини

NH 4 Cl + HOH ↔ NH 4 OH +

NH 4 + + HOH ↔ NH 4 OH + H + , pH< 7

Протолитичката рамнотежа е поместена налево, слабиот базен катјон NH 4 + делува како киселина во однос на водата, што доведува до закиселување на околината. Константата на хидролиза се одредува со равенката:

Концентрацијата на рамнотежа на водородните јони може да се пресмета: [H + ] е еднаква = a g × C 0 (почетна концентрација на сол), каде што

Киселоста на медиумот зависи од почетната концентрација на соли од овој тип.

3. 3.Сол формирана од анјон на слаби киселини и катјон од слаби бази. Ги хидролизира и катјоните и анјоните

NH 4 CN + HOH à NH 4 OH + HCN

За да се одреди рН на растворната средина, споредете ги KD,k и KD,bas

K D,k > K D,bas à малку кисела средина

К Д, к< К Д,осн à среда слабо щелочная

K D,k = K D,bas à неутрална средина

Следствено, степенот на хидролиза на овој тип на соли не зависи од нивната концентрација во растворот.

бидејќи и [OH - ] се одредуваат со K D,k и K D,bas, тогаш

PH на растворот е исто така независна од концентрацијата на сол во растворот.

Солите формирани од повеќенаелектризиран анјон и единечно наелектризиран катјон (сулфиди, карбонати, амониум фосфати) се речиси целосно хидролизирани во првиот чекор, т.е. се во раствор во форма на мешавина од слабата база NH 4 OH и нејзината сол NH 4 HS, т.е. во форма на амониумски пуфер.

За соли формирани од повеќенаелектризиран катјон и единечно наелектризиран анјон (ацетати, формати на Al, Mg, Fe, Cu), хидролизата се зголемува со загревање и доведува до формирање на основни соли.

Хидролизата на нитрати, хипохлорити, хипобромити Al, Mg, Fe, Cu се одвива целосно и неповратно, т.е. солите не се изолирани од растворите.

Соли: ZnS, AlPO 4, FeCO 3 и други се малку растворливи во вода, но некои од нивните јони учествуваат во процесот на хидролиза, што доведува до мало зголемување на нивната растворливост.

Сулфидите на хром и алуминиум се хидролизираат целосно и неповратно за да ги формираат соодветните хидроксиди.

4. 4.Солите настанати од анјонот на силните киселини и силните бази не подлежат на хидролиза.

Најчесто хидролизата е штетна појава која предизвикува разни компликации. Така, при синтеза на неоргански материи од водени раствори, во добиената супстанција се појавуваат нечистотии - производи од нејзината хидролиза. Некои соединенија воопшто не можат да се синтетизираат поради неповратна хидролиза.

· - ако хидролизата се одвива низ анјонот, тогаш во растворот се додава вишок алкал

· - ако хидролизата се одвива низ катјонот, тогаш во растворот се додава вишок киселина

Значи, првата квалитативна теорија на раствори на електролити беше изразена од Арениус (1883 - 1887). Според оваа теорија:

1. 1.Молекулите на електролитот се дисоцираат во спротивни јони

2. 2. Помеѓу процесите на дисоцијација и рекомбинација се воспоставува динамичка рамнотежа која се карактеризира со КД.Оваа рамнотежа го почитува законот за масовно дејство. Пропорцијата на распаднати молекули се карактеризира со степенот на дисоцијација a. D и a се поврзани со законот на Оствалд.

3. 3. Раствор на електролит (според Арениус) е мешавина од молекули на електролит, негови јони и молекули на растворувачи, меѓу кои нема интеракција.

Заклучок: Теоријата на Арениус овозможи да се објаснат многу својства на растворите на слаби електролити при ниски концентрации.

Меѓутоа, теоријата на Арениус била само од физичка природа, т.е. не ги разгледа следниве прашања:

· Од која причина супстанциите во растворите се распаѓаат во јони?

· Што се случува со јоните во растворите?

Теоријата на Арениус беше дополнително развиена во делата на Оствалд, Писаржевски, Каблуков, Нернст итн. На пример, важноста на хидратацијата првпат беше истакната од Каблуков (1891), иницирајќи го развојот на теоријата на електролити во насока назначена од Менделеев (т.е., тој беше првиот што ја комбинираше теоријата на солвација на Менделеев со физичката теорија на Арениус). . Решението е процес на интеракција на електролити

молекули на растворувачи за да формираат сложени соединенија на солват. Ако растворувачот е вода, тогаш процесот на интеракција на електролитот со молекулите на водата се нарекува хидратација, а аква комплексите се нарекуваат кристални хидрати.

Да разгледаме пример за дисоцијација на електролити во кристална состојба. Овој процес може да се претстави во две фази:

1. 1.уништување на кристалната решетка на супстанцијата DН 0 cr > 0, процес на формирање на молекули (ендотермички)

2. 2.создавање на солватирани молекули, DН 0 раствор< 0, процесс экзотермический

Добиената топлина на растворање е еднаква на збирот на топлината на двете фази DH 0 dist = DH 0 cr + DH 0 solv и може да биде негативна или позитивна. На пример, енергијата на кристалната решетка на KCl = 170 kcal/mol.

Топлината на хидратација на K + јони = 81 kcal/mol, Cl - = 84 kcal/mol, а добиената енергија е 165 kcal/mol.

Топлината на хидратацијата делумно ја покрива енергијата потребна за ослободување на јоните од кристалот. Останатите 170 - 165 = 5 kcal/mol можат да бидат покриени со енергијата на топлинското движење, а растворањето е придружено со апсорпција на топлина од околината. Хидрати или солвати го олеснуваат процесот на ендотермичка дисоцијација, што ја отежнува рекомбинацијата.

Но, еве ја ситуацијата кога е присутна само една од двете именувани фази:

1. растворање на гасовите - не постои прва фаза на уништување на кристалната решетка, останува егзотермната солвација, затоа растворањето на гасовите по правило е егзотермно.

2. кога се раствораат кристалните хидрати, нема фаза на солвација, останува само ендотермично уништување на кристалната решетка. На пример, раствор на кристален хидрат: CuSO 4 × 5H 2 O (t) à CuSO 4 × 5H 2 O (p)

DН dist = DН cr = + 11,7 kJ/mol

Безводен раствор на сол: CuSO 4 (t) à CuSO 4 (r) à CuSO 4 × 5H 2 O (r)

DN dist = DN solv + DN cr = - 78,2 + 11,7 = - 66,5 kJ/mol

Спроведува струја многу лошо, но сепак има одредена мерлива електрична спроводливост,ко што се објаснува со мала дисоцијација на водата воводород и хидроксилни јони:

H2O ⇄ H + OH’

Врз основа на електричната спроводливост на чистата вода, може да се пресмета концентрацијата на водородни јони и хидроксилни јони во водата. Излегува дека е еднакво на 10 -7 Г-и тој /л.

Применувајќи го законот за масовно дејство за дисоцијација на водата, можеме да напишеме:

Ајде да ја преработиме оваа равенка на следниов начин:

[OH'] = [H 2 O]K

Бидејќи има многу малку вода, концентрацијата на недисоцирани молекули H 2 O не само во водата, туку и во кој било разреден воден раствор може да се смета за константна вредност. Според тоа, заменувајќи го [H 2 O] K со новата константа KH 2 O, ќе имаме:

[H] [OH'] = ДО H2O

Добиената равенка покажува дека за вода и разредени водени раствори на константна температура, производот од концентрациите на водород и хидроксилни јони е константна вредност. Оваа константа се нарекува јонски производ на водата. Неговата нумеричка вредност може лесно да се добие со замена на концентрациите на водород и хидроксилни јони во последната равенка

ДО H2O = 10 -7 10 -7 = 10 -14

Раствори во кои концентрацијата на водород и концентрацијата на хидроксилните јони се исти и еднакви на секои 10 —7 g-ion/l се нарекуваат неутрални раствори.Во киселите раствори концентрацијата на водородни јони е поголема, во алкалните раствори концентрацијата на хидроксилните јони е поголема. Но, каква и да е реакцијата на растворот, производот од концентрациите на јоните H и OH мора да остане константен.

Ако, на пример, се додаде доволно киселина во чиста вода, така што концентрацијата на водородни јони се зголеми на 10 -3, концентрацијата на хидроксилните јони ќе мора да се намали така што производот [H] [OH'] останува еднаков на 10 - 14. Затоа, во овој раствор концентрацијата на хидроксилните јони ќе биде:

10 -14: 10 -3 = 10 -11

Напротив, ако додадете алкали во водата и со тоа ја зголемите концентрацијата на хидроксилни јони, на пример, на 10 -5, концентрацијата на водородни јони ќе стане еднаква на:

10 -14: 10 -5 = 10 -9

Читате статија на тема Дисоцијација на вода

Исклучително важна улога во биолошките процеси игра водата, која е суштинска компонента (од 58 до 97%) на сите клетки и ткива на луѓето, животните, растенијата и едноставните организми. ова е околината вово кои се случуваат широк спектар на биохемиски процеси.

Водата има добра растворлива способност и предизвикува електролитичка дисоцијација на многу материи растворени во неа.

Процесот на дисоцијација на вода според теоријата на Бронстед се одвива според равенката:

Н 2 0+H 2 0 Н 3 ЗА + + ТОЈ - ; ΔН dis = +56,5 KJ/mol

Оние. едната молекула на вода донира, а другата додава протон, настанува автојонизација на водата:

Н 2 0 Н + + ТОЈ - - реакција на депротонација

Н 2 0 + N + Н 3 ЗА + - реакција на протонација

Константата на дисоцијација на водата на 298°K, одредена со методот на електрична спроводливост, е еднаква на:

a(H +) - активност на H + јони (за краткост, наместо H3O + напишете H +);

a(OH -) - активност на OH - јони;

a (H 2 0) - водена активност;

Степенот на дисоцијација на водата е многу мал, така што активноста на јоните на водород и хидроксид во чиста вода е речиси еднаква на нивните концентрации. Концентрацијата на водата е константна и еднаква на 55,6 mol.

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

Заменувајќи ја оваа вредност во изразот за константата на дисоцијација Kd(H 2 0), и наместо активностите на водородните и хидроксидните јони, нивните концентрации, се добива нов израз:

K(H 2 0) = C (H +) × C (OH -) = 10 -14 mol 2 / l 2 на 298 K,

Поточно, K(H 2 0) = a(H +) × a(OH -) = 10 -14 mol 2 l 2 -

K(H 2 0) се нарекува јонски производ на вода или константа на автојонизација.

Во чиста вода или кој било воден раствор на константна температура, производот од концентрациите (активностите) на јоните на водород и хидроксид е константна вредност, наречена јонски производ на вода.

Константата K(H 2 0) зависи од температурата. Како што расте температурата се зголемува, бидејќи Процесот на дисоцијација на водата е ендотермичен. Во чиста вода или водени раствори на различни супстанции со 298K активност (концентрација), јоните на водород и хидроксид ќе бидат:

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

Во киселите или алкалните раствори, овие концентрации повеќе нема да бидат еднакви една со друга, туку ќе се менуваат конјугирани: како што еден од нив се зголемува, другиот соодветно ќе се намалува и обратно, на пример,

a(H +)=10 -4, a(OH -)=10 -10, нивниот производ е секогаш 10 -14

pH вредност

Квалитативно, реакцијата на медиумот се изразува преку активноста на водородните јони. Во пракса, тие не ја користат оваа вредност, туку водородниот индикатор pH - вредност нумерички еднаква на негативниот децимален логаритам на активноста (концентрацијата) на водородните јони, изразена во mol/l.

pH = -лга(Х + ),

и за разредени раствори

pH = -lgC(Х + ).

За чиста вода и неутрални медиуми на 298K pH=7; за киселински pH раствори<7, а для щелочных рН>7.

Реакцијата на медиумот може да се карактеризира и со хидроксилниот индекс:

pOH = -лга(О - )

или приближно

pOH = -ИгC(OХ - ).

Според тоа, во неутрална средина pH = pH = 7; во кисела средина pOH>7, а во алкална средина pOH<7.

Ако го земеме негативниот децимален логаритам на изразот за јонскиот производ на водата, добиваме:

pH + pH = 14.

Затоа, pH и pOH се исто така конјугирани количини. Нивниот збир за разредени водени раствори е секогаш еднаков на 14. Знаејќи ја pH вредноста, лесно е да се пресмета pOH:

pH=14 – pH

и обратно:

РО= 14 - pH вредност.

Растворите се разликуваат помеѓу активна, потенцијална (резерва) и вкупна киселост.

Активна киселостсе мери со активноста (концентрацијата) на водородните јони во растворот и ја одредува pH вредноста на растворот. Во растворите на силни киселини и бази, рН зависи од концентрацијата на киселината или базата и активноста на H јоните + и тој - може да се пресмета со помош на формулите:

а (Н + )= C(l/z киселина)×α секоја; pH= - log a(H + )

a (OH - )=C(l/z база)×α секој; pH= - log a(OH - )

pH= - logC(l/z киселина) – за екстремно разредени раствори на силни киселини

pOH= - logC(l/z база) - за екстремно разредени раствори на бази

Потенцијална киселостмерено со бројот на водородни јони врзани во киселинските молекули, т.е. претставува „резерва“ на недисоцирани киселински молекули.

Вкупна киселост- збирот на активната и потенцијалната киселост, кој се одредува со аналитичката концентрација на киселината и се утврдува со титрација

Едно од неверојатните својства на живите организми е киселинско-базната

хомеостаза -постојаност на рН на биолошките течности, ткива и организми. Табелата 1 ги прикажува pH вредностите на некои биолошки објекти.

Табела 1

Од податоците од табелата може да се види дека pH на различни течности во човечкото тело варира во прилично широк опсег во зависност од локацијата. КРВ,како и другите биолошки течности, тој се стреми да одржува константна pH вредност, чии вредности се прикажани во Табела 2

табела 2

Промените на pH од наведените вредности за само 0,3 кон зголемување или намалување доведуваат до промена во размената на ензимските процеси, што предизвикува тешка болна состојба кај луѓето. Промената на pH од само 0,4 повеќе не е компатибилна со животот. Истражувачите откриле дека следните крвни пуфер системи се вклучени во регулирањето на киселинско-базната рамнотежа: хемоглобин, бикарбонат, протеини и фосфати. Уделот на секој систем во тампон капацитетот е претставен во Табела 3.

Табела 3

Сите тампон системи на телото имаат ист механизам на дејство, бидејќи Тие се состојат од слаба киселина: јаглеродна, дихидрофосфорна (дихидроген фосфат јон), протеини, хемоглобин (оксохемоглобин) и соли на овие киселини, главно натриум, кои имаат својства на слаби бази. Но, бидејќи системот на бикарбона во телото нема еднаков во однос на брзината на одговор, ќе ја разгледаме можноста да одржуваме постојана средина во телото користејќи го овој систем.

Дисоцијација на вода. Индекс на водород.

ВО Ода е многу слаб електролит. (Електролит е супстанца чиј раствор или топење спроведува електрична струја). Водата се дисоцира (распаѓа) на нејзините составни јони:

H 2 O ↔ H + + OH -

Јонски производ на вода К W = [H + ] · [OH - ] = 10 -14 = конст (моларната концентрација на јони mol/l е конвенционално означена во квадратни загради). Во пракса, водородниот индекс се користи за одредување на животната средина. Водороден експонент негативен децимален логаритам на моларната концентрација на водородните јони: pH= - лог [H + ] и е во рамките на 0<рН<14

Јони во раствор

среда

pH вредност

[H + ] > [OH - ]

Кисело

pH вредност< 7

[H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l

Неутрален

pH = - лог [ H + ] = - лог 10 -7 = - (- 7) = 7

[OH - ] > [H + ]

Алкален

pH > 7

Каде

pH вредност

Каде

pH вредност

стомакот

Дожд

5,5-6,5

цревата

8,5 - 9

Вода од чешма

6-6,5-7

кожа

5,5 -6

Морска вода

8-8,5

крв

7,35-7,45

Почвата

4-10

Хидролиза

Интеракцијата на јони на сол со водни јони, која ја менува pH вредноста, се нарекувахидролиза. Ова е реверзибилна реакција.

