Vee dissotsiatsiooni valem. Vee dissotsiatsioon. Vee pH ja lahuste pH ioonne saadus. Vesiniku indikaator - pH

Puhas vesi, kuigi halb (võrreldes elektrolüütide lahustega), võib juhtida elektrit. Seda põhjustab veemolekuli võime laguneda (dissotsieeruda) kaheks iooniks, mis on puhtas vees elektrivoolu juhid (allpool tähendab dissotsiatsioon elektrolüütilist dissotsiatsiooni - lagunemist ioonideks):

H 2 O ↔ H + + OH -

Ligikaudu 556 000 000 mittedissotsieerunud veemolekuli puhul dissotsieerub ainult 1 molekul, kuid see on 60 000 000 000 dissotsieerunud molekuli 1 mm3 kohta. Dissotsiatsioon on pöörduv, see tähendab, et H + ja OH - ioonid võivad uuesti moodustada veemolekuli. Lõpuks see tuleb dünaamiline tasakaal, milles lagunenud molekulide arv on võrdne moodustunud H + ja OH - ioonide arvuga. Teisisõnu, mõlema protsessi kiirused on võrdsed. Meie puhul kiirusvõrrand keemiline reaktsioon võid kirjutada nii:

υ 1 = κ 1 (vee dissotsiatsiooni jaoks)

υ 2 = κ 2 (pöördprotsessi jaoks)

Kus υ - reaktsioonikiirus; κ - reaktsioonikiiruse konstant (olenevalt reagentide olemusest ja temperatuurist); , Ja - kontsentratsioon (mol/l).

Tasakaalus olekus υ 1 = υ 2, seega:

κ 1 = κ 2

Teeme lihtsa matemaatika ja saame:

κ 1 /κ 2 = /

κ 1 /κ 2 = K

K- tasakaalukonstant ja meie puhul dissotsiatsioonikonstant, mis sõltub ainete temperatuurist ja olemusest ning ei sõltu kontsentratsioonidest (nagu ka κ 1 ja κ 2). K vee puhul 1,8 10 -16 temperatuuril 25 °C (võrdlusväärtus).

Dissotsieerunud molekulide väga väikese arvu tõttu on kontsentratsioon võib võtta võrdseks vee kogukontsentratsiooniga ja vee kogukontsentratsiooni lahjendatud lahustes konstantse väärtusena: = 1000 (g/l)/18 (g/mol) = 55,6 mol/l.

Asendamine κ 1 / κ 2 peal K ja väärtuse kasutamine , määrame kindlaks, millega kontsentratsioonide korrutis on võrdne Ja mida nimetatakse - vee ioonne saadus:

K = /55,6 mol/l
1,8 10 -16 55,6 mol/l =
10 -14 =

Kuna teatud temperatuuril arvestatakse vee ioonsaaduse arvutamisel kasutatud koguseid ( K, ) on konstantsed, vee ioonprodukti väärtus koguaeg samamoodi. Ja kuna veemolekuli dissotsiatsioonil tekib sama palju ioone Ja Selgub, et puhta vee puhul on kontsentratsioon Ja saab olema võrdne 10 -7 mol/l. Vee ioonsaaduse püsivusest järeldub, et kui H + ioonide arv suureneb, siis HO - ioonide arv väheneb. Näiteks kui puhtale veele lisada tugevat hapet HCl, dissotsieerub see tugeva elektrolüüdina täielikult H + ja Cl -, mille tulemusena suureneb H + ioonide kontsentratsioon järsult ja see toob kaasa dissotsiatsioonile vastupidise protsessi kiiruse suurenemine, kuna see sõltub ioonide H+ ja OH- kontsentratsioonist:

υ 2 = κ 2

Dissotsiatsioonile vastupidise kiirendatud protsessi käigus väheneb HO - ioonide kontsentratsioon uuele tasakaalule vastava väärtuseni, mille juures on neid nii vähe, et vee dissotsiatsiooni ja pöördprotsessi kiirused on taas võrdsed. Kui saadud HCl lahuse kontsentratsioon on 0,1 mol/l, siis tasakaalukontsentratsioon on võrdne:

= 10-14/0,1 = 10-13 mol/l

Tugeva aluse NaOH lisamisel toimub nihe H + kontsentratsiooni vähenemise suunas.

Puhas vesi, ehkki halvasti (võrreldes elektrolüütide lahustega), võib juhtida elektrivoolu. Seda põhjustab veemolekuli võime laguneda (dissotsieeruda) kaheks iooniks, mis on puhtas vees elektrivoolu juhid (allpool tähendab dissotsiatsioon elektrolüütilist dissotsiatsiooni – lagunemist ioonideks): H 2 O ↔ H + + OH -

Ligikaudu 556 000 000 mittedissotsieerunud veemolekuli puhul dissotsieerub ainult 1 molekul, kuid see on 60 000 000 000 dissotsieerunud molekuli 1 mm3 kohta. Dissotsiatsioon on pöörduv, see tähendab, et H + ja OH - ioonid võivad uuesti moodustada veemolekuli. Selle tulemusena tekib dünaamiline tasakaal, kus lagunenud molekulide arv on võrdne moodustunud H + ja OH - ioonide arvuga. Teisisõnu, mõlema protsessi kiirused on võrdsed. Meie puhul saab keemilise reaktsiooni kiiruse võrrandi kirjutada järgmiselt:

υ 1 = κ 1 (vee dissotsiatsiooni jaoks)

υ 2 = κ 2 (pöördprotsessi jaoks)

kus υ on reaktsiooni kiirus; κ on reaktsioonikiiruse konstant (olenevalt reagentide olemusest ja temperatuurist); , ja - kontsentratsioonid (mol/l).

Tasakaaluseisundis υ 1 = υ 2, seega: κ 1 = κ 2

Kuna teatud temperatuuril on vee ioonkorrutise (K, ) arvutamisel kasutatavad suurused konstantsed, on ka vee ioonkorrutise väärtus konstantne. Ja kuna veemolekuli dissotsiatsioonil tekib sama arv ioone ja , siis selgub, et puhta vee puhul on ja kontsentratsioonid 10–7 mol/l. Vee ioonsaaduse püsivusest järeldub, et kui H + ioonide arv suureneb, siis HO - ioonide arv väheneb. Näiteks kui puhtale veele lisada tugevat hapet HCl, dissotsieerub see tugeva elektrolüüdina täielikult H + ja Cl -, mille tulemusena suureneb H + ioonide kontsentratsioon järsult ja see toob kaasa dissotsiatsioonile vastupidise protsessi kiiruse suurenemine, kuna see sõltub ioonide H + ja OH - kontsentratsioonist: υ 2 = κ 2

Vee ioonne saaduś on vesinikuioonide H + ja hüdroksüülioonide OH − kontsentratsioonide korrutis vees või vesilahustes, vee autoprotolüüsi konstant.

Kuigi vesi on nõrk elektrolüüt, dissotsieerub see vähesel määral:

Selle reaktsiooni tasakaal on tugevalt nihkunud vasakule. Vee dissotsiatsioonikonstandi saab arvutada järgmise valemi abil:

· - hüdrooniumioonide (prootonite) kontsentratsioon;

· - hüdroksiidioonide kontsentratsioon;

· - vee kontsentratsioon (molekulaarsel kujul) vees;

Vee kontsentratsioon vees, arvestades selle madalat dissotsiatsiooniastet, on praktiliselt konstantne ja moodustab (1000 g/l)/(18 g/mol) = 55,56 mol/l.

25 °C juures on vee dissotsiatsioonikonstant 1,8 10 −16 mol/l. Võrrandi (1) saab ümber kirjutada järgmiselt:

Konstanti K in, mis võrdub prootonite ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonide korrutisega, nimetatakse vee ioonsaaduseks.. See on konstantne mitte ainult puhta vee, vaid ka ainete lahjendatud vesilahuste puhul. Temperatuuri tõustes suureneb vee dissotsiatsioon, seetõttu suureneb ka Kv, temperatuuri langedes - vastupidi. Praktiline tähtsus Vee ioonsaadus on suur, kuna see võimaldab mis tahes lahuse teadaoleva happesuse (aluselisuse) korral (st teadaoleva kontsentratsiooniga või ) leida vastava kontsentratsiooni või . Kuigi enamikul juhtudel ei kasuta nad esitluse mugavuse huvides kontsentratsioonide absoluutväärtusi, vaid nende kümnendlogaritme, mis on võetud vastupidise märgiga - vastavalt vesinikuindeksit (pH) ja hüdroksüülindeksit (pOH).

Kuna Kb on konstant, siis happe (H + ioonide) lisamisel lahusele langeb hüdroksiidioonide OH − kontsentratsioon ja vastupidi. Neutraalses keskkonnas = = mol/l. Kontsentratsioonil > 10–7 mol/l (vastavalt kontsentratsioon< 10 −7 моль/л) среда будет hapu; Kontsentratsioonil > 10–7 mol/l (vastavalt kontsentratsioon< 10 −7 моль/л) - aluseline.

27. Puhverlahused: nende koostis, omadused, toimemehhanism. Puhvri maht

Puhverlahused- need on puhversüsteeme sisaldavad lahendused. Puhversüsteemid on segud, mis sisaldavad teatud kvantitatiivses vahekorras nõrku happeid ja nende sooli tugevate alustega või nõrkade alustega ning nende sooli tugevate hapetega. Sellistes lahustes on neutraalse lahustiga (veega) lahjendamisel stabiilne H+ ioonide kontsentratsioon ja neile lisatakse teatud kogus tugevaid happeid või aluseid.

Puhverlahuseid leidub maailmamere vetes, pinnase lahustes ja elusorganismides. Need süsteemid täidavad regulaatorite funktsioone, mis hoiavad keskkonna aktiivset reaktsiooni teatud väärtusel, mis on vajalik metaboolsete reaktsioonide edukaks toimumiseks. Puhverlahused liigitatakse happelisteks ja aluselisteks. Esimese näide oleks atsetaatpuhvri süsteem ja teise näide ammooniumpuhvri süsteem. On looduslikke ja kunstlikke puhverlahuseid. Looduslik puhverlahus on veri, mis sisaldab vesinikkarbonaati, fosfaati, valku, hemoglobiini ja happepuhversüsteeme. Kunstlik puhverlahus võib olla atsetaatpuhver, mis koosneb CH3COOH-st.

Iseärasused sisemine koostis Vaatleme puhversüsteemide toimemehhanismi atsetaatpuhversüsteemi näitel: atsetaathape/naatriumatsetaat. IN veekeskkond puhversüsteemi komponendid läbivad elektrolüütilise dissotsiatsiooni. Naatriumatsetaat nõrga happe ja tugeva aluse soolana dissotsieerub täielikult ioonideks. Anioonide olemasolu sellises puhversegus sõltub soola kontsentratsioonist selles ja selle dissotsiatsiooni astmest. H+ ioonide kontsentratsioon puhversüsteemis on otseselt võrdeline selles oleva happe kontsentratsiooniga ja pöördvõrdeline selle happe soola sisaldusega selles.

Seega on H+ ioonide kontsentratsioon põhipuhvris otseselt võrdeline soola kontsentratsiooniga selles ja pöördvõrdeline aluse kontsentratsiooniga.

Näiteks on vaja valmistada mitme pH väärtusega atsetaatpuhver. Esmalt valmistage atsetaathappe ja naatriumatsetaadi 5 M lahused. Esimese lahuse valmistamiseks võtke 50 ml igat komponenti. Määrake valemi järgi H+ ioonide kontsentratsioon saadud lahuses.

Järgmise puhverlahuse jaoks võtke 80 ml happelahust ja 20 ml varem valmistatud soolalahust. Erinevate puhverlahuste jaoks on kasutatud mitmeid retsepte keemiline analüüs ja laboripraktika.

Puhverlahuseid iseloomustavad teatud omadused. Nende hulka kuuluvad ennekõike puhverdamine - võime säilitada H+ ioonide konstantne kontsentratsioon, kui puhverlahusele lisatakse teatud kogus tugevat hapet või tugevat alust. Näiteks kui atsetaatpuhvrile lisatakse väike kogus kloriidhapet, siis pH ei nihku happelisele poolele, kuna kloriidhape läbib nõrga happe soolaga lagunemisreaktsiooni. Reaktsiooni tulemusena asendub tugev hape, mis võib pH-d happelisele poolele nihutada, nõrga happe ja neutraalse soolaga. Nõrga elektrolüüdi lahuse dissotsiatsiooniaste väheneb selle kontsentratsiooni suurenedes, kaldub nullini ja pH nihet ei toimu.

Puhverlahuse maht(inglise keelest puhver- amortisaator, inglise keel buff- löökide pehmendamine) - happe või aluse kogus, mis on vajalik puhverlahuse pH muutmiseks täpselt 1 võrra.

Puhversegu, puhverlahus, puhversüsteem- ainete kombinatsioon, süsteem, mis hoiab püsivat pH-d.

Õpik on mõeldud kõrghariduse mittekeemiaerialade üliõpilastele. õppeasutused. See võib olla juhendiks üksikisikutele, kes õpivad iseseisvalt keemia põhitõdesid, ning keemiatehnikumide ja keskkoolide õpilastele.

Legendaarne õpik, mis on tõlgitud paljudesse Euroopa, Aasia, Aafrika keeltesse ja välja antud kokku üle 5 miljoni eksemplari.

Faili loomisel kasutati saiti http://alnam.ru/book_chem.php

Raamat:

<<< Назад

Edasi >>>

Puhas vesi on väga halb elektrijuht, kuid sellel on siiski mõõdetav elektrijuhtivus, mis on seletatav vee vähese dissotsiatsiooniga vesinikioonideks ja hüdroksiidioonideks:

Puhta vee elektrijuhtivuse põhjal saab arvutada vesiniku ja hüdroksiidioonide kontsentratsiooni vees. 25°C juures on see 10 -7 mol/l.

Kirjutame vee dissotsiatsioonikonstandi avaldise:

Kirjutame selle võrrandi ümber järgmiselt:

Kuna vee dissotsiatsiooniaste on väga väike, on dissotsieerumata H 2 O molekulide kontsentratsioon vees peaaegu võrdne vee kogukontsentratsiooniga, st 55,55 mol/l (1 liiter sisaldab 1000 g vett, s.o 1000:18,02 = 55,55 mol). Lahjendatud vesilahustes võib vee kontsentratsiooni lugeda samaks. Seega, asendades viimases võrrandis oleva korrutise uue konstandiga K H 2 O, saame:

Saadud võrrand näitab, et konstantsel temperatuuril vee ja lahjendatud vesilahuste korral on vesinikioonide ja hüdroksiidioonide kontsentraadi korrutis konstantne väärtus. Seda konstantset väärtust nimetatakse vee ioonsaaduseks. Selle numbrilise väärtuse saab hõlpsasti saada, kui asendada vesiniku ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonid viimase võrrandiga. Puhtas vees temperatuuril 25°C ==1·10 -7 mol/l. Seega, määratud temperatuuri jaoks:

Lahuseid, milles vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioon on sama, nimetatakse neutraalseteks lahusteks. 25°C juures, nagu juba mainitud, on neutraalsetes lahustes nii vesinikuioonide kui ka hüdroksiidioonide kontsentratsioon 10 -7 mol/l. Happelistes lahustes rohkem keskendumist vesinikioonid, leeliselistes - hüdroksiidioonide kontsentratsioon. Kuid olenemata lahuse reaktsioonist jääb vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonide korrutis konstantseks.

Kui näiteks puhtale veele lisada hapet nii palju, et vesinikuioonide kontsentratsioon tõuseb 10 -3 mol/l-ni, siis hüdroksiidioonide kontsentratsioon väheneb nii, et saadus jääb võrdseks 10 -14. Seetõttu on selles lahuses hüdroksiidioonide kontsentratsioon:

10-14/10-3 =10-11 mol/l

Vastupidi, kui lisate veele leelist ja suurendate seeläbi hüdroksiidioonide kontsentratsiooni näiteks 10-5 mol/l-ni, siis on vesinikioonide kontsentratsioon järgmine:

10-14/10-5 =10-9 mol/l

Need näited näitavad, et kui vesinikioonide kontsentratsioon on vesilahus Teadaolevalt määratakse seeläbi hüdroksiidioonide kontsentratsioon. Seetõttu saab nii lahuse happesuse kui ka leeliselisuse astet kvantitatiivselt iseloomustada vesinikioonide kontsentratsiooniga:

Lahuse happelisust või aluselisust saab väljendada muul, mugavamal viisil: vesinikioonide kontsentratsiooni asemel märkige selle kümnendlogaritm, mis on võetud vastupidise märgiga. Viimast väärtust nimetatakse vesinikuindeksiks ja seda tähistatakse pH-ga:

Näiteks kui =10-5 mol/l, siis pH = 5; kui = 10 -9 mol/l, siis pH = 9 jne Siit on selge, et neutraalses lahuses (= 10 -7 mol/l) pH = 7. Happelistes lahustes pH<7 и тем меньше, чем кислее раствор. Наоборот, в щелочных растворах pH>7 ja mida rohkem, seda suurem on lahuse aluselisus.

PH mõõtmiseks on erinevaid meetodeid. Lahuse ligikaudse reaktsiooni saab määrata spetsiaalsete reaktiivide abil, mida nimetatakse indikaatoriteks ja mille värvus muutub sõltuvalt vesinikioonide kontsentratsioonist. Levinumad indikaatorid on metüüloranž, metüülpunane ja fenoolftaleiin. Tabelis 17 esitab mõnede näitajate omadused.

Paljude protsesside puhul mängib rolli pH oluline roll. Seega on inimese ja looma vere pH-l rangelt konstantne väärtus. Taimed saavad normaalselt kasvada ainult mullalahuse pH väärtuste juures, mis jäävad teatud taimetüübile omasesse vahemikku. Looduslike vete omadused, eriti nende söövitavus, sõltuvad tugevalt nende pH-st.

Tabel 17. Põhinäitajad

<<< Назад

Edasi >>>

Vesinikuindeks (pH) on väärtus, mis iseloomustab vesinikioonide aktiivsust või kontsentratsiooni lahustes. Vesinikuindikaator on tähistatud pH-ga. Vesinikuindeks on arvuliselt võrdne vesinikioonide aktiivsuse või kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmiga, väljendatuna moolides liitri kohta: pH=-log[ H+ ] Kui [ H+ ]>10-7mol/l, [ OH-]<10-7моль/л -среда кислая; рН<7.Если [ H+ ]<10-7 моль/л, [ OH-]>10-7mol/l - aluseline keskkond; pH>7. Soolade hüdrolüüs- see on soolaioonide keemiline koostoime veeioonidega, mis viib nõrga elektrolüüdi moodustumiseni. 1). Hüdrolüüs ei ole võimalik Tugeva aluse ja tugeva happe poolt moodustatud sool ( KBr, NaCl, NaNO3), ei toimu hüdrolüüsi, kuna sellisel juhul ei moodustu nõrk elektrolüüt pH = 7. Söötme reaktsioon jääb neutraalseks. 2). Hüdrolüüs katiooniga (ainult katioon reageerib veega). Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustatud soolas

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

Katioon läbib hüdrolüüsi:

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

Hüdrolüüsi tulemusena tekib nõrk elektrolüüt, H+ ioon ja teised ioonid. lahuse pH< 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)

läbib anioonil hüdrolüüsi, mille tulemusena moodustub nõrk elektrolüüt, hüdroksiidioon OH- ja teised ioonid.

K2SiO3 + HOH<=>KHSiO3 + KOH 2K+ +SiO32- + H+ + OH-<=>НSiO3- + 2K+ + ОН-

Selliste lahuste pH on > 7 (lahus muutub aluseliseks). Liigese hüdrolüüs (nii katioon kui anioon reageerivad veega). Nõrga aluse ja nõrga happe poolt moodustatud sool

(CH 3COONH 4, (NН 4)2СО 3, Al2S3),

hüdrolüüsib nii katiooni kui ka aniooni. Selle tulemusena moodustub kergelt dissotsieeruv alus ja hape. Selliste soolade lahuste pH sõltub happe ja aluse suhtelisest tugevusest. Happe ja aluse tugevuse mõõt on vastava reagendi dissotsiatsioonikonstant. Nende lahuste keskkonna reaktsioon võib olla neutraalne, kergelt happeline või kergelt aluseline:

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

Hüdrolüüs on pöörduv protsess. Hüdrolüüs on pöördumatu, kui reaktsiooni tulemusena moodustub lahustumatu alus ja (või) lenduv hape

Puhas vesi on halb elektrijuht, kuid sellel on siiski mõõdetav elektrijuhtivus, mis on seletatav H2O molekulide osalise dissotsiatsiooniga vesinikioonideks ja hüdroksiidioonideks:

H 2 O H + + OH –

Puhta vee elektrijuhtivuse põhjal saab arvutada H + ja OH – ioonide kontsentratsiooni selles. 25 o C juures võrdub see 10 –7 mol/l.

H2O dissotsiatsioonikonstant arvutatakse järgmiselt:

Kirjutame selle võrrandi ümber:

Tuleb rõhutada, et see valem sisaldab H 2 O molekulide, H + ja OH – ioonide tasakaalukontsentratsioone, mis tekkisid tasakaalu hetkel H 2 O dissotsiatsioonireaktsioonis.

Kuid kuna H 2 O dissotsiatsiooniaste on väga väike, võime eeldada, et dissotsieerumata H 2 O molekulide kontsentratsioon tasakaaluhetkel on praktiliselt võrdne vee kogu algkontsentratsiooniga, s.o. 55,56 mol/dm 3 (1 dm 3 H 2 O sisaldab 1000 g H 2 O või 1000: 18 ≈ 55,56 (mol). Lahjendatud vesilahustes võib eeldada, et H 2 O kontsentratsioon jääb samaks. Seetõttu , asendades võrrandis (42) kahe konstantse suuruse korrutise uue konstandiga (või K W ), sisaldab:

Saadud võrrand näitab, et konstantsel temperatuuril vee ja lahjendatud vesilahuste korral on vesinikioonide ja hüdroksiidioonide molaarsete kontsentratsioonide korrutis konstantne väärtus. Seda nimetatakse erinevalt vee ioonne saadus .

Puhas vees temperatuuril 25 o C.
Seega, määratud temperatuuri jaoks:

Temperatuuri tõustes väärtus suureneb. 100 o C juures ulatub 5,5 ∙ 10 –13 (joon. 34).

Riis. 34. Vee dissotsiatsioonikonstandi K w sõltuvus
temperatuurist t(°С)

Nimetatakse lahuseid, milles H + ja OH – ioonide kontsentratsioonid on samad neutraalsed lahendused. IN hapu lahused sisaldavad rohkem vesinikioone ja aluseline– hüdroksiidioonid. Kuid olenemata keskkonna reaktsioonist lahuses, jääb H + ja OH – ioonide molaarsete kontsentratsioonide korrutis konstantseks.

Kui näiteks puhtale H 2 O-le lisada teatud kogus hapet ja H + ioonide kontsentratsioon tõuseb 10 -4 mol/dm 3 -ni, siis OH - ioonide kontsentratsioon vastavalt väheneb, nii et saadus jääb võrdseks. kuni 10-14. Seetõttu on selles lahuses hüdroksiidioonide kontsentratsioon 10 -14: 10 -4 = 10 -10 mol/dm 3. See näide näitab, et kui on teada vesinikioonide kontsentratsioon vesilahuses, siis määratakse ka hüdroksiidioonide kontsentratsioon. Seetõttu saab lahuse reaktsiooni kvantitatiivselt iseloomustada H + ioonide kontsentratsiooniga:

neutraalne lahus ®

happelahus ®

leeliseline lahus ®

Praktikas lahuse happesuse või aluselisuse kvantitatiivseks iseloomustamiseks mitte molaarne kontsentratsioon see sisaldab H + ioone ja selle negatiivset kümnendlogaritmi. Seda kogust nimetatakse pH väärtus ja seda tähistatakse pH :

pH = –lg

Näiteks kui , siis pH = 2; kui , siis pH = 10. Neutraalses lahuses pH = 7. Happelistes lahustes pH< 7 (и тем меньше, чем «кислее» раствор, т.е., чем больше в нём концентрация ионов Н +). В щёлочных растворах рН >7 (ja mida rohkem, seda leeliselisem on lahus, st seda väiksem on H + ioonide kontsentratsioon selles).

Lahuse pH mõõtmiseks on erinevaid meetodeid. Lahuse reaktsiooni on väga mugav ligikaudselt hinnata spetsiaalsete reaktiivide abil happe-aluse indikaatorid . Nende ainete värvus lahuses muutub sõltuvalt H + ioonide kontsentratsioonist selles. Mõnede enamlevinud näitajate omadused on toodud tabelis 12.

Tabel 12. Olulisemad happe-aluse näitajad