Įvadas
Cheminės savybės yra glaudžiai susijusios su atomų ir jonų struktūra. Atomo sandara, ypač elektronų išsidėstymas aplink branduolį, lemia jo cheminį elgesį. Jonų susidarymas ir jų savybės taip pat priklauso nuo atomų elektroninės struktūros. Straipsnyje nagrinėsime, kaip atomo ir jono sandara įtakoja medžiagų chemines savybes, reaguojant su kitomis medžiagomis.
Atomo Sandara ir Cheminės Savybės
Atomo sandara
Atomas susideda iš teigiamo krūvio branduolio ir aplink jį skriejančių neigiamo krūvio elektronų. Kadangi atomas neutralus, tai suminis neigiamas elektronų krūvis yra lygus teigiamam branduolio krūviui. Apie branduolį skriejančių elektronų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui periodinėje elementų sistemoje. Atomo branduolių tankis labai didelis. Branduoliai susideda iš protonų, turinčių teigiamą krūvį, ir neutronų - neutraliųjų dalelių. Protonų skaičius yra lygus elemento eilės numeriui elementų periodinėje sistemoje, neutronų - elemento atominės masės ir eilės numerio skirtumui. Pasikeitus neutronų skaičiui atomo branduolyje, susidaro izotopai. Izotopais yra vadinami to paties elemento atomai, turintys skirtingas atomines mases ir vienodą branduolio krūvį (pvz., chloras). Įvairių elementų atomai, turintys vienodas atomines mases, bet skirtingą branduolio krūvį, vadinami izobarais.
Elektroninis apvalkalas
Atomo branduolį atrado E. Rezerfordas. Aplink branduolį, kaip planetos aplink Saulę, orbitomis skrieja elektronai, sudarantys atomo elektroninį apvalkalą. N. Boras priėmė, kad vandenilio atome elektronas gali skrieti aplink branduolį apskritomis orbitomis, kurių spinduliai proporcingi sveikų kvantinių skaičių n kvadratams. Šias orbitas pavadino stacionariosiomis, arba kvantinėmis, o skaičių n - pagrindiniu kvantiniu skaičiumi. Kai n=1, orbita yra arčiausiai branduolio. Elektrono, skriejančio pirmąja orbita, energija E1 yra mažiausia.
Kvantiniai skaičiai
Pagrindinis kvantinis skaičius nurodo orbitalės dydį, kurioje esantis elektronas turi tam tikrą energiją, šis kvantinis skaičius nusako orbitalės energijos lygmenį. Jo reikšmės - bet kuris sveikas skaičius nuo 1 iki ∞. n 7. Sužadintų atomų n reikšmės yra didesnės negu nesužadintų atomų, pvz., vandenilio atomas pasidaro sužadintas, kai elektronas peršoka orbitalę, kurios n=2, 3 ir t. t. Kai n=∞, elektronas visiškai išeina iš atomo ribų, t. y. atomas virsta jonu.
Orbitinis (šalutinis) kvantinis skaičius l apibūdina orbitalės formą ir į kiek polygmenių suskirstytas orbitalės lygmuo. Orbitinio kvantinio skaičiaus reikšmės yra sveiki skaičiai, pradedant 0 ir baigiant n - 1. Kai n=1, turi tik vieną reikšmę - l=0. Šiuo atveju energijos polygmenių nėra. Orbitinis kvantinis skaičius 0-s; 1-p; 2-d; 3-f.
Taip pat skaitykite: Savybės psichologo darbui
Magnetinis kvantinis skaičius ml rodo orbitalės kryptį atomo erdvėje, nes elektronas turi orbitinį magnetinį momentą. Magnetinio kvantinio skaičiaus reikšmių yra 2l+1. Kai l=0, tai ml turi vieną reikšmę: ml=0, nes s orbitalė neturi krypties erdvėje. Kai l=1, ml reikšmės +1, 0, 1, atome gali būti trys p orbitalės, išsidėsčiusios pagal x, y, z ašis.
Sukinio kvantinis skaičius S. Kvantinės mechanikos požiūriu elektrono sukimasis aplink savo ašį nėra priimtinas, bet šis kvantinis skaičius susijęs su savuoju impulso momentu ir paaiškina atominių spektrų linijų nevienalytiškumą. Šio skaičiaus yra dvi reikšmės, žymimos +1/2 ir -1/2 (h/(2) vienetais). Sukinio kvantinis skaičius žymimas rodyklėmis ir . Elektronas gali turėti vieną šio kvantinio skaičiaus reikšmę.