Ако pH вредноста не се промени кога солта се раствора (pH = 7 останува), тогаш не доаѓа до хидролиза.

Присуство на слаб јон во солта предизвикува хидролиза - слабиот јон е тој што го прицврстува за себе спротивно наелектризираниот воден јон, со што се формиранов честичка (со или без полнење), а преостанатиот воден јон го организира медиумот: H+ - кисела, OH − - алкална.

Силни електролити.

Јаки киселини

Силни основи

HCl ↔ H + + Cl −

NaOH↔ Na + + OH −

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2−

KOH↔ K + + OH −

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Ако нема честичка во табелата, тогаш тоа ќе бидеслаба честичка (слаб јон).

Солта се состои од катјон (позитивен јон) и анјон (негативен јон):

Мене + n К.О. -n (остаток од киселина)

Постојат 4 можни комбинации на соли: 1. силна + и силна −

2. силен + и слаб −

3. слаб + и силен −

4.слаб + и слаб −

Да ги разгледаме реакциите со следните јонски варијации:

1. NaCl + H 2 O нема хидролиза, бидејќи нема слаба честичка во солта, а pH вредноста не се менува (еднакво на 7)

силен + силен

реакцијата е неутрална и одидисоцијација во јони: NaCl + H 2 O ↔ Na + + Cl - + H 2 O

2. хидролиза на сода (техничка)

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔

Силен+слаб

CO 3 2− + H + OH - ↔ H + CO 3 2− − + OH - алкална средина, pH>7, треба дополнително да пишувате во молекуларна форма

Na 2 CO 3 + H 2 O ↔ Na + H + CO 3 2− O + Na + OH - O

3. Хидролиза на цинк сулфат

ZnSO 4 + H 2 O ↔

Слаб + силен

Zn +2 + H + OH - ↔ Zn +2 OH - + + H + кисела средина, pH вредност<7, нужно далее написать в молекулярном виде

2 ZnSO 4 +2 H 2 O ↔ (Zn +2 OH - ) + 2 SO 4 2- O + H 2 + SO 4 2- O

4. Хидролизата на алуминиум карбонат продолжува до крај, бидејќи солта е составена од две слаби честички.

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

Електрохемија

Ако во растворот од нејзината сол се стави метална плоча, тогаш на границата на цврстата и течната фаза се формира двоен електричен слој, чија вредност се проценува со вредноста на електродниот потенцијал φ. За многу метали, потенцијалите на електродата се одредуваат со помош на водородна електрода, чиј потенцијал се претпоставува дека е нула φ=0. Податоците за потенцијалот на електродата се претставени во Табела бр. 3 од Додатокот во Методот 4/23/2 „Работна програма и задача за тестот“.

Стандардни електродни потенцијали ( 0 )

некои метали (опсег на напони) на 298K.

Полуреакција на електродата

Полуреакција на електродата

Li + (aq.) + 1 e - = Li (сол.)

3.045

Cd 2+ (aq) + 2 e - = Cd (сол)

0.403

Rb + (aq) + 1 e - = Rb (сол)

2.925

Co 2+ (aq) + 2e - = Co (сол)

0.277

K + (aq) + 1 e - = K (сол)

2.924

Ni 2+ (aq) + 2 e - = Ni (сол)

0.250

Cs + (aq.) + 1 e - = Cs (сол.)

2.923

Sn 2+ (aq) + 2 e - = Sn (сол)

0.136

Ba 2+ (aq) + 2 e - = Ba (сол)

2.905

Pb 2+ (aq.) + 2 e - = Pb (сол.)

0.126

Ca 2+ (aq) + 2 e - = Ca (сол)

2.866

Fe 3+ (aq.) + 3 e - = Fe (сол.)

0.037

Na + (aq.) + e - = Na (сол.)

2.714

2 H + (aq) + 2 e - = H 2 (g)

0.000

Mg 2+ (aq) + 2 e - = Mg (сол)

2.363

Sb 3+ (aq.) + 3 e - = Sb (сол.)

0.200

Al 3+ (aq.) + 3 e - = Al (сол.)

1.663

Bi 3+ (aq.) + 3 e - = Bi (сол.)

0.215

Ti 2+ (aq) + 2 e - = Ti (сол)

1.630

Cu 2+ (aq.) + 2 e - = C u (сол.)

0.337

Zr 4+ (aq.) + 4 e - = Zr (сол.)

1.539

Cu + (aq) + e - = Cu (сол)

0.520

Mn 2+ (aq.) + 2 e - = Mn (сол.)

1.179

Ag + (aq.) + e - = Ag (сол.)

0.799

V 2+ (aq.) + 2 e - = V (сол.)

1.175

Hg 2+ (aq) + 2 e - = Hg (l)

0.850

Cr 2+ (aq) + 2 e - = Cr (сол)

0.913

Pd 2+ (aq) + 2 e - = Pd (сол)

0,987

Zn 2+ (aq.) + 2 e - = Zn (сол.)

