Željezo jako ili slabo. Kiseline i baze

Prije rasprave o kemijskim svojstvima baza i amfoternih hidroksida, jasno definirajmo što je to?

1) Baze ili bazični hidroksidi uključuju metalne hidrokside u oksidacijskom stanju +1 ili +2, t.j. čije su formule napisane ili kao MeOH ili kao Me(OH) 2 . Međutim, postoje iznimke. Dakle, hidroksidi Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 ne pripadaju bazama.

2) Amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside metala u oksidacijskom stanju +3, +4 i, kao iznimke, hidrokside Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Metalni hidroksidi u oksidacijskom stanju +4 ne nalaze se u USE zadacima, stoga se neće razmatrati.

Kemijska svojstva baza

Sve baze su podijeljene na:

Podsjetimo da berilij i magnezij nisu zemnoalkalijski metali.

Osim što su topive u vodi, lužine vrlo dobro disociraju i u vodenim otopinama, dok netopljive baze imaju nizak stupanj disocijacije.

Ova razlika u topljivosti i sposobnosti disociacije između lužina i netopivih hidroksida dovodi, zauzvrat, do zamjetnih razlika u njihovim kemijskim svojstvima. Dakle, posebno su lužine kemijski aktivniji spojevi i često su sposobne ući u one reakcije u koje ne ulaze netopljive baze.

Reakcija baza s kiselinama

Alkalije reagiraju s apsolutno svim kiselinama, čak i vrlo slabim i netopivim. Na primjer:

Netopljive baze reagiraju s gotovo svim topivim kiselinama, ne reagiraju s netopivom silicijskom kiselinom:

Treba napomenuti da i jake i slabe baze s općom formulom oblika Me (OH) 2 mogu tvoriti bazične soli s nedostatkom kiseline, na primjer:

Interakcija s kiselim oksidima

Alkalije reagiraju sa svim kiselim oksidima i tvore soli i često vodu:

Netopljive baze mogu reagirati sa svim višim kiselinskim oksidima koji odgovaraju stabilnim kiselinama, na primjer, P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, s stvaranjem srednjih soli:

Netopljive baze oblika Me (OH) 2 reagiraju u prisutnosti vode s ugljičnim dioksidom isključivo s stvaranjem bazičnih soli. Na primjer:

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

Sa silicijevim dioksidom, zbog svoje iznimne inertnosti, reagiraju samo najjače baze, lužine. U tom slučaju nastaju normalne soli. Reakcija se ne odvija s netopivim bazama. Na primjer:

Interakcija baza s amfoternim oksidima i hidroksidima

Sve lužine reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima. Ako se reakcija provodi spajanjem amfoternog oksida ili hidroksida s čvrstom lužinom, takva reakcija dovodi do stvaranja soli bez vodika:

Ako se koriste vodene otopine lužina, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

U slučaju aluminija, pod djelovanjem viška koncentrirane lužine, umjesto Na soli nastaje Na 3 sol:

Interakcija baza sa solima

Bilo koja baza reagira s bilo kojom soli samo ako su istovremeno ispunjena dva uvjeta:

1) topljivost polaznih spojeva;

2) prisutnost taloga ili plina među produktima reakcije

Na primjer:

Toplinska stabilnost baza

Sve lužine, osim Ca(OH) 2, otporne su na toplinu i tope se bez raspadanja.

Sve netopive baze, kao i slabo topljivi Ca (OH) 2, zagrijavanjem se raspadaju. Najviša temperatura razgradnje za kalcijev hidroksid je oko 1000 o C:

Netopljivi hidroksidi imaju mnogo niže temperature raspadanja. Tako se, na primjer, bakrov (II) hidroksid raspada već na temperaturama iznad 70 o C:

Kemijska svojstva amfoternih hidroksida

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselinama

Amfoterni hidroksidi reagiraju s jakim kiselinama:

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacijskom stanju, t.j. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselinama kao što su H 2 S, H 2 SO 3 i H 2 CO 3 zbog činjenice da soli koje bi mogle nastati kao rezultat takvih reakcija podliježu ireverzibilnoj hidrolizi u izvorni amfoterni hidroksid i odgovarajuća kiselina:

Interakcija amfoternih hidroksida s kiselim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju s višim oksidima, koji odgovaraju stabilnim kiselinama (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfoterni metalni hidroksidi u +3 oksidacijskom stanju, t.j. tipa Me (OH) 3, ne reagiraju s kiselim oksidima SO 2 i CO 2.

