Alternatywny zapis:

odniesienia. Aby go uzyskać musimy zanurzyć elektrodę zwaną elektrodą kalomelową (elektroda odniesienia) Najpopularniejszą elektrodą używaną do mierzenia pH jest elektroda szklana, która wykazuje odporność na metale ciężkie, utleniacze oraz reduktory. Membrana elektrody szklanej ma kształt bańki i wykonana jest ze specjalnego szkła, które jest przenikalne wyłącznie dla jonów H+ Wewnątrz elektrody jest roztwór o znanej wartości pH, do którego wprowadzamy elektrodę kalometową, ewentualnie chlorosrebrową, jako kontakt elektryczny. Wyznaczenie pH roztworu jest możliwe przez zależność stężenia jonów H+ po obu stronach elektrody szklanej (pomiar SEM). Elektrodę szklaną możemy także stosować w niewodnych roztworach. Praktyczne wykonanie pomiaru pH nie jest trudne: do roztworu wstawiane są elektrody, zaś wynik pomiaru jest odczytywany ze skali pH-metru. pH jest wielkością stężenia jonów wodorowych. Zamiast żmudnego miareczkowania: sporządzania oraz mianowania roztworów roboczych, poza tym męczącego miareczkowania, nie wystarczy zmierzyć wartość pH roztworu i obliczyć stężenie kwasu? Odczyn roztworu Odczyn roztworu to cecha każdego roztworu dzięki niemu dowiadujemy się o nadmiarze jonów H+- odczyn kwaśny lub nadmiar jonów OH- - odczyn zasadowy, a gdy są w równowadze -odczyn obojętny. Jest to bardzo ważne pojęcie. Determinuje czasami przebieg, szybkość oraz rodzaj powstających produktów. Czasami określone reakcje mogą zachodzić tylko w ściśle określonym pH. Roztwory o pH od 1 do 6 mają odczyn kwasowy (zawierają nadmiar jonów wodorowych), zaś roztwory o pH od 8 do 14 maja odczyn zasadowy (zawierają nadmiar jonów wodorotlenowych). Roztwór o pH równym 7 jest obojętny. Woda destylowana powinna mieć pH=7, ale w rzeczywistości ma zwykle niższe, gdyż zawiera pewne ilości dwutlenku węgla. pochłanianego z powietrza. pH wówczas wynosi 4-5. Roztwór neutralny (obojętny), to roztwór charakteryzujący się równowagą jonów H+ oraz jonów OH-. pH roztworu obojętnego może być inne niż 7. Koncentracja jonów wodorowych to pierwiastek kwadratowy z iloczynu jonowego wody. Wartość liczbowa tego iloczynu nie jest równa 104, zależy od wartości mocy jonowej badanego roztworu, ale także od temperatury. W temperaturze wyższej niż 20°C iloczyn jonowy wody jest różna od wartości 101. Dla przykładu wartość iloczynu w temperaturze 80°C jest równa około 10-1³. [H+] = [OH-] = 10¹ mol/dm3, roztwór ma odczyn obojętny; [H+] > 10 mol/dm3, roztwór ma odczyn kwasowy; [H+] < 10 mol/dm3, roztwór ma odczyn zasadowy. Przyjmuje się, że jednostka pH jest bezwymiarowa. Wartość liczbowa pH zależy m.in. od tego, czy aktywność wyrażone jest w: molach na litr, czy jako stężenie procentowe. Poprawnym wymiarem pH jest logarytm wymiaru stężenia. Ponieważ w chemii jednostką stężenia jest stężenie molowe (M = mol/dm3), zatem w praktyce problem ten jest tak nieistotny. Symbol "p" jednostki pH pochodzi od słowa łacińskiego: potentio = potęga (jej wykładnik ze zmienionym znakiem). Skalę pH wprowadził w 1909 roku duński biochemik Sørensen, Prawo rozcieńczeń Ostwalda Prawo rozcieńczeń Ostwalda opisuje zależność między stałą dysocjacji i stopniem dysocjacji, dla kwasów jednoprotonowych i zasad jednowodorotlenowych ma postać: K= 2². Co ·1-α Dla słabych elektrolitów można zastosować wzór uproszczony, który ma postać: (1-x) ~ 1 K=x².6 K stała dysocjacji [-] α - stopień dysocjacji wyrażony w postaci ułamka dziesiętnego Co - stężenie początkowe [] pH - to ilościowe określenie kwasowości oraz zasadowości roztworu wodnego. pH możemy wyrazić za pomocą wzoru: pH = -log₁0[H+] Wartość pH to ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów wodorowych. Istotne zatem jest stężenie jonów wodorowych [H+]. Jednostka- mol/dm3. Dla przykładu- wartość pH = 2 oznacza, że dm3 znajduje się 10 moli jonów H+. Ujemnej potęga sugeruje, że im mocniejszy jest roztwór badany, tym mniejsza musi być wartość pH. Wartość pH równa jeden świadczy o tym, że mamy do czynienia z silnym kwasem. Wartość pH równa 14 oznacza silną zasadę. Skala pH przyjmuje wartości 0-14. PH + pOH = 14 POH= -log[OH-] Ujemny znak logarytmu w definicji pH przyjęto pierwotnie dla uniknięcia operowania liczbami ujemnymi: POH to wykładnik koncentracji jonów wodorotlenowych (OH-) w badanym roztworze. 1M roztwór HCI ma pH= 0, zaś 1M roztwór NaOH ma pH=14. Roztwory kwaśne mają zawsze pH mniejsze niż 7, zaś zasadowe większe niż 7. Woda destylowana powinna mieć pH=7, ale w rzeczywistości jest niższe, dlatego ze zawiera dwutlenek węgla - gaz zawarty w powietrzu, który wykazuje dobrą rozpuszczalność w wodzie. Reakcje zachodzące w roztworach Do zrozumienia sensu skali pH należy odpowiednio zinterpretować reakcje, które zachodzą w wodzie. Cząsteczki wody destylowanej (H20) samorzutnie ulegają reakcji dysocjacji, w wyniku której powstają jony H+ oraz OH-. Reakcja przebiega następująco: H2O H+ + OH- Jak widać reakcja charakteryzuje się odwracalnością, ale równowaga jest przesunięta bardziej w lewo. Jest to strona wody niezdysocjowanej. Koncentracja jonów wodorowych (H+) w wodzie w temperaturze 20°C wynosi dokładnie 10 mol/dm3. Czyli wstawiając do wzoru: pH = -log₁0[H+] otrzymamy pH wody, które wynosi 7. W roztworze kwasu solnego zachodzi reakcja: HCI+H+ + CI- Dla kwasu solnego HCI, który jest bardzo silny równowaga reakcji przesuwa się w prawo. Strona prawa jest reprezentowana przez jony H+ oraz Cl-. Gdy dodamy do jednego dm3 wody jeden mol kwasu solnego, to vczas otrzymamy pH=0, gdyż koncentracja jonów H+ będzie równa 1 mol/dm3. Gdy dodamy do jednego dm3 wody jeden mol NaOH, to otrzymamy pH-14, gdyż koncentracja jonów H+ wynosi 10 mol/dm3. Jony wodorotlenowe powodują przesunięcie równowagi reakcji dysocjacji wody. Minus przy logarytmu dziesiętnym w definicji skali pH został wprowadzony, aby uniknąć liczb ujemnych. Zachodzi zależność: im jest większa kwasu fym niższe pH. Paradoksalnie pH można określić jako miarę zasadowości roztworu. Wskaźniki Do oznaczenia pH używamy odpowiednich wskaźników. Są to substancje, zmieniające swoją barwę pod wpływem pH. Do podstawowych wskaźników należą; - oranż metylowy; - fenoloftaleina - błękit bromotymolowy; - czerwień metylowa - lakmus; - wywar z kapusty czerwonej. W laboratorium często stosowane są papierki uniwersalne, które są nasączone mieszaniną wskaźników i są w stanie zmienić kolor w zależności od odczynu roztworu. Są bardzo wygodne w użyciu i popularne. Nie zajmują dużo miejsca i pozwalają w szybki sposób określić pH badanego roztworu. Do papierka dołączona jest barwna skala, na podstawie, której określamy pH. Odczyn badanego roztworu oznaczamy poprzez zanurzenie papierka wskaźnikowego i porównanie jego zabarwienia z wzorcową barwą odpowiadającą określonej wartości pH. Jeżeli kolor będzie różowy, to wówczas mamy do czynienia z roztworem kwaśnym, jeżeli kolor jest niebieski, to mamy do czynienia z roztworem zasadowym. Wskaźniki uniwersalne wskazują wartości pH z dokładnością do 1/2 jednostki pH. Możemy zamieniać [H] na pH i odwrotnie, używając poniższych równań: pH = -log[*] [H]-10-P Możemy zamieniać [OH-] na pOH i odwrotnie, używając poniższych równań: POH=-Сод Гон-y. [OH-] = 10 POH Dla każdego roztworu wodnego w 25°C: pH +pOH = 14 Dla każdego 10-krotnego wzrostu stężenia [*], następuje spadek pH o 1 jednostkę i vice versa. Zarówno moc kwasu, jak i stężenie wpływają na [H*] i pH W roztworach wodnych, kwas definiujemy jako substancję chemiczną, zwiększającą stężenie H*), podczas gdy zasada zwiększa stężenie jonów OH (₂) 8₁ stopień dysocjagi stała dysocjacji K = liczba mai uząsterzek zdysocjowanych na jony HAH*+A n zdys.. naprow. całkowita liczba meli cząsteczek wprowadzonych do voxtione Cm = [H+][A-] [HA] pH = -log₁ [H²] [H²] = 10 PH [OH-]= 10 -рон pH + pOH =14. POH = -log₁ [OH-] 810 Ws Vr [OH-] = ma ng=Cm. Vr x = ²√ 32²- 4 KC 26 W=14 M [OH-] = [H + J = 10-14 [H+] [H+] = Cin K = K = 10-14 [OH-] ·K=" Dla stabych elektrolitów (a < 5%) wzór można stosować uproszczoną wersję wzoru: C₂². 6-62. [H*] α 1-α = stężenie cząsteczek zdysocjowang na jong Dla słabych elektrolitów K= x ² (₂+ 1-2 [H+]² Um-[H]* Czdys. Caprow. sterenie caasteczek wprowadzonych do rozbcovu uzysta H₂O + kwas stężenie początkowe K= x²C₁ x = √√x² T czysta H₂0 + zasada [OH-] = + [+]> [OH-] hudsony K 400 log₁0 a² = log & loga 6 = loga + bogb Log = = Loga - log b [4+]=[or] 7 obojstny [*] <[04] 14 zasadong Analogicznie stałą dysocjacji amoniaku będzie opisywało równanie: _[OH-][NH:] a po uproszczeniu [OH-][NH] [NH₂] K₂ K-COU Jak widać z powyższych równań, im wyższe jest stężenie jonów w roztworze, tym wyższa stała dysocjacji. Oznacza to, że moc kwasów lub zasad rośnie wprost proporcjonalnie do odpowiadających im stałych dysocjacji. Jednak co w przypadku elektrolitów mocnych? Skoro zakładamy, że w przypadku mocnych elektrolitów dysocjacja zachodzi w 100%, to liczba cząsteczek niezdysocjowanych (a więc mianownik) powinna wynosić 0. Dlatego w rzeczywistości ma sens dla roztworów słabych elektrolitów. H₂PO4 + H₂O H₂PO₂ + H₂O HPO + H₂O Dysocjacja wieloetapowa Warto pamiętać, że kwasy wieloprotonowe (z więcej niż jednym wodorem w cząsteczce) będą dysocjowały wieloetapowo, a każdemu etapowi będzie odpowiadała inna wartość stałej dysocjacji. Pierwszy etap ma z reguły najwyższą stałą dysocjacji, a dla każdego kolejnego, będzie ona niższa. Podobną sytuację zaobserwujemy przy wodorotlenkach o kilku grupach -OH w cząsteczce. Przykładem dysocjacji wieloetapowej może być dysocjacja kwasu fosforowego (V): H₂O + H₂PO₂ K₁ = 7,51 . 10-³ H₂O* + HPO₂³ K₂ = -6,23 · 10−⁰. H₂O + PO K₂= 2,2-10-¹3 gdzie: a - stopień dysocjacji C stężenie molowe elektrolitu Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo rozcieńczeń Ostwalda: K=azc 1-2. Dla słabych elektrolitów (a < 5%) wzór można stosować uproszczoną wersję wzoru: K=&²C₁ Skąd takie uproszczenie? Wyobraź sobie, że masz 100 zł. Jeśli wydasz złotówkę, 2 lub 4 złote, to w zasadzie nadal myślisz, że "masz stówę". Wydatki są bardzo małe w porównaniu do całości. Tak samo tutaj - zakładamy, że tak małe "straty" praktycznie nie wpływają znacząco na całościowy wynik. Dlatego pomijamy mianownik. Tu chodzi o zwykłe uproszczenie obliczeń, pełny wzór będzie poprawny w każdym przypadku, tylko trochę upierdliwy. Dysocjacja - jest to rozpad cząsteczek kwasów, zasad i soli na jony. Zachodzi ona w podwyższonej temperaturze w wyniku oddziaływań z cząsteczkami wody lub też pod wpływem wysokiej temperatury. Z procesem tym związane są pojęcia stałej oraz stopnia dysocjacji. Stała dysocjacji - jest stosunkiem iloczynu stężeń jonów, które powstały podczas procesu dysocjacji elektrolitycznej, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych pozostających w równowadze chemicznej z jonami. Dla reakcji dysocjacji wyrażonej schematem AB aA++ bB wzór na stałą dysocjacji wyglądać będzie w [A+]a[B]b następujący sposób: Kd =[Aa Bb] Stała dysocjacji - to wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu i jest miarą jego mocy. Nie zależy od początkowego stężenia elektrolitu, natomiast zależna jest od temperatury i wzrasta wraz z jej wzrostem. Stopniem dysocjacji - nazywamy z kolei stosunek liczby cząstek zdysocjowanych na jony (nz) do całkowitej liczby moli cząstek elektrolitu wprowadzonych do roztworu (nw). Oblicza się go ze wzoru x n zd no (wynik można pomnożyć razy 100%, aby uzyskać wartość stopnia dysocjacji w procentach). Stopień dysocjacji przyjmuje wartości pomiędzy 0 ≤ a ≤ 1 (0% ≤ a ≤ 100%). Wartość ta zależy od rodzaju elektrolitu (dla mocnych elektrolitów a = 1, natomiast w przypadku elektrolitów słabych przyjmuje wartości mniejsze od 1), stężenia roztworu (wzrasta, gdy stężenie elektrolitu się zmniejsza, a w roztworach bardzo rozcieńczonych jest bliskie 1), temperatury (wzrasta nieznacznie wraz ze wzrostem temperatury) oraz obecności innych substancji w roztworze (dodanie do roztworu jonów, które powstają w czasie dysocjacji zmniejsza a i cofa proces dysocjacji). Reakcja dysocjacji Reakcja dysocjacji, a dokładniej dysocjacji elektrolitycznej polega na rozpadzie na rozpadzie na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Celowo nie piszę rozpadu cząsteczek na jony. Sole, które charakteryzują się budową jonową nie są zbudowane ze zbioru cząsteczek, ale tworzą kryształy jonowe, które są ze sobą związane za pomocą oddziaływań elektrostatycznych. Reakcja dysocjacji nie jest skomplikowana, w przypadku kwasów polega na odłączeniu jonu (jonów) wodorowych H+, a reszta kwasowa staje się jonem ujemnym (ładunek równy ilości odłączonych jonów H+). W zasadach postępujemy analogicznie, z tą różnicą, że odłączeniu ulega jon wodorotlenkowy OH-. H2S 2 H+ + S2 - HNO3 → H+ + NO3- KOH → K+ + OH - Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH- Zwróć uwagę, że pierwsza reakcja została zapisana z użyciem strzałek w dwie strony. Wynika to z faktu, że kwas siarkowodorowy jest kwasem słabym (słabym elektrolitem), więc nie dysocjacja nie zachodzi całkowicie, a reakcja jest odwracalna. że reakcja W przypadku soli dysocjacja polega na rozpadzie kation metalu i anion reszty kwasowej. Aby podkr zachodzi pod wpływem wody, można zapisać jej wzór nad strzałką, choć nie jest to wymagane. Fe2(SO4)3 2 Fe3+ + 3 SO42- KNO3 → K+ + NO3- Aby sól uległa dysocjacji musi być rozpuszczalna w wodzie. Zakładamy wtedy dysocjację 100%. Co prawda niewielkie ilości formy zdysocjowanej są zawsze obecne w roztworze (opisuje to iloczyn rozpuszczalności), ale w przypadku soli nierozpuszczalnych są to ilości zaniedbywalne. Dlatego sole typu AgCl czy BaSO4 nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej i nie są zapisywane w formie jonowej. W zależności od rodzaju soli udział wody może ograniczyć się do roli katalizatora reakcji lub w kolejnym etapie wziąć udział w reakcji hydrolizy. Hydroliza Dysocjacja = rozpad na jony pod wpływem wody Hydroliza reakc z wodą (woda jest substratem reakcji) Wyróżniamy cztery rodzaje soli: 1 Sole mocnej zasady i mocnego kwasu, np. NaCl 2 Sole mocnej zasady i słabego kwasu, np. Na2CO3 3 Sole słabej zasady i mocnego kwasu, np: NH4Cl 4 Sole słabej zasady i słabego kwasu, np. (NH4)2CO3 Jak wiesz z powyższych akapitów, sole rozpuszczalne ulegają całkowitej dysocjacji. Powstają więc kationy metalu (chyba, że mówimy o soli zasady amonowej) i reszty kwasowej. Dalej, w zależności od tego czy te jony pochodzą mocnej zasady lub kwasu, mogą pozostać w formie zdysocjowanej lub przereagować z wodą. 1. Sole mocnej zasady i mocnego kwasu NaCl →→→ Na+ + Cl- Wiemy, że mocne kwasy i zasady ulegają 100% dysocjacji i pozostają w formie zdysocjowanej. Dlatego w tym przypadku udział wody zakończy się na dysocjacji i sól nie ulegnie reakcji hydrolizy. 2. Sole mocnej zasady i słabego kwasu Na2CO3 → 2 Na+ + CO32- Ponieważ jon Na+ pochodzi od mocnej zasady pozostanie w formie zdysocjowanej (bo zasada sodowa ulega w roztworze wodnym całkowitej dysocjacji, a reakcja nie jest odwracalna). Jednak CO32- jon ulega dalszej reakcji z wodą (tzw. cofnięcie dysocjacji). H2O + CO32- = OH- + HCO3- Ponieważ reakcji z wodą uległ anion, jest to przykład hydrolizy anionowej. 3. Sole słabej zasady i mocnego kwasu NH4CI→ NH4+ + CI- Ponieważ jon Cl- pochodzi od mocnego kwasu pozostanie w formie zdysocjowanej. Jon NH4+ ulega dalszej reakcji z wodą, ponieważ pochodzi od słabej zasady. H2O + NH4+ H+ + NH3. H2O Ponieważ reakcji z wodą uległ kation, jest to przykład hydrolizy kationowej. 4. Sole słabej zasady i słabego kwasu 2 NH4+ + CO32- (NH4)2CO3 W przypadku soli słabej zasady i słabego kwasu oba jony będą ulegały hydrolizie: 2 NH4+ + CO32- + H2O NH3. H2O + HCO3- Jest to przykład hydrolizy kationowo-anionowej. Zwróć uwagę, że o ile dysocjacja soli jest procesem nieodwracalnym, o tyle hydroliza jest reakcją odwracalną. Zaznac to pisząc strzałkę w dwie strony. W hydrolizie biorą udział jony pochodzące od słabych elektrolitów, a woda nie pełni już roli katalizatora, ale jest substratem reakcji. Elektrolity słabe nie ulegają dysocjacji całkowitej, często tylko część cząsteczek ulega rozpadowi na jony. W jaki sposób możemy jednak określić jaka część rzeczywiście dysocjacji ulega? Dziś kilka słów o stopniu i stałej dysocjacji. Dysocjacja stopień Z pomocą przychodzi stopień dysocjacji a, czyli stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji do całkowitej liczby cząsteczek, jaka została wprowadzona do roztworu: n zd no ∞ =1 Biorąc pod uwagę, że moc elektrolitu wiąże się bezpośrednio z liczbą cząsteczek, która ulega dysocjacji, często nachodzi nas pokusa, aby skorzystać z a do porównania mocy kwasów lub zasad. Trzeba pamiętać, że stopień dysocjacji zależy od stężenia (wynika to z prawa rozcieńczeń Ostwalda, o którym kilka słów poniżej), więc można stosować tę wartość tylko w przypadku roztworów o jednakowym stężeniu.. Statat dysocjacji Dużo lepszym parametrem do porównywania mocy kwasów będzie stała dysocjacji. Jak sama nazwa wskazuje stała dysocjacji jest stała, więc nie zmienia się w zależności od stężenia. Stałe dysocjacji poszczególnych kwasów i zasad są opisane w tablicach chemicznych. Trzeba jednak pamiętać, że dotyczy to określonych warunków temperatura ma wpływ na wartość stałej. Stała dysocjacji jest tak naprawdę stałą równowagi reakcji dysocjacji, a jej wzór, tak jak w przypadku każdej stałej równowagi, jest ściśle związany z równaniem reakcji. Dla reakcji dysocjacji kwasu azotowego (III) HNO₂ + H₂O = H₂O + NO₂ będzie wyglądała następująco (nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia molowe): [H₂O+][NO₂] Jeżeli rozpatrujemy roztwory o niskich stężeniach (a z takimi mamy zwykle do czynienia w liceum), to zakładamy, że stężenie rozpuszczalnika jest stałe. Wtedy możemy tę część równania pominąć. Dlatego finalnie wzór na stałą dysocjacji kwasu azotowego (III) przyjmie formę K= _[H₂0+][NO₂] [HNO₂] Stopień dysocjacji nzdys. Nwprow. x = dys ∞ = X= α- Nzdys. • 100% Nwprow. stopień dysocjacji (jako liczba niemianowana lub w [%]) n zdys. - liczba moli cząsteczek zdysocjonowanych na jony [mol] n wprow. - całkowita liczba moli. cząsteczek wprowadzonych do roztworu [mol] C zdys. - stężenie cząsteczek zdysocjowanych na jony [m] C wprow. - stężenie cząsteczek wprowadzonych do roztworu [m] mocne (a>0,3) lub (a>30%) • średniej mocy (0,05<x<0,3) lub (5%<a<30%) słabe (a<0,05) lub (a<5%) ∞ = Stopień dysocjacji może przyjmować wartości: o%<a<100% lub 0<a<1. W zależności o wartości stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na: K = Wzór na stałą dysocjacji (stałą równowagi reakcji dysocjacji) ma postać: [H+][A-] [HA] Ka - stała dysocjacji (stała równowagi reakcji dysocjacji) [-] dla kwasu jednoprotonowego (posiadającego jeden atom wodoru) dysocjującego zgodnie z równaniem: HAH*+A= Czdys. Cwprow. [H+] - stężenie molowe jonów wodorowych powstałych podczas dysocjacji, zmierzone po ustaleniu się stanu równowagi [- dm³ mol [HA] - stężenie niezdysocjowanych cząsteczek kwasu, zmierzone po ustaleniu się stanu równowagi [- dm³ mol {] -] [A] - stężenie molowe jonów reszty kwasowej powstałych podczas dysocjacji, zmierzone po ustaleniu się stanu równowagi [ mol dm³ -] •100% pH Woda jedynie w niewielkim stopniu ulega dysocjacji. Iloczyn jonowy wody jest wartością stałą nie tylko w wodzie, ale także w roztworach kwasów i zasad, a wynosi 10- Dysocjacja cząsteczki wody (w sposób uproszczony) przebiega następująco: H₂O = H+ + OH- Pojecie pH wprowadził Sorensen ze względu na wygodę, bo zamiast 10 stosuje się 14.. pH jest ujemnym logarytmem określającym stężenie kationów wodorowych. Roztwory kwaśne mieszczą się w zakresie do 7, obojętne są równe 7, a zasadowe powyżej 7 (Tabela 1): St. [OH-] 10-14 10- 10-12 10-19 10:20 10-9. 10-8 10-610-3 404. 10² 10-1 10-1 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 Stężenie H+ 1 0 PH 1 102 103 104 105 106 107 2 3 kwaśne 4 5 6 7 środowisko Papierek uniwersalny 10 9 obojętne zasadowe zasadowe obojętne 10 Oranż metylowy Fenoloftaleina bezbarwny bezbarwny czerwony żółty Wskaźniki kwasowo zasadowe Bardzo ważne jest szybkie i precyzyjne odróżnienie środowiska kwasowego od zasadowego. W tej materii wykorzystywane są indykatory (wskaźniki) barwiące się na określone kolory w zależności od pH. Do tego celu używa się substancji, których jony zmieniają zabarwienie w stosunku do obojętnych cząsteczek. Powszechnie znanymi i stosowanymi są: papierki uniwersalne, fenoloftaleina, oranż metylowy czy błękit metylenowy. W poniższej tabeli (Tabela 2) zamieszczono zmianę zabarwienia indykatora pod wypływem różnego środowiska: niebieski pomarańczowy czerwony kwaśne żółty 10-3 malinowy 11 12 13 14 Teorie kwasowo zasadowe Powstały w głównej mierze w związku z odkryciem zjawiska dysocjacji. Do najważniejszych z nich należą: Teoria Arrheniusa, głosząca, że Kwasy to substancje typu HnR, które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji na kationy wodorowe H+ i aniony reszty kwasowej R- Zasady to substancje typu: M(OH)m, które ulegają reakcji dysocjacji w roztworze wodnym na kationy metalu M+ i aniony wodorotlenowe OH- Sole to substancje typu: MnRm, które ulegają reakcji dysocjacji na kation metalu M+ i anion reszty kwasowej R- Teoria Brunsteda (donorowo - akceptorowa) mówi że: Kwas jest substancją mogącą oddawać proton Zasada jest substancją mogącą przyjmować protony Oprócz tych wymienionych istnieje wiele innych koncepcji definicji kwasów i zasad, np. teoria Lewisa, które nie maja już takiego ścisłego związku z dysocjacją.