0.763

Pt 2+ (aq) + 2 e - = Pt (сол)

1,188

Cr 3+ (aq) + 3 e - = Cr (цврсто)

0.744

Au 3+ (aq.) + 3 e - = Au (сол.)

1,498

Fe 2+ (aq) + 2 e - = Fe (сол)

0.440

Au + (aq.) + e - = Au (сол.)

1,692

Потенцијалите на електродата со знак минус се однесуваат на оние метали кои го поместуваат водородот од киселините. Во насловот на табелата „Стандардни електродни потенцијали“ одговараат на потенцијалите утврдени во стандардни услови: температура t =25 0 C (T = 298 K), притисок P = 1 atm, концентрација на растворот во кој е потопена електродата C = 1 mol/l. φ 0 --- ул. конвенционален

Колку е помал потенцијалот на електродата φ, толку е поактивен металот, толку е поголемо редукционото средство.

Пример . Кој метал е поактивен, цинкот или алуминиумот? Одговор: Алуминиум, бидејќи неговиот потенцијал (според табелата бр. 3) е помал од оној на цинкот.

Галвански елементи.

Галванска ќелија (GC) е уред во кој енергијата на хемиската реакција директно се претвора во електрична енергија. ГЕ се состои од меѓусебно поврзани метални електроди потопени во раствори од нивната сол. Металните плочи се поврзани преку уред за покажување. Полу-ќелиите се поврзани во електрично коло со помош на цевка исполнета со проводен раствор (т.н. солен мост). На Сл. 1. Прикажан е дијаграм на галванска ќелија од бакар-цинк (Јакоби-Даниел). − Zn / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu +

Zn Cu

- +

ZnSO 4 CuSO 4

Ориз. 1. Дијаграм на галванска ќелија: 1 - електрода (Zn); 2- сад со раствор од ZnSO 4 ; 3 - сол мост; 4- сад со раствор од CuSO 4 ; 5- електрода (Ci).

Ги запишуваме вредностите на потенцијалите на електродата за цинк и бакар од табелата бр. 3:

 0 = 0,337 V  0 = -0,763 V

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

Се разгледува метал кој има помал електроден потенцијаланода и таа оксидира.

Гледаме дека потенцијалната вредност за цинкот е помала отколку за бакарот, заклучуваме дека цинкот

анода (служи како негативна електрода) A Zn 0 - 2ē  Zn 2+

Металот кој има поголем електроден потенцијал се смета дека еатом и тој се обновува.

Реакцијата на десната електрода за бакар, бидејќи тоа е катодата (функционира како позитивна електрода), одговара на процесот на редукција:

K Cu 2+ + 2ē  Cu 0

Галванските ќелии се претставени со следната нотација:

− Zn 0 / ZnSO 4 / / CuSO 4 / Cu 0 + или во јонска форма: − Zn 0 / Zn 2+ / / Cu 2+ / Cu 0

во која вертикалните линии ја симболизираат границата метал-раствор, а двојната линија ја симболизира границата помеѓу растворите на електролит.

Работа GE се проценува според вредноста на неговиот E.M.F. (највисокиот напон што може да го произведе GE). ЕМП на галванска ќелија е разликата помеѓу електродните потенцијали на оксидаторот и редукторот, односно е еднаква на разликата помеѓу електродните потенцијали на катодата и анодата.

E =  K 0 −  A 0 (1) E теорија =  K пресметано −  A пресметано

Потенцијалот на електродата на металот зависи од концентрацијата на неговите јони во растворот.

Оваа зависност се изразува со Нернстовата равенка:

каде што  - стандарден метален потенцијал, R - универзална гасна константа, Т - апсолутна температура, n - бројработни електрони , поминувајќи од анода на катода, F - Фарадеј број 1Ф = 96500 C, C - концентрација на метални јони.

Ако во горната равенка ги замениме константите R и F со нивните нумерички вредности, а природниот логаритам со децимален, тогаш таа ќе ја добие следната форма:

Ако концентрациите на растворите на електродите не се исти, тогаш прво пресметајте ги новите потенцијални вредности за катодата и анодата, поправени за концентрација според равенката Нернст, а потоа заменете ги во равенката (1).

Концентрирана галванска ќелија (CGE)се состои од две плочи од ист метал потопени во раствори на неговата сол, кои се разликуваат само во концентрацијата. − Zn 0 / Zn 2+ / / Zn 2+ / Zn 0 +

Zn Zn

- +

ZnSO 4 Zn SO 4

C 1 C 2 Ориз. 2. Дијаграм на галванска ќелија: 1,5 - електроди (Zn); 2, 4 - садови со раствор на ZnSO 4 ; 3 - сол мост.

Електрода која е потопена во раствор сопомала концентрацијасе смета за анода.

Да речеме C 1< С 2 , тогаш левата електрода 1 е анодата, а десната електрода 2 ќе биде катодата. CGE работи додека не се изедначат концентрациите на C. 1 = C 2.

Метална корозија

Ова е уништување (оксидација) на метали под влијание на околината.

Поларизација забавување на корозијата поради формирање на металната површина на: 1) тенок филм невидлив за окото, кој спречува понатамошно продирање на оксидирачкиот агенс; Имам таков филм Al, Ti, Zn, Sn, Pb, Mn, Cd, Tl.

2) дебел слој на производи од корозија (видлив), што го отежнува пристапот до самиот метал. Во овој случај, степенот на поларизација зависи од порозноста на овој слој. На пример, зелената патина на бакар има состав ( CuOH) 2 CO 3 а неговата порозност е помала од онаа на железото (производот е 'рѓа Fe 2 O 3 nH 2 O ), затоа патината подобро го штити бакарот отколку 'рѓата го штити железото.

Деполаризација забрзување на корозија. Постојат водород и кислород.

1) Водородна деполаризацијасе јавува во кисела средина (разредени киселини HCl, H2SO4, HNO3 итн.). За време на електрохемиска корозија, бидејќи адитиви за легирање метали се внесуваат во многу метали и се формираат микрогалвански ќелии поради потенцијални разлики, околината се обновува на катодата, односно водородот се намалува од киселината:

K 2Н + + 2ē  Н 0 2,

и на анодата А оксидација на метал.

2) Деполаризација на кислородсе јавува во неутрални и малку алкални средини (ја разгледуваме атмосферска корозија)

K 2H 2 O + + O 2 + 4ē  4OH − ,

A Fe 0 - 2ē  Fe 2+ оксидација на железо до Fe 2+ на почетокот на корозијата, дури тогаш, со текот на времето, се јавува оксидација Fe3+.

Производ од корозија Fe (OH) 2 + O 2 → Fe (OH) 3 или Fe 2 O 3 · nH 2 O кафеава 'рж.

ЗАКЛУЧОК: корозијата (оксидацијата) на металот е секогаш аноден процес, а медиумот се обновува на катодата.

Многу концентрирани киселинипасивираат (блок, нагло намалување на стапката на корозија) многу метали. Вака концентрираната сулфурна киселина го пасивизира железото: на површината се формира густ тенок филм FeSO4 , што го спречува навлегувањето на сулфурна киселина.

Влијание на pH вредноста врз стапката на корозија.

Графикон 1 за метали Al, Zn, Sn, Pb . Овие метали се стабилни во неутрална средина поради амфотеричноста (тие стојат помеѓу вистински метали и неметали во периодниот систем) и производите од корозија реагираат и со киселини и со алкалии. Така, неопходно е да се подготви вода за работа со алуминиумски разменувачи на топлина (корекција:Ал стабилен на pH=7; Pb на pH=8; Сн на pH=9; природата на кривата е иста).

брзина V KOR

корозија

В КОР

| |

0 7 pH 0 7 pH

Графикон 1. Графикон 2.

На графиконот 2 е прикажана кривата зажлезда: тој е стабилен во високо алкални средини.

Методи за заштита на метали од корозија.

  1. Легурирањеметали внесување на метални адитиви во основниот метал со цел да се добијат нови својства: а) зголемување на цврстината на шините, тркалатаМн, В, Zn, Кр, Моитн.; б) зголемена отпорност на корозија различни видови нерѓосувачки челик; в) изгледот на пластичност и мекост; г) феромагнетни својства.
  2. Вовединхибитори на корозијасупстанции кои ја намалуваат агресијата на околината: апсорбери на кислород во растворNa2 ПА3 ; катодните модератори формираат филм на металот (хромати, бихроматиК2 Кр2 О7 , нитрити, итн.); За кисела средина се користат органски соединенија (катапин).
  3. Неметални премази: лакови, бои, лубриканти, восоци, пасти, полимери, гуми, тврда гума. Заштитата со гума и ебонит се нарекува гумање.
  4. Електрохемиска заштита: А)метални облоги; б) заштита на шарите; в) катодна заштита.
  5. Заштита од залутана струја: Се верува дека 50% од корозијата во железничкиот транспорт се јавува поради залутани струи, погодени се сите делови од возниот парк и она што е во земјата. Идејата за заштита е да се пренасочат некои од струите преку водилки во земјата, кои се поврзани со диода, која го организира преминувањето на струјата во една насока (вшмукување).
  6. Одбрана одмикробиолошка корозија: лакови и бои на база на полимер, размена на воздух, температурни услови не повисоки од 200 C и влажност не повеќе од 80%, конзерванси со употреба на инхибитори, жртвена и катодна заштита.

Заштита на шарите:Јас- челична конструкција,Катодна заштита:Јас- обложена цевка,

2- заштитник, 3- полнење, 4- електрични 2- жици за поврзување, 3- извор

контакт со структура, 5 контролни DC, 4 анодни.

мерниот терминал (ЈасПЗЗаштитна струја Механизам: електролиза

заштита). Механизам: ГЕ

Нагази(анодна) електрохемиска заштита, на заштитената метална конструкција се прицврстува заштитник - метал соповеќе негативна вредност на електродниот потенцијал. Активноста на металот избран за заштита може да се процени според радиусот на дејство на заштитникот, т.е. растојанието над кое се протега дејството на избраниот метал. За заштита на шарите на челик, најчесто се користи цинк, како и алуминиум, кадмиум и магнезиум. Радиусот на заштитата на шарата е приближно 50 m.

При заштита на кабли, цевководи и други структури лоцирани во земјата, заштитниците од цинк се инсталираат во состав за полнење: 25% CaSO4 2H2 О, 28% Na2 ПА4 · 10 Н2 О, 50% глина. Заштитниците за вградување во земја обично се прават во форма на цилиндри. За контакт со поврзувачката жица, која обично се леме, заштитникот има јадро од галванизирано челик.

Стапката на корозија со анодна заштита може да се намали на минимална вредност што одговара на целосната поларизациска струја, но никогаш не се намалува на нула, како во случајот со катодната заштита.

Катодаелектрохемиска заштита се користи за заштита на метални производи лоцирани во почвата. Се изведува со поврзување на метални конструкции со негативниот пол на надворешен извор на директна струја. Со катодна заштитаКако помошна електрода (анода) се користат нерастворливи материјали (графит, јаглен) или старо железо за растворање (шини, стари цевки) кои мора периодично да се обновуваат. Во случај на борба против подземна корозија, позитивниот пол на надворешниот извор на струја е заземјен. Опсегот на катодна заштита е околу 2 км.

Заштита од залутана струја: Јасисправувачка трафостаница, 2- надземна контактна мрежа, 3- шини, 4- земја, 5- залутана струја, 6- цевковод, 7- диода, 8- метален скокач.

За заштита на подземните метални конструкции од уништување од залутани струи, се користиелектрична дренажна заштита. Се изведува со поврзување на анодниот дел на подземна структура (цевка) со метален проводник со извор на залутани струи, на пример, шина. Струјата минува низ металниот проводник, како резултат на што се елиминира потенцијалната разлика земја-шина, а со тоа и опасноста од корозија. Бидејќи струјата на електрифицираните железници често може да ја промени својата насока, поларизираната електрична дренажа се користи за поголема сигурност на заштитата. За да го направите ова, исправувач, на пример силициумска или германиумска диода, е вклучен во металните врски, што обезбедува струјата да тече само во саканата насока.

ЕЛЕКТРОЛИЗА

Ова е трансформација на супстанција под влијание на електрична струја. Во исто време, накатодасе обновуваатпозитивни честички (катјони), и натамуаноднаоксидираатнегативни честички (анјони).

Се користи во електролизарастворлив(метал) инерастворливи(јаглен)електроди.Растворливоста на електроди е важна само за анодниот процес. Стандардно, се користат јаглеродни електроди.

Првиот закон на Фарадеј.

При минување на количина електрична енергија низ раствор или топење на супстанција 1Ф= 96500 C, еден еквивалент на производи за електролиза се ослободува на катодата и анодата.

Вториот закон на Фарадеј.

Масата или волуменот на производот за електролиза директно зависи од јачината на струјата, времето на поминување на електричната енергија и природата на производот за електролиза.

И,

КадеЈас – тековната јачина, А;т – времиња; Епрод – еквивалент на маса, Г;ЕВпрод – волуметриски еквивалент, l.Тековен излез

Електролизата се карактеризира со високи вредности на ефикасноста на струјата: 97-99%.

Електролизата се користи за производство на материи со висока чистота, метали, за обложување, галванизација, електроформирање, сепарација на мешавини на супстанции, за електрокоагулација, за производство на водород како алтернативно гориво, за катодна заштита од корозија итн.

Правила за пишување равенки за електролиза за водени раствори.

  1. Редукција на катјоните на катодата.

а) Ако солениот метал е во „напонската серија“ доАлинклузивно, тогаш водородот се намалува од водата на катодата, а металот останува во раствор:

ДО2H+ + 2ē → N0 2

б) Ако солениот метал е во „напонската серија“ одТидо H вклучено, тогаш и водородот од водата и металот се редуцираат на катодата:

ДО2H+ + 2ē → N0 2 ИКр3+ + 3ē →Кр0

V)Ако солениот метал е во „напонската серија“ по водородот, тогаш еден метал се намалува на катодата:

ДОАг+ + 1 ē → Аг0

  1. Оксидација на анјони на анодата

А)за нерастворливи (јаглеродни) електроди:

С2- , Јас- , Бр - , Кл- О- , НЕ3 - ,ЗНАЧИ4 2- , П.О.4 3-

зголемување на тешкотијата на анјонска оксидација.

б)за растворливи (метални) електроди:

анјоните на солта остануваат во раствор ирастворливиот метален аноден материјал оксидира.

СТРАНИЦА 7


катјон+

анјон −

Јонскиот производ на водата е производ од концентрациите на водородни јони H+ и јони на хидроксид OH? во вода или во водени раствори, константа на автопротолиза на вода. Прикажување на вредноста на јонскиот производ на водата

Водата, иако е слаб електролит, во мала мера се дисоцира:

H2O + H2O - H3O+ + OH или H2O - H+ + OH?

Рамнотежата на оваа реакција е силно поместена налево. Константата на дисоцијација на водата може да се пресмета со формулата:

Концентрација на јони на хидрониум (протони);

Концентрација на јони на хидроксид;

Концентрација на вода (во молекуларна форма) во вода;

Концентрацијата на водата во водата, земајќи го предвид нејзиниот низок степен на дисоцијација, е практично константна и изнесува (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

На 25 °C, константата на дисоцијација на водата е 1,8×10×16 mol/l. Равенката (1) може да се преработи како: Да го означиме производот K· = Kw = 1,8×10?16 mol/l · 55,56 mol/l = 10?14mol/l = · (на 25 °C).

Константата Kw, еднаква на производот од концентрациите на протоните и јоните на хидроксид, се нарекува јонски производ на водата. Константно е не само за чиста вода, туку и за разредени водени раствори на супстанции. Со зголемување на температурата, дисоцијацијата на водата се зголемува, па затоа се зголемува и Kw; со намалување на температурата, обратно. Практично значење на јонскиот производ на водата

Практичното значење на јонскиот производ на водата е големо, бидејќи овозможува, со позната киселост (алкалност) на кој било раствор (т.е. во позната концентрација или ), да се најде соодветната концентрација или . Иако во повеќето случаи, за погодност на презентацијата, тие не користат апсолутни вредности на концентрации, туку нивните децимални логаритми земени со спротивен знак - соодветно, индекс на водород (pH) и индекс на хидроксил (pOH).

Бидејќи Kb е константа, кога киселината (H+ јони) се додава во растворот, концентрацијата на јони на хидроксид OH? ќе падне и обратно. Во неутрална средина = = mol/l. При концентрација > 10?7 mol/l (соодветно, концентрацијата< 10?7 моль/л) среда будет кислой; При концентрации >10?7 mol/l (соодветно, концентрација< 10?7 моль/л) -- щелочной.

Електролитичка дисоцијација на водата. pH вредност

Водата е слаб амфотеричен електролит:

H2O H+ + OH- или, поточно: 2H2O H3O+ + OH-

Константата на дисоцијација на водата на 25°C е еднаква на: Оваа вредност на константата одговара на дисоцијација на една од сто милиони молекули на вода, затоа концентрацијата на водата може да се смета за константна и еднаква на 55,55 mol/l (густина вода 1000 g/l, маса од 1 литар 1000 g, количина на водена материја 1000g: 18g/mol=55,55 mol, C=55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Потоа

Оваа вредност е константна на дадена температура (25°C), се нарекува јонски производ на водата KW:

Дисоцијацијата на водата е ендотермичен процес, затоа, со зголемување на температурата, во согласност со принципот на Le Chatelier, дисоцијацијата се интензивира, јонскиот производ се зголемува и достигнува вредност од 10-13 на 100 ° C.

Во чиста вода на 25°C, концентрациите на водород и хидроксилни јони се еднакви:

10-7 mol/l Растворите во кои концентрациите на водородните и хидроксилните јони се еднакви се нарекуваат неутрални. Ако киселина се додаде во чиста вода, концентрацијата на водородните јони ќе се зголеми и ќе стане поголема од 10-7 mol/l, медиумот ќе стане кисел, а концентрацијата на хидроксилните јони веднаш ќе се промени така што јонскиот производ на водата се задржува неговата вредност од 10-14. Истото ќе се случи и при додавање на алкали во чиста вода. Концентрациите на водородните и хидроксилните јони се поврзани една со друга преку јонскиот производ, затоа, знаејќи ја концентрацијата на еден од јоните, лесно е да се пресмета концентрацијата на другиот. На пример, ако = 10-3 mol/l, тогаш = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, или ако = 10-2 mol/l, тогаш = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Така, концентрацијата на водородни или хидроксилни јони може да послужи како квантитативна карактеристика на киселоста или алкалноста на медиумот.

Во пракса, тие не ги користат концентрациите на водородни или хидроксилни јони, туку индикатори за pH на водород или хидроксил pOH. Индикаторот за pH на водородот е еднаков на негативниот децимален логаритам на концентрацијата на водородни јони:

Хидроксилниот индекс pOH е еднаков на негативниот децимален логаритам на концентрацијата на хидроксилните јони:

pOH = - дневник

Лесно е да се прикаже земајќи го логаритамот на јонскиот производ на водата што

pH + pH = 14

Ако рН на околината е 7, околината е неутрална, ако е помала од 7 е кисела, а колку е помала рН, толку е поголема концентрацијата на водородните јони. pH поголема од 7 значи дека околината е алкална; колку е поголема pH вредноста, толку е поголема концентрацијата на хидроксилни јони. Чистата вода многу слабо спроведува струја, но сепак има мерлива електрична спроводливост, што се објаснува со малата дисоцијација на водата во водородни јони и јони на хидроксид. Врз основа на електричната спроводливост на чистата вода, може да се одреди концентрацијата на водород и хидроксид јони во водата.

Бидејќи степенот на дисоцијација на водата е многу мал, концентрацијата на недисоцирани молекули во водата е практично еднаква на вкупната концентрација на вода, затоа, од изразот за константата на дисоцијација на водата, половина половина, дека за вода и разредена воден раствори на константна температура, производот од концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид е константна вредност. Оваа константа се нарекува јонски производ на водата.

Растворите во кои концентрациите на водородните и хидроксидните јони се исти се нарекуваат неутрални. Киселите раствори содржат повеќе водородни јони, додека алкалните раствори содржат повеќе јони на хидроксид. Но, производот од нивните концентрации е секогаш константен. Тоа значи дека ако е позната концентрацијата на водородни јони во воден раствор, тогаш се одредува и концентрацијата на јони на хидроксид. Затоа, и степенот на киселост и степенот на алкалност на растворот може квантитативно да се карактеризираат со концентрација на водородни јони:

Киселоста или алкалноста на растворот може да се изрази на попогоден начин: наместо концентрацијата на водородни јони, означете го неговиот децимален логаритам, земен со спротивен знак. Последната вредност се нарекува водороден индекс и се означува pH:. Од ова е јасно дека во неутрален раствор pH = 7; во кисели раствори pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор; в щелочных растворах рН>7, и колку повеќе, толку е поголема алкалноста на растворот.

Постојат различни методи за мерење на pH вредноста. Приближната реакција на растворот може да се одреди со помош на специјални реактори наречени индикатори, чија боја се менува во зависност од концентрацијата на водородните јони. Најчести се метил портокал, метил црвено, фенолфталеин и лакмус.