Interakcija amfoternih hidroksida s bazama

Od baza, amfoterni hidroksidi reagiraju samo s lužinama. U tom slučaju, ako se koristi vodena otopina lužine, tada nastaju hidroksi kompleksne soli:

A kada se amfoterni hidroksidi spoje s čvrstim lužinama, dobivaju se njihovi bezvodni analozi:

Interakcija amfoternih hidroksida s bazičnim oksidima

Amfoterni hidroksidi reagiraju kada se stapaju s oksidima alkalijskih i zemnoalkalijskih metala:

Termička razgradnja amfoternih hidroksida

Svi amfoterni hidroksidi su netopivi u vodi i, kao i svi netopivi hidroksidi, raspadaju se zagrijavanjem do odgovarajućeg oksida i vode.

Definirali smo hidroliza sjetio se nekih činjenica o soli. Sada ćemo raspravljati o jakim i slabim kiselinama i otkriti da "scenarij" hidrolize ovisi upravo o tome koja je kiselina i koja baza formirala tu sol.

← Hidroliza soli. dio I

Jaki i slabi elektroliti

Dopustite mi da vas podsjetim da se sve kiseline i baze mogu uvjetno podijeliti na jaka I slab. Jake kiseline (i općenito jaki elektroliti) gotovo potpuno disociraju u vodenoj otopini. Slabi elektroliti se u maloj mjeri razlažu na ione.

Jake kiseline uključuju:

H 2 SO 4 (sumporna kiselina),
HClO 4 (perklorna kiselina),
HClO 3 (klorična kiselina),
HNO 3 (dušična kiselina),
HCl (klorovodična kiselina),
HBr (bromovodična kiselina),
HI (jodovodična kiselina).

Slijedi popis slabih kiselina:

H 2 SO 3 (sumporna kiselina),
H 2 CO 3 (ugljena kiselina),
H 2 SiO 3 (silicijeva kiselina),
H 3 PO 3 (fosforna kiselina),
H 3 PO 4 (ortofosforna kiselina),
HClO 2 (klorovita kiselina),
HClO (hipoklornata kiselina),
HNO 2 (dušikova kiselina),
HF (fluorovodična kiselina),
H 2 S (sulfurna kiselina),
većina organskih kiselina, npr. octena (CH 3 COOH).

Naravno, nemoguće je nabrojati sve kiseline koje postoje u prirodi. Navedene su samo one "najpopularnije". Također treba shvatiti da je podjela kiselina na jake i slabe prilično proizvoljna.

Stvari su puno jednostavnije s jakim i slabim bazama. Možete koristiti tablicu topljivosti. Sve jake baze su topljiv u baznoj vodi, osim NH4OH. Te tvari se nazivaju lužine (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 itd.)

Slabe baze su:

svi hidroksidi netopivi u vodi (npr. Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 itd.),
NH4OH (amonijev hidroksid).

Hidroliza soli. općenite činjenice

Onima koji čitaju ovaj članak može se činiti da smo već zaboravili na glavnu temu razgovora i otišli negdje sa strane. Ovo nije istina! Naš razgovor o kiselinama i bazama, o jakim i slabim elektrolitima izravno je vezan uz hidrolizu soli. Sada ćete se u to uvjeriti.

Dakle, dopustite mi da vam dam osnovne činjenice:

Ne podliježu hidrolizi sve soli. postojati hidrolitički stabilan spojeva kao što je natrijev klorid.
Hidroliza soli može biti potpuna (nepovratna) i djelomična (reverzibilna).
Tijekom reakcije hidrolize nastaje kiselina ili baza, mijenja se kiselost medija.
Određuje se temeljna mogućnost hidrolize, smjer odgovarajuće reakcije, njezina reverzibilnost ili nepovratnost snaga kiseline I snagom temelja koji tvore ovu sol.
Ovisno o jačini odgovarajuće kiseline i odn. baze, sve soli se mogu podijeliti na 4 grupe. Svaka od ovih skupina ima svoj "scenarij" hidrolize.

Primjer 4. Sol NaNO 3 tvore jaka kiselina (HNO 3) i jaka baza (NaOH). Ne dolazi do hidrolize, ne nastaju novi spojevi, kiselost medija se ne mijenja.

Primjer 5. Sol NiSO 4 tvore jaka kiselina (H 2 SO 4) i slaba baza (Ni (OH) 2). Na kationu dolazi do hidrolize, tijekom reakcije nastaju kiselina i bazična sol.

Primjer 6. Kalijev karbonat nastaje iz slabe kiseline (H 2 CO 3) i jake baze (KOH). Anionska hidroliza, stvaranje alkalne i kisele soli. Alkalna otopina.

Primjer 7. Aluminijev sulfid tvore slaba kiselina (H 2 S) i slaba baza (Al (OH) 3). Hidroliza se događa i na kationu i na anionu. nepovratna reakcija. Tijekom procesa nastaju H 2 S i aluminij hidroksid. Kiselost okoliša se neznatno mijenja.

Isprobajte sami:

Vježba 2. Koje vrste su sljedeće soli: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Podliježu li te soli hidrolizu? Kation ili anion? Što nastaje tijekom reakcije? Kako se mijenja kiselost okoliša? Jednadžbe reakcije se još ne mogu zapisati.

Ostaje nam da uzastopno raspravimo 4 skupine soli i damo za svaku od njih specifičan "scenarij" hidrolize. U sljedećem dijelu krenut ćemo s solima koje nastaju od slabe baze i jake kiseline.

Da bismo razumjeli kako se hidroliza soli odvija u njihovim vodenim otopinama, prvo ćemo dati definiciju ovog procesa.

Definicija i značajke hidrolize

Ovaj proces uključuje kemijsko djelovanje iona vode s ionima soli, kao rezultat toga nastaje slaba baza (ili kiselina), a mijenja se i reakcija medija. Bilo koja sol može se predstaviti kao produkt kemijske reakcije baze i kiseline. Ovisno o njihovoj snazi, postoji nekoliko opcija za tijek procesa.

Vrste hidrolize

U kemiji se razmatraju tri vrste reakcija između kationa soli i vode. Svaki proces se provodi s promjenom pH medija, pa se za određivanje pH vrijednosti očekuje korištenje različitih vrsta indikatora. Na primjer, ljubičasti lakmus se koristi za kiselu reakciju, fenolftalein je prikladan za alkalnu reakciju. Analizirajmo detaljnije značajke svake varijante hidrolize. Iz tablice topljivosti mogu se odrediti jake i slabe baze, a iz tablice jačina kiselina.

Hidroliza kationom

Kao primjer takve soli, razmotrite željezni klorid (2). Željezov(2) hidroksid je slaba baza, dok je klorovodična kiselina jaka baza. U procesu interakcije s vodom (hidroliza) dolazi do stvaranja bazične soli (željezo hidroksoklorid 2), a također nastaje klorovodična kiselina. U otopini se pojavljuje kiseli okoliš, može se odrediti pomoću plavog lakmusa (pH manji od 7). U ovom slučaju, sama hidroliza teče kroz kation, budući da se koristi slaba baza.

Navedimo još jedan primjer hidrolize za opisani slučaj. Uzmite u obzir sol magnezijevog klorida. Magnezijev hidroksid je slaba baza, dok je klorovodična kiselina jaka baza. U procesu interakcije s molekulama vode, magnezijev klorid prelazi u bazičnu sol (hidroksoklorid). Magnezijev hidroksid, čija je opća formula M(OH) 2, slabo je topiv u vodi, ali jaka klorovodična kiselina čini otopinu kiselom.