Elektronai energijos polygmeniuose (p, d, f, orbitalėse) išsidėsto pagal Hundo taisyklę: elektronai užpildo p, d, f orbitales taip, kad jose būtų kuo daugiau nesuporuotų elektronų.
Periodinė elementų sistema
Elementų ir jų junginių savybės yra periodiškai susijusios su atomo branduolio krūviu. Elementų savybių periodinį kitimą rodo jonizacijos energija I. Tai elemento atomų savybė atiduoti elektronus ir virsti teigiamais jonais. Jonizacijos energija yra darbas, kurį reikia atlikti, norint išplėšti iš atomo vieną elektroną. Matuojama kJ/mol arba eV/atomui. Dažnai vietoj jonizacijos energijos matuojamas jonizacijos potencialas. Jis rodo potencialų skirtumą, išreikštą voltais, kuriam esant elektronas įgyja reikiamą jonizacijos energiją. Šios energijos, išreikštos elektrovoltais, skaitinė reikšmė lygi jonizacijos potencialui, išreikštam voltais. Jonizacijos potencialas yra elementų metališkųjų savybių matas. Kuo mažesnis jonizacijos potencialas, tuo stipresnės elemento metališkosios savybės.
Elektrinis neigiamumas
Ar elemento atomas lengviau atiduoda, ar prisijungia elektronus, rodo jo neigiamasis elektringumas. Jis lygus jonizacijos ir elektroninio giminingumo energijos sumos pusei. Didžiausias neigiamasis elektringumas - halogenų, mažiausias - šarminių metalų. Periode elementų neigiamasis elektringumas didėja iš kairės į dešinę; grupėse mažėja iš viršaus žemyn.
Taip pat skaitykite: Psichiatro sėkmės faktoriai
Cheminė jungtis ir jos ryšys su atomo elektroniniu apvalkalu
Cheminė jungtis yra elektrostatinės prigimties. Tai priešingų elektros krūvių trauka. Dalelės, atsidūrusios tam tikru atstumu, ima traukti viena kitą - vienos dalelės elektronai (neigiami krūviai) traukia kitos dalelės branduolius (teigiamus krūvius). Tarp labai suartėjusių dalelių atsiranda priešingos, stūmos, jėgos, nes vienos dalelės elektronai stumia kitos dalelės elektronus. Dėl stūmos jėgų dalelių energija didėja. Kai traukos jėgos pasidaro lygios stūmos jėgoms, atsiranda cheminė jungtis. Jungtys tarp atomų skirstomos į jonines, kovalentines ir metalines, o tarp molekilių - į vandervalsines ir vandenilines. Dažnai viename junginyje yra kelių tipų jungtys.
Joninė jungtis
Cheminė jungtis, susidariusi veikiant priešingo krūvio jonų elektrostatinėms traukos jėgoms, vadinama jonine jungtimi. Joninė jungtis gali susidaryti tuo atveju, kai tarpusavyje jungiasi atomai, kurie turi labai skirtingą elektrinį neigiamumą. Joninė jungtis susidaro tarp atomų, kurių vienas linkęs elektronus atiduoti, o kitas - prisijungti. Lengvai atiduoda elektronus tų elementų atomai, kurių yra nedidelis jonizacijos potencialas.
Kovalentinė jungtis
Kovalentinė jungtis susidaro, kai elektronai ne pereina iš vieno atomo į kitą, o sudaro vieną arba keletą besijungiantiems atomams bendrų atomų. Bendri abiejų atomų elektronai vadinami poriniais. Elemento valentingumas junginiuose su kovalentine jungtimi yra lygus elektroninių porų skaičiui. Kai jungiasi vienarūšiai atomai, bendroji elektronų pora yra vienodai traukiama abiejų branduolių ir yra simetriškai išsidėsčiusi abiejų branduolių atžvilgiu, tokia jungtis vadinama nepoline. Kai jungiasi vienas su kitu elektroneigiamumo elementų atomai, bendroji elektronų pora didesniu ar mažesniu laipsniu yra pasislinkusi arčiau vieno iš branduolių, t. y. atomo, turinčio didesnį elektroneigiamumą. Tai polinė jungtis.
Vandenilinė jungtis
Vandenilio atomai, susijungę su atomais, energingai prijungiančiais elektronus (fluoro, deguonies, mažesniu laipsniu azoto), turi savybę susijungti su kitu tos pačios rūšies elemento atomu iš kitos molekulės. Cheminė jungtis, kuri susidaro tarp į molekulę sujungto vandenilio atomo ir kito elemento, lengvai prijungiančio elektronus, atomo vadinama vandeniline. Vandenilinė jungtis padeda susidaryti dviguboms molekulėms. Vandenilinė jungtis yra silpnesnė už kitas chemines jungtis.
Donorinė-akceptorinė jungtis
Tai atskiras kovalentinės jungties atvejis. Ji būdinga daugeliui jungtinių (SO2, H2SO4, HNO3, N2O, Cl2, CO ir kt.) ir ypač kompleksiniams junginiams. Tokia jungtis susidaro, kai vienas atomas turi laisvą elektronų porą, o kitas - tuščią orbitalę. Laisvoji elektronų pora pereina į tuščiąją orbitalę. Taip susidariusi kovalentinė jungtis nuo paprastos skiriasi tik susidarymo būdu.
Taip pat skaitykite: Psichologo darbo savybės
Jonų Susidarymas ir Savybės
Jonų susidarymas
Jonai susidaro, kai atomas atiduoda arba prisijungia elektronus. Teigiami jonai (katijonai) susidaro, kai atomas atiduoda vieną ar daugiau elektronų, o neigiami jonai (anijonai) susidaro, kai atomas prisijungia vieną ar daugiau elektronų.
Jonų savybės
Jonų savybės labai skiriasi nuo neutralių atomų savybių. Jonai turi elektros krūvį, todėl jie stipriai sąveikauja su kitais jonais ir polinėmis molekulėmis. Joniniai junginiai paprastai yra kietosios medžiagos, turinčios aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą. Jie taip pat gerai tirpsta poliniuose tirpikliuose, tokiuose kaip vanduo.
Joninių junginių tirpimas vandenyje
Joniniai junginiai tirpsta vandenyje, nes vandens molekulės yra polinės. Deguonies atomas yra elektriškai neigiamesnis negu vandenilio, todėl vandens molekulėje deguonis pritraukia prie savęs O ← H ryšio elektronus. Elektronų debesis, supantis vandenilio atomo branduolį (protoną), gerokai praretėja. Šis pusnuogis protonas ir sudaro papildomą ryšį su kitos vandens molekulės deguonies atomo ryšio nesudariusia elektronų pora. Skysto vandens molekulės tarpmolekuliniais vandeniliniais ryšiais susaistytos į poras, trejetus ir dar didesnius agregatus, kuriuos būtų galima išreikšti bendra formule (H20)n. Vandens molekulės apsupa jonus ir sumažina traukos jėgas tarp jų, todėl jonai gali atsiskirti ir pasiskirstyti tirpale.
Vandenilio jonų koncentracija ir pH
Vandeniniuose tirpaluose visada esti ir H+, ir OH- jonų. Pilant į vandenį rūgšties, didėja H+ jonų koncentracija, dalis šių jonų susijungia su OH- jonais ir sumažina jų koncentraciją. Rūgštiniuose tirpaluose H+ jonų yra daugiau negu OH- jonų. Pilant į vandenį šarmo, pvz., natrio hidroksido tirpalo, didėja OH- jonų koncentracija ir mažėja H+ jonų koncentracija. Tirpalo pH galime nustatyti indikatoriais pagal jų spalvos pokytį. Dažniausiai vartojamas universalusis indikatorius (indikatoriniai popierėliai), kurį sudaro įvairių indikatorių mišinys. Indikatorinį popierėlį sudrėkinus tiriamuoju tirpalu, jis nusidažo tam tikra spalva, rodančia konkrečią pH vertę (ją sužinosime palyginę nusidažiusio popierėlio spalvą su etalonine spalvų skale).
Bendrieji cheminių procesų dėsningumai
Termochemijos sąvokos
Mokslas, nagrinėjantis energijos kitimus cheminėse reakcijose, vadinamas chemine termodinamika. Pagrindinis termodinaminės, arba energijos išsilaikymo, dėsnis teigia, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, o tik vienos rūšies energija tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Mokslas, nagrinėjantis šiluminės energijos pokyčius cheminėse reakcijose, vadinamas termochemija. Be vidinės energijos sistema gali įgyti išorinę energiją. Pvz., sistema sunaudoja šilumą iš išorės, o šiluma, sistemai plečiantis, atlieka darbą, nugalėdama atmosferinį slėgį. Sistemos vidinė ir išorinė energija yra pilnutinė energija, arba entalpija H. Taigi šiluma yra entalpijos pokytis (jei ji gaunama iš išorės, sistemos energija padidėja, jei išsiskiria, sumažėja): Q=H.
Cheminės reakcijos, kurioms vykstant šiluma išsiskiria, vadinamos egzoterminėmis, o kurioms vykstant šiluma sunaudojama - endoterminėmis. Egzoterminėse reakcijose išsiskirianti šiluma sumažina sistemos energiją, todėl šių reakcijų entalpijos pokytis yra neigiamas. Endoterminėse reakcijose sunaudota šiluma padidina sistemos energiją, ir šiuo atveju entalpijos pokytis - teigiamas. Cheminių reakcijų lygtys, kuriose nurodoma reakcijos šiluma, vadinamos termocheminėmis lygtimis. Junginio susidarymo šiluma yra šilumos kiekis, išsiskiriantis ar sunaudojamas, susidarant iš vieninių medžiagų vienam to junginio moliui. Vieninių medžiagų susidarymo šiluma lygi nuliui.
Heso dėsnis: Reakcijos šiluma priklauso tik nuo reaguojančių medžiagų ir reakcijos produktų rūšies ir būvio ir nepriklauso nuo reakcijos produktų susidarymo būdo. Kita formuluotė: Reakcijos šiluma arba entalpijos pokytis H0 yra lygus reakcijos produktų susidarymo šilumų sumai, atėmus reaguojančių medžiagų susidarymo šilumų sumą.
Entropija ir vidinė energija
Sistemos vidinė energija susideda iš laisvosios, naudingu darbu paverčiamos, energijos ir nelaisvosios, pastovioje temperatūroje naudingu darbu nepaverčiamos, energijos. Nelaisvosios energijos matu laikoma entropija S. Sistemos dalelėms pradėjus greičiau judėti, entropija padidėja. Taigi entropija didėja visada medžiagas kaitinant, medžiagoms pereinant iš kieto į skystą, iš skysto į dujinį agregatinį būvį bei medžiagą tirpinant. Auštant, kristalizuojantis medžiagoms ar skystėjant dujoms, entropija mažėja. G=H-TS - tai pagrindinė cheminės termodinamikos lygtis. Iš laisvosios energijos pokyčio sprendžiama, ar procesas savaiminis, ar ne. Jei G<0, procesas vyksta savaime, jei G>0, procesas savaime nevyksta. Esant pusiausvyrai, G=0.
Cheminių procesų energetika ir kryptys
Gibso energija ir entropija. Kriterijus savaiminiam proceso vyksmui. Cheminėje termodinamikoje dažniau vartojama izobarinės laisvosios energijos G sąvoka, nes cheminiai procesai dažniausiai vyksta pastoviame slėgyje. Dažnai pastovi būna ir temperatūra, todėl G vadinamas izobariniu-izoterminiu potencialu (Gibso energija). Jei procese entropija nekinta, tai neaukštoje temperatūroje surištosios energijos pokytis TS yra mažas dydis ir G labai artimas H. Šiuo atveju apie savaiminį proceso vyksmą galima spręsti iš entalpijos pokyčio H: savaime vyksta tie procesai, kurių metu entalpija mažėja. Neaukštoje temperatūroje savaime vyksta visos egzoterminės reakcijos. Jei procese entropija didėja, tuomet apie proceso savaimingumą sprendžiama tik iš Gibso energijos pokyčio.
Cheminė kinetika
Cheminė kinetika tyrinėja cheminių reakcijų greitį ir jų eigos mechanizmą. Cheminių reakcijų greitis apibūdinamas reaguojančių medžiagų koncentracijų pokyčiu per laiko vienetą. Reiškiama moliais litre per sekundę (mol/ls). Cheminių reakcijų greitis priklauso nuo reaguojančių medžiagų cheminės prigimties, koncentracijos, temperatūros, katalizatorių ir inhibitorių.
Reakcijų greičio priklausomybė nuo koncentracijos ir temperatūros
Kuo didesnė medžiagų koncentracija, tuo daugiau molekulių tūrio vienete, tuo dažniau jos susiduria. Dėl to reakcijos vyksta greičiau. Ilgainiui reaguojančių molekulių kiekis, taip pat ir molekulių susidūrimų skaičius, mažėja. Dėl to mažėja ir reakcijos greitis.
Veikiančiųjų masių dėsnis
Cheminės reakcijos greitis, esant pastoviai temperatūrai, tiesiai proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai. mA+nBpC, gauname šią veikiančiųjų masių dėsnio matematinę išraišką: v=k[A]m[B]n, čia [A], [B] - reaguojančių medžiagų koncentracijos mol/l; k - cheminės reakcijos greičio konstanta, kuri priklauso nuo reaguojančių medžiagų prigimties, temperatūros, katalizatoriaus ir inhibitorių, bet nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų; m ir n - stechiometriniai koeficientai, t. y. koeficientai, rašomi prieš formules.
Heterogeninės reakcijos vyksta dviejų fazių paviršiuje, todėl, padidinus paviršių, padidėja ir reakcijos greitis. Pavyzdžiui, metalų milteliai sureaguoja su rūgštimis daug greičiau negu ištisas metalo gabalas. Jei kietoji medžiaga reakcijos metu nesmulkinama, tai reakcijos greitis priklauso tik nuo dalyvaujančių reakcijoje dujų ir skysčių koncentracijos.
Temperatūros įtaka
Vant-Hofo taisyklė: pakėlus temperatūrą 10 laipsnių, reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus. Energija, kurią reikia suteikti 1 moliui medžiagos, kad visos molekulės taptų aktyviomis reakcijoje, vadinama aktyvacijos energija. Pakilus temperatūrai, padidėja aktyviųjų molekulių skaičius, o dėl to labai efektingai padidėja ir reakcijos greitis.
Katalizatoriai
Cheminės reakcijos greičio pasikeitimas, dažniausiai jo padidėjimas, vadinamas katalize, o medžiagos, veikiančios reakcijos greitį, vadinamos katalizatoriais. Dalyvaudami cheminėse reakcijose katalizatoriai lieka chemiškai nepakitę ir nepasikeičia jų kiekis. Katalizės atvejis, kai katalizatorius nėra dedamas į sistemą, o pasigamina kaip reakcijos produktas, vadinama autokatalize. Dauguma katalizatorių reakcijas pagreitina 1000 kartų, nes reakcijai, kurioje dalyvauja katalizatorius, reikia mažesnės aktyvacijos energijos, o kuo aktyvacijos energija mažesnė, tuo reakcijos greitis didesnis.
Cheminė pusiausvyra
Kai kurių reakcijų produktai reaguoja tarpusavyje ir sudaro pradines medžiagas. Reakcijos, kurios metu vyksta dviem priešingomis kryptimis, vadinamos grįžtamosiomis (mA+nBpC+qD). Laikoma, kad sistema homogeninė. Tuomet tiesioginės (v1) ir atgalinės (v2) reakcijos greičiai bus tokie: v1=k1[A]m[B]n; v2=k2[C]p[D]q. Vykstant reakcijai, [A] ir [B] medžiagų koncentracija mažėja, todėl ir tiesioginės reakcijos greitis mažėja. Kartu didėja [C] ir [D] medžiagų koncentracija, todėl ir atgalinės reakcijos greitis didėja. Tam tikru momentu šių abiejų reakcijų greičiai susilygina, t. y. v1=v2. Cheminio proceso būklė, kai tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai lygūs, vadinama chemine pusiausvyra.
K vadinama reakcijos pusiausvyros konstanta. Kuo didesnė k, tuo didesnė reakcijos produktų koncentracija, esant pusiausvyrai. Pusiausvyros konstanta nepriklauso nuo reaguojančių medžiagų koncentracijų ir kinta, keičiantis temperatūrai.
Le Šatelje principas
Keičiantis išorės sąlygoms, t. y. medžiagų koncentracijai, temperatūrai arba slėgiui, cheminė pusiausvyra kinta. Tiesioginės ir atgalinės reakcijų greičiai pasikeičia nevienodai ir viena iš jų įgauna persvarą. Tačiau kaupiantis persveriančios reakcijos produktams ir mažėjant reakcijoje dalyvaujančių medžiagų kiekiams, vėl nusistovi pusiausvyra, tik dabar ji pasislinkusi.
Vandens Savybės ir Vandeniliniai Ryšiai
Vanduo yra nepaprasta medžiaga, kurios molekulinė masė yra mažesnė už daugelio dujų masę. Deguonies atomas yra elektriškai neigiamesnis negu vandenilio, todėl vandens molekulėje deguonis pritraukia prie savęs O ← H ryšio elektronus. Elektronų debesis, supantis vandenilio atomo branduolį (protoną), gerokai praretėja. Šis pusnuogis protonas ir sudaro papildomą ryšį su kitos vandens molekulės deguonies atomo ryšio nesudariusią elektronų porą. Skysto vandens molekulės tarpmolekuliniais vandeniliniais ryšiais susaistytos į poras, trejetus ir dar didesnius agregatus (H20)n. Garinant vandenį, tie ryšiai nutrūksta ir molekulės viena nuo kitos atsiskiria, tačiau pačios molekulės nesuyra.
Vandeniliniai ryšiai lemia vandens fizikines savybes. Jei šių ryšių nebūtų, vanduo kambario temperatūroje turėtų būti dujos, kaip iš panašios masės molekulių susidedantis metanas CH4, tarp kurio molekulių vandenilinis ryšys nesusidaro. Vandens molekulė, panaudodama du savo vandenilio atomus ir dvi deguonies elektronų poras, gali sudaryti keturis vandenilinius ryšius. Visi keturi galimi vandeniliniai ryšiai susidaro ledo kristale. Čia kiekviena vandens molekulė vandeniliniais ryšiais susijusi su keturiomis gretimomis molekulėmis. Ledo kristale tarp taisyklingai išsirikiavusių molekulių lieka didokų tuštymų, todėl ledas lengvesnis už skystą vandenį. Ypatinga yra ir skysto vandens tankio priklausomybė nuo temperatūros. Didžiausias tankis esti ne 0, o +4 °C temperatūroje.
Aptartos ypatingosios vandens savybės labai svarbios gamtai. Jei ledas būtų sunkesnis už vandenį, jis ne plauktų, o skęstų vandenyje. Labai greit, jau žiemos pradžioje, visos upės ir ežerai užšaltų iki dugno. Rudenį iki +4 °C atšalęs paviršinis vandens sluoksnis (tokios temperatūros vanduo yra sunkiausias) leidžiasi į dugną ir paskui nesimaišo su viršuje esančiu lengvesniu vandeniu, nesvarbu, ar jis šaltesnis negu +4 °C (žiemą), ar šiltesnis. Todėl labai giliuose vandens telkiniuose prie dugno esančio vandens temperatūra gana pastovi - apie +4 °C vasarą ir žiemą.
Tirpalai ir Koncentracija
Daug cheminių reakcijų vyksta tirpaluose. Svarbus tirpalo rodiklis yra jo koncentracija. Tačiau daug patogiau tirpalo koncentraciją išreikšti moliais litre (arba dm3), t. y. Tirpalo molinė koncentracija rodo. Žinant tirpalo koncentraciją, galima apskaičiuoti, kiek vienų ar kitų dalelių yra tirpale, pavyzdžiui, kiek yra vandenilio ar hidroksido jonų (kokia šių jonų koncentracija). Tačiau vandenilio jonų koncentraciją, išreikštą mol/l, ne visada patogu naudoti. pH rodiklis nusako vandenilio jonų koncentraciją tirpale. Vandenilio jonų rodiklio pH vertė apskaičiuojama žinant vandenilio jonų koncentraciją tirpale. Kol kas prisiminkite, kad rūgščių tirpalų pH < 7, o bazinių pH > 7. Kuo pH mažesnis, tuo tirpalas rūgštesnis, kuo pH didesnis, tuo tirpalas baziškesnis. Paprastai tirpalo rūgštingumas svyruoja nuo pH = 6 (silpnai rūgštinio) iki pH = O (stipriai rūgštinio). Kita pH skalės pusė rodo bazines savybes, kintančias nuo pH = 8 (silpnai bazinio) iki pH = 14 (stipriai bazinio). Neutralus tirpalo pH = 7. Rūgštinio tirpalo pH < 7.