Κάτι παράξενο συμβαίνει στο εργαστήριο… ουσίες αλλάζουν μορφή, αντιδράσεις τρέχουν σαν αστραπή και η ισορροπία κρέμεται από μια σταγόνα. Θα ακολουθήσεις τα ίχνη των ατόμων, θα αποκρυπτογραφήσεις τον περιοδικό πίνακα και θα ανακαλύψεις τις δυνάμεις που κρατούν την ύλη ενωμένη. Πάρε θέση στο πείραμα και έλα στο μάθημα Χημείας 🧬


Χημεία Γ' Λυκείου

# Αυτοϊοντισμός του νερού 💧

Ακόμη και το καθαρότερο νερό δεν αποτελείται αποκλειστικά από μόρια \( H_2O \): μετρήσεις μεγάλης ακρίβειας της ηλεκτρικής αγωγιμότητας δείχνουν ότι περιέχει ιόντα οξωνίου \( H_3O^+ \) και υδροξειδίου \( OH^- \).

### Πώς προκύπτουν τα ιόντα

Τα ιόντα αυτά οφείλονται στον **αυτοϊοντισμό** του νερού. Ένα μόριο νερού δρα ως οξύ (δότης πρωτονίου) και ένα δεύτερο ως βάση (δέκτης πρωτονίου), σε μια αμφίδρομη αντίδραση:

\[
H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-
\]

:::fact{title="Πόσο μικρός είναι ο ιοντισμός;"}
Σε διακόσια περίπου εκατομμύρια μόρια νερού, μόνο ένα έχει ιοντιστεί. Παρ' όλα αυτά, τα ελάχιστα αυτά ιόντα καθορίζουν την οξύτητα κάθε υδατικού διαλύματος.
:::

# Η σταθερά \( K_w \) 🔬

Η αμφίδρομη αντίδραση ιοντισμού του νερού έχει σταθερά χημικής ισορροπίας, που ονομάζεται **σταθερά ιοντισμού** ή **γινόμενο ιόντων του νερού**:

\[
K_w = [H_3O^+][OH^-]
\]

### Γιατί λείπει η συγκέντρωση του νερού

Δεν αναγράφεται η \( [H_2O] \), που θεωρείται :tooltip[σταθερή]{content="Σε 1 L νερού: 1000 g / 18 g·mol⁻¹ = 55,5 mol, δηλαδή 55,5 M, με ρ = 1 g·mL⁻¹ στους 25°C."} και ίση με \( 55{,}5 \ M \) — όπως γενικά συμβαίνει στους νόμους χημικής ισορροπίας αραιών υδατικών διαλυμάτων.

### Εξάρτηση από τη θερμοκρασία

Η \( K_w \) μεταβάλλεται **μόνο με τη θερμοκρασία** και αυξάνεται όταν αυτή αυξάνεται, αφού ο ιοντισμός είναι ενδόθερμος. Στους \( 25\,^{\circ}C \):

\[
K_w = 10^{-14} \quad (25\,^{\circ}C)
\]

:::alert{title="Μονάδες και θερμοκρασία"}
Οι μονάδες \( mol^2 \cdot L^{-2} \) συνήθως παραλείπονται χάριν ευκολίας. Η τιμή \( 10^{-14} \) ισχύει **μόνο** στους \( 25\,^{\circ}C \)· σε άλλη θερμοκρασία η τιμή είναι διαφορετική.
:::

# Όξινα, βασικά, ουδέτερα διαλύματα ⚖️

Η ισορροπία ιοντισμού του νερού πραγματοποιείται σε **όλα** τα υδατικά διαλύματα. Άρα στους \( 25\,^{\circ}C \) ισχύει παντού:

\[
[H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}
\]

### Το καθαρό νερό

Τα \( H_3O^+ \) και τα \( OH^- \) παράγονται σε ίσες ποσότητες, οπότε \( [H_3O^+] = [OH^-] = x \) και \( x^2 = 10^{-14} \Rightarrow x = 10^{-7} \ M \).

### Οι τρεις κατηγορίες

Επειδή το γινόμενο παραμένει σταθερό, **όσο μεγαλώνει η μία συγκέντρωση, τόσο μικραίνει η άλλη**:

| Είδος διαλύματος (25 °C) | Σχέση συγκεντρώσεων |
| --- | --- |
| Όλα τα υδατικά | \( [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \) |
| Ουδέτερο & νερό | \( [H_3O^+] = 10^{-7} = [OH^-] \) |
| Όξινο | \( [H_3O^+] > 10^{-7} > [OH^-] \) |
| Βασικό | \( [H_3O^+] < 10^{-7} < [OH^-] \) |