Anionska hidroliza

Sljedeća varijanta hidrolize tipična je za sol, koju tvore jaka baza (alkalija) i slaba kiselina. Kao primjer za ovaj slučaj, razmotrite natrijev karbonat.

Ova sol sadrži jaku natrijevu bazu i slabu ugljičnu kiselinu. Interakcija s molekulama vode nastavlja se stvaranjem kisele soli - natrijevog bikarbonata, odnosno hidroliza se događa duž aniona. Osim toga, nastaje otopina koja otopini daje alkalni okoliš.

Navedimo još jedan primjer za ovaj slučaj. Kalijev sulfit je sol koju tvori jaka baza - kaustični kalij, kao i slaba.U procesu interakcije s vodom (tijekom hidrolize) nastaju kalijev hidrosulfit (kisela sol) i kalijev hidroksid (alkalij). Okolina u otopini bit će alkalna, što se može potvrditi fenolftaleinom.

Potpuna hidroliza

Sol slabe kiseline i slabe baze prolazi kroz potpunu hidrolizu. Pokušajmo saznati koja je njegova osobitost i koji će proizvodi nastati kao rezultat ove kemijske reakcije.

Analizirajmo hidrolizu slabe baze i slabe kiseline na primjeru aluminijevog sulfida. Ovu sol tvori aluminijev hidroksid, koji je slaba baza, kao i slaba sumporovodična kiselina. Kod interakcije s vodom uočava se potpuna hidroliza, zbog čega nastaje plinoviti sumporovodik, kao i aluminijev hidroksid u obliku taloga. Takva se interakcija događa i u kationu i u anionu; stoga se ova opcija hidrolize smatra završenom.

Kao primjer interakcije ove vrste soli s vodom može se navesti i magnezijev sulfid. Ova sol sadrži magnezijev hidroksid, njena formula je Mg (OH) 2. Slaba je baza, netopiva u vodi. Osim toga, unutar magnezijevog sulfida nalazi se hidrosulfidna kiselina, koja je slaba. Pri interakciji s vodom dolazi do potpune hidrolize (prema kationu i anionu), uslijed čega nastaje magnezijev hidroksid u obliku taloga, a također se oslobađa sumporovodik u obliku plina.

Ako uzmemo u obzir hidrolizu soli, koju tvore jaka kiselina i jaka baza, treba napomenuti da se ona ne odvija. Medij u otopinama soli kao što je kalijev klorid ostaje neutralan.

Zaključak

Jake i slabe baze, kiseline koje tvore soli, utječu na rezultat hidrolize, reakciju medija u nastaloj otopini. Slični procesi su rašireni u prirodi.

Hidroliza je od posebne važnosti u kemijskoj transformaciji zemljine kore. Sadrži metalne sulfide, koji su slabo topljivi u vodi. Kako dolazi do njihove hidrolize, nastaje sumporovodik, njegovo oslobađanje u procesu vulkanske aktivnosti na površinu zemlje.

Silikatne stijene, kada se pretvore u hidrokside, uzrokuju postupno uništavanje stijena. Na primjer, mineral kao što je malahit je proizvod hidrolize bakrenih karbonata.

U oceanima se također događa intenzivan proces hidrolize. i kalcij, koji se prenose vodom, imaju blago alkalno okruženje. U takvim uvjetima proces fotosinteze u morskim biljkama teče dobro, a morski se organizmi intenzivnije razvijaju.

Ulje sadrži nečistoće vode i soli kalcija i magnezija. U procesu grijanja ulja stupaju u interakciju s vodenom parom. Tijekom hidrolize nastaje klorovodik čija interakcija s metalom uzrokuje uništenje opreme.

Hidroliza soli" - Formirati ideju o kemiji kao proizvodnoj snazi društva. Octena kiselina CH3COOH je najstarija od organskih kiselina. U kiselinama - karboksilne skupine, Ali sve kiseline ovdje su slabe.

Sve kiseline, njihova svojstva i baze dijele se na jake i slabe. Na primjer, ne možete napraviti koncentriranu otopinu slabe kiseline ili razrijeđenu otopinu jake baze. Naša voda u ovom slučaju igra ulogu baze, jer prima proton iz klorovodične kiseline. Kiseline koje se potpuno disociraju u vodenim otopinama nazivaju se jakim kiselinama.

Za okside hidratizirane neograničenim brojem molekula vode, na primjer, Tl2O3 n H2O, neprihvatljivo je pisati formule poput Tl(OH)3. Nazivanje takvih spojeva hidroksidima također se ne preporučuje.

Za baze se može kvantificirati njihova snaga, odnosno sposobnost odvajanja protona od kiseline. Sve baze su čvrste tvari različitih boja. Pažnja! Alkalije su vrlo kaustične tvari. Ako dođe u dodir s kožom, alkalne otopine uzrokuju teške opekline koje dugo zacjeljuju, ako dođu u oči, mogu uzrokovati sljepoću. Prilikom prženja minerala kobalta koji sadrže arsen, oslobađa se hlapljivi otrovni arsenov oksid.

Ova svojstva molekule vode su vam već poznata. II) i otopina octene kiseline. HNO2) - samo jedan proton.

Sve baze su čvrste tvari različitih boja. 1. Djeluju na indikatore. Indikatori mijenjaju boju ovisno o interakciji s različitim kemikalijama. U interakciji s bazama mijenjaju svoju boju: indikator metilnarančaste boje postaje žut, lakmusov indikator postaje plav, a fenolftalein postaje fuksija.

Ohladite posude, na primjer tako da ih stavite u posudu napunjenu ledom. Tri otopine će ostati bistre, a četvrta će se brzo zamutiti, počet će ispadati bijeli talog. Ovdje se nalazi barijeva sol. Ostavite ovu posudu sa strane. Barijev karbonat možete brzo odrediti na drugi način. Ovo je prilično jednostavno za napraviti, sve što trebate su porculanske šalice za isparavanje i špiritus lampa. Ako je litijeva sol, boja će biti svijetlocrvena. Usput, ako bi se barijeva sol testirala na isti način, boja plamena bi trebala biti zelena.

Elektrolit je tvar koja je u čvrstom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali u otopljenom ili rastaljenom obliku postaje vodič. Zapamtite da stupanj disocijacije i, sukladno tome, snaga elektrolita ovise o mnogim čimbenicima: prirodi samog elektrolita, otapalu i temperaturi. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri uvjetna. Uostalom, ista tvar može, pod različitim uvjetima, biti i jak elektrolit i slab.

Ne dolazi do hidrolize, ne nastaju novi spojevi, kiselost medija se ne mijenja. Kako se mijenja kiselost okoliša? Jednadžbe reakcije se još ne mogu zapisati. Ostaje nam uzastopno raspravljati o 4 skupine soli i za svaku od njih dati specifičan "scenarij" hidrolize. U sljedećem dijelu krenut ćemo s solima koje nastaju od slabe baze i jake kiseline.

Nakon čitanja članka, moći ćete razdvojiti tvari na soli, kiseline i baze. H otopina, koja su opća svojstva kiselina i baza. Ako misle na definiciju Lewisove kiseline, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina.

Što je ta vrijednost niža, to je kiselina jača. Jaka ili slaba - to je potrebno u priručniku dr. sc. gledajte, ali morate znati klasiku. Jake kiseline su kiseline koje mogu istisnuti anion druge kiseline iz soli.

ELEKTROLITI Tvari čije otopine ili taline provode električnu struju.

NEELEKTROLITI Tvari čije otopine ili taline ne provode električnu struju.

Disocijacija- razlaganje spojeva na ione.

Stupanj disocijacije je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula u otopini.

JAKI ELEKTROLITI kada se otapaju u vodi, gotovo potpuno se disociraju u ione.

Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije jakih elektrolita stavite znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

Topljive soli ( vidi tablicu topivosti);

Mnoge anorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Izgled kiseline-jaki elektroliti u tablici topljivosti);

Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalijskih (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metala ( vidjeti jake baze elektrolita u tablici topljivosti).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim otopinama samo djelomično (reverzibilno) disociraju na ione.

Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite stavlja se predznak reverzibilnosti.

Slabi elektroliti uključuju:

Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

Neke anorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Izgled kiseline-slabi elektroliti u tablici topljivosti);

Netopljivi metalni hidroksidi (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vidi bazecslabi elektroliti u tablici topljivosti).

Na stupanj elektrolitičke disocijacije utječu brojni čimbenici:

priroda otapala i elektrolit: jaki elektroliti su tvari s ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra ionizirajuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari, imaju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čije su molekule polarne (na primjer, voda);

temperatura: budući da je disocijacija endotermni proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kad se otopina razrijedi, stupanj disocijacije raste, a s povećanjem koncentracije opada;

faza procesa disocijacije: svaka sljedeća faza je manje učinkovita od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄N++H2PO−4 (prva faza, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (druga faza, α 2),

NPO2−4⇄N++PO3−4 (treći stupanj, α 3).

Zbog toga je u otopini te kiseline koncentracija vodikovih iona najveća, a koncentracija fosfatnih iona PO3−4 najmanja.

1. Topljivost i stupanj disocijacije tvari nisu međusobno povezani. Na primjer, slab elektrolit je octena kiselina, koja je vrlo (neograničeno) topiva u vodi.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih iona koji nastaju u posljednjoj fazi elektrolitičke disocijacije

Na stupanj elektrolitičke disocijacije također utječe dodatak drugih elektrolita: npr. stupanj disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

smanjuje se ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol se disocira da tvori formatne ione HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Kao rezultat, koncentracija HCOO– iona u otopini raste, a prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije formatnih iona pomiče ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, t.j. stupanj disocijacije se smanjuje.

Ostwaldov zakon razrjeđenja- omjer koji izražava ovisnost ekvivalentne električne vodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, koncentracija i vrijednosti ekvivalentne električne vodljivosti pri koncentraciji i pri beskonačnom razrjeđenju, respektivno. Omjer je posljedica zakona masovnog djelovanja i jednakosti

gdje je stupanj disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja razvio je W. Ostwald 1888. i on ga je eksperimentalno potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razrjeđenja bilo je od velike važnosti za utemeljenje teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. Pokazatelj vodika pH Voda je slab amfoterni elektrolit: H2O H+ + OH- ili, točnije: 2H2O = H3O + + OH- Konstanta disocijacije vode na 25 ° C je: može se smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol / l (gustoća vode 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, količina vodene tvari 1000 g: 18 g / mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l \u003d 55,55 mol / l). Tada je ova vrijednost konstantna na danoj temperaturi (25 °C), naziva se ionski proizvod vode KW: Disocijacija vode je endotermni proces, dakle, s povećanjem temperature, u skladu s Le Chatelierovim principom, disocijacija se povećava, ionski produkt se povećava i doseže vrijednost od 10-13 na 100 ° C. U čistoj vodi na 25°C koncentracije vodika i hidroksilnih iona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodika i hidroksilnih iona međusobno jednake nazivaju se neutralnim. Ako se čistoj vodi doda kiselina, koncentracija vodikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, dok će se koncentracija hidroksilnih iona trenutno promijeniti tako da ionski produkt vode zadržava svoj vrijednost 10-14. Ista stvar će se dogoditi kada se lužina doda čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona međusobno su povezane kroz ionski produkt, stoga je, znajući koncentraciju jednog od iona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, tada je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dakle, koncentracija vodikovih ili hidroksilnih iona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili lužnatosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih iona, već indikatori pH vodika ili hidroksil pOH. Vodikov indeks pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih iona: pH = - lg Hidroksilni indeks pOH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih iona: pOH = - lg Lako je prikazati tako da izgovarajući ionski produkt vode da je pH + pOH = 14 medij je neutralan, ako je manji od 7 - kiseli, a što je pH niži, to je veća koncentracija vodikovih iona. pH veći od 7 - alkalna okolina, što je pH veći, to je veća koncentracija hidroksilnih iona.