Залізо сильне чи слабке. Кислоти та основи

Перш ніж міркувати про хімічні властивості основ та амфотерних гідроксидів, давайте чітко визначимо, що це таке?

1) До основ або основним гідроксидам відносять гідроксиди металів у ступені окислення +1 або +2, тобто. формули яких записуються або як MeOH, або як Me(OH) 2 . Проте є винятки. Так, гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 до основ не відносяться.

2) До амфотерних гідроксидів відносять гідроксиди металів у ступені окислення +3,+4, а також як винятки гідроксиди Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Sn(OH) 2 . Гідроксиди металів у ступені окислення +4, у завданнях ЄДІ не зустрічаються, тому не розглядатимуться.

Хімічні властивості основ

Усі підстави поділяють на:

Нагадаємо, що берилій та магній до лужноземельних металів не належать.

Крім того, що луги розчиняються у воді, вони також дуже добре дисоціюють у водних розчинах, у той час як нерозчинні основи мають низький ступінь дисоціації.

Така відмінність у розчинності та здатності до дисоціації у лугів та нерозчинних гідроксидів призводить, у свою чергу, до помітних відмінностей у їх хімічних властивостях. Так, зокрема, луги є більш хімічно активними сполуками і нерідко здатні вступати в ті реакції, які не вступають нерозчинні основи.

Взаємодія основ із кислотами

Луги реагують абсолютно з усіма кислотами, навіть дуже слабкими та нерозчинними. Наприклад:

Нерозчинні основи реагують практично з усіма розчинними кислотами, не реагують з нерозчинною кремнієвою кислотою:

Слід зазначити, що як сильні, так і слабкі основи із загальною формулою виду Me(OH) 2 можуть утворювати основні солі при нестачі кислоти, наприклад:

Взаємодія з кислотними оксидами

Луги реагують з усіма кислотними оксидами, при цьому утворюються солі та часто вода:

Нерозчинні основи здатні реагувати з усіма вищими кислотними оксидами, що відповідають стійким кислотам, наприклад, P 2 O 5 , SO 3 , N 2 O 5 з утворенням середніх солей:

Нерозчинні основи виду Me(OH) 2 реагують у присутності води з вуглекислим газом виключно з утворенням основних солей. Наприклад:

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

З діоксидом кремнію, зважаючи на його виняткову інертність, реагують лише найсильніші основи — луги. У цьому утворюються нормальні солі. З нерозчинними основами реакція не йде. Наприклад:

Взаємодія основ з амфотерними оксидами та гідроксидами

Всі луги реагують з амфотерними оксидами та гідроксидами. Якщо реакцію проводять, сплавляючи амфотерний оксид або гідроксид з твердим лугом, така реакція призводить до утворення безводневих солей:

Якщо ж використовують водні розчини лугів, то утворюються гідроксокомплексні солі:

У разі алюмінію при дії надлишку концентрованого лугу замість солі Na утворюється сіль Na 3 :

Взаємодія основ із солями

Будь-яка основа реагує з будь-якою сіллю тільки при дотриманні одночасно двох умов:

1) розчинність вихідних сполук;

2) наявність осаду чи газу серед продуктів реакції

Наприклад:

Термічна стійкість основ

Всі луги, крім Ca(OH) 2 , стійкі до нагрівання та плавляться без розкладання.

Всі нерозчинні основи, а також малорозчинні Ca(OH) 2 при нагріванні розкладаються. Найбільш висока температура розкладання у гідроксиду кальцію – близько 1000 o C:

Нерозчинні гідроксиди мають набагато нижчі температури розкладання. Так, наприклад, гідроксид міді (II) розкладається вже при температурі вище 70 o C:

Хімічні властивості амфотерних гідроксидів

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотами

Амфотерні гідроксиди реагують із сильними кислотами:

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3, не реагують з такими кислотами, як H 2 S, H 2 SO 3 і H 2 СO 3 через те, що солі, які могли б утворитися в результаті таких реакцій, схильні до незворотного гідролізу до вихідного амфотерного гідроксиду відповідної кислоти:

Взаємодія амфотерних гідроксидів із кислотними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують з вищими оксидами, яким відповідають стійкі кислоти (SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 5):

Амфотерні гідроксиди металів у ступені окислення +3, тобто. виду Me(OH) 3 не реагують з кислотними оксидами SO 2 і С 2 .

Взаємодія амфотерних гідроксидів з основами

З основ амфотерні гідроксиди реагують лише з лугами. При цьому, якщо використовується водний розчин лугу, то утворюються гідроксокомплексні солі:

А при сплавленні амфотерних гідроксидів з твердими лугами виходять їх безводні аналоги:

Взаємодія амфотерних гідроксидів з основними оксидами

Амфотерні гідроксиди реагують при сплавленні з оксидами лужних та лужноземельних металів:

Термічне розкладання амфотерних гідроксидів

Всі амфотерні гідроксиди не розчиняються у воді і, як і будь-які нерозчинні гідроксиди, розкладаються при нагріванні на відповідний оксид і воду.

Ми дали визначення гідролізу, згадали деякі факти про солях. Зараз ми обговоримо сильні та слабкі кислоти і з'ясуємо, що "сценарій" гідролізу залежить саме від того, якою кислотою та якою основою утворена дана сіль.

← Гідроліз солей. Частина I

Сильні та слабкі електроліти

Нагадаю, що всі кислоти та основи можна умовно розділити на сильніі слабкі. Сильні кислоти (і взагалі сильні електроліти) у водному розчині дисоціюють практично повністю. Слабкі електроліти розпадаються на іони незначною мірою.

До сильних кислот відносяться:

H 2 SO 4 (сірчана кислота),
HClO 4 (хлорна кислота),
HClO 3 (хлорнувата кислота),
HNO 3 (азотна кислота),
HCl (соляна кислота),
HBr (бромоводнева кислота),
HI (йодоводородна кислота).

Нижче наведено список слабких кислот:

H 2 SO 3 (сірчиста кислота),
H 2 CO 3 (вугільна кислота),
H 2 SiO 3 (кремнієва кислота),
H 3 PO 3 (фосфориста кислота),
H 3 PO 4 (ортофосфорна кислота),
HClO 2 (хлориста кислота),
HClO (хлорновата кислота),
HNO 2 (азотиста кислота),
HF (фтороводородна кислота),
H 2 S (сірководнева кислота),
більшість органічних кислот, наприклад, оцтова (CH 3 COOH).

Звичайно, неможливо перерахувати всі існуючі в природі кислоти. Наведено лише найбільш "популярні". Слід також розуміти, що поділ кислот на сильні та слабкі є досить умовним.

Істотно простіше справи з сильними і слабкими підставами. Можна скористатися таблицею розчинності. До сильних підстав відносяться всі розчинніу воді основи, крім NH 4 OH. Ці речовини називають лугами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 і т. д.)

Слабкі основи - це:

всі нерозчинні у воді гідроксиди (напр., Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 і т. д.),
NH 4 OH (гідроксід амонію).

Гідроліз солей. Головні факти

Читаючим цю статтю може здатися, що ми вже забули про основну тему розмови, і пішли кудись убік. Це не так! Наша розмова про кислоти і основи, про сильні та слабкі електроліти має пряме відношення до гідролізу солей. Зараз ви в цьому переконаєтесь.

Отже, дозвольте викласти основні факти:

Не всі солі піддаються гідролізу. Існують гідролітично стійкіз'єднання, наприклад, хлорид натрію.
Гідроліз солей може бути повним (незворотнім) та частковим (оборотним).
У ході реакції гідролізу відбувається утворення кислоти або основи, змінюється кислотність середовища.
Принципова можливість гідролізу, напрямок відповідної реакції, її оборотність чи незворотність визначаються силою кислотиі силою основи, якими утворена ця сіль.
Залежно від сили відповідної кислоти та соотв. основи, всі солі можна умовно розділити на 4 групи. Для кожної з цих груп характерний свій "сценарій" гідролізу.

Приклад 4. Сіль NaNO 3 утворена сильною кислотою (HNO 3) та сильною основою (NaOH). Гідроліз не йде, нових сполук не утворюється, кислотність середовища не змінюється.

Приклад 5. Сіль NiSO 4 утворена сильною кислотою (H 2 SO 4) та слабкою основою (Ni(OH) 2). Йде гідроліз по катіону, у ході реакції утворюються кислота та основна сіль.

Приклад 6. Карбонат калію утворений слабкою кислотою (H 2 CO 3) та сильною основою (KOH). Гідроліз по аніону, утворення лугу та кислої солі. Лужне середовище розчину.

Приклад 7. Сульфід алюмінію утворений слабкою кислотою (H 2 S) та слабкою основою (Al(OH) 3). Йде гідроліз як по катіону, так і аніону. Необоротна реакція. У ході процесу утворюються H 2 S та гідроксид алюмінію. Кислотність середовища змінюється незначною мірою.

Спробуйте самостійно:

Вправа 2. До якого типу відносяться такі солі: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Чи піддаються ці солі гідролізу? По катіону чи аніону? Що утворюється під час реакції? Як змінюється кислотність середовища? Рівняння реакцій можна поки що не записувати.

Нам залишилося послідовно обговорити 4 групи солей і для кожної їх навести специфічний "сценарій" гідролізу. У наступній частині ми почнемо із солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою.

Щоб зрозуміти, як протікає гідроліз солей у їх водних розчинах, спочатку наведемо визначення даного процесу.

Визначення та особливості гідролізу

Цей процес передбачає хімічну дію іонів води з іонами солі, у результаті утворюється слабка основа (або кислота), а також змінюється реакція середовища. Будь-яка сіль може бути представлена як продукт хімічної взаємодії основи та кислоти. Залежно від цього, яка їх сила, виділяють кілька варіантів протікання процесу.

Типи гідролізу

У хімії розглядається три різновиди протікання реакції між катіонами солі та води. Кожен процес здійснюється із зміною рН середовища, тому передбачається використання визначення водневого показника різних видів індикаторів. Наприклад, для кислого середовища застосовують фіолетовий лакмус, для лужної реакції підійде фенолфталеїн. Проаналізуємо докладніше особливості кожного варіанта гідролізу. Сильні та слабкі підстави можна визначити за таблицею розчинності, а силу кислот виявляємо за таблицею.

Гідроліз по катіону

Як приклад такої солі розглянь хлорид заліза (2). Гідроксид заліза (2) – це слабка основа, а соляна кислота є сильною. У процесі взаємодії з водою (гідролізу) відбувається утворення основної солі (гідроксохлорид заліза 2), а також утворюється соляна кислота. У розчині з'являється кисле середовище, визначити його можна за допомогою синього лакмусу (рН менше 7). При цьому сам гідроліз протікає по катіону, оскільки використано слабку основу.

Наведемо ще один приклад протікання гідролізу для описуваного випадку. Розглянемо сіль магнію хлорид. Гідроксид магнію – це слабка основа, а соляна кислота – сильна. У процесі взаємодії з молекулами води хлорид магнію перетворюється на основну сіль (гідроксохлорид). Гідроксид магнію, формула якого в загальному вигляді представлена у вигляді М(ОН) 2 малорозчинний у воді, але сильна хлороводнева кислота надає розчину кисле середовище.

Гідроліз по аніону

Наступний варіант гідролізу характерний для солі, яка утворена сильною основою (лугом) та слабкою кислотою. Як приклад для цього випадку розглянемо карбонат натрію.

У цій солі є сильна основа натрію, а також слабка вугільна кислота. Взаємодія з молекулами води протікає з утворенням кислої солі - гідрокарбонату натрію, тобто гідроліз по аніону. Крім того, у розчині утворюється який надає розчину лужне середовище.

Наведемо ще один приклад для цього випадку. Сульфіт калію - це сіль, яка утворена сильною основою - їдким калієм, а також слабкою У процесі взаємодії з водою (при гідролізі) відбувається утворення гідросульфіту калію (кислої солі) та гідроксиду калію (лугу). Середовище в розчині буде лужним, підтвердити його можна за допомогою фенолфталеїну.

Повний гідроліз

Сіль слабкої кислоти та слабкої основи піддається повному гідролізу. Спробуємо з'ясувати, у чому його особливість, і які продукти утворюватимуться внаслідок цієї хімічної реакції.

Проаналізуємо гідроліз слабкої основи та слабкої кислоти на прикладі сульфіду алюмінію. Дана сіль утворена гідроксидом алюмінію, який є слабкою основою, а також слабкою сірководневою кислотою. При взаємодії з водою спостерігається повний гідроліз, в результаті якого утворюється газоподібний сірководень, а також як осад гідроксид алюмінію. Така взаємодія протікає і з катіона, і з аніону, тому такий варіант гідролізу вважається повним.

Також як приклад взаємодії по даному типу солі з водою можна навести сульфід магнію. У складі цієї солі є гідроксид магнію, його формула - Mg(OH)2. Це слабка основа, нерозчинна у воді. Крім того, всередині сульфіду магнію є сірководнева кислота, яка є слабкою. При взаємодії з водою відбувається повний гідроліз (по катіону та аніону), внаслідок чого утворюється у вигляді осаду гідроксид магнію, а також у вигляді газу виділяється сірководень.

Якщо розглядати гідроліз солі, яка утворена сильною кислотою і сильною основою, слід зазначити, що він не протікає. Середовище в розчинах таких солей, як хлорид калію, залишається нейтральним.

Висновок

Сильні і слабкі основи, кислоти, якими утворені солі, впливають на результат гідролізу, реакцію середовища у розчині, що утворюється. Подібні процеси поширені у природі.

Гідроліз має особливе значення у хімічному перетворенні земної кори. У ній містяться сульфіди металів, що малорозчинні у воді. У міру їхнього гідролізу відбувається утворення сірководню, його викид у процесі вулканічної діяльності на поверхню землі.

Силікатні породи при переході в гідроксиди викликають поступове руйнування гірських порід. Наприклад, такий мінерал як малахіт є продуктом гідролізу карбонатів міді.

Інтенсивний процес гідролізу відбувається також у Світовому океані. і кальцію, які виносяться водою, мають слаболужне середовище. У таких умовах добре протікає процес фотосинтезу в морських рослинах, інтенсивніше розвиваються морські організми.

У нафті є домішки води та солей кальцію та магнію. У процесі нагрівання нафти відбувається їх взаємодія з водяними парами. У ході гідролізу утворюється хлороводень, при взаємодії якого з металом відбувається руйнування обладнання.

Гідроліз солі» — Формувати уявлення про хімію як продуктивну силу суспільства. Оцтова кислота СН3СООН - найдавніша з органічних кислот. У кислотах групи карбоксильні, Але всі кислоти тут несильні.

Всі кислоти, їх властивості та основи поділяються на сильні та слабкі. Наприклад, не можна зробити концентрований розчин слабкої кислоти або розведений розчин сильної основи. Наша вода в цьому випадку грає роль основи, тому що отримує протон від соляної кислоти. Кислоти, що дисоціюються націло у водних розчинах, називаються сильними.

Для оксидів, гідратованих невизначеним числом молекул води, наприклад, Tl2O3 n H2O, неприпустимо писати формули типу Tl(OH)3. Називати такі гідроксидними сполуками також не рекомендується.

Для основ можна кількісно висловити їхню силу, тобто здатність відщеплювати протон від кислоти. Усі підстави є твердими речовинами, що мають різне забарвлення. Увага! Луги є дуже їдкими речовинами. При попаданні на шкіру розчини лугів викликають сильні опіки, що довго загоюються, при попаданні в очі можуть викликати сліпоту. При випалюванні кобальтових мінералів, що містять миш'як, виділяється летючий отруйний оксид миш'яку.

Такі властивості молекули води вже відомі. II) та розчином оцтової кислоти. HNO2) - лише один протон.

Усі підстави – тверді речовини, які мають різне забарвлення. 1. Діють індикатори. Індикатори змінюють своє забарвлення залежно від взаємодії із різними хімічними речовинами. При взаємодії з основами вони змінюють своє забарвлення: індикатор метиловий оранжевий забарвлюється у жовтий колір, індикатор лакмус – у синій колір, а фенолфталеїн стає кольором фуксії.

Охолодіть ємності, наприклад, помістивши в посудину з льодом. Три розчини залишаться прозорими, а четвертий швидко помутніє, почне випадати білий осад. Ось у ньому і знаходиться сіль барію. Відкладіть цю ємність убік. Можна швидко визначити вуглекислий барій та іншим способом. Це досить просто зробити, вам знадобляться фарфорові чашки для випарювання та спиртування. Якщо це сіль літію – колір буде яскраво-червоним. До речі, якби так само випробували сіль барію – колір полум'я мав бути зеленим.

Електроліт – речовина, яка у твердому стані є діелектриком, тобто не проводить електричного струму, однак у розчиненому або розплавленому вигляді стає провідником. Запам'ятайте, що ступінь дисоціації і, відповідно, сила електроліту залежить від багатьох факторів: природи самого електроліту, розчинника, температури. Тому саме цей поділ певною мірою умовний. Адже одна й та сама речовина може за різних умов бути і сильним електролітом, і слабким.

Гідроліз не йде, нових сполук не утворюється, кислотність середовища не змінюється. Як змінюється кислотність середовища? Рівняння реакцій можна поки що не записувати. Нам залишилося послідовно обговорити 4 групи солей і для кожної їх навести специфічний «сценарій» гідролізу. У наступній частині ми почнемо із солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою.

Після прочитання статті Ви зможете розділяти речовини на солі, кислоти та основи. H розчину, якими загальними властивостями володіють кислоти та основи. Якщо мають на увазі визначення кислоти за Льюїсом, то в тексті таку кислоту називають кислотою Льюїса.

Чим цей показник нижчий, тим сильніша кислота. Сильна чи слабка – це потрібно у довіднику к.-н. дивитися, але класику треба знати. Сильні це такі кислоти, які можуть витіснити з солі аніон іншої кислоти.

ЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм.

НЕЕЛЕКТРОЛІТИ- Речовини, розчини або розплави яких не проводять електричний струм.

Дисоціація- Розпад з'єднань на іони.

Ступінь дисоціації– відношення числа продісоційованих на іони молекул до загального числа молекул у розчині.

СИЛЬНІ ЕЛЕКТРОЛІТИпри розчиненні у питній воді практично повністю дисоціюють на іони.

Під час написання рівнянь дисоціації сильних електролітів ставлять знак рівності.

До сильних електролітів відносяться:

· Розчинні солі ( дивись таблицю розчинності);

· Багато неорганічних кислот: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI ( дивись кислоти-сильні електроліти у таблиці розчинності);

· Основи лужних (LiOH, NaOH,KOH) і лужноземельних (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металів ( дивись основи-сильні електроліти в таблиці розчинності).

СЛАБІ ЕЛЕКТРОЛІТИу водних розчинах лише частково (оборотно) дисоціюють на іони.

Під час написання рівнянь дисоціації слабких електролітів ставлять знак оборотності.

До слабких електролітів відносяться:

· Майже всі органічні кислоти та вода (Н 2 О);

· Деякі неорганічні кислоти: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 ( дивись кислоти-слабкі електроліти у таблиці розчинності);

· Нерозчинні гідроксиди металів (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( дивись підстави-cлабі електроліти в таблиці розчинності).

На рівень електролітичної дисоціації впливає ряд факторів:

природа розчинника та електроліту: сильними електролітами є речовини з іонними та ковалентними сильно-полярними зв'язками; хорошою іонізуючою здатністю, тобто. здатністю викликати дисоціацію речовин, мають розчинники з великою діелектричною проникністю, молекули яких полярні (наприклад, вода);

температура: оскільки дисоціація – процес ендотермічний, підвищення температури підвищує значення α;

концентрація: при розведенні розчину ступінь дисоціації зростає, і зі збільшенням концентрації - зменшується;

стадія процесу дисоціації: кожна наступна стадія менш ефективна, ніж попередня, приблизно в 1000-10 000 разів; наприклад, для фосфорної кислоти α 1 > α 2 > α 3:

H3PО4⇄Н++H2PО−4 (перша стадія, α 1),

H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (друга стадія, α 2),

НPО2-4⇄Н++PО3-4 (третя стадія, α 3).

Тому в розчині цієї кислоти концентрація іонів водню найбільша, а фосфат-іонів РО3-4 - найменша.

1. Розчинність та ступінь дисоціації речовини між собою не пов'язані. Наприклад, слабким електролітом є добре (необмежено) розчинна у воді оцтова кислота.

2. У розчині слабкого електроліту менше за інших міститься тих іонів, які утворюються на останній стадії електролітичної дисоціації

На ступінь електролітичної дисоціації впливає також додавання інших електролітів: наприклад, ступінь дисоціації мурашиної кислоти.

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

зменшується, якщо в розчин внести трохи форміату натрію. Ця сіль дисоціює з утворенням форміат-іонів HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Через війну у розчині концентрація іонів НСОО– підвищується, відповідно до принципу Ле Шателье, підвищення концентрації форміат-іонів зміщує рівновагу процесу дисоціації мурашиної кислоти вліво, тобто. ступінь дисоціації зменшується.

Закон розведення Оствальду- співвідношення, що виражає залежність еквівалентної електропровідності розбавленого бінарного розчину слабкого електроліту від концентрації розчину:

Тут - константа дисоціації електроліту, - концентрація, - значення еквівалентної електропровідності при концентрації і при нескінченному розведенні відповідно. Співвідношення є наслідком закону чинних мас та рівності

де – ступінь дисоціації.

Закон розведення Оствальда виведений В.Оствальдом у 1888 році і ним же підтверджений досвідченим шляхом. Експериментальне встановлення правильності закону розведення Оствальда мало велике значення для обґрунтування теорії електролітичної дисоціації.

Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН Вода є слабким амфотерним електролітом: Н2О Н+ + ОН- або, більш точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа дисоціації води при 25оС дорівнює: Таке значення константи відповідає дисоціації однієї зі ста мільйонів молекул води, тому концентрацію води можна вважати постійною та рівною 55,55 моль/л (щільність води 1000 г/л, маса 1 л 1000 г, кількість речовини води 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55 55 моль/л). Ця величина постійна при даній температурі (25оС), вона називається іонним добутком води KW: Дисоціація води – процес ендотермічний, тому з підвищенням температури відповідно до принципу Ле-Шательє дисоціація посилюється, іонний твір зростає і досягає при 100оС значення 10-13. У чистій воді при 25оС концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою: = = 10-7 моль/л Розчини, у яких концентрації іонів водню та гідроксилу рівні між собою, називаються нейтральними. Якщо до чистої води додати кислоту, концентрація іонів водню підвищиться і стане більшою, ніж 10-7 моль/л, середовище стане кислим, при цьому концентрація іонів гідроксилу миттєво зміниться так, щоб іонний добуток води зберіг своє значення 10-14. Те саме відбуватиметься і при додаванні до чистої води лугу. Концентрації іонів водню та гідроксилу пов'язані між собою через іонний твір, тому, знаючи концентрацію одного з іонів, легко обчислити концентрацію іншого. Наприклад, якщо = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, або якщо = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 моль/л. Таким чином, концентрація іонів водню або гідроксилу може бути кількісною характеристикою кислотності або лужності середовища. Насправді користуються не концентраціями іонів водню чи гидроксила, а водневим рН чи гидроксильным рОН показниками. Водневий показник рН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів водню: рН = - lg Гідроксильний показник рОН дорівнює негативному десятковому логарифму концентрації іонів гідроксилу: рОН = - lg Легко показати, прологарифмувавши іонний твір води, що рН + рОН = 7 середовище нейтральне, якщо менше 7 - кисле, причому чим менше рН, тим вище концентрація іонів водню. pН більше 7 – середовище лужне, що більше рН, то вище концентрація іонів гідроксилу.