:::alert{title="Τα OH⁻ δεν εξαφανίζονται ποτέ"}
Ακόμη και σε όξινο διάλυμα υπάρχουν ιόντα \( OH^- \), που προέρχονται από τον αυτοϊοντισμό του νερού. Π.χ. αν \( [H_3O^+] = 10^{-5} \ M \), τότε \( [OH^-] = 10^{-9} \ M \) — μικρή τιμή, αλλά ποτέ μηδέν.
:::

# Η έννοια του pH και pOH 📏

Πολλά φυσικοχημικά φαινόμενα εξαρτώνται από την **οξύτητα**, δηλαδή τη \( [H_3O^+] \) ενός διαλύματος. Επειδή οι τιμές αυτές είναι πολύ μικροί αριθμοί, ο :tooltip[Sörensen]{content="S. P. L. Sörensen (1868-1939), Δανός χημικός στα εργαστήρια Carlsberg· εισήγαγε την κλίμακα pH το 1909."} εισήγαγε το 1909 το **pH**.

### Οι ορισμοί

Το pH είναι ο αρνητικός δεκαδικός λογάριθμος της αριθμητικής τιμής της \( [H_3O^+] \)· ανάλογα ορίζεται και το **pOH**:

\[
pH = -\log[H_3O^+] \qquad pOH = -\log[OH^-]
\]

Π.χ. αν \( [H_3O^+] = 10^{-3} \ M \), τότε \( pH = -\log 10^{-3} = 3 \).

### Γενίκευση του συμβολισμού

Γενικά, για κάθε μέγεθος \( X \) ισχύει \( pX = -\log X \). Επεκτείνοντας την ιδέα ορίζονται και τα:

\[
pK_w = -\log K_w \qquad pK_a = -\log K_a \qquad pK_b = -\log K_b
\]

# Η σχέση pH + pOH = 14 ➕

Ξεκινάμε από τη σχέση που ισχύει σε κάθε υδατικό διάλυμα στους \( 25\,^{\circ}C \), δηλαδή \( [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \), και λογαριθμίζουμε και τα δύο μέλη.

### Τα βήματα της απόδειξης

Με την ιδιότητα \( \log(a \cdot b) = \log a + \log b \):

\[
\log[H_3O^+] + \log[OH^-] = -14
\]

Πολλαπλασιάζοντας με \( -1 \) και αναγνωρίζοντας τους ορισμούς \( pH = -\log[H_3O^+] \) και \( pOH = -\log[OH^-] \):

\[
pH + pOH = 14 \quad (25\,^{\circ}C)
\]

:::alert{title="Προσοχή στη θερμοκρασία"}
Η σχέση ισχύει μόνο στους \( 25\,^{\circ}C \), γιατί προκύπτει από την τιμή \( K_w = 10^{-14} \). Γενικά ισχύει \( pH + pOH = pK_w \).
:::

# Η κλίμακα pH 🌈

Στους \( 25\,^{\circ}C \) χαρακτηρίζουμε τα διαλύματα με βάση το pH ως εξής:

| Είδος διαλύματος (25 °C) | pH / pOH |
| --- | --- |
| Όλα τα υδατικά | \( pH + pOH = 14 \) |
| Ουδέτερο & νερό | \( pH = 7 = pOH \) |
| Όξινο | \( pH < 7 < pOH \) |
| Βασικό | \( pH > 7 > pOH \) |

### Πώς διαβάζεται η κλίμακα

Η κλίμακα εκτείνεται συνήθως από το \( 0 \) (ισχυρά όξινα, αριστερά) έως το \( 14 \) (βασικά, δεξιά), με το \( 7 \) στο μέσον για το ουδέτερο. Όταν το pH μικραίνει κατά μία μονάδα, η \( [H_3O^+] \) δεκαπλασιάζεται.

### Πού χρειάζεται το pH

Η γνώση του pH είναι πρωταρχικής σημασίας στη βιομηχανία, την αναλυτική χημεία, τη βιοχημεία και την ιατρική: τα υγρά του οργανισμού (αίμα, γαστρικό υγρό) διατηρούν pH σε αυστηρά καθορισμένα όρια. Ο προσδιορισμός γίνεται κατά προσέγγιση με δείκτες ή ακριβέστερα με το **πεχάμετρο**.

:::fact{title="Όλα συνδέονται μεταξύ τους"}
Αρκεί να βρούμε **ένα** από τα \( [H_3O^+] \), \( [OH^-] \), \( pH \), \( pOH \): τα υπόλοιπα προκύπτουν εύκολα. Π.χ. αν \( [OH^-] = 10^{-3} \ M \), τότε \( [H_3O^+] = 10^{-11} \ M \), \( pH = 11 \) και \( pOH = 3 \).
:::

# Ισχυρά οξέα και βάσεις 💪

Στα **ισχυρά** οξέα και βάσεις η διαλυμένη ουσία ιοντίζεται (ή διίσταται) **πλήρως** στο νερό, γι' αυτό γράφουμε **μονό βέλος**.

### Τα ισχυρά οξέα

\[
HCl, \; HBr, \; HI, \; HNO_3, \; HClO_4 \text{ και } H_2SO_4 \text{ (1η βαθμίδα)}
\]

Στην πραγματικότητα δεν ιοντίζονται ακριβώς κατά \( 100\% \), αλλά σε τόσο μεγάλο βαθμό ώστε στα αραιά διαλύματά τους να δεχόμαστε πλήρη ιοντισμό:

\[
HBr \rightarrow H^+ + Br^-
\]

### Οι ισχυρές βάσεις

Ως ισχυρές βάσεις εννοούμε συνήθως ιοντικές ενώσεις που διίστανται πλήρως δίνοντας \( OH^- \) (βάσεις κατά Arrhenius), όπως \( NaOH \), \( KOH \), \( Ca(OH)_2 \):

\[
NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-
\]
\[
Ca(OH)_2 \rightarrow Ca^{2+} + 2OH^-
\]

Κατά Brönsted - Lowry, ισχυρές βάσεις είναι π.χ. τα ιόντα \( NH_2^- \), \( O^{2-} \), \( CH_3O^- \).

# Υπολογισμός pH ισχυρού οξέος 🧮

**Παράδειγμα:** \( 0{,}1 \ mol \ HCl \) σε \( 10 \ L \) διαλύματος.

### Τα βήματα

Πρώτα η συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη, \( c = \dfrac{n}{V} = \dfrac{0{,}1}{10} = 10^{-2} \ M \). Λόγω πλήρους ιοντισμού, κάθε mol οξέος δίνει ένα mol \( H_3O^+ \):

\[
HCl \rightarrow H_3O^+ + Cl^- \Rightarrow [H_3O^+] = 10^{-2} \ M \Rightarrow pH = 2
\]

:::alert{title="Πότε αγνοούμε τον ιοντισμό του νερού;"}
Τα \( H_3O^+ \) προέρχονται και από το νερό, αλλά η συνεισφορά του είναι αμελητέα μπροστά σε αυτή του οξέος. **Κανόνας:** γράφουμε την αντίδραση ιοντισμού του νερού μόνο όταν η \( [H_3O^+] \) από το οξύ είναι μικρότερη από \( 10^{-6} \ M \) — αντίστοιχα για τη \( [OH^-] \) στα διαλύματα βάσεων.
:::

### Αραίωση και προσθήκη οξέος

| Τι κάνουμε | Τι παθαίνει η \( [H_3O^+] \) | Τι παθαίνει το pH |
| --- | --- | --- |
| Προσθήκη \( H_2O \) σε όξινο διάλυμα | ελαττώνεται | **αυξάνεται** (πλησιάζει το ουδέτερο) |
| Προσθήκη καθαρού οξέος σε σταθερό όγκο | αυξάνεται | **ελαττώνεται** |

# Πολύ αραιά διαλύματα — ο ιοντισμός του νερού μετράει 🔍

Σε διάλυμα \( HCl \) \( 10^{-7} \ M \) **δεν** μπορούμε να αγνοήσουμε τον αυτοϊοντισμό του νερού, γιατί οι δύο πηγές \( H_3O^+ \) είναι συγκρίσιμες.

### Η επίλυση

Με \( [H_3O^+] = (10^{-7}+x) \ M \) από το οξύ και το νερό, και \( [OH^-] = x \ M \) μόνο από το νερό, εφαρμόζουμε τη σταθερά \( K_w \):

\[
K_w = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \Rightarrow x(10^{-7}+x) = 10^{-14}
\]

Λύνοντας τη δευτεροβάθμια εξίσωση προκύπτει \( x = 0{,}62 \cdot 10^{-7} \), άρα:

\[
[H_3O^+] = 10^{-7} + 0{,}62 \cdot 10^{-7} = 1{,}62 \cdot 10^{-7} \ M
\]

:::fact{title="Ο κανόνας με μια ματιά"}
Όταν η \( [H_3O^+] \) (ή η \( [OH^-] \)) που δίνει ο ηλεκτρολύτης είναι μικρότερη από \( 10^{-6} \ M \), η συνεισφορά του νερού **δεν** αμελείται και γράφουμε και τις δύο εξισώσεις ιοντισμού.
:::

# Ασθενή οξέα και βάσεις: \( K_a \) και \( K_b \) 🌿

Τα οξέα διαφέρουν ως προς την ικανότητά τους να προσφέρουν πρωτόνια. Τα **ασθενή** οξέα και βάσεις ιοντίζονται μερικώς, δηλαδή μόνο ένα μικρό ποσοστό των μορίων τους — γι' αυτό η αντίδραση είναι αμφίδρομη.

### Οι δύο σταθερές ιοντισμού

| Ηλεκτρολύτης | Ισορροπία | Σταθερά |
| