Тобто реакція зліва направо не перебігає. Слід пам’ятати, що серед основ сильними електролітами є тільки основи лужних та лужно-земельних металів:

LiOH, NaOH, KOH…, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, …

Сильні кислоти є також сильними електролітами. Їх не так багато: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HMnO₄, H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇. Розчинні у воді солі також в іонних реакціях записуємо у вигляді іонів (додаток 4).

15.4. Електролітична дисоціація води. Водневий показник рН

Вода є досить слабким електролітом. Спрощена схема дисоціації молекул

води, якою часто користуються, має вигляд:

Н₂ОН⁺ + ОН^.

Іон гідрогену Н⁺ не може окремо існувати у водному розчині, оскільки він сильно гідратований – взаємодіє з молекулами води з утворенням іонів гідроксонію Н₃О⁺. Тому рівняння дисоціації води можна записати таким чином:

2Н₂ОН₃О⁺ + ОН^.

Тоді вираз для константи дисоціації води має вигляд:

.

Причому, у чисельнику – добуток рівноважних концентрацій іонів, а у знаменнику – рівноважна концентрація води. Оскільки вода дисоціює досить погано, вважають, що її рівноважна концентрація [H₂O] практично не відрізняється від початкової молярної концентрації C(H₂O), яку можна визначити таким чином:

Отже, C(H₂O)  [H₂O] = 55,56 моль/л.

Кондуктометрично (методом вимірювання електропровідності) було визначено ступінь дисоціації води при 298,15 К (= 1,8  10^9).

Тоді константа дисоціації води при 298,15 К

= ² С;

= (1,8  10^9)²  55,56 = 1,8  10^16 (моль/л),

а йонний добуток води (константа автоіонізації води) при 298,15 К:

= [Н⁺][ОН^] = [Н₂О];

= 1,8  10^16  55,56 = 1,0  10^14 (моль²/л²)

Отже,

= [Н⁺][ОН^] = 1,0  10^14 ( моль²/л²). (15.4)

Згідно з формулою (15.4), у чистій воді чи в будь-якому водному розчині при постійній температурі добуток концентрацій іонів гідрогену Н⁺ та гідроксильних іонів ОН^ є сталою величиною, яку називають іонним добутком води.

Знаючи , можна визначити рівноважні молярні концентрації гідроксильних іонів та іонів гідрогену за формулами:

[ОН^] = ; (15.5)

[Н⁺] = . (15.6)

Зазначимо, що процес дисоціації води є ендотермічним, тобто відбувається з

поглинанням теплоти ( ⁰_дис = 57,3 кДж/моль). Іонний добуток води (константа автоіонізації води) залежить від температури: з підвищенням температури він трохи збільшується. Однак при температурах, близьких до кімнатної, можна вважати = 1,0  10^14 моль²/л².

У нейтральному середовищі концентрації іонів Н⁺ і ОН^ однакові, тобто [Н⁺] = [ОН^] = 10^7 моль/л. У кислих розчинах [Н⁺]  [ОН^], тоді як у лужних [Н⁺]  [ОН^]. Тому кислотність та лужність розчину кількісно можна характеризувати концентрацією одного з цих іонів.

Для характеристики кислотності середовища датський біохімік С. Серен-сен (1909 р.) запропонував використовувати водневий показник рН, який дорівнює десятковому логарифму концентрації іонів гідрогену, взятому з протилежним знаком:

рН = lg[H⁺] (15.7)

Тоді

[Н⁺] = 10^рН. (15.8)

Аналогічно гідроксильний показник рОН визначають за формулою,

рОН = lg[ОH^]; (15.9)

[ОН^] = 10^рОН (15.10)

Для розбавлених розчинів при температурі близько 20…25 С виконується умова:

рН + рОН = 14. (15.11)

Для точних вимірювань рН розчинів зазвичай використовують рН-метри.