تفکیک جریان و ولتاژ آب. تفکیک آب

آب خالص، اگرچه ضعیف (در مقایسه با محلول های الکترولیت)، می تواند جریان الکتریکی را هدایت کند. این به دلیل توانایی یک مولکول آب برای تجزیه (تجزیه) به دو یون است که رسانای جریان الکتریکی در آب خالص هستند (تفکیک زیر به معنای تجزیه الکترولیتی - تجزیه به یون ها است):

شاخص هیدروژن (pH) مقداری است که فعالیت یا غلظت یون های هیدروژن را در محلول ها مشخص می کند. شاخص هیدروژن با pH نشان داده می شود. شاخص هیدروژن از نظر عددی برابر با لگاریتم اعشاری منفی فعالیت یا غلظت یون‌های هیدروژن است که بر حسب مول در لیتر بیان می‌شود: pH=-lg[H+] اگر [H+]>10-7 mol/l، [OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - محیط قلیایی؛ pH> 7. هیدرولیز نمک- این برهمکنش شیمیایی یون های نمک با یون های آب است که منجر به تشکیل یک الکترولیت ضعیف می شود. یک). هیدرولیز امکان پذیر نیست نمکی که از یک باز قوی و یک اسید قوی تشکیل شده باشد. KBr, NaCl, NaNO3) تحت هیدرولیز قرار نمی گیرد، زیرا در این حالت الکترولیت ضعیفی تشکیل نمی شود pH چنین محلول هایی = 7. واکنش محیط خنثی می ماند. 2). هیدرولیز در کاتیون (فقط کاتیون با آب واکنش می دهد). در نمکی که از یک باز ضعیف و یک اسید قوی تشکیل شده است

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

کاتیون تحت هیدرولیز قرار می گیرد:

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

در نتیجه هیدرولیز، یک الکترولیت ضعیف، یون H + و یون های دیگر تشکیل می شود. pH محلول< 7 (раствор приобретает кислую реакцию). 3). Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион). Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой

(KClO, K2SiO3, Na2CO3,CH3COONa)

توسط آنیون هیدرولیز می شود و در نتیجه یک الکترولیت ضعیف، یون هیدروکسید OH- و یون های دیگر تشکیل می شود.

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

pH چنین محلول هایی > 7 است (محلول یک واکنش قلیایی به دست می آورد). هیدرولیز مشترک (هم کاتیون و هم آنیون با آب واکنش می دهند). نمک از یک باز ضعیف و یک اسید ضعیف تشکیل شده است

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

هم کاتیون و هم آنیون را هیدرولیز می کند. در نتیجه، باز و اسید کم تفکیک تشکیل می شود. pH محلول چنین نمک هایی به قدرت نسبی اسید و باز بستگی دارد. معیار قدرت یک اسید و یک باز، ثابت تفکیک معرف مربوطه است. واکنش محیط این محلول ها می تواند خنثی، کمی اسیدی یا کمی قلیایی باشد:

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

هیدرولیز یک فرآیند برگشت پذیر است. اگر واکنش یک باز نامحلول و (یا) اسید فرار تولید کند، هیدرولیز برگشت ناپذیر انجام می شود.

آب خالص الکتریسیته را بسیار ضعیف هدایت می کند، اما همچنان دارای رسانایی الکتریکی قابل اندازه گیری است، که با تفکیک کوچک آب به یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید توضیح داده می شود:

رسانایی الکتریکی آب خالص می تواند برای محاسبه غلظت یون هیدروژن و یون هیدروکسید در آب استفاده شود. زمانی که برابر با mol/l باشد.

بیایید یک عبارت برای ثابت تفکیک آب بنویسیم:

بیایید این معادله را به صورت زیر بازنویسی کنیم:

از آنجایی که درجه تفکیک آب بسیار کم است، غلظت مولکول های تفکیک نشده در آب عملاً برابر با غلظت کل آب است، یعنی 55.55 مول در لیتر (1 لیتر حاوی 1000 گرم آب، یعنی مول). در محلول های آبی رقیق می توان غلظت زودا را یکسان در نظر گرفت. بنابراین با جایگزینی حاصلضرب در آخرین معادله با یک ثابت جدید، خواهیم داشت:

معادله به دست آمده نشان می دهد که برای آب و محلول های آبی رقیق در دمای ثابت حاصلضرب کنسانتره یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید مقدار ثابتی است این مقدار ثابت را محصول یونی آب می نامند. مقدار عددی آن را می توان به راحتی با جایگزینی غلظت یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید در آخرین معادله بدست آورد. در آب خالص در مول در لیتر. بنابراین برای دمای مشخص شده:

محلول هایی که غلظت یون های هیدروژن و هیدروکسید در آنها یکسان باشد محلول های خنثی نامیده می شوند. همانطور که قبلا ذکر شد، در محلول های خنثی، غلظت یون های هیدروژن و هیدروکسید هر دو برابر مول در لیتر است. در محلولهای اسیدی غلظت یونهای هیدروژن بیشتر و در محلولهای قلیایی غلظت یونهای هیدروکسید بیشتر است. اما واکنش محلول هر چه باشد، حاصلضرب غلظت یون های هیدروژن و یون هیدروکسید ثابت می ماند.

به عنوان مثال، اگر آنقدر اسید به آب خالص اضافه شود که غلظت یون هیدروژن به مول در لیتر برسد، غلظت یون هیدروکسید کاهش می یابد تا محصول برابر باقی بماند. بنابراین در این محلول غلظت یون هیدروکسید به صورت زیر خواهد بود:

برعکس، اگر قلیایی را به آب اضافه کنیم و در نتیجه غلظت یون های هیدروکسید را مثلاً به مول در لیتر افزایش دهیم، غلظت یون هیدروژن به صورت زیر خواهد بود:

این مثال ها نشان می دهد که اگر غلظت یون های هیدروژن در یک محلول آبی مشخص باشد، غلظت یون های هیدروکسید نیز مشخص می شود. بنابراین، هم درجه اسیدیته و هم درجه قلیایی بودن یک محلول را می توان از نظر کمی با غلظت یون های هیدروژن مشخص کرد:

اسیدیته یا قلیایی بودن یک محلول را می توان به روشی دیگر و راحت تر بیان کرد: به جای غلظت یون های هیدروژن، لگاریتم اعشاری آن با علامت مخالف نشان داده شده است. مقدار اخیر را شاخص هیدروژن می نامند و با:

به عنوان مثال، اگر mol/l، سپس ; اگر mol / l، سپس، و غیره از این روشن است که در یک محلول خنثی (mol / L) . در محلول های اسیدی و هر چه کمتر، محلول اسیدی تر است. برعکس، در محلول های قلیایی و هر چه بیشتر باشد، قلیاییت محلول بیشتر می شود.

این کتاب برای دانشجویان رشته های غیرشیمیایی مؤسسات آموزش عالی در نظر گرفته شده است. این می تواند به عنوان یک کتابچه راهنمای کاربر برای افرادی که به طور مستقل مبانی شیمی را مطالعه می کنند و برای دانش آموزان مدارس فنی شیمی و دبیرستان های متوسطه مفید باشد.

این کتاب درسی افسانه ای، به بسیاری از زبان های اروپا، آسیا، آفریقا ترجمه شده و با تیراژ کل بیش از 5 میلیون نسخه منتشر شده است.

هنگام ساخت فایل از سایت http://alnam.ru/book_chem.php استفاده شد

کتاب:

آب خالص الکتریسیته را بسیار ضعیف هدایت می کند، اما همچنان دارای رسانایی الکتریکی قابل اندازه گیری است، که با تفکیک کوچک آب به یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید توضیح داده می شود:

رسانایی الکتریکی آب خالص می تواند برای محاسبه غلظت یون هیدروژن و یون هیدروکسید در آب استفاده شود. در دمای 25 درجه سانتیگراد برابر با 10 -7 mol/l است.

بیایید یک عبارت برای ثابت تفکیک آب بنویسیم:

بیایید این معادله را به صورت زیر بازنویسی کنیم:

از آنجایی که درجه تفکیک آب بسیار کم است، غلظت مولکول های H 2 O تفکیک نشده در آب عملا برابر با غلظت کل آب است، یعنی 55.55 مول در لیتر (1 لیتر حاوی 1000 گرم آب است، یعنی 1000: 18.02 = 55.55 مول). در محلول های آبی رقیق می توان غلظت آب را یکسان در نظر گرفت. بنابراین، با جایگزینی حاصلضرب در آخرین معادله با یک ثابت جدید K H 2 O، خواهیم داشت:

معادله به دست آمده نشان می دهد که برای آب و محلول های آبی رقیق در دمای ثابت حاصلضرب کنسانتره یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید مقدار ثابتی است این مقدار ثابت را محصول یونی آب می نامند. مقدار عددی آن را می توان به راحتی با جایگزینی غلظت یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید در آخرین معادله بدست آورد. در آب خالص در دمای 25 درجه سانتیگراد ==1·10 -7 mol/l. بنابراین برای دمای مشخص شده:

محلول هایی که غلظت یون های هیدروژن و هیدروکسید در آنها یکسان باشد محلول های خنثی نامیده می شوند. در دمای 25 درجه سانتیگراد، همانطور که قبلاً ذکر شد، در محلول های خنثی، غلظت یون هیدروژن و یون هیدروکسید 10-7 mol/l است. در محلولهای اسیدی غلظت یونهای هیدروژن بیشتر و در محلولهای قلیایی غلظت یونهای هیدروکسید بیشتر است. اما واکنش محلول هر چه باشد، حاصلضرب غلظت یون های هیدروژن و یون هیدروکسید ثابت می ماند.

به عنوان مثال، اگر به مقدار کافی اسید به آب خالص اضافه شود تا غلظت یون هیدروژن به 3-10 مول در لیتر برسد، غلظت یون هیدروکسید کاهش می یابد به طوری که محصول برابر با 10-14 باقی می ماند. بنابراین در این محلول غلظت یون هیدروکسید به صورت زیر خواهد بود:

10 -14 / 10 -3 \u003d 10 -11 مول در لیتر

برعکس، اگر قلیایی را به آب اضافه کنید و در نتیجه غلظت یون های هیدروکسید را به عنوان مثال به 10-5 مول در لیتر افزایش دهید، غلظت یون های هیدروژن خواهد بود:

10 -14 / 10 -5 \u003d 10 -9 مول در لیتر

این مثال ها نشان می دهد که اگر غلظت یون های هیدروژن در یک محلول آبی مشخص باشد، غلظت یون های هیدروکسید نیز مشخص می شود. بنابراین، هم درجه اسیدیته و هم درجه قلیایی بودن یک محلول را می توان از نظر کمی با غلظت یون های هیدروژن مشخص کرد:

اسیدیته یا قلیایی بودن یک محلول را می توان به روشی دیگر و راحت تر بیان کرد: به جای غلظت یون های هیدروژن، لگاریتم اعشاری آن با علامت مخالف نشان داده شده است. مقدار اخیر را مقدار pH می نامند و با pH نشان داده می شود:

به عنوان مثال، اگر = 10 -5 mol/l، آنگاه pH = 5. اگر \u003d 10 -9 مول در لیتر، سپس pH = 9، و غیره. از این نظر مشخص است که در یک محلول خنثی (= 10 -7 mol / L) pH = 7. در محلول های PH اسیدی<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 و بیشتر، قلیاییت محلول بیشتر می شود.

روش های مختلفی برای اندازه گیری pH وجود دارد. به طور تقریبی می توان واکنش یک محلول را با استفاده از معرف های خاصی به نام اندیکاتور تعیین کرد که رنگ آن بسته به غلظت یون های هیدروژن تغییر می کند. رایج ترین شاخص ها متیل نارنجی، متیل قرمز، فنل فتالئین هستند. روی میز. 17 ویژگی برخی از شاخص ها آورده شده است.

برای بسیاری از فرآیندها، مقدار pH نقش مهمی ایفا می کند. بنابراین، PH خون انسان و حیوانات یک مقدار کاملاً ثابت دارد. گیاهان فقط زمانی می توانند به طور معمول رشد کنند که مقادیر pH محلول خاک در محدوده مشخصی از یک گونه گیاهی مشخص باشد. خواص آبهای طبیعی، به ویژه خورندگی آنها، به شدت به pH آنها بستگی دارد.

جدول 17. شاخص های کلیدی

آب خالص، اگرچه ضعیف (در مقایسه با محلول های الکترولیت)، می تواند جریان الکتریکی را هدایت کند. این به دلیل توانایی یک مولکول آب برای تجزیه (تجزیه) به دو یون است که رسانای جریان الکتریکی در آب خالص هستند (تفکیک زیر به معنای تفکیک الکترولیتی - فروپاشی به یون است): H 2 O ↔ H + + OH -

تقریباً 556000000 مولکول آب تفکیک نشده تنها 1 مولکول را تفکیک می کنند، اما این 60000000000 مولکول تفکیک شده در 1 میلی متر مکعب است. تفکیک برگشت پذیر است، یعنی یون های H + و OH - دوباره می توانند یک مولکول آب تشکیل دهند. در نتیجه، یک تعادل دینامیکی رخ می دهد که در آن تعداد مولکول های پوسیده برابر با تعداد تشکیل شده از یون های H + و OH - است. به عبارت دیگر، سرعت هر دو فرآیند برابر خواهد بود. برای مورد ما، معادله سرعت یک واکنش شیمیایی را می توان به صورت زیر نوشت:

υ 1 = κ 1 (برای تفکیک آب)

υ 2 \u003d κ 2 (برای فرآیند معکوس)

که در آن υ سرعت واکنش است. κ - ثابت سرعت واکنش (بسته به ماهیت واکنش دهنده ها و دما). ، و - غلظت (mol/l).

در حالت تعادل υ 1 = υ 2، بنابراین: κ 1 = κ 2

از آنجایی که در یک دمای معین، مقادیر استفاده شده در محاسبه محصول یونی آب (K, ) ثابت است، مقدار محصول یونی آب نیز ثابت است. و از آنجایی که از تفکیک یک مولکول آب به همان تعداد یون و یون تولید می شود، معلوم می شود که برای آب خالص غلظت و برابر با 7-10 مول در لیتر خواهد بود. از ثابت بودن محصول یونی آب، نتیجه می شود که اگر تعداد یون های H + بزرگتر شود، تعداد یون های HO - کوچکتر می شود. به عنوان مثال، اگر یک اسید قوی HCl به آب خالص اضافه شود، به عنوان یک الکترولیت قوی، همه به H + و Cl - تجزیه می شود، در نتیجه غلظت یون های H + به شدت افزایش می یابد و این منجر به افزایش سرعت فرآیند تفکیک مخالف، زیرا به غلظت یون های H + و OH - بستگی دارد: υ2 = κ2

در طی فرآیند تسریع تفکیک مخالف، غلظت یون های HO به مقداری مطابق با تعادل جدید کاهش می یابد، که در آن تعداد آنها به قدری کم خواهد بود که سرعت تجزیه آب و روند معکوس دوباره برابر می شود. . اگر غلظت محلول هیدروکلراید حاصل 0.1 mol/l باشد، غلظت تعادلی برابر خواهد بود: = 10-14 / 0.1 = 10-13 mol/l.

محصول یونی آب' حاصل غلظت یون های هیدروژن H + و یون های هیدروکسیل OH - در آب یا در محلول های آبی، ثابت اتوپروتولیز آب است.

آب، اگرچه یک الکترولیت ضعیف است، اما به میزان کمی تجزیه می شود:

تعادل این واکنش به شدت به سمت چپ منتقل می شود. ثابت تفکیک آب را می توان با فرمول محاسبه کرد:

· - غلظت یونهای هیدروکسونیوم (پروتون)؛

- غلظت یون های هیدروکسید؛

- غلظت آب (به شکل مولکولی) در آب؛

غلظت آب در آب با توجه به درجه تفکیک پایین آن، عملاً ثابت است و (1000 گرم در لیتر)/(18 گرم در مول) = 56/55 مول در لیتر است.

در دمای 25 درجه سانتیگراد، ثابت تفکیک آب 1.8 10-16 مول در لیتر است. معادله (1) را می توان به صورت زیر بازنویسی کرد:

ثابت K در برابر حاصلضرب غلظت پروتون ها و یون های هیدروکسید، محصول یونی آب نامیده می شود.. نه تنها برای آب خالص، بلکه برای محلول های آبی رقیق مواد نیز ثابت است. با افزایش دما، تفکیک آب افزایش می یابد، بنابراین Kv نیز افزایش می یابد، با کاهش دما، برعکس. اهمیت عملی محصول یونی آب بسیار زیاد است، زیرا اجازه می دهد تا با اسیدیته (قلیایی) شناخته شده هر محلولی (یعنی در غلظت مشخص یا ) به ترتیب غلظت یا . اگرچه در بیشتر موارد، برای راحتی ارائه، از مقادیر مطلق غلظت استفاده نمی کنند، بلکه از لگاریتم اعشاری آنها با علامت مخالف - به ترتیب، شاخص هیدروژن (pH) و شاخص هیدروکسیل (pOH) استفاده می کنند.

از آنجایی که K in یک ثابت است، هنگامی که یک اسید (یون H +) به محلول اضافه می شود، غلظت یون های هیدروکسید OH - کاهش می یابد و بالعکس. در یک محیط خنثی = = مول / لیتر. در غلظت> 10-7 mol/l (به ترتیب، غلظت< 10 −7 моль/л) среда будет ترش; در غلظت> 10-7 mol/l (به ترتیب، غلظت< 10 −7 моль/л) - قلیایی.

27. محلول های بافر: ترکیب، خواص، مکانیسم اثر آنها. ظرفیت بافر

محلول های بافرراه حل های حاوی سیستم های بافر هستند. سیستم های بافر مخلوط هایی نامیده می شوند که حاوی نسبت کمی اسیدهای ضعیف و نمک های آنها با بازهای قوی یا بازهای ضعیف و نمک های آنها با اسیدهای قوی هستند. چنین محلول هایی هنگامی که با یک حلال خنثی (آب) رقیق می شوند و مقدار معینی اسید یا باز قوی به آنها اضافه می شود، غلظت پایداری از یون های H+ دارند.

محلول های بافر در آب های اقیانوس ها، محلول های خاک و موجودات زنده یافت می شوند. این سیستم ها عملکردهای تنظیم کننده هایی را انجام می دهند که از واکنش فعال محیط در مقدار معینی که برای جریان موفقیت آمیز واکنش های متابولیک لازم است پشتیبانی می کنند. محلول های بافر به اسیدی و بازی طبقه بندی می شوند. نمونه ای از اولی می تواند یک سیستم بافر استات باشد، دومی - آمونیوم. محلول های بافر طبیعی و مصنوعی وجود دارد. محلول بافر طبیعی خون حاوی بی کربنات، فسفات، پروتئین، هموگلوبین و سیستم های بافر اسیدی است. بافر مصنوعی ممکن است یک بافر استات متشکل از CH3COOH باشد.

ما ویژگی های ترکیب داخلی و مکانیسم عملکرد سیستم های بافر را با استفاده از مثالی از یک سیستم بافر استات در نظر خواهیم گرفت: اسید استات / استات سدیم. در محیط آبی، اجزای سیستم بافر تحت تفکیک الکترولیتی قرار می گیرند. استات سدیم به عنوان نمک یک اسید ضعیف و یک باز قوی به طور کامل به یون تجزیه می شود. وجود آنیون ها در چنین مخلوط بافری به غلظت نمک موجود در آن و درجه تفکیک آن بستگی دارد. غلظت یون های H+ در سیستم بافر با غلظت اسید موجود در آن نسبت مستقیم و با محتوای نمک این اسید در آن نسبت معکوس دارد.

بنابراین غلظت یون های H+ در بافر اصلی با غلظت نمک موجود در آن نسبت مستقیم و با غلظت باز نسبت معکوس دارد.

برای مثال، تهیه بافر استات با چندین مقدار pH ضروری است. ابتدا محلول های 5M اسید استیک و استات سدیم تهیه کنید. برای تهیه محلول اول، 50 میلی لیتر از هر یک از اجزاء مصرف کنید. با هدایت فرمول، غلظت یون های H+ را در محلول به دست آمده تعیین کنید.

برای محلول بافر بعدی، 80 میلی لیتر از محلول اسید و 20 میلی لیتر از محلول نمکی که قبلاً آماده شده بود، بگیرید. تعدادی دستور العمل برای محلول های بافر مختلف وجود دارد که در تجزیه و تحلیل شیمیایی و عمل آزمایشگاهی استفاده می شود.

محلول های بافر خواص خاصی دارند. اینها، اول از همه، شامل بافر هستند - توانایی حفظ غلظت ثابت یونهای H + هنگامی که مقدار معینی از اسید قوی یا باز قوی به محلول بافر اضافه می شود. به عنوان مثال، اگر مقدار کمی اسید پرکلریک به بافر استات اضافه شود، pH به سمت اسید تغییر نخواهد کرد، زیرا اسید پرکلریک با نمک یک اسید ضعیف وارد واکنش تجزیه تبادلی می شود. در نتیجه واکنش، یک اسید قوی که قادر است PH را به سمت اسید منتقل کند، با یک اسید ضعیف و یک نمک خنثی جایگزین می شود. درجه تفکیک محلول الکترولیت ضعیف با افزایش غلظت آن کاهش می یابد، به سمت صفر میل می کند و تغییر pH رخ نمی دهد.

مخزن بافر محلول(از انگلیسی. بافر- ضربه گیر گاومیش- شوک های نرم) - این مقدار اسید یا باز مورد نیاز برای تغییر pH محلول بافر دقیقاً 1 است.

مخلوط بافر، محلول بافر، سیستم بافر- ترکیبی از مواد، سیستمی که pH ثابتی را حفظ می کند.

آب خالص رسانای ضعیفی برای جریان الکتریکی است، اما همچنان دارای رسانایی الکتریکی قابل اندازه گیری است که با تفکیک جزئی مولکول های H 2 O به یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید توضیح داده می شود:

H 2 O H + + OH -

با مقدار رسانایی الکتریکی آب خالص، می توانید غلظت یون های H + و OH را در آن محاسبه کنید. در دمای 25 درجه سانتیگراد برابر با 7-10 مول در لیتر است.

ثابت تفکیک H 2 O به صورت زیر محاسبه می شود:

بیایید این معادله را دوباره بنویسیم:

لازم به تاکید است که این فرمول حاوی غلظت های تعادلی مولکول های H 2 O، یون های H + و OH - است که در لحظه تعادل در واکنش تفکیک H 2 O ایجاد شد.

اما، از آنجایی که درجه تفکیک H 2 O بسیار کوچک است، می توانیم فرض کنیم که غلظت مولکول های H 2 O تفکیک نشده در لحظه تعادل عملاً برابر با کل غلظت اولیه آب است، یعنی. 55.56 mol / dm 3 (1 dm 3 H 2 O حاوی 1000 گرم H 2 O یا 1000: 18 ≈ 55.56 (مول) است. در محلول های آبی رقیق می توان فرض کرد که غلظت H 2 O یکسان خواهد بود. در رابطه (42) حاصلضرب دو ثابت را با یک ثابت جدید (یا KW )، خواهد داشت:

معادله به دست آمده نشان می دهد که برای آب و محلول های آبی رقیق در دمای ثابت، حاصل ضرب غلظت مولی یون های هیدروژن و یون های هیدروکسید یک مقدار ثابت است. متفاوت نامیده می شود محصول یونی آب .

در آب خالص با دمای 25 درجه سانتیگراد.
بنابراین برای دمای مشخص شده:

با افزایش دما، مقدار آن افزایش می یابد. در 100 درجه سانتیگراد به 5.5 ∙ 10 -13 می رسد (شکل 34).

برنج. 34. وابستگی ثابت تفکیک آب K w
از دمای t (°C)

محلول هایی که غلظت یون های H + و OH در آنها یکسان است نامیده می شوند محلول های خنثی. V ترشمحلول ها حاوی یون های هیدروژن بیشتری هستند و قلیایی- یون های هیدروکسیداما واکنش محیط در محلول هر چه باشد، حاصلضرب غلظت مولی یون های H + و OH ثابت می ماند.

به عنوان مثال، اگر مقدار معینی اسید به H 2 O خالص اضافه شود و غلظت یون H + به 10-4 mol / dm 3 افزایش یابد، غلظت یون های OH - به ترتیب کاهش می یابد به طوری که محصول برابر 10 -14 باقی می ماند. بنابراین، در این محلول، غلظت یون های هیدروکسید برابر با 10 -14 خواهد بود: 10 -4 \u003d 10 -10 mol / dm 3. این مثال نشان می دهد که اگر غلظت یون های هیدروژن در یک محلول آبی مشخص باشد، غلظت یون های هیدروکسید نیز مشخص می شود. بنابراین، واکنش یک محلول را می توان از نظر کمی با غلظت یون های H + مشخص کرد:

محلول خنثی ®

محلول ترش ®

محلول قلیایی ®

در عمل، برای مشخص کردن کمی اسیدیته یا قلیایی بودن یک محلول، از غلظت مولی یون های H + در آن استفاده نمی شود، بلکه از لگاریتم اعشاری منفی آن استفاده می شود. این مقدار نامیده می شود نشانگر pH و با نشان داده می شود pH :

pH = –lg

به عنوان مثال، اگر، پس pH = 2; اگر، پس pH = 10. در محلول خنثی، pH = 7. در محلول های اسیدی، pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (و هر چه بیشتر، محلول "قلیایی" تر باشد، یعنی غلظت یون های H + در آن کمتر باشد).

روش های مختلفی برای اندازه گیری pH محلول وجود دارد. ارزیابی تقریباً واکنش یک محلول با استفاده از معرف های ویژه ای به نام بسیار راحت است شاخص های اسید و باز . رنگ این مواد در محلول بسته به غلظت یون های H + در آن تغییر می کند. ویژگی های برخی از رایج ترین شاخص ها در جدول 12 ارائه شده است.

جدول 12مهمترین شاخص های اسید-باز