Tüm zayıf elektrolitler. Güçlü ve zayıf elektrolitler

Talimat

Bu teorinin özü, eridiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Anoda (+) doğru negatif (“-”) ve pozitif yüklü (katyonlar, “+”) bir elektrik akımının etkisi altında, katoda (-) doğru hareket edin. Elektrolitik ayrışma tersine çevrilebilir bir işlemdir (tersine işleme "molarizasyon" denir).

Elektrolitik ayrışma derecesi (a) elektrolitin kendisine, çözücüye ve konsantrasyonlarına bağlıdır. Bu, iyonlara bozunan molekül sayısının (n), çözeltiye katılan toplam molekül sayısına (N) oranıdır. Şunu elde edersiniz: a = n / N

Bu nedenle, güçlü elektrolitler, suda çözündüklerinde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler, kural olarak, yüksek polar veya bağlara sahip maddelerdir: bunlar, yüksek oranda çözünür tuzlardır (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) ve ayrıca güçlü bazlar (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon şeklindedir ( ); pratikte ayrışmamış molekül yoktur.

Zayıf elektrolitler, iyonlara yalnızca kısmen ayrışan maddelerdir. Zayıf elektrolitler, çözeltideki iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler, çözeltide güçlü bir iyon konsantrasyonu vermez.

Zayıf olanlar:
- organik asitler (neredeyse tümü) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.);
- bazı asitler (H2S, H2CO3, vb.);
- hemen hemen tüm tuzlar, suda az çözünür, amonyum hidroksit ve ayrıca tüm bazlar (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- su.

Pratik olarak elektrik akımını iletmezler veya iletmezler, ancak zayıftırlar.

Not

Saf su elektriği çok zayıf iletmesine rağmen, suyun hafifçe hidroksit iyonlarına ve hidrojen iyonlarına ayrışması nedeniyle hala ölçülebilir bir elektrik iletkenliğine sahiptir.

Faydalı tavsiye

Elektrolitlerin çoğu aşındırıcı maddelerdir, bu nedenle onlarla çalışırken son derece dikkatli olun ve güvenlik düzenlemelerine uyun.

Güçlü bir baz, bir hidroksil grubu -OH ve bir alkali (periyodik sistemin grup I elementleri: Li, K, Na, RB, Cs) veya toprak alkali metal (grup II elementleri Ba, Ca) tarafından oluşturulan inorganik bir kimyasal bileşiktir. LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ formülleri olarak yazılırlar.

İhtiyacın olacak

• buharlaşan kap
• brülör
• göstergeler
• metal çubuk
• H₃RO₄

Talimat

Güçlü bazlar, hepsinin karakteristiği sergiler. Çözeltideki mevcudiyet, göstergenin rengindeki değişiklik ile belirlenir. Test solüsyonuyla numuneye fenolftalein ekleyin veya turnusol kağıdını çıkarın. Metil portakal sarı, fenolftalein mor ve turnusol kağıdı mavidir. Taban ne kadar güçlü olursa, göstergenin rengi o kadar yoğun olur.

Size hangi alkalilerin sunulduğunu bulmanız gerekiyorsa, harcayın niteliksel analizçözümler. En yaygın güçlü bazlar lityum, potasyum, sodyum, baryum ve kalsiyumdur. Bazlar, tuz ve su oluşturmak için asitlerle (nötralizasyon reaksiyonları) reaksiyona girer. Bu durumda Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ ve LiOH ayırt edilebilir. Asit ile çözünmeyenler oluşur. Kalan hidroksitler çökelme vermez, tk. tüm K ve Na tuzları çözünür.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Va(OH) ₂ +2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Onları süzün ve kurutun. Kurutulmuş tortuları brülörün alevine enjekte edin. Alevin rengi değiştirilerek lityum, kalsiyum ve baryum iyonları niteliksel olarak belirlenebilir. Buna göre, hangi hidroksitin nerede olduğunu belirleyeceksiniz. Lityum tuzları brülör alevini kırmızıya boyar. Baryum tuzları - yeşil ve kalsiyum tuzları - ahudududa.

Kalan alkaliler çözünür ortofosfatlar oluşturur.

3 NaOH + H₂РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Suyu kuru bir kalıntıya buharlaştırın. Metal bir çubuk üzerindeki buharlaştırılmış tuzlar dönüşümlü olarak brülör alevine dönüşür. Orada, sodyum tuzu - alev parlak sarıya dönecek ve potasyum - pembe-mor. Böylece, minimum ekipman ve reaktif setine sahip olarak, size verilen tüm güçlü nedenleri belirlediniz.

Elektrolit, katı halde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözünmüş veya erimiş halde iletken hale gelen bir maddedir. Özelliklerde neden bu kadar ciddi bir değişiklik var? Gerçek şu ki, çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki elektrolit molekülleri, bu tür bir kümelenme durumundaki bu maddelerin elektrik akımı iletebilmesi nedeniyle pozitif yüklü ve negatif yüklü iyonlara ayrışır. Çoğu tuz, asit, baz elektrolitik özelliklere sahiptir.

Talimat

Hangi maddeler güçlüdür? Çözeltinin konsantrasyonundan bağımsız olarak, moleküllerinin neredeyse %100'ünün maruz kaldığı çözeltiler veya eriyiklerdeki bu tür maddeler. Liste, çözünür alkalilerin, tuzların ve hidroklorik, brom, iyot, nitrik vb. gibi bazı asitlerin büyük çoğunluğunu içerir.

Zayıf olanlar çözeltilerde veya eriyiklerde nasıl davranır? elektrolitler? İlk olarak, çok küçük bir ölçüde ayrışırlar (toplam molekül sayısının en fazla %3'ü) ve ikincisi, daha kötü ve daha yavaş giderler, çözelti konsantrasyonu daha yüksek olur. Bu tür elektrolitler arasında örneğin (amonyum hidroksit), çoğu organik ve inorganik asit (hidroflorik - HF dahil) ve elbette hepimiz için tanıdık su bulunur. Moleküllerinin sadece ihmal edilebilir bir kısmı hidrojen iyonlarına ve hidroksil iyonlarına ayrıştığından.

Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün faktörlere bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Bu nedenle, bu bölünmenin kendisi bir dereceye kadar koşulludur. Sonuçta, aynı madde farklı koşullar altında hem güçlü hem de zayıf bir elektrolit olabilir. Elektrolitin gücünü değerlendirmek için özel bir değer getirildi - kütle hareket yasası temelinde belirlenen ayrışma sabiti. Ancak sadece zayıf elektrolitler için geçerlidir; kuvvetli elektrolitler hareket eden kitlelerin yasasına uymazlar.

Kaynaklar:

• güçlü elektrolitler listesi

tuz- bu kimyasal maddeler, bir katyondan, yani pozitif yüklü bir iyondan, bir metalden ve negatif yüklü bir anyondan - bir asit kalıntısından oluşur. Pek çok tuz türü vardır: normal, asidik, bazik, çift, karışık, hidratlı, kompleks. Katyon ve anyonun bileşimlerine bağlıdır. nasıl belirleyebilirsin temel tuz?

Elektrolitler kimyasal olarak eski zamanlardan beri bilinmektedir. Ancak, uygulama alanlarının çoğunu nispeten yakın zamanda fethettiler. Endüstrinin bu maddeleri kullanması için en öncelikli alanları tartışacağız ve bunların ne olduğunu ve birbirlerinden nasıl farklı olduklarını anlayacağız. Ama tarihe bir gezi ile başlayalım.

Hikaye

Bilinen en eski elektrolitler, daha önce keşfedilen tuzlar ve asitlerdir. Antik Dünya. Bununla birlikte, elektrolitlerin yapısı ve özellikleri hakkındaki fikirler zamanla gelişmiştir. Bu süreçlerin teorileri, elektrolitlerin özellikleriyle ilgili teorilerle ilgili bir takım keşiflerin yapıldığı 1880'lerden beri gelişmiştir. Elektrolitlerin su ile etkileşim mekanizmalarını açıklayan teorilerde birkaç nitel sıçrama olmuştur (sonuçta, endüstride kullanıldıkları için özellikleri yalnızca çözeltide kazanırlar).

Şimdi elektrolitler ve özellikleri hakkında fikirlerin geliştirilmesinde en büyük etkiye sahip olan birkaç teoriyi ayrıntılı olarak analiz edeceğiz. Ve her birimizin okulda geçtiği en yaygın ve basit teori ile başlayalım.

Arrhenius elektrolitik ayrışma teorisi

1887'de İsveçli kimyager ve Wilhelm Ostwald elektrolitik ayrışma teorisini yarattı. Ancak, burada da her şey o kadar basit değil. Arrhenius'un kendisi, kurucu maddelerin su ile etkileşimini hesaba katmayan ve çözeltide serbest yüklü parçacıkların (iyonlar) olduğunu savunan, sözde fiziksel çözümler teorisinin destekçisiydi. Bu arada, bugün okulda elektrolitik ayrışmanın düşünüldüğü pozisyonlardan.

Bu teorinin ne verdiğinden ve maddelerin su ile etkileşim mekanizmasını bize nasıl açıkladığından bahsedelim. Diğerleri gibi, kullandığı birkaç varsayımı var:

1. Su ile etkileşime girdiğinde, madde iyonlara ayrışır (pozitif - katyon ve negatif - anyon). Bu parçacıklar hidrasyona uğrarlar: bu arada, bir tarafta pozitif yüklü ve diğer tarafta negatif yüklü (bir dipol oluşturur) su moleküllerini çekerler, sonuç olarak su kompleksleri (solvatlar) oluştururlar.

2. Ayrışma süreci geri dönüşümlüdür - yani, madde iyonlara ayrılırsa, herhangi bir faktörün etkisi altında tekrar orijinaline dönüşebilir.

3. Elektrotları çözeltiye bağlar ve akımı açarsanız, katyonlar negatif elektrota - katoda ve anyonlar pozitif yüklü anoda doğru hareket etmeye başlar. Bu nedenle suda çözünürlüğü yüksek olan maddeler elektriği suyun kendisinden daha iyi iletir. Aynı nedenle elektrolit olarak da adlandırılırlar.

4. elektrolit, çözünmüş bir maddenin yüzdesini karakterize eder. Bu gösterge, çözücünün özelliklerine ve çözünenin kendisine, ikincisinin konsantrasyonuna ve dış sıcaklığa bağlıdır.

İşte, aslında, bu basit teorinin tüm ana varsayımları. Bunları bir elektrolit çözeltisinde neler olduğunu açıklamak için bu makalede kullanacağız. Bu bileşiklerin örneklerini biraz sonra analiz edeceğiz, ancak şimdi başka bir teoriyi ele alacağız.

Lewis asidi ve baz teorisi

Elektrolitik ayrışma teorisine göre, bir asit, çözeltisinde bir hidrojen katyonu bulunan bir maddedir ve bir baz, çözelti içinde bir hidroksit anyonuna ayrışan bir bileşiktir. Ünlü kimyager Gilbert Lewis'in adını taşıyan başka bir teori daha var. Asit ve baz kavramını biraz genişletmenize izin verir. Lewis teorisine göre asitler, serbest elektron orbitallerine sahip olan ve başka bir molekülden elektron alabilen bir maddenin molekülleridir. Bazların, elektronlarından bir veya daha fazlasını asidin "kullanımına" bağışlayabilen parçacıklar olacağını tahmin etmek kolaydır. Burada sadece bir elektrolitin değil, aynı zamanda suda çözünmeyen herhangi bir maddenin de asit veya baz olabilmesi çok ilginçtir.

Protolitik Brendsted-Lowry teorisi

1923'te birbirinden bağımsız olarak iki bilim adamı - J. Bronsted ve T. Lowry - şu anda bilim adamları tarafından kimyasal süreçleri tanımlamak için aktif olarak kullanılan bir teori önerdi. Bu teorinin özü, ayrışmanın anlamının, bir protonun bir asitten bir baza transferine indirgenmesidir. Böylece, ikincisi burada bir proton alıcısı olarak anlaşılır. O zaman asit onların donörüdür. Teori, hem asitlerin hem de bazların özelliklerini sergileyen maddelerin varlığını da iyi açıklar. Bu tür bileşiklere amfoterik denir. Bronsted-Lowry teorisinde, amfolitler terimi de onlar için kullanılırken, asitler veya bazlar genellikle protolitler olarak adlandırılır.

Geldik yazının sonraki bölümüne. Burada size güçlü ve zayıf elektrolitlerin birbirinden ne kadar farklı olduğunu anlatacağız ve etkisini tartışacağız. dış faktörler onların özellikleri üzerinde. Ve sonra pratik uygulamalarının açıklamasına geçeceğiz.

Güçlü ve zayıf elektrolitler

Her madde su ile ayrı ayrı etkileşir. Bazıları içinde iyi çözülür (örneğin sofra tuzu), bazıları ise hiç çözülmez (örneğin, tebeşir). Böylece, tüm maddeler güçlü ve zayıf elektrolitlere ayrılır. İkincisi, suyla zayıf etkileşime giren ve çözeltinin dibine çöken maddelerdir. Bu, normal koşullar altında molekülün kurucu iyonlarına ayrışmasına izin vermeyen çok düşük bir ayrışma derecesine ve yüksek bir bağ enerjisine sahip oldukları anlamına gelir. Zayıf elektrolitlerin ayrışması ya çok yavaş ya da bu maddenin çözeltideki sıcaklığı ve konsantrasyonundaki artışla gerçekleşir.

Güçlü elektrolitler hakkında konuşalım. Bunlar, tüm çözünür tuzları, ayrıca güçlü asitleri ve alkalileri içerir. İyonlara kolayca ayrılırlar ve yağışta onları toplamak çok zordur. Bu arada elektrolitlerdeki akım, çözeltide bulunan iyonlar sayesinde tam olarak gerçekleştirilir. Bu nedenle, güçlü elektrolitler akımı en iyi şekilde iletir. İkincisinin örnekleri: güçlü asitler, alkaliler, çözünür tuzlar.

Elektrolitlerin davranışını etkileyen faktörler

Şimdi dış ortamdaki bir değişikliğin konsantrasyonu nasıl etkilediğini, elektrolit ayrışma derecesini doğrudan etkilediğini anlayalım. Ayrıca bu oran matematiksel olarak ifade edilebilir. Bu bağlantıyı açıklayan yasaya Ostwald seyreltme yasası denir ve şu şekilde yazılır: a = (K/c) 1/2. Burada a ayrışma derecesidir (kesirler halinde alınır), K her madde için farklı olan ayrışma sabitidir ve c çözeltideki elektrolit konsantrasyonudur. Bu formülle, madde ve çözeltideki davranışı hakkında çok şey öğrenebilirsiniz.

Ama konudan uzaklaşıyoruz. Konsantrasyona ek olarak, ayrışma derecesi elektrolitin sıcaklığından da etkilenir. Çoğu madde için, onu arttırmak çözünürlüğü ve reaktiviteyi arttırır. Bu, bazı reaksiyonların oluşumunu ancak şu durumlarda açıklayabilir: yükselmiş sıcaklık. Normal koşullar altında ya çok yavaş ya da her iki yönde hareket ederler (böyle bir işleme geri dönüşümlü denir).

Elektrolit çözeltisi gibi bir sistemin davranışını belirleyen faktörleri analiz ettik. şimdi devam edelim pratik uygulama bunlar şüphesiz çok önemli kimyasallardır.

Endüstriyel kullanım

Elbette herkes pillerle ilgili olarak "elektrolit" kelimesini duymuştur. Araba, elektroliti %40 sülfürik asit olan kurşun-asit aküleri kullanır. Bu maddeye neden orada ihtiyaç duyulduğunu anlamak için pillerin çalışmasının özelliklerini anlamaya değer.

Peki herhangi bir pilin çalışma prensibi nedir? Onlarda, bir maddenin diğerine dönüşümünün tersine çevrilebilir bir reaksiyonu meydana gelir ve bunun sonucunda elektronlar salınır. Pil şarj edildiğinde, normal koşullar altında elde edilmeyen bir madde etkileşimi meydana gelir. Bu, bir kimyasal reaksiyonun bir sonucu olarak bir maddede elektrik birikmesi olarak temsil edilebilir. Deşarj başladığında, ters dönüşüm başlar ve sistemi başlangıç ​​durumuna getirir. Bu iki süreç birlikte bir şarj-deşarj döngüsünü oluşturur.

Yukarıdaki işlemi belirli bir örnek üzerinde düşünün - bir kurşun-asit akü. Tahmin edebileceğiniz gibi, bu akım kaynağı kurşun (kurşun dioksit PbO 2'nin yanı sıra) ve asit içeren bir elementten oluşur. Herhangi bir pil, elektrotlardan ve aralarındaki boşluktan oluşur, sadece elektrolitle doldurulur. Son olarak, daha önce öğrendiğimiz gibi, örneğimizde yüzde 40'lık bir konsantrasyonda sülfürik asit kullanılmaktadır. Böyle bir pilin katodu kurşun dioksitten, anot ise saf kurşundan yapılmıştır. Bütün bunlar, asidin ayrıştığı iyonların katılımıyla bu iki elektrot üzerinde farklı tersinir reaksiyonların meydana gelmesidir:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (negatif elektrotta meydana gelen reaksiyon - katot).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Pozitif elektrot - anotta meydana gelen reaksiyon).

Reaksiyonları soldan sağa okursak - pil boşaldığında ve sağdan solaysa - şarj olurken meydana gelen işlemleri alırız. Bu reaksiyonların her biri farklıdır, ancak oluşumlarının mekanizması genellikle aynı şekilde tanımlanır: birinde elektronların "absorbe edildiği" ve diğerinde tam tersine "ayrıldığı" iki süreç meydana gelir. En önemli şey, emilen elektronların sayısının yayılanların sayısına eşit olmasıdır.

Aslında pillere ek olarak bu maddelerin birçok uygulaması vardır. Genel olarak, örneklerini verdiğimiz elektrolitler, bu terim altında birleştirilen çeşitli maddelerin sadece bir tanesidir. Her yerde, her yerde bizi kuşatıyorlar. Örneğin insan vücudunu ele alalım. Sizce bu maddeler yok mu? çok yanılıyorsunuz. Onlar içimizde her yerdeler ve en çok sayıda kan elektrolitlerini oluşturur. Bunlar, örneğin, hemoglobinin bir parçası olan ve vücudumuzun dokularına oksijen taşınmasına yardımcı olan demir iyonlarını içerir. Kan elektrolitleri ayrıca su-tuz dengesinin ve kalp fonksiyonunun düzenlenmesinde önemli bir rol oynar. Bu işlev potasyum ve sodyum iyonları tarafından gerçekleştirilir (hücrelerde potasyum-sodyum pompası adı verilen bir işlem bile vardır).

En azından biraz çözebildiğiniz herhangi bir madde elektrolittir. Ve nerede uygulanırsa uygulansın böyle bir sanayi ve hayatımız yok. Bu sadece arabalardaki ve pillerdeki piller değil. Bu herhangi bir kimyasal ve gıda üretimi, askeri tesisler, giyim fabrikaları vb.

Bu arada elektrolitin bileşimi farklıdır. Böylece asidik ve alkali elektroliti ayırt etmek mümkündür. Temelde özelliklerinde farklılık gösterirler: Daha önce de söylediğimiz gibi, asitler proton vericidir ve alkaliler alıcıdır. Ancak zamanla, maddenin bir kısmının kaybı nedeniyle elektrolitin bileşimi değişir, konsantrasyon azalır veya artar (hepsi neyin kaybolduğuna, suya veya elektrolite bağlıdır).

Onlarla her gün karşılaşıyoruz, ancak çok az insan elektrolit gibi bir terimin tanımını tam olarak biliyor. Belirli maddelerin örneklerini analiz ettik, bu yüzden biraz daha karmaşık kavramlara geçelim.

Elektrolitlerin fiziksel özellikleri

Şimdi fizik hakkında. Bu konuyu incelerken anlaşılması gereken en önemli şey, elektrolitlerde akımın nasıl iletildiğidir. İyonlar bu konuda belirleyici bir rol oynamaktadır. Bu yüklü parçacıklar, yükü çözeltinin bir kısmından diğerine aktarabilir. Bu nedenle, anyonlar her zaman pozitif elektrota ve katyonlar - negatife eğilimlidir. Böylece, bir elektrik akımı ile çözüm üzerinde hareket ederek, sistemin farklı taraflarındaki yükleri ayırırız.

Böyle çok ilginç fiziksel özellik yoğunluk gibi. Tartıştığımız bileşiklerin birçok özelliği buna bağlıdır. Ve sık sık şu soru ortaya çıkıyor: "Elektrolitin yoğunluğu nasıl yükseltilir?" Aslında cevap basit: Çözeltinin su içeriğini azaltmanız gerekiyor. Elektrolitin yoğunluğu çoğunlukla belirlendiğinden, çoğunlukla ikincisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Planı gerçekleştirmenin iki yolu vardır. Birincisi oldukça basit: aküde bulunan elektroliti kaynatın. Bunu yapmak için, içindeki sıcaklığın yüz santigrat derecenin biraz üzerine çıkması için şarj etmeniz gerekir. Bu yöntem yardımcı olmazsa, endişelenmeyin, bir tane daha var: eski elektroliti yenisiyle değiştirin. Bunu yapmak için eski çözeltiyi boşaltın, sülfürik asit kalıntılarının içini damıtılmış suyla temizleyin ve ardından yeni bir kısım dökün. Kural olarak, yüksek kaliteli elektrolit çözeltileri hemen istenen konsantrasyona sahiptir. Değiştirdikten sonra, elektrolit yoğunluğunu nasıl artıracağınızı uzun süre unutabilirsiniz.

Elektrolitin bileşimi, özelliklerini büyük ölçüde belirler. Örneğin elektriksel iletkenlik ve yoğunluk gibi özellikler, çözünenin doğasına ve konsantrasyonuna büyük ölçüde bağlıdır. var ayrı konu aküde ne kadar elektrolit var. Aslında, hacmi doğrudan ürünün beyan edilen gücü ile ilgilidir. Pilin içindeki sülfürik asit ne kadar fazlaysa, o kadar güçlüdür, yani daha fazla voltaj verebilir.

Nerelerde işe yarar?

Bir araba tutkunuysanız veya sadece arabalara düşkünseniz, o zaman her şeyi kendiniz anlarsınız. Elbette, şimdi pilde ne kadar elektrolit olduğunu nasıl belirleyeceğinizi bile biliyorsunuzdur. Ve arabalardan uzaksanız, bu maddelerin özelliklerini, uygulamalarını ve birbirleriyle nasıl etkileşime girdiklerini bilmek hiç de gereksiz olmayacaktır. Bunu bilerek, aküde hangi elektrolitin olduğunu söylemeniz istendiğinde zarar görmezsiniz. Bir araba meraklısı olmasanız bile, ancak bir arabanız olsa bile, pil cihazını bilmek hiç de gereksiz olmayacak ve onarımlarda size yardımcı olacaktır. Her şeyi kendiniz yapmak, oto merkezine gitmekten çok daha kolay ve ucuz olacaktır.

Ve bu konuyu daha iyi incelemek için okullar ve üniversiteler için bir kimya ders kitabı okumanızı öneririz. Bu bilimi iyi biliyorsanız ve yeterince ders kitabı okuduysanız, en iyi seçenek Varypaev tarafından "Kimyasal Akım Kaynakları" olacaktır. Pillerin, çeşitli pillerin ve hidrojen hücrelerinin çalışmasına ilişkin tüm teoriyi ayrıntılı olarak özetlemektedir.

Çözüm

Sona geldik. Özetleyelim. Yukarıda, elektrolitler gibi bir kavramla ilgili her şeyi analiz ettik: örnekler, yapı ve özellikler teorisi, fonksiyonlar ve uygulamalar. Bir kez daha söylemekte fayda var ki, bu bileşikler hayatımızın bir parçası, onsuz bedenlerimiz ve tüm endüstri alanları var olamazdı. Kan elektrolitlerini hatırlıyor musunuz? Onlar sayesinde yaşıyoruz. Arabalarımız ne olacak? Bu bilgiyle, içindeki elektrolit yoğunluğunu nasıl artıracağımızı anladığımız için, pille ilgili herhangi bir sorunu çözebileceğiz.

Her şeyi anlatmak mümkün değil ve biz böyle bir hedef koymadık. Sonuçta, bu şaşırtıcı maddeler hakkında söylenebilecek her şey bu değil.

Güçlü ve zayıf elektrolitleri ayırt edin. Çözeltilerdeki güçlü elektrolitler neredeyse tamamen ayrışır. Bu elektrolit grubu, çoğu tuzları, alkalileri ve güçlü asitleri içerir. Zayıf elektrolitler, zayıf asitleri ve zayıf bazları ve bazı tuzları içerir: cıva (II) klorür, cıva (II) siyanür, demir (III) tiyosiyanat ve kadmiyum iyodür. Güçlü elektrolitlerin yüksek konsantrasyonlardaki çözeltileri, önemli bir elektrik iletkenliğine sahiptir ve çözeltilerin seyreltilmesiyle hafifçe artar.

Zayıf elektrolitlerin yüksek konsantrasyonlardaki çözeltileri, çözeltilerin seyreltilmesiyle büyük ölçüde artan önemsiz elektrik iletkenliği ile karakterize edilir.

Bir madde herhangi bir çözücü içinde çözüldüğünde, basit (solvatlanmamış) iyonlar oluşur, çözünen maddenin nötr molekülleri, solvatlanmış (sulu çözeltilerde hidratlanmış) iyonlar (örneğin, vb.), iyon çiftleri (veya iyon ikizleri) oluşur. elektrostatik olarak ilişkili zıt yüklü iyon gruplarıdır (örneğin), oluşumu sulu olmayan elektrolit çözeltilerinin büyük çoğunluğunda, karmaşık iyonlarda (örneğin), solvatlanmış moleküllerde vb.

Güçlü elektrolitlerin sulu çözeltilerinde sadece basit veya solvatlanmış katyonlar ve anyonlar bulunur. Çözeltilerinde çözünen molekül yoktur. Bu nedenle, sulu bir sodyum klorür çözeltisi arasında veya içinde moleküllerin veya uzun vadeli bağların varlığını varsaymak yanlıştır.

Zayıf elektrolitlerin sulu çözeltilerinde, çözünen, basit ve solvatlanmış (-hidratlanmış) iyonlar ve ayrışmamış moleküller şeklinde bulunabilir.

Sulu olmayan çözeltilerde, bazı güçlü elektrolitler (örneğin, ) orta derecede yüksek konsantrasyonlarda bile tamamen ayrışmaz. Çoğu organik çözücüde, zıt yüklü iyonların iyon çiftlerinin oluşumu gözlenir (daha fazla ayrıntı için 2. Kitap'a bakın).

Bazı durumlarda, güçlü ve zayıf elektrolitler arasında keskin bir çizgi çekmek imkansızdır.

İnteriyonik kuvvetler. Serbestçe hareket eden her iyonun etrafındaki interiyonik kuvvetlerin etkisi altında, diğer iyonlar simetrik olarak gruplanır, zıt işaretle yüklenir ve iyonik atmosfer veya çözeltideki iyonun hareketini yavaşlatan iyonik bulut olarak adlandırılır.

Örneğin, bir çözeltide, klorür iyonları hareketli potasyum iyonlarının etrafında kümelenir ve hareketli klorür iyonlarının yakınında bir potasyum iyonları atmosferi oluşturulur.

Hareketliliği interiyonik uzama kuvvetleri tarafından zayıflatılan iyonlar, çözeltilerde azaltılmış bir kimyasal aktivite sergiler. Bu, güçlü elektrolitlerin davranışında kütle hareket yasasının klasik biçiminden sapmalara neden olur.

Belirli bir elektrolit çözeltisinde bulunan yabancı iyonlar da iyonlarının hareketliliği üzerinde güçlü bir etkiye sahiptir. Konsantrasyon ne kadar yüksek olursa, interiyonik etkileşim o kadar önemli ve yabancı iyonlar iyon hareketliliğini o kadar güçlü etkiler.

Zayıf asitler ve bazlar, moleküllerinde iyonik olmaktan ziyade büyük ölçüde kovalent olan bir hidrojen veya hidroksil bağına sahiptir; bu nedenle, zayıf elektrolitler, çok yüksek bir dielektrik sabiti ile ayırt edilen çözücüler içinde çözüldüğünde, moleküllerinin çoğu iyonlara ayrışmaz.

Güçlü elektrolitlerin çözeltileri, ayrışmamış moleküller içermedikleri için zayıf elektrolitlerin çözeltilerinden farklıdır. Bu, modern fiziksel ve fiziko-kimyasal çalışmalarla doğrulanmaktadır. Örneğin, X-ışını kırınımı ile tipteki güçlü elektrolitlerin kristallerinin incelenmesi, tuzların kristal kafeslerinin iyonlardan oluştuğu gerçeğini doğrular.

Yüksek dielektrik sabiti olan bir çözücü içinde çözündüğünde, iyonların etrafında solvat (suda hidratlanmış) kabukları oluşur ve bunların moleküller halinde birleşmesini engeller. Bu nedenle, güçlü elektrolitler kristal haldeyken bile molekül içermediğinden, çözeltide daha fazla molekül içermezler.

Bununla birlikte, güçlü elektrolitlerin sulu çözeltilerinin elektrik iletkenliğinin, çözünmüş elektrolitlerin moleküllerinin iyonlara ayrışması sırasında beklenebilecek elektrik iletkenliğine eşdeğer olmadığı deneysel olarak bulunmuştur.

Arrhenius tarafından önerilen elektrolitik ayrışma teorisini kullanarak, bunu ve bir dizi başka gerçeği açıklamanın imkansız olduğu ortaya çıktı. Bunları açıklamak için yeni bilimsel hükümler ortaya atıldı.

Şu anda, güçlü elektrolitlerin özellikleri ile kütle hareketi yasasının klasik biçimi arasındaki tutarsızlık, Debye ve Hückel tarafından önerilen güçlü elektrolitler teorisi kullanılarak açıklanabilir. Bu teorinin ana fikri, çözeltilerdeki güçlü elektrolit iyonları arasında karşılıklı çekim kuvvetlerinin ortaya çıkmasıdır. Bu interiyonik kuvvetler, güçlü elektrolitlerin davranışının ideal çözüm yasalarından sapmasına neden olur. Bu etkileşimlerin varlığı katyon ve anyonların karşılıklı olarak yavaşlamasına neden olur.

Seyreltmenin interiyonik çekim üzerindeki etkisi. İnteriyonik çekim, gerçek gazlardaki moleküller arası çekimin, ideal gaz yasalarından davranışlarında sapmaları gerektirdiği gibi, gerçek çözeltilerin davranışında sapmalara neden olur. Çözeltinin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa, iyonik atmosfer o kadar yoğun olur ve iyonların hareketliliği o kadar düşük olur ve dolayısıyla elektrolitlerin elektriksel iletkenliği o kadar düşük olur.

Tıpkı gerçek bir gazın özellikleri gibi düşük basınçlar ideal bir gazın özelliklerine yaklaşır, bu nedenle yüksek seyreltmede güçlü elektrolit çözeltilerinin özellikleri ideal çözeltilerin özelliklerine yaklaşır.

Diğer bir deyişle, seyreltik çözeltilerde iyonlar arasındaki mesafe o kadar büyüktür ki, iyonların maruz kaldığı karşılıklı çekim veya itme son derece küçüktür ve pratik olarak sıfıra iner.

Bu nedenle, çözeltilerinin seyreltilmesi üzerine güçlü elektrolitlerin elektriksel iletkenliğinde gözlenen artış, iyon hareketinin hızında bir artışa neden olan interiyonik çekim ve itme kuvvetlerinin zayıflamasıyla açıklanır.

Elektrolit ne kadar az ayrışmış ve çözelti ne kadar seyreltilmişse, interiyonik elektrik etkisi o kadar az ve kütle hareket yasasından daha az sapma gözlenir ve bunun tersine, çözeltinin konsantrasyonu ne kadar büyükse, interiyonik elektrik etkisi ve etkisi o kadar büyük olur. kitle eylemi yasasından daha fazla sapma gözlenir.

Yukarıdaki nedenlerden dolayı, klasik biçimindeki kütle etkisi yasası, güçlü elektrolitlerin sulu çözeltilerine ve ayrıca zayıf elektrolitlerin konsantre sulu çözeltilerine uygulanamaz.

Güçlü ve zayıf elektrolitler

Sulu çözeltilerdeki asitler, bazlar ve tuzlar ayrışır - iyonlara ayrılır. Bu süreç tersine çevrilebilir veya geri döndürülemez olabilir.

Çözeltilerde geri dönüşü olmayan ayrışma ile, tüm madde veya hemen hemen her şey iyonlara ayrışır. Bu, güçlü elektrolitler için tipiktir (Şekil 10.1, a, s. 56). Güçlü elektrolitler, bazı asitleri ve tüm suda çözünür tuzları ve bazları (alkali ve toprak alkali elementlerin hidroksitleri) içerir (Şema 5, s. 56).

Pirinç. 10.1. Aynı başlangıç ​​elektrolit miktarına sahip çözeltilerdeki iyon sayısının karşılaştırılması: a - klorür asidi (güçlü elektrolit); b - nitrit asit

(zayıf elektrolit)

Şema 5. Elektrolitlerin kuvvete göre sınıflandırılması

Tersinir ayrışma ile, iki zıt süreç gerçekleşir: bir maddenin iyonlara bozunmasıyla (ayrışma) eşzamanlı olarak, iyonları bir maddenin moleküllerine (birleşme) birleştirmenin ters işlemi gerçekleşir. Bu nedenle, çözeltideki maddenin bir kısmı iyonlar şeklinde ve kısmı - moleküller şeklinde bulunur (Şekil 10.1, b). elektrolitler,

suda çözündüğünde sadece kısmen iyonlara ayrışanlara zayıf elektrolitler denir. Bunlara su, birçok asit ve ayrıca çözünmeyen hidroksitler ve tuzlar dahildir (Şema 5).

Zayıf elektrolitler için ayrışma denklemlerinde, normal ok yerine çift yönlü bir ok yazılır (ters çevrilebilirlik işareti):

Elektrolitlerin gücü, ayrışma üzerine kopan kimyasal bağın polaritesi ile açıklanabilir. Bağ ne kadar polar olursa, su moleküllerinin etkisi altında o kadar kolay iyonik hale gelir, bu nedenle elektrolit o kadar güçlü olur. Tuzlarda ve hidroksitlerde, metal iyonları, asit kalıntıları ve hidroksit iyonları arasında iyonik bir bağ olduğundan, bağın polaritesi en yüksektir, bu nedenle tüm çözünür tuzlar ve bazlar güçlü elektrolitlerdir. Oksijen içeren asitlerde, ayrışma üzerine, O-H bağı, polaritesi asit kalıntısının kalitatif ve kantitatif bileşimine bağlıdır. Çoğu oksijenli asidin gücü, olağan asit formülü E(OH) m O n olarak yazılarak belirlenebilir. Bu formül n içeriyorsa< 2 — кислота слабая, если n >2 - güçlü.

Asitlerin gücünün asit kalıntısının bileşimine bağımlılığı

Ayrışma derecesi

Elektrolitlerin gücü, çözeltide iyonlara ayrışan madde moleküllerinin oranını gösteren elektrolitik ayrışma derecesi a ile nicel olarak karakterize edilir.

Ayrışma derecesi a, N moleküllerinin sayısının veya iyonlara ayrışan n maddesinin miktarının, toplam N 0 molekül sayısına veya çözünen n 0 miktarına oranına eşittir:

Ayrışma derecesi, yalnızca bir birimin kesirleri olarak değil, aynı zamanda yüzde olarak da ifade edilebilir:

a değeri 0 (ayrışma yok) ile 1 veya %100 (tam ayrışma) arasında değişebilir. Elektrolit ne kadar iyi ayrışırsa, ayrışma derecesinin değeri o kadar büyük olur.

Elektrolitik ayrışma derecesinin değerine göre, elektrolitler genellikle ikiye değil, üç gruba ayrılır: güçlü, zayıf ve orta kuvvette elektrolitler. Güçlü elektrolitler,% 30'dan fazla ayrışma derecesi ve% 3'ten daha az bir derece ile zayıf olarak kabul edilir. A -% 3 ila% 30 arasında ara değerlere sahip elektrolitlere orta kuvvette elektrolitler denir. Bu sınıflandırmaya göre asitler şu şekilde kabul edilir: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 ve diğerleri. Son iki asit, yalnızca ayrışmanın ilk aşamasında orta kuvvette elektrolitlerdir, diğerlerinde ise zayıf elektrolitlerdir.

Ayrışma derecesi bir değişkendir. Sadece elektrolitin doğasına değil, aynı zamanda çözeltideki konsantrasyonuna da bağlıdır. Bu bağımlılık ilk olarak Wilhelm Ostwald tarafından tanımlanmış ve incelenmiştir. Bugün buna Ostwald seyreltme yasası denir: bir çözelti suyla seyreltildiğinde ve sıcaklık yükseldiğinde ayrışma derecesi artar.

Ayrışma derecesinin hesaplanması

Örnek. Hidrojen florür, madde miktarı 5 mol olan bir litre suda çözüldü. Nihai çözelti, 0.06 mol hidrojen iyonu içerir. Florik asidin ayrışma derecesini belirleyin (yüzde olarak).

Florik asidin ayrışması için denklemi yazıyoruz:

Bir asit molekülünden ayrışma, bir hidrojen iyonu üretir. Çözelti 0,06 mol H+ iyonu içeriyorsa, bu, 0,06 mol hidrojen florür molekülünün ayrıştığı anlamına gelir. Bu nedenle, ayrışma derecesi:

Üstün Alman fiziksel kimyager, ödüllü Nobel Ödülü 1909'da kimyada. Riga'da doğdu, öğretim ve araştırma faaliyetlerine başladığı Dorpat Üniversitesi'nde okudu. 35 yaşında Leipzig'e taşındı ve burada Fizik ve Kimya Enstitüsü'ne başkanlık etti. Kimyasal denge yasalarını, çözeltilerin özelliklerini inceledi, kendi adını taşıyan seyreltme yasasını keşfetti, asit-baz kataliz teorisinin temellerini geliştirdi ve kimya tarihine çok zaman ayırdı. Dünyanın ilk fiziksel kimya bölümünü ve ilk fiziksel ve kimyasal dergiyi kurdu. Kişisel yaşamında garip alışkanlıkları vardı: saç kesiminden iğrendi ve sekreteriyle yalnızca bir bisiklet zili yardımıyla iletişim kurdu.

Anahtar fikir

Zayıf elektrolitlerin ayrışması tersine çevrilebilir bir süreçtir ve güçlü elektrolitlerin ayrışması

geri döndürülemez.

sınav soruları

116. Güçlü ve zayıf elektrolitleri tanımlayın.

117. Güçlü ve zayıf elektrolitlere örnekler verin.

118. Elektrolitin gücünü ölçmek için hangi değer kullanılır? Tüm çözümlerde sabit midir? Elektrolit ayrışma derecesi nasıl arttırılabilir?

Malzemeye hakim olma görevleri

119. Aşağıdaki tuzlar, asitler ve bazların her birine birer örnek verin: a) güçlü bir elektrolit; b) zayıf elektrolit.

120. Bir madde örneği verin: a) ilk aşamada orta kuvvette bir elektrolit olan dibazik asit ve ikincisinde - zayıf bir elektrolit; b) her iki aşamada da zayıf bir elektrolit olan bir dibazik asit.

121. Bazı asitlerde, ilk aşamadaki ayrışma derecesi% 100 ve ikinci -% 15'tir. Ne tür bir asit olabilir?

122. Bir hidrojen sülfür çözeltisinde hangi parçacıklar daha fazladır: H 2 S molekülleri, H + iyonları, S 2- iyonları veya HS - iyonları?

123. Verilen maddeler listesinden aşağıdaki formülleri ayrı ayrı yazın: a) güçlü elektrolitler; b) zayıf elektrolitler.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO3, HNO3, HNO2, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO 3) 2 .

124. Stronsiyum nitrat, cıva (11) klorür, kalsiyum karbonat, kalsiyum hidroksit, sülfür asidin ayrışma denklemlerini yapın. Ayrışma ne zaman geri döndürülebilir?

125. Sulu bir sodyum sülfat çözeltisi, 0.3 mol iyon içerir. Böyle bir çözelti hazırlamak için bu tuzun hangi kütlesi kullanıldı?

126. 1 litrelik bir hidrojen florür çözeltisi bu asitten 2 g içerir ve hidrojen iyonu maddesinin miktarı 0.008 mol'dür. Bu çözeltideki florür iyonlarının miktarı nedir?

127. Üç test tüpü aynı hacimde klorür, florür ve sülfür asit çözeltileri içerir. Tüm test tüplerinde asit maddelerin miktarları eşittir. Ancak ilk test tüpünde Hidrojen iyon maddesinin miktarı 3'tür. 10 -7 mol, ikinci - 8. 10 -5 mol ve üçüncü - 0.001 mol. Hangi tüp her asidi içerir?

128. İlk test tüpü, ayrışma derecesi% 89 olan bir elektrolit çözeltisi, ikincisi% 8 ayrılma derecesi olan bir elektrolit ve üçüncü -% 0.2 o içerir. Bu test tüplerinde bulunabilecek farklı bileşik sınıflarının elektrolitlerinin her birine iki örnek verin.

129*. Ek kaynaklarda, elektrolitlerin gücünün maddelerin doğasına bağımlılığı hakkında bilgi bulun. Maddelerin yapısı, doğası arasındaki ilişkiyi kurmak kimyasal elementler, onları oluşturan ve elektrolitlerin gücü.

Bu ders kitabı materyalidir.

ELEKTROLİTLERÇözeltileri veya eriyikleri elektriği ileten maddeler.

ELEKTROLİT OLMAYANÇözeltileri veya eriyikleri elektriği iletmeyen maddeler.

Ayrışma- bileşiklerin iyonlara ayrışması.

Ayrışma derecesi iyonlara ayrışan molekül sayısının çözeltideki toplam molekül sayısına oranıdır.

GÜÇLÜ ELEKTROLİTLER suda çözündüklerinde neredeyse tamamen iyonlara ayrışırlar.

Güçlü elektrolitlerin ayrışma denklemlerini yazarken eşittir işareti koyun.

Güçlü elektrolitler şunları içerir:

Çözünür tuzlar ( çözünürlük tablosuna bakın);

Birçok inorganik asit: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( bakmak çözünürlük tablosunda asit-güçlü elektrolitler);

Alkali (LiOH, NaOH, KOH) ve toprak alkali (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH)) 2) metallerin bazları ( çözünürlük tablosundaki güçlü elektrolit bazlarına bakın).

ZAYIF ELEKTROLİTLER sulu çözeltilerde sadece kısmen (tersinir şekilde) iyonlara ayrışır.

Zayıf elektrolitler için ayrışma denklemlerini yazarken, tersinirlik işareti konur.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

Hemen hemen tüm organik asitler ve su (H 2 O);

Bazı inorganik asitler: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( bakmak çözünürlük tablosunda asitler-zayıf elektrolitler);

Çözünmeyen metal hidroksitler (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( üsleri görmekcçözünürlük tablosundaki zayıf elektrolitler).

Elektrolitik ayrışma derecesi bir dizi faktörden etkilenir:

çözücünün doğası ve elektrolit: güçlü elektrolitler, iyonik ve kovalent güçlü polar bağlara sahip maddelerdir; iyi iyonlaşma yeteneği, yani maddelerin ayrışmasına neden olma yeteneği, molekülleri polar olan (örneğin su) yüksek dielektrik sabiti olan çözücülere sahiptir;

sıcaklık: ayrışma endotermik bir süreç olduğundan, sıcaklıktaki bir artış α'nın değerini artırır;

konsantrasyon: çözelti seyreltildiğinde, ayrışma derecesi artar ve artan konsantrasyonla azalır;

ayrışma sürecinin aşaması: sonraki her aşama bir öncekinden daha az etkilidir, yaklaşık 1000-10.000 kez; örneğin fosforik asit için α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (birinci aşama, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ikinci aşama, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (üçüncü aşama, α 3).

Bu nedenle, bu asidin bir çözeltisinde hidrojen iyonlarının konsantrasyonu en yüksek, PO3-4 fosfat iyonlarının konsantrasyonu ise en düşüktür.

1. Bir maddenin çözünürlüğü ve ayrışma derecesi birbiriyle ilişkili değildir. Örneğin, zayıf bir elektrolit, suda yüksek oranda (kısıtlama olmaksızın) çözünür olan asetik asittir.

2. Zayıf bir elektrolit çözeltisi, elektrolitik ayrışmanın son aşamasında oluşan iyonlardan diğerlerinden daha az içerir.

Elektrolitik ayrışma derecesi de şunlardan etkilenir: diğer elektrolitlerin eklenmesi: örneğin formik asidin ayrışma derecesi

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

çözeltiye biraz sodyum format eklenirse azalır. Bu tuz, format iyonları oluşturmak üzere ayrışır HCOO - :

HCOONa → HCOO − + Na +

Sonuç olarak, çözeltideki HCOO- iyonlarının konsantrasyonu artar ve Le Chatelier ilkesine göre, format iyonlarının konsantrasyonundaki bir artış, formik asit ayrışma sürecinin dengesini sola kaydırır, yani. ayrışma derecesi azalır.

Ostwald seyreltme yasası- ikili zayıf elektrolitin seyreltik bir çözeltisinin eşdeğer elektriksel iletkenliğinin çözeltinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eden oran:

Burada, elektrolitin ayrışma sabiti, konsantrasyon ve sırasıyla konsantrasyonda ve sonsuz seyreltmede eşdeğer elektriksel iletkenliğin değerleridir. Oran, kitle eylemi ve eşitlik yasasının bir sonucudur.

ayrışma derecesi nerede.

Ostwald seyreltme yasası, 1888'de W. Ostwald tarafından geliştirildi ve deneysel olarak doğrulandı. Ostwald seyreltme yasasının doğruluğunun deneysel olarak kurulması, büyük önem elektrolitik ayrışma teorisini doğrulamak için.

Suyun elektrolitik ayrışması. Hidrojen göstergesi pH Su zayıf bir amfoterik elektrolittir: H2O H+ + OH- veya daha kesin olarak: 2H2O \u003d H3O + + OH- 25 ° C'de suyun ayrışma sabiti: sabit olarak kabul edilebilir ve 55.55 mol / l'ye eşit (su yoğunluğu 1000 g / l, kütle 1 l 1000 g, su maddesi miktarı 1000g: 18g / mol \u003d 55.55 mol, C \u003d 55.55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l). O zaman Bu değer belirli bir sıcaklıkta (25 ° C) sabittir, buna suyun iyon ürünü KW denir: Suyun ayrışması endotermik bir süreçtir, bu nedenle, Le Chatelier ilkesine göre sıcaklıktaki bir artışla, ayrışma artar, iyon ürünü artar ve 100 °C'de 10-13 değerine ulaşır. 25°C'deki saf suda, hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları birbirine eşittir: = = 10-7 mol/l Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarının birbirine eşit olduğu çözeltilere nötr denir. Eğer Temiz su asit ekleyin, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacak ve 10-7 mol / l'den fazla olacak, ortam asidik hale gelirken, hidroksil iyonlarının konsantrasyonu anında değişecek, böylece suyun iyon ürünü 10-14 değerini koruyacaktır. . Saf suya alkali eklendiğinde de aynı şey olur. Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları iyon ürünü aracılığıyla birbirleriyle ilişkilidir, bu nedenle iyonlardan birinin konsantrasyonunu bilerek diğerinin konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örneğin, eğer = 10-3 mol/l ise, o zaman = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l veya eğer = 10-2 mol/l ise, o zaman = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Bu nedenle, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonu, ortamın asitliğinin veya alkaliliğinin nicel bir özelliği olarak hizmet edebilir. Pratikte, kullanılan hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonları değil, hidrojen pH veya hidroksil pOH göstergeleridir. Hidrojen indeksi pH'ı, hidrojen iyonları konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Hidroksil indeksi pOH, hidroksil iyonları konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pOH = - lg ile göstermek kolaydır. pH + pOH = 14 olan suyun iyonik ürününü uzatmak, ortam 7'den az ise nötrdür - asidik ve pH ne kadar düşükse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu o kadar yüksek olur. 7'den büyük pH - alkali ortam, pH ne kadar yüksek olursa, hidroksil iyonlarının konsantrasyonu o kadar yüksek olur.