Желязото силно или слабо. Киселини и основи

Преди да обсъдим химичните свойства на основите и амфотерните хидроксиди, нека да дефинираме ясно какво е това?

1) Основите или основни хидроксиди включват метални хидроксиди в степен на окисление +1 или +2, т.е. чиито формули се записват или като MeOH, или като Me(OH) 2 . Има обаче изключения. Така че хидроксидите Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 не принадлежат към основите.

2) Амфотерните хидроксиди включват метални хидроксиди в степен на окисление +3, +4 и, като изключение, хидроксиди Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Метални хидроксиди в степен на окисление +4 не се срещат в заданията за употреба, поради което няма да се вземат предвид.

Химични свойства на основите

Всички бази са разделени на:

Припомнете си, че берилият и магнезият не са алкалоземни метали.

Освен че са разтворими във вода, алкалите също се дисоциират много добре във водни разтвори, докато неразтворимите основи имат ниска степен на дисоциация.

Тази разлика в разтворимостта и способността за дисоцииране между алкали и неразтворими хидроксиди води от своя страна до забележими разлики в техните химични свойства. Така, по-специално, алкалите са по-химично активни съединения и често са способни да влязат в онези реакции, в които неразтворимите основи не влизат.

Взаимодействие на основи с киселини

Алкалните вещества реагират с абсолютно всички киселини, дори много слаби и неразтворими. Например:

Неразтворимите основи реагират с почти всички разтворими киселини, не реагират с неразтворима силициева киселина:

Трябва да се отбележи, че както силните, така и слабите основи с общата формула на формата Me (OH) 2 могат да образуват основни соли с липса на киселина, например:

Взаимодействие с киселинни оксиди

Алкалните вещества реагират с всички киселинни оксиди, за да образуват соли и често вода:

Неразтворимите основи са в състояние да реагират с всички висши киселинни оксиди, съответстващи на стабилни киселини, например P2O5, SO3, N2O5, с образуването на средни соли:

Неразтворимите основи под формата на Me (OH) 2 реагират в присъствието на вода с въглероден диоксид изключително с образуването на основни соли. Например:

Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O

Със силициевия диоксид, поради изключителната му инертност, реагират само най-силните основи, основи. В този случай се образуват нормални соли. Реакцията не протича с неразтворими основи. Например:

Взаимодействие на основи с амфотерни оксиди и хидроксиди

Всички алкали реагират с амфотерни оксиди и хидроксиди. Ако реакцията се извършва чрез сливане на амфотерен оксид или хидроксид с твърда основа, такава реакция води до образуването на безводородни соли:

Ако се използват водни разтвори на алкали, тогава се образуват хидроксо комплексни соли:

В случай на алуминий, под действието на излишък от концентрирана алкална сол, вместо Na сол, се образува Na 3 сол:

Взаимодействието на основите със соли

Всяка основа реагира с която и да е сол само ако са изпълнени едновременно две условия:

1) разтворимост на изходните съединения;

2) наличието на утайка или газ сред реакционните продукти

Например:

Термична стабилност на основите

Всички алкали, с изключение на Ca(OH) 2 , са устойчиви на топлина и се топят без разлагане.

Всички неразтворими основи, както и слабо разтворимият Ca (OH) 2, се разлагат при нагряване. Най-високата температура на разлагане на калциевия хидроксид е около 1000 o C:

Неразтворимите хидроксиди имат много по-ниски температури на разлагане. Така, например, медният (II) хидроксид се разлага вече при температури над 70 o C:

Химични свойства на амфотерните хидроксиди

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с киселини

Амфотерните хидроксиди реагират със силни киселини:

Амфотерни метални хидроксиди в степен на окисление +3, т.е. тип Me (OH) 3, не реагират с киселини като H 2 S, H 2 SO 3 и H 2 CO 3 поради факта, че солите, които могат да се образуват в резултат на такива реакции, подлежат на необратима хидролиза до оригинален амфотерен хидроксид и съответната киселина:

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с киселинни оксиди

Амфотерните хидроксиди реагират с по-високи оксиди, които съответстват на стабилни киселини (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Амфотерни метални хидроксиди в степен на окисление +3, т.е. тип Me (OH) 3, не реагират с киселинни оксиди SO 2 и CO 2.

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с основи

От основите амфотерните хидроксиди реагират само с основи. В този случай, ако се използва воден разтвор на алкали, тогава се образуват хидроксо комплексни соли:

И когато амфотерните хидроксиди се сливат с твърди основи, се получават техните безводни аналози:

Взаимодействие на амфотерни хидроксиди с основни оксиди

Амфотерните хидроксиди реагират, когато се сливат с оксиди на алкални и алкалоземни метали:

Термично разлагане на амфотерни хидроксиди

Всички амфотерни хидроксиди са неразтворими във вода и като всички неразтворими хидроксиди се разлагат при нагряване до съответния оксид и вода.

Ние сме дефинирали хидролизаси спомни някои факти за соли. Сега ще обсъдим силните и слабите киселини и ще разберем, че "сценарият" на хидролизата зависи точно от това коя киселина и коя основа образува тази сол.

← Хидролиза на соли. част I

Силни и слаби електролити

Нека ви напомня, че всички киселини и основи могат условно да бъдат разделени на силенИ слаб. Силните киселини (и като цяло силните електролити) се дисоциират почти напълно във воден разтвор. Слабите електролити се разлагат на йони в малка степен.

Силните киселини включват:

H2SO4 (сярна киселина),
HClO 4 (перхлорна киселина),
HClO 3 (хлорна киселина),
HNO 3 (азотна киселина),
HCl (солна киселина),
HBr (бромоводородна киселина),
HI (йодоводородна киселина).

Следва списък на слабите киселини:

H 2 SO 3 (сярна киселина),
H 2 CO 3 (въглеродна киселина),
H 2 SiO 3 (силициева киселина),
H 3 PO 3 (фосфорна киселина),
H 3 PO 4 (ортофосфорна киселина),
HClO 2 (хлорна киселина),
HClO (хипохлорна киселина),
HNO 2 (азотна киселина),
HF (флуороводородна киселина),
H 2 S (сярна киселина),
повечето органични киселини, например оцетна (CH3COOH).

Естествено е невъзможно да се изброят всички киселини, които съществуват в природата. Изброени са само най-популярните. Трябва също да се разбере, че разделянето на киселините на силни и слаби е доста произволно.

Нещата са много по-прости със силни и слаби основи. Можете да използвате таблицата за разтворимост. Всички силни бази са разтворимв основна вода, с изключение на NH4OH. Тези вещества се наричат алкали (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 и др.)

Слабите основи са:

всички водонеразтворими хидроксиди (напр. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 и др.),
NH4OH (амониев хидроксид).

Хидролиза на сол. основни факти

На тези, които четат тази статия, може да изглежда, че вече сме забравили основната тема на разговора и сме отишли някъде встрани. Това не е истина! Нашият разговор за киселини и основи, за силни и слаби електролити е пряко свързан с хидролизата на солите. Сега ще се убедите в това.

Така че нека ви дам основните факти:

Не всички соли се подлагат на хидролиза. Съществуват хидролитично стабиленсъединения като натриев хлорид.
Хидролизата на солите може да бъде пълна (необратима) и частична (обратима).
По време на реакцията на хидролиза се образува киселина или основа, киселинността на средата се променя.
Определя се основната възможност за хидролиза, посоката на съответната реакция, нейната обратимост или необратимост киселинна силаИ по силата на основатакоито образуват тази сол.
В зависимост от силата на съответната киселина и респ. основи, всички соли могат да бъдат разделени на 4 групи. Всяка от тези групи има свой собствен "сценарий" на хидролиза.

Пример 4. Солта NaNO 3 се образува от силна киселина (HNO 3) и силна основа (NaOH). Не настъпва хидролиза, не се образуват нови съединения, киселинността на средата не се променя.

Пример 5. Солта NiSO 4 се образува от силна киселина (H 2 SO 4) и слаба основа (Ni (OH) 2). При катиона протича хидролиза, по време на реакцията се образуват киселина и основна сол.

Пример 6. Калиевият карбонат се образува от слаба киселина (H 2 CO 3) и силна основа (KOH). Анионна хидролиза, образуване на алкална и киселинна сол. Алкален разтвор.

Пример 7. Алуминиевият сулфид се образува от слаба киселина (H 2 S) и слаба основа (Al (OH) 3). Хидролизата протича както при катиона, така и при аниона. необратима реакция. По време на процеса се образуват H 2 S и алуминиев хидроксид. Киселинността на околната среда се променя леко.

Опитайте сами:

Упражнение 2. Какъв тип са следните соли: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Тези соли претърпяват ли хидролиза? Катион или анион? Какво се образува по време на реакцията? Как се променя киселинността на околната среда? Реакционните уравнения все още не могат да бъдат записани.

Остава да обсъдим последователно 4 групи соли и да дадем специфичен "сценарий" на хидролиза за всяка от тях. В следващата част ще започнем със соли, образувани от слаба основа и силна киселина.

За да разберем как протича хидролизата на солите в техните водни разтвори, първо даваме дефиниция на този процес.

Определение и особености на хидролизата

Този процес включва химическо действие на водни йони с йони на солта, в резултат на което се образува слаба основа (или киселина) и реакцията на средата също се променя. Всяка сол може да бъде представена като продукт на химична реакция на основа и киселина. В зависимост от това каква е силата им, има няколко варианта за протичане на процеса.

Видове хидролиза

В химията се разглеждат три типа реакции между сол и водни катиони. Всеки процес се извършва с промяна в pH на средата, така че се очаква да се използват различни видове индикатори за определяне на pH стойността. Например, лилав лакмус се използва за кисела реакция, фенолфталеинът е подходящ за алкална реакция. Нека анализираме по-подробно характеристиките на всеки вариант на хидролиза. Силните и слабите основи могат да се определят от таблицата на разтворимостта, а силата на киселините може да се определи от таблицата.

Хидролиза чрез катион

Като пример за такава сол, помислете за железен хлорид (2). Желязният (2) хидроксид е слаба основа, докато солната киселина е силна основа. В процеса на взаимодействие с вода (хидролиза) се получава образуването на основна сол (железен хидроксохлорид 2) и също се образува солна киселина. В разтвора се появява кисела среда, която може да се определи със син лакмус (рН по-малко от 7). В този случай самата хидролиза протича през катиона, тъй като се използва слаба основа.

Нека дадем още един пример за протичане на хидролизата за описания случай. Помислете за солта на магнезиевия хлорид. Магнезиевият хидроксид е слаба основа, докато солната киселина е силна основа. В процеса на взаимодействие с водните молекули магнезиевият хлорид се превръща в основна сол (хидроксохлорид). Магнезиевият хидроксид, чиято обща формула е M(OH) 2, е слабо разтворим във вода, но силната солна киселина прави разтвора кисел.

Анионна хидролиза

Следващият вариант на хидролиза е типичен за сол, която се образува от силна основа (алкал) и слаба киселина. Като пример за този случай помислете за натриев карбонат.

Тази сол съдържа силна натриева основа и слаба въглеродна киселина. Взаимодействието с водните молекули протича с образуването на киселинна сол - натриев бикарбонат, тоест протича хидролиза по протежение на аниона. Освен това се образува разтвор, който придава на разтвора алкална среда.

Нека дадем друг пример за този случай. Калиевият сулфит е сол, която се образува от силна основа - каустик калий, както и слаба.В процеса на взаимодействие с вода (по време на хидролиза) се образуват калиев хидросулфит (киселинна сол) и калиев хидроксид (алкал). Средата в разтвора ще бъде алкална, това може да се потвърди с помощта на фенолфталеин.

Пълна хидролиза

Солта на слаба киселина и слаба основа претърпява пълна хидролиза. Нека се опитаме да разберем каква е неговата особеност и какви продукти ще се образуват в резултат на тази химическа реакция.

Нека анализираме хидролизата на слаба основа и слаба киселина, като използваме алуминиев сулфид като пример. Тази сол се образува от алуминиев хидроксид, който е слаба основа, както и от слаба сярна киселина. При взаимодействие с вода се наблюдава пълна хидролиза, в резултат на което се образува газообразен сероводород, както и алуминиев хидроксид под формата на утайка. Такова взаимодействие се осъществява както в катиона, така и в аниона, поради което тази опция за хидролиза се счита за завършена.

Като пример за взаимодействието на този вид сол с вода може да се посочи и магнезиевият сулфид. Тази сол съдържа магнезиев хидроксид, формулата й е Mg (OH) 2. Това е слаба основа, неразтворима във вода. Освен това в магнезиевия сулфид има хидросулфидна киселина, която е слаба. При взаимодействие с вода настъпва пълна хидролиза (според катиона и аниона), в резултат на което се образува магнезиев хидроксид под формата на утайка, а сероводородът също се отделя под формата на газ.

Ако разгледаме хидролизата на сол, която се образува от силна киселина и силна основа, трябва да се отбележи, че тя не протича. Средата в разтвори на соли като калиев хлорид остава неутрална.

Заключение

Силни и слаби основи, киселини, които образуват соли, влияят върху резултата от хидролизата, реакцията на средата в получения разтвор. Подобни процеси са широко разпространени в природата.

Хидролизата е от особено значение при химическото преобразуване на земната кора. Съдържа метални сулфиди, които са слабо разтворими във вода. Тъй като настъпва тяхната хидролиза, образуването на сероводород, освобождаването му в процеса на вулканична дейност на повърхността на земята.

Силикатните скали, когато се превърнат в хидроксиди, причиняват постепенно разрушаване на скалите. Например, минерал като малахит е продукт от хидролизата на медни карбонати.

В океаните също протича интензивен процес на хидролиза. и калция, които се изнасят от вода, имат леко алкална среда. При такива условия процесът на фотосинтеза в морските растения протича добре и морските организми се развиват по-интензивно.

Маслото съдържа примеси от вода и соли на калций и магнезий. В процеса на нагряване на масло те взаимодействат с водна пара. По време на хидролизата се образува хлороводород, чието взаимодействие с метала причинява разрушаване на оборудването.

Хидролиза на солта" - Да се формира представа за химията като производителна сила на обществото. Оцетната киселина CH3COOH е най-старата от органичните киселини. В киселини - карбоксилни групи, Но всички киселини тук са слаби.

Всички киселини, техните свойства и основи се делят на силни и слаби. Например, не можете да направите концентриран разтвор на слаба киселина или разреден разтвор на силна основа. Нашата вода в този случай играе ролята на основа, тъй като получава протон от солна киселина. Киселините, които се дисоциират напълно във водни разтвори, се наричат силни киселини.

За оксиди, хидратирани с неопределен брой водни молекули, например Tl2O3 n H2O, е неприемливо да се пишат формули като Tl(OH)3. Наричането на такива съединения хидроксиди също не се препоръчва.

За основите може да се определи количествено тяхната сила, тоест способността да се отдели протон от киселина. Всички основи са твърди с различни цветове. Внимание! Алкалните вещества са много каустични вещества. Ако влезе в контакт с кожата, алкалните разтвори причиняват тежки дълготрайни изгаряния, ако попаднат в очите, могат да причинят слепота. При печене на кобалтови минерали, съдържащи арсен, се отделя летлив токсичен арсенов оксид.

Тези свойства на водната молекула вече са ви известни. II) и разтвор на оцетна киселина. HNO2) - само един протон.

Всички основи са твърди тела, които имат различни цветове. 1. Действат на индикатори. Индикаторите променят цвета си в зависимост от взаимодействието с различни химикали. Когато взаимодействат с основи, те променят цвета си: индикаторът за метилово оранжево става жълт, лакмусовият индикатор става син, а фенолфталеинът става фуксия.

Охладете контейнерите, например като ги поставите в съд, пълен с лед. Три разтвора ще останат ясни, а четвъртият бързо ще стане мътен, ще започне да изпада бяла утайка. Това е мястото, където се намира бариевата сол. Оставете този контейнер настрана. Можете бързо да определите бариевия карбонат по друг начин. Това е сравнително лесно да се направи, всичко, от което се нуждаете, са порцеланови изпарителни чаши и спиртна лампа. Ако е литиева сол, цветът ще бъде яркочервен. Между другото, ако бариевата сол беше тествана по същия начин, цветът на пламъка трябваше да е зелен.

Електролитът е вещество, което в твърдо състояние е диелектрик, тоест не провежда електрически ток, но в разтворена или разтопена форма става проводник. Не забравяйте, че степента на дисоциация и съответно силата на електролита зависят от много фактори: естеството на самия електролит, разтворителя и температурата. Следователно самото това разделение е до известна степен условно. В крайна сметка едно и също вещество може при различни условия да бъде както силен електролит, така и слаб електролит.

Не настъпва хидролиза, не се образуват нови съединения, киселинността на средата не се променя. Как се променя киселинността на околната среда? Реакционните уравнения все още не могат да бъдат записани. Остава да обсъдим последователно 4 групи соли и за всяка от тях да дадем специфичен "сценарий" на хидролиза. В следващата част ще започнем със соли, образувани от слаба основа и силна киселина.

След като прочетете статията, ще можете да разделите веществата на соли, киселини и основи. H разтвор, какви са общите свойства на киселините и основите. Ако те означават определението за киселина на Люис, тогава в текста такава киселина се нарича киселина на Люис.

Колкото по-ниска е тази стойност, толкова по-силна е киселината. Силен или слаб - това е необходимо в справочника на д-р. гледайте, но трябва да знаете класиката. Силните киселини са киселини, които могат да изместят аниона на друга киселина от солта.

ЕЛЕКТРОЛИТИВещества, чиито разтвори или стопилки провеждат електричество.

НЕЕЛЕКТРОЛИТИВещества, чиито разтвори или стопилки не провеждат електричество.

Дисоциация- разлагане на съединенията на йони.

Степен на дисоциацияе съотношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони, към общия брой молекули в разтвора.

СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИкогато се разтварят във вода, те почти напълно се дисоциират на йони.

При записване на уравненията на дисоциация на силни електролити поставете знак за равенство.

Силните електролити включват:

Разтворими соли ( виж таблицата за разтворимост);

Много неорганични киселини: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Виж киселини-силни електролити в таблицата за разтворимост);

Основи на алкални (LiOH, NaOH, KOH) и алкалоземни (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) метали ( вижте силни електролитни бази в таблицата за разтворимост).

СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИвъв водни разтвори само частично (обратимо) се дисоциират на йони.

При записване на уравненията на дисоциация за слаби електролити се поставя знакът за обратимост.

Слабите електролити включват:

Почти всички органични киселини и вода (H 2 O);

Някои неорганични киселини: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Виж киселини-слаби електролити в таблицата за разтворимост);

Неразтворими метални хидроксиди (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( виж бази° Сслаби електролити в таблицата за разтворимост).

Степента на електролитна дисоциация се влияе от редица фактори:

естеството на разтворителя и електролит: силните електролити са вещества с йонни и ковалентни силно полярни връзки; добра йонизираща способност, т.е. способността да предизвикват дисоциация на вещества, имат разтворители с висока диелектрична константа, чиито молекули са полярни (например вода);

температура: тъй като дисоциацията е ендотермичен процес, повишаването на температурата увеличава стойността на α;

концентрация: при разреждане на разтвора степента на дисоциация се увеличава, а с увеличаване на концентрацията намалява;

етап от процеса на дисоциация: всеки следващ етап е по-малко ефективен от предишния, приблизително 1000–10 000 пъти; например за фосфорна киселина α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (първи етап, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (втори етап, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (трети етап, α 3).

Поради тази причина в разтвор на тази киселина концентрацията на водородни йони е най-висока, а концентрацията на PO3−4 фосфатни йони е най-ниска.

1. Разтворимостта и степента на дисоциация на веществото не са свързани помежду си. Например, слаб електролит е оцетната киселина, която е силно (неограничено) разтворима във вода.

2. Разтвор на слаб електролит съдържа по-малко от другите йони, които се образуват в последния етап на електролитната дисоциация

Степента на електролитната дисоциация също се влияе от добавяне на други електролити: например степен на дисоциация на мравчена киселина

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

намалява, ако към разтвора се добави малко натриев формиат. Тази сол се дисоциира, за да образува формиат йони HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

В резултат на това концентрацията на HCOO– йони в разтвора се увеличава и според принципа на Льо Шателие, увеличаването на концентрацията на формиатните йони измества равновесието на процеса на дисоциация на мравчена киселина наляво, т.е. степента на дисоциация намалява.

Закон за разреждане на Оствалд- съотношение, изразяващо зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:

Тук е константата на дисоциация на електролита, е концентрацията и са стойностите на еквивалентната електрическа проводимост при концентрация и при безкрайно разреждане, съответно. Съотношението е следствие от закона за масовото действие и равенството

където е степента на дисоциация.

Законът за разреждане на Оствалд е разработен от В. Оствалд през 1888 г. и потвърден от него експериментално. Експерименталното установяване на правилността на закона за разреждане на Оствалд беше от голямо значение за обосноваване на теорията на електролитната дисоциация.

Електролитна дисоциация на водата. Водороден индикатор pH Водата е слаб амфотерен електролит: H2O H+ + OH- или по-точно: 2H2O \u003d H3O + + OH- Константата на дисоциация на водата при 25 ° C е: може да се счита за постоянна и равна на 55,55 mol / l (плътност на водата 1000 g / l, маса 1 l 1000 g, количество водно вещество 1000 g: 18 g / mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol / l). Тогава тази стойност е постоянна при дадена температура (25 ° C), тя се нарича йонен продукт на водата KW: Дисоциацията на водата е ендотермичен процес, следователно, с повишаване на температурата, в съответствие с принципа на Le Chatelier, дисоциацията се увеличава, йонният продукт се увеличава и достига стойност от 10-13 при 100 ° C. В чиста вода при 25°C концентрациите на водородните и хидроксилните йони са равни една на друга: = = 10-7 mol/l Разтворите, в които концентрациите на водородните и хидроксилните йони са равни една на друга, се наричат неутрални. Ако към чиста вода се добави киселина, концентрацията на водородните йони ще се увеличи и ще стане повече от 10-7 mol / l, средата ще стане киселинна, докато концентрацията на хидроксилните йони ще се промени моментално, така че йонният продукт на водата да запази своята стойност 10-14. Същото нещо ще се случи, когато алкалите се добавят към чиста вода. Концентрациите на водородните и хидроксилните йони са свързани помежду си чрез йонния продукт, следователно, знаейки концентрацията на един от йоните, е лесно да се изчисли концентрацията на другия. Например, ако = 10-3 mol/l, тогава = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, или ако = 10-2 mol/l, тогава = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. По този начин концентрацията на водородни или хидроксилни йони може да служи като количествена характеристика на киселинността или алкалността на средата. На практика не се използват концентрациите на водородни или хидроксилни йони, а индикаторите за водородно рН или хидроксил рОН. Водородният индекс pH е равен на отрицателния десетичен логаритъм на концентрацията на водородните йони: pH = - lg Хидроксилният индекс pOH е равен на отрицателния десетичен логаритъм на концентрацията на хидроксилните йони: pOH = - lg Лесно е да се покаже чрез обявявайки йонния продукт на водата, че pH + pOH = 14 средата е неутрална, ако е по-малко от 7 - кисела, и колкото по-ниско е pH, толкова по-висока е концентрацията на водородните йони. pH по-голямо от 7 - алкална среда, колкото по-високо е pH, толкова по-висока е концентрацията на хидроксилни йони.