Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες. Βιβλίο Χημείας Αδύναμος ηλεκτρολύτης kj h2s koh hcl

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα, ανεξάρτητα από τη συγκέντρωσή τους στο διάλυμα.

Επομένως, στις εξισώσεις διάστασης ισχυρών ηλεκτρολυτών χρησιμοποιείται πρόσημο ίσου (=).

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

Διαλυτά άλατα;

Πολλά ανόργανα οξέα: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Βάσεις που σχηματίζονται από μέταλλα αλκαλίων (LiOH, NaOH, ΚΟΗ κ.λπ.) και μέταλλα αλκαλικών γαιών (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες σε υδατικά διαλύματα διασπώνται μόνο μερικώς (αναστρέψιμα) σε ιόντα.

Επομένως, στις εξισώσεις διάστασης ασθενών ηλεκτρολυτών χρησιμοποιείται το πρόσημο αντιστρεψιμότητας (⇄).

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

Σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και το νερό.

Μερικά ανόργανα οξέα: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, κ.λπ.

Αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, κ.λπ.

Εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης

Εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης
Χημικές αντιδράσεις σε διαλύματα ηλεκτρολυτών (οξέα, βάσεις και άλατα) συμβαίνουν με τη συμμετοχή ιόντων. Το τελικό διάλυμα μπορεί να παραμείνει διαυγές (τα προϊόντα είναι πολύ διαλυτά στο νερό), αλλά ένα από τα προϊόντα θα είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Σε άλλες περιπτώσεις, θα συμβεί κατακρήμνιση ή έκλυση αερίου.

Για αντιδράσεις σε διαλύματα που περιλαμβάνουν ιόντα, δεν συντάσσεται μόνο η μοριακή εξίσωση, αλλά και η πλήρης ιοντική εξίσωση και η βραχεία ιοντική εξίσωση.
Στις ιοντικές εξισώσεις, σύμφωνα με την πρόταση του Γάλλου χημικού K. -L. Σύμφωνα με τον Berthollet (1801), όλοι οι ισχυροί, εύκολα διαλυτοί ηλεκτρολύτες γράφονται με τη μορφή τύπων ιόντων και τα ιζήματα, τα αέρια και οι ασθενείς ηλεκτρολύτες γράφονται με τη μορφή μοριακών τύπων. Ο σχηματισμός υετού σημειώνεται με το σύμβολο "κάτω βέλος" (↓) και ο σχηματισμός αερίων με το σύμβολο "επάνω βέλος" (). Ένα παράδειγμα γραφής μιας εξίσωσης αντίδρασης χρησιμοποιώντας τον κανόνα του Berthollet:

α) μοριακή εξίσωση
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
β) πλήρης ιοντική εξίσωση
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - αέριο, H2O - ασθενής ηλεκτρολύτης)
γ) βραχεία ιοντική εξίσωση
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Συνήθως, όταν γράφουμε, περιορίζονται σε μια σύντομη ιοντική εξίσωση, με τα στερεά αντιδραστήρια να συμβολίζονται με τον δείκτη (t), τα αέρια αντιδραστήρια με τον δείκτη (g). Παραδείγματα:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Το Cu(OH)2 είναι πρακτικά αδιάλυτο στο νερό
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(η πλήρης και η σύντομη ιοντική εξίσωση είναι η ίδια)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(τα περισσότερα άλατα οξέος είναι πολύ διαλυτά στο νερό).

Εάν δεν εμπλέκονται ισχυροί ηλεκτρολύτες στην αντίδραση, η ιοντική μορφή της εξίσωσης απουσιάζει:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

ΕΙΣΙΤΗΡΙΟ Νο 23

Υδρόλυση αλάτων

Η υδρόλυση άλατος είναι η αλληλεπίδραση των ιόντων αλάτων με το νερό για να σχηματιστούν σωματίδια που διασπώνται ελαφρώς.

Η υδρόλυση, κυριολεκτικά, είναι αποσύνθεση με νερό. Ορίζοντας την αντίδραση της υδρόλυσης άλατος με αυτόν τον τρόπο, τονίζουμε ότι τα άλατα στο διάλυμα έχουν τη μορφή ιόντων και ότι η κινητήρια δύναμη της αντίδρασης είναι ο σχηματισμός σωματιδίων ελαφρώς διάσπασης (ένας γενικός κανόνας για πολλές αντιδράσεις σε διαλύματα).

Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα μόνο σε εκείνες τις περιπτώσεις όπου τα ιόντα που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της ηλεκτρολυτικής διάστασης του άλατος - ένα κατιόν, ένα ανιόν ή και τα δύο μαζί - είναι ικανά να σχηματίσουν ενώσεις ασθενούς διάστασης με ιόντα νερού, και αυτό, με τη σειρά του, συμβαίνει όταν το κατιόν είναι έντονα πολωμένο (κατιόν ασθενούς βάσης) και το ανιόν πολώνεται εύκολα (ανιόν ασθενούς οξέος). Αυτό αλλάζει το pH του περιβάλλοντος. Εάν το κατιόν σχηματίζει μια ισχυρή βάση και το ανιόν σχηματίζει ένα ισχυρό οξύ, τότε δεν υφίστανται υδρόλυση.

1. Υδρόλυση άλατος ασθενούς βάσης και ισχυρού οξέοςδιέρχεται από το κατιόν, μπορεί να σχηματιστεί μια ασθενής βάση ή βασικό άλας και το pH του διαλύματος θα μειωθεί

2. Υδρόλυση άλατος ασθενούς οξέος και ισχυρής βάσηςδιέρχεται από το ανιόν, μπορεί να σχηματιστεί ένα ασθενές οξύ ή άλας οξέος και το pH του διαλύματος θα αυξηθεί

3. Υδρόλυση άλατος ασθενούς βάσης και ασθενούς οξέοςσυνήθως περνά εντελώς για να σχηματίσει ένα ασθενές οξύ και μια αδύναμη βάση. Το pH του διαλύματος διαφέρει ελαφρώς από το 7 και καθορίζεται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης

4. Δεν γίνεται υδρόλυση άλατος ισχυρής βάσης και ισχυρού οξέος

Ερώτηση 24 Ταξινόμηση οξειδίων

Οξείδιαονομάζονται πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα οξυγόνου σε κατάσταση οξείδωσης - 2 και κάποιο άλλο στοιχείο.

Οξείδιαμπορεί να ληφθεί μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης του οξυγόνου με άλλο στοιχείο, ή έμμεσα (για παράδειγμα, κατά την αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξείδια έρχονται σε στερεά, υγρή και αέρια κατάσταση, αυτός ο τύπος ένωσης είναι πολύ κοινός στη φύση. Οξείδια βρίσκονται στο φλοιό της Γης. Η σκουριά, η άμμος, το νερό, το διοξείδιο του άνθρακα είναι οξείδια.

Οξείδια που σχηματίζουν άλατα Για παράδειγμα,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Οξείδια που σχηματίζουν άλατα- Πρόκειται για οξείδια που σχηματίζουν άλατα ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα,Το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Οξείδια που δεν σχηματίζουν άλαταΑυτά είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν CO, N 2 O, NO.

Άλατα, οι ιδιότητές τους, υδρόλυση

Μαθητής της 8ης τάξης Β του Νο 182 σχολείου

Πέτροβα Πωλίνα

Καθηγητής Χημείας:

Kharina Ekaterina Alekseevna

ΜΟΣΧΑ 2009

Στην καθημερινότητα έχουμε συνηθίσει να ασχολούμαστε μόνο με ένα αλάτι – επιτραπέζιο αλάτι, δηλ. χλωριούχο νάτριο NaCl. Ωστόσο, στη χημεία, μια ολόκληρη κατηγορία ενώσεων ονομάζεται άλατα. Τα άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα της αντικατάστασης του υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο. Το επιτραπέζιο αλάτι, για παράδειγμα, μπορεί να ληφθεί από το υδροχλωρικό οξύ με μια αντίδραση υποκατάστασης:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

όξινο αλάτι

Εάν πάρετε αλουμίνιο αντί για νάτριο, σχηματίζεται ένα άλλο άλας - χλωριούχο αλουμίνιο:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Άλατα- Πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλων και όξινα υπολείμματα. Είναι τα προϊόντα της πλήρους ή μερικής αντικατάστασης του υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο ή μια ομάδα υδροξυλίου σε μια βάση με ένα υπόλειμμα οξέος. Για παράδειγμα, εάν στο θειικό οξύ H 2 SO 4 αντικαταστήσουμε ένα άτομο υδρογόνου με κάλιο, παίρνουμε το άλας KHSO 4 και αν δύο - K 2 SO 4.

Υπάρχουν διάφορα είδη αλάτων.

Είδη αλάτων	Ορισμός	Παραδείγματα αλάτων
Μέση τιμή	Το προϊόν της πλήρους αντικατάστασης του όξινου υδρογόνου με μέταλλο. Δεν περιέχουν άτομα Η ούτε ομάδες ΟΗ.	Na 2 SO 4 θειικό νάτριο CuCl 2 χαλκός (II) χλωριούχος Ca 3 (PO 4) 2 φωσφορικό ασβέστιο Na 2 CO 3 ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο)
Θυμώνω	Προϊόν ατελούς αντικατάστασης του όξινου υδρογόνου από μέταλλο. Περιέχει άτομα υδρογόνου. (Σχηματίζονται μόνο από πολυβασικά οξέα)	CaHPO 4 όξινο φωσφορικό ασβέστιο Ca(H 2 PO 4) 2 διόξινο φωσφορικό ασβέστιο NaHCO 3 διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα)
Βασικός	Το προϊόν της ατελούς αντικατάστασης των υδροξυλομάδων μιας βάσης με ένα όξινο υπόλειμμα. Περιλαμβάνει ομάδες ΟΗ. (Σχηματίζεται μόνο από πολυόξινες βάσεις)	Cu(OH)Cl χαλκός (II) υδροξυχλωριούχος Ca 5 (PO 4) 3 (OH) υδροξυφωσφορικό ασβέστιο (CuOH) 2 CO 3 χαλκός (II) υδροξυανθρακικός (μαλαχίτης)
Μικτός	Άλατα δύο οξέων	Ca(OCl)Cl – λευκαντικό
Διπλό	Άλατα δύο μετάλλων	K 2 NaPO 4 – ορθοφωσφορικό νάτριο δικάλιο
Κρυσταλλικά ένυδρα	Περιέχει νερό κρυστάλλωσης. Όταν θερμαίνονται, αφυδατώνονται - χάνουν νερό, μετατρέποντας σε άνυδρο αλάτι.	CuSO4. 5H 2 O – πενταένυδρος θειικός χαλκός (II) (θειικός χαλκός) Na 2 CO 3. 10H 2 O – δεκαϋδρικό ανθρακικό νάτριο (σόδα)

Μέθοδοι λήψης αλάτων.

1. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με δράση με οξέα σε μέταλλα, βασικά οξείδια και βάσεις:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

χλωριούχο ψευδάργυρο

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

θειικός σίδηρος (III).

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

νιτρικό χρώμιο (III).

2. Τα άλατα σχηματίζονται από την αντίδραση όξινων οξειδίων με αλκάλια, καθώς και όξινων οξειδίων με βασικά οξείδια:

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

νιτρικό ασβέστιο

SiO 2 + CaO CaSiO 3

πυριτικό ασβέστιο

3. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση αλάτων με οξέα, αλκάλια, μέταλλα, μη πτητικά οξείδια οξέος και άλλα άλατα. Τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν υπό τις συνθήκες έκλυσης αερίου, καθίζησης ενός ιζήματος, έκλυσης ενός οξειδίου ενός ασθενέστερου οξέος ή έκλυσης ενός πτητικού οξειδίου.

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

ορθοφωσφορικό ασβέστιο θειικό ασβέστιο

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

θειικός σίδηρος (III) θειικό νάτριο

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

χαλκός (II) θειικός σίδηρος (II) θειικός

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

ανθρακικό ασβέστιο πυριτικό ασβέστιο

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

θειικό χλωρίδιο θειικό χλωρίδιο

αλουμίνιο βάριο βάριο αλουμίνιο

4. Τα άλατα των οξέων χωρίς οξυγόνο σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση των μετάλλων με τα αμέταλλα:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

χλωριούχος σίδηρος (III).

Φυσικές ιδιότητες.

Τα άλατα είναι στερεά με διάφορα χρώματα. Η διαλυτότητά τους στο νερό ποικίλλει. Όλα τα άλατα νιτρικού και οξικού οξέος, καθώς και τα άλατα νατρίου και καλίου, είναι διαλυτά. Η διαλυτότητα άλλων αλάτων στο νερό μπορεί να βρεθεί στον πίνακα διαλυτότητας.

Χημικές ιδιότητες.

1) Τα άλατα αντιδρούν με μέταλλα.

Δεδομένου ότι αυτές οι αντιδράσεις συμβαίνουν σε υδατικά διαλύματα, τα Li, Na, K, Ca, Ba και άλλα ενεργά μέταλλα που αντιδρούν με νερό υπό κανονικές συνθήκες δεν μπορούν να χρησιμοποιηθούν για πειράματα ή οι αντιδράσεις δεν μπορούν να πραγματοποιηθούν σε τήγμα.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

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

2) Τα άλατα αντιδρούν με οξέα. Αυτές οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν ένα ισχυρότερο οξύ αντικαθιστά ένα ασθενέστερο, απελευθερώνοντας αέριο ή κατακρημνίζοντας.

Κατά τη διεξαγωγή αυτών των αντιδράσεων, συνήθως παίρνουν ξηρό αλάτι και δρουν με πυκνό οξύ.

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

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

3) Τα άλατα αντιδρούν με αλκάλια σε υδατικά διαλύματα.

Αυτή είναι μια μέθοδος λήψης αδιάλυτων βάσεων και αλκαλίων.

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) Τα άλατα αντιδρούν με τα άλατα.

Οι αντιδράσεις γίνονται σε διαλύματα και χρησιμοποιούνται για τη λήψη πρακτικά αδιάλυτων αλάτων.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Μερικά άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται.

Χαρακτηριστικό παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι το ψήσιμο ασβεστόλιθου, το κύριο συστατικό του οποίου είναι το ανθρακικό ασβέστιο:

CaCO 3 CaO + CO2 ανθρακικό ασβέστιο

1. Μερικά άλατα είναι ικανά να κρυσταλλωθούν για να σχηματίσουν κρυσταλλικούς υδρίτες.

Ο θειικός χαλκός (II) CuSO 4 είναι μια λευκή κρυσταλλική ουσία. Όταν διαλυθεί σε νερό, θερμαίνεται και σχηματίζεται ένα μπλε διάλυμα. Η απελευθέρωση θερμότητας και η αλλαγή χρώματος είναι σημάδια μιας χημικής αντίδρασης. Όταν το διάλυμα εξατμιστεί, απελευθερώνεται κρυσταλλικό ένυδρο CuSO 4. 5Η 2 Ο (θειικός χαλκός). Ο σχηματισμός αυτής της ουσίας δείχνει ότι ο θειικός χαλκός (II) αντιδρά με το νερό:

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

λευκό μπλε-μπλε

Χρήση αλάτων.

Τα περισσότερα άλατα χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία και στην καθημερινή ζωή. Για παράδειγμα, το χλωριούχο νάτριο NaCl, ή το επιτραπέζιο αλάτι, είναι απαραίτητο στη μαγειρική. Στη βιομηχανία, το χλωριούχο νάτριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδροξειδίου του νατρίου, σόδας NaHCO 3, χλωρίου, νατρίου. Τα άλατα των νιτρικών και ορθοφωσφορικών οξέων είναι κυρίως ορυκτά λιπάσματα. Για παράδειγμα, το νιτρικό κάλιο KNO 3 είναι νιτρικό κάλιο. Είναι επίσης μέρος της πυρίτιδας και άλλων πυροτεχνικών μειγμάτων. Τα άλατα χρησιμοποιούνται για τη λήψη μετάλλων, οξέων και στην παραγωγή γυαλιού. Πολλά φυτοπροστατευτικά προϊόντα από ασθένειες, παράσιτα και ορισμένες φαρμακευτικές ουσίες ανήκουν επίσης στην κατηγορία των αλάτων. Το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4 ονομάζεται συχνά υπερμαγγανικό κάλιο. Ο ασβεστόλιθος και ο γύψος – CaSO 4 – χρησιμοποιούνται ως δομικά υλικά. 2H 2 O, που χρησιμοποιείται και στην ιατρική.

Διαλύματα και διαλυτότητα.

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, η διαλυτότητα είναι μια σημαντική ιδιότητα των αλάτων. Διαλυτότητα είναι η ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει με μια άλλη ουσία ένα ομοιογενές, σταθερό σύστημα μεταβλητής σύνθεσης, αποτελούμενο από δύο ή περισσότερα συστατικά.

Λύσεις- Πρόκειται για ομοιογενή συστήματα που αποτελούνται από μόρια διαλύτη και σωματίδια διαλυμένης ουσίας.

Έτσι, για παράδειγμα, ένα διάλυμα επιτραπέζιου αλατιού αποτελείται από έναν διαλύτη - νερό, μια διαλυμένη ουσία - ιόντα Na +, Cl -.

Ιόντα(από το ελληνικό ión - πηγαίνοντας), ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται από την απώλεια ή κέρδος ηλεκτρονίων (ή άλλων φορτισμένων σωματιδίων) από άτομα ή ομάδες ατόμων. Η έννοια και ο όρος «ιόν» εισήχθη το 1834 από τον M. Faraday, ο οποίος μελετώντας την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος σε υδατικά διαλύματα οξέων, αλκαλίων και αλάτων, πρότεινε ότι η ηλεκτρική αγωγιμότητα τέτοιων διαλυμάτων οφείλεται στην κίνηση των ιόντων. . Ο Faraday ονόμασε θετικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται σε διάλυμα προς τον αρνητικό πόλο (κάθοδος) κατιόντα, και αρνητικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται προς τον θετικό πόλο (άνοδος) - ανιόντα.

Με βάση τον βαθμό διαλυτότητας στο νερό, οι ουσίες χωρίζονται σε τρεις ομάδες:

1) Εξαιρετικά διαλυτό.

2) Ελαφρώς διαλυτό.

3) Πρακτικά αδιάλυτο.

Πολλά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Όταν αποφασίζετε τη διαλυτότητα άλλων αλάτων στο νερό, θα πρέπει να χρησιμοποιήσετε τον πίνακα διαλυτότητας.

Είναι ευρέως γνωστό ότι ορισμένες ουσίες, όταν διαλύονται ή λιώνουν, φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα, ενώ άλλες δεν μεταφέρουν ρεύμα υπό τις ίδιες συνθήκες.

Ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ή τήγματα και επομένως φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Ουσίες που υπό τις ίδιες συνθήκες δεν διασπώνται σε ιόντα και δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και σχεδόν όλα τα άλατα. Οι ίδιοι οι ηλεκτρολύτες δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Σε διαλύματα και τήγματα, διασπώνται σε ιόντα, γι' αυτό ρέει ρεύμα.

Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση. Το περιεχόμενό του συνοψίζεται στις ακόλουθες τρεις διατάξεις:

1) Οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά.

2) Υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν κατευθυντική κίνηση: τα θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο και ονομάζονται κατιόντα και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την άνοδο και ονομάζονται ανιόντα.

3) Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), εμφανίζεται η διαδικασία συνδυασμού ιόντων (σύνδεση).

αναστρεπτό

Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες.

Για να χαρακτηριστεί ποσοτικά η ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη να αποσυντίθεται σε ιόντα, η έννοια του βαθμού διάστασης (α), t . ΜΙ.Η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων. Για παράδειγμα, α = 1 υποδηλώνει ότι ο ηλεκτρολύτης έχει αποσυντεθεί πλήρως σε ιόντα και α = 0,2 σημαίνει ότι μόνο κάθε πέμπτο των μορίων του έχει διασπαστεί. Όταν ένα συμπυκνωμένο διάλυμα αραιώνεται, καθώς και όταν θερμαίνεται, η ηλεκτρική του αγωγιμότητα αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο βαθμός διάστασης.

Ανάλογα με την τιμή του α, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρές (διαχωρίζονται σχεδόν πλήρως, (α 0,95)) μέτριας ισχύος (0,95

Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι πολλά ορυκτά οξέα (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, κ.λπ.), τα αλκάλια (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, κ.λπ.), και σχεδόν όλα τα άλατα. Τα αδύναμα περιλαμβάνουν διαλύματα ορισμένων ανόργανων οξέων (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), πολλά οργανικά οξέα (για παράδειγμα, οξικό οξύ CH 3 COOH), ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας (NH 3 2 O), νερό, μερικά άλατα υδραργύρου (HgCl 2). Οι ηλεκτρολύτες μέτριας ισχύος περιλαμβάνουν συχνά υδροφθορικό HF, ορθοφωσφορικό H3PO4 και νιτρώδες HNO2 οξέα.

Υδρόλυση αλάτων.

Ο όρος «υδρόλυση» προέρχεται από τις ελληνικές λέξεις hidor (νερό) και lysis (αποσύνθεση). Η υδρόλυση συνήθως νοείται ως μια αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ μιας ουσίας και του νερού. Οι υδρολυτικές διεργασίες είναι εξαιρετικά συχνές στη φύση γύρω μας (τόσο ζωντανές όσο και μη) και χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως από τον άνθρωπο στη σύγχρονη παραγωγή και οικιακές τεχνολογίες.

Η υδρόλυση άλατος είναι η αντίδραση αλληλεπίδρασης μεταξύ των ιόντων που συνθέτουν το αλάτι και το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη και συνοδεύεται από αλλαγή στο περιβάλλον του διαλύματος.

Τρεις τύποι αλάτων υφίστανται υδρόλυση:

α) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - λαμβάνει χώρα υδρόλυση του κατιόντος)

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

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

Η αντίδραση του μέσου είναι όξινη.

β) άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ (K 2 CO 3, Na 2 S - η υδρόλυση συμβαίνει στο ανιόν)

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

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

Η αντίδραση του μέσου είναι αλκαλική.

γ) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - λαμβάνει χώρα υδρόλυση στο κατιόν και στο ανιόν.

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

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

Συχνά η αντίδραση του περιβάλλοντος είναι ουδέτερη.

δ) τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ (NaCl, Ba(NO 3) 2) δεν υπόκεινται σε υδρόλυση.

Σε ορισμένες περιπτώσεις, η υδρόλυση προχωρά αμετάκλητα (όπως λένε, πηγαίνει μέχρι το τέλος). Έτσι, κατά την ανάμειξη διαλυμάτων ανθρακικού νατρίου και θειικού χαλκού, κατακρημνίζεται ένα μπλε ίζημα ενυδατωμένου βασικού άλατος, το οποίο, όταν θερμαίνεται, χάνει μέρος του νερού κρυστάλλωσης και αποκτά πράσινο χρώμα - μετατρέπεται σε άνυδρο βασικό ανθρακικό χαλκό - μαλαχίτη:

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

Κατά την ανάμιξη διαλυμάτων θειούχου νατρίου και χλωριούχου αργιλίου, η υδρόλυση προχωρά επίσης στην ολοκλήρωση:

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

Επομένως, το Al 2 S 3 δεν μπορεί να απομονωθεί από ένα υδατικό διάλυμα. Αυτό το αλάτι λαμβάνεται από απλές ουσίες.

Πώς να ξεχωρίσετε τους ισχυρούς ηλεκτρολύτες από τους αδύναμους; και πήρε την καλύτερη απάντηση

Απάντηση από τον Pavel Beskrovny[master]
ΟΙ ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ, όταν διαλυθούν στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Για τέτοιους ηλεκτρολύτες, η ΤΙΜΗ ΤΟΥ ΒΑΘΜΟΥ ΔΙΑΣΥΝΔΕΣΗΣ τείνει σε ΕΝΟΤΗΤΑ σε αραιά διαλύματα.
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:
1) σχεδόν όλα τα άλατα.
2) ισχυρά οξέα, για παράδειγμα: H2SO4 (θειικό οξύ), HCl (υδροχλωρικό οξύ), HNO3 (νιτρικό οξύ).
3) όλα τα αλκάλια, για παράδειγμα: NaOH (υδροξείδιο του νατρίου), KOH (υδροξείδιο του καλίου).
ΟΙ ΑΔΥΝΑΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ, όταν διαλύονται στο νερό, σχεδόν δεν διασπώνται σε ιόντα. Για τέτοιους ηλεκτρολύτες, η ΤΙΜΗ ΤΟΥ ΒΑΘΜΟΥ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗΣ τείνει στο ΜΗΔΕΝ.
Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:
1) ασθενή οξέα - H2S (υδρόθειο), H2CO3 (ανθρακικό οξύ), HNO2;
2) υδατικό διάλυμα αμμωνίας NH3 * H2O
ΒΑΘΜΟΣ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗΣ είναι ο λόγος του αριθμού των σωματιδίων που διασπώνται σε ιόντα (Nd) προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων (Np) (που συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα άλφα):
a= Nd / Nr. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία για ασθενείς ηλεκτρολύτες. Ελπίζω να ξέρετε τι είναι οι ηλεκτρολύτες, αφού ρωτάτε. Αυτό είναι απλούστερο, αν είναι πιο περίπλοκο, δείτε παραπάνω (για έναν αριθμό EOs).
Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία για ασθενείς ηλεκτρολύτες.
Εάν έχετε ερωτήσεις, τότε πηγαίνετε στο σαπούνι.

Η σταθερά της υδρόλυσης είναι ίση με την αναλογία του προϊόντος των συγκεντρώσεων
προϊόντα υδρόλυσης στη συγκέντρωση μη υδρολυμένου άλατος.

Παράδειγμα 1.Να υπολογιστεί ο βαθμός υδρόλυσης του NH 4 Cl.

Λύση:Από τον πίνακα βρίσκουμε Kd(NH 4 OH) = 1,8∙10 -3, από εδώ

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Παράδειγμα 2.Υπολογίστε το βαθμό υδρόλυσης του ZnCl 2 ένα βήμα τη φορά σε διάλυμα 0,5 Μ.

Λύση:Ιονική εξίσωση για την υδρόλυση του Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH +1=1,5∙10 -9; hγ=√(Kv/[Kd βάση ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Παράδειγμα 3.Να σχηματίσετε ιονομοριακές και μοριακές εξισώσεις για την υδρόλυση αλάτων: α) KCN; β) Na 2 CO 3; γ) ZnSO 4. Προσδιορίστε την αντίδραση του διαλύματος αυτών των αλάτων.

Λύση:α) Το κυανιούχο κάλιο KCN είναι άλας ενός ασθενούς μονοβασικού οξέος (βλ. Πίνακα Ι του Παραρτήματος) HCN και μιας ισχυρής βάσης ΚΟΗ. Όταν διαλύονται στο νερό, τα μόρια KCN διασπώνται πλήρως σε κατιόντα K+ και ανιόντα CN. Τα κατιόντα K + δεν μπορούν να δεσμεύσουν ιόντα ΟΗ - νερού, καθώς το ΚΟΗ είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης. Τα ανιόντα CN δεσμεύουν τα ιόντα H + του νερού, σχηματίζοντας μόρια του ασθενούς ηλεκτρολύτη HCN. Το άλας υδρολύεται στο ανιόν. Εξίσωση ιοντικής-μοριακής υδρόλυσης

CN - + H 2 O HCN + OH -

ή σε μοριακή μορφή

KCN + H 2 O HCN + ΚΟΗ

Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, μια ορισμένη περίσσεια ιόντων ΟΗ - εμφανίζεται στο διάλυμα, οπότε το διάλυμα KCN έχει αλκαλική αντίδραση (pH > 7).

β) Το ανθρακικό νάτριο Na 2 CO 3 είναι άλας ενός ασθενούς πολυβασικού οξέος και μιας ισχυρής βάσης. Σε αυτή την περίπτωση, τα ανιόντα του άλατος CO 3 2-, που δεσμεύουν τα ιόντα υδρογόνου του νερού, σχηματίζουν τα ανιόντα του άλατος οξέος HCO - 3 και όχι τα μόρια H 2 CO 3, καθώς τα ιόντα HCO - 3 διασπώνται πολύ πιο δύσκολα από Μόρια H 2 CO 3. Υπό κανονικές συνθήκες, η υδρόλυση προχωρά στο πρώτο στάδιο. Το άλας υδρολύεται στο ανιόν. Εξίσωση ιοντικής-μοριακής υδρόλυσης

CO 2-3 +H 2 O HCO - 3 +OH -

ή σε μοριακή μορφή

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

Στο διάλυμα εμφανίζεται περίσσεια ιόντων ΟΗ - οπότε το διάλυμα Na 2 CO 3 έχει αλκαλική αντίδραση (pH > 7).

γ) Ο θειικός ψευδάργυρος ZnSO 4 είναι άλας μιας ασθενούς πολυόξινης βάσης Zn(OH) 2 και ενός ισχυρού οξέος H 2 SO 4. Σε αυτή την περίπτωση, τα κατιόντα Zn + δεσμεύουν ιόντα υδροξυλίου του νερού, σχηματίζοντας κατιόντα του κύριου άλατος ZnOH +. Ο σχηματισμός μορίων Zn(OH) 2 δεν συμβαίνει, καθώς τα ιόντα ZnOH + διασπώνται πολύ πιο δύσκολα από τα μόρια Zn(OH) 2. Υπό κανονικές συνθήκες, η υδρόλυση προχωρά στο πρώτο στάδιο. Το άλας υδρολύεται στο κατιόν. Εξίσωση ιοντικής-μοριακής υδρόλυσης

Zn 2+ + H 2 O ZnON + + H +

ή σε μοριακή μορφή

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

Στο διάλυμα εμφανίζεται περίσσεια ιόντων υδρογόνου, οπότε το διάλυμα ZnSO 4 έχει όξινη αντίδραση (pH< 7).

Παράδειγμα 4.Ποια προϊόντα σχηματίζονται κατά την ανάμειξη διαλυμάτων A1(NO 3) 3 και K 2 CO 3; Να γράψετε μια ιονομοριακή και μοριακή εξίσωση για την αντίδραση.

Λύση.Το άλας A1(NO 3) 3 υδρολύεται από το κατιόν και το K 2 CO 3 από το ανιόν:

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2-3 + H 2 O NSO - s + OH -

Εάν τα διαλύματα αυτών των αλάτων βρίσκονται στο ίδιο δοχείο, τότε η υδρόλυση καθενός από αυτά ενισχύεται αμοιβαία, επειδή τα ιόντα H + και OH - σχηματίζουν ένα μόριο του ασθενούς ηλεκτρολύτη H 2 O. Στην περίπτωση αυτή, η υδρολυτική ισορροπία μετατοπίζεται σε η δεξιά και η υδρόλυση καθενός από τα άλατα που λαμβάνονται ολοκληρώνεται με το σχηματισμό A1(OH) 3 και CO 2 (H 2 CO 3). Ιόν-μοριακή εξίσωση:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O = 2A1 (OH) 3 + ZSO 2

μοριακή εξίσωση: 3SO 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O = 2A1 (OH) 3

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα.

ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ– ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Διάσταση– αποσύνθεση ενώσεων σε ιόντα.

Βαθμός διάσπασης– η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων στο διάλυμα.

ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.

Όταν γράφουμε εξισώσεις για τη διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών, χρησιμοποιείται ένα πρόσημο ίσου.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

· Διαλυτά άλατα ( βλέπε πίνακα διαλυτότητας);

· Πολλά ανόργανα οξέα: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Κοίτα ηλεκτρολύτες ισχυροί σε οξέα στον πίνακα διαλυτότητας);

· Βάσεις αλκαλίων (LiOH, NaOH, KOH) και αλκαλικών γαιών (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) μετάλλων ( δείτε βάσεις-ισχυρούς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).

ΑΔΥΝΑΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣσε υδατικά διαλύματα μόνο μερικώς (αναστρέψιμα) διασπώνται σε ιόντα.

Όταν γράφετε εξισώσεις διάστασης για ασθενείς ηλεκτρολύτες, υποδεικνύεται το πρόσημο της αναστρεψιμότητας.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

· Σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και νερό (H 2 O).

· Μερικά ανόργανα οξέα: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Κοίτα οξέα-ασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας);

· Αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων (Mg(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2) ( κοίτα τα γήπεδα-ντοασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης επηρεάζεται από διάφορους παράγοντες:

φύση του διαλύτη και ηλεκτρολύτη: οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες με ιοντικούς και ομοιοπολικούς ισχυρά πολικούς δεσμούς. καλή ιονιστική ικανότητα, δηλ. την ικανότητα πρόκλησης διάστασης ουσιών διαθέτουν διαλύτες με υψηλή διηλεκτρική σταθερά, τα μόρια των οποίων είναι πολικά (για παράδειγμα, νερό).

θερμοκρασία: δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την τιμή του α.

συγκέντρωση: όταν το διάλυμα αραιώνεται, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται και με την αύξηση της συγκέντρωσης μειώνεται.

στάδιο της διαδικασίας διάσπασης: κάθε επόμενο στάδιο είναι λιγότερο αποτελεσματικό από το προηγούμενο, περίπου 1000–10.000 φορές. για παράδειγμα, για το φωσφορικό οξύ α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (πρώτο στάδιο, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (δεύτερο στάδιο, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (τρίτο στάδιο, α 3).

Για το λόγο αυτό, σε ένα διάλυμα αυτού του οξέος η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου είναι η υψηλότερη και η συγκέντρωση των φωσφορικών ιόντων PO3−4 είναι η χαμηλότερη.

1. Η διαλυτότητα και ο βαθμός διάστασης μιας ουσίας δεν σχετίζονται μεταξύ τους. Για παράδειγμα, το οξικό οξύ, το οποίο είναι εξαιρετικά (απεριόριστα) διαλυτό στο νερό, είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης.

2. Ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη περιέχει λιγότερα από άλλα ιόντα που σχηματίζονται στο τελευταίο στάδιο της ηλεκτρολυτικής διάστασης

Επηρεάζεται επίσης ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης προσθέτοντας άλλους ηλεκτρολύτες: π.χ. βαθμός διάστασης μυρμηκικού οξέος

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

μειώνεται εάν προστεθεί λίγο μυρμηκικό νάτριο στο διάλυμα. Αυτό το άλας διασπάται για να σχηματίσει μυρμηκικά ιόντα HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση των ιόντων HCOO– στο διάλυμα αυξάνεται και σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, μια αύξηση στη συγκέντρωση των μυρμηκικών ιόντων μετατοπίζει την ισορροπία της διαδικασίας διάστασης του μυρμηκικού οξέος προς τα αριστερά, δηλ. ο βαθμός διάστασης μειώνεται.

Νόμος αραίωσης του Ostwald- μια σχέση που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Εδώ είναι η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη, είναι η συγκέντρωση και είναι οι τιμές της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας σε συγκέντρωση και σε άπειρη αραίωση, αντίστοιχα. Η σχέση είναι συνέπεια του νόμου της μαζικής δράσης και της ισότητας

πού είναι ο βαθμός διάστασης.

Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald προήλθε από τον W. Ostwald το 1888 και τον επιβεβαίωσε επίσης πειραματικά. Η πειραματική διαπίστωση της ορθότητας του νόμου της αραίωσης του Ostwald είχε μεγάλη σημασία για την τεκμηρίωση της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ηλεκτρολυτική διάσταση νερού. Υδρογόνο pH Το νερό είναι ένας ασθενής αμφοτερικός ηλεκτρολύτης: H2O H+ + OH- ή, ακριβέστερα: 2H2O = H3O+ + OH- Η σταθερά διάστασης του νερού στους 25°C είναι ίση με: Αυτή η τιμή της σταθεράς αντιστοιχεί στη διάσταση ενός out εκατό εκατομμυρίων μορίων νερού, επομένως η συγκέντρωση του νερού μπορεί να θεωρηθεί σταθερή και ίση με 55,55 mol/l (πυκνότητα νερού 1000 g/l, μάζα 1 l 1000 g, ποσότητα ουσίας νερού 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol/l). Τότε αυτή η τιμή είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία (25°C), ονομάζεται ιοντικό γινόμενο του νερού KW: Η διάσταση του νερού είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, επομένως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η διάσταση εντείνεται. Το ιοντικό προϊόν αυξάνεται και φτάνει σε τιμή 10-13 στους 100°C. Σε καθαρό νερό στους 25°C, οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους: = = 10-7 mol/l Τα διαλύματα στα οποία οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους ονομάζονται ουδέτερα. Εάν προστεθεί ένα οξύ σε καθαρό νερό, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου θα αυξηθεί και θα γίνει μεγαλύτερη από 10-7 mol/l, το μέσο θα γίνει όξινο και η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου θα αλλάξει αμέσως έτσι ώστε το ιοντικό προϊόν του νερού να διατηρείται η τιμή του είναι 10-14. Το ίδιο θα συμβεί όταν προσθέτουμε αλκάλια σε καθαρό νερό. Οι συγκεντρώσεις των ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου σχετίζονται μεταξύ τους μέσω του ιοντικού προϊόντος, επομένως, γνωρίζοντας τη συγκέντρωση ενός από τα ιόντα, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση του άλλου. Για παράδειγμα, εάν = 10-3 mol/l, τότε = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ή εάν = 10-2 mol/l, τότε = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Έτσι, η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου ή υδροξυλίου μπορεί να χρησιμεύσει ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της οξύτητας ή της αλκαλικότητας του μέσου. Στην πράξη, δεν χρησιμοποιούν τις συγκεντρώσεις υδρογόνου ή ιόντων υδροξυλίου, αλλά τους δείκτες pH υδρογόνου ή pH υδροξυλίου. Ο δείκτης pH του υδρογόνου είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου: pH = - lg Ο δείκτης υδροξυλίου pH είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξυλίου: pH = - log Είναι εύκολο να φανεί με λαμβάνοντας τον λογάριθμο του ιοντικού προϊόντος του νερού που pH + pH = 14 Εάν το pH του μέσου είναι 7 - το μέσο είναι ουδέτερο, εάν είναι μικρότερο από 7 είναι όξινο και όσο χαμηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου . pH μεγαλύτερο από 7 σημαίνει ότι το περιβάλλον είναι αλκαλικό, όσο υψηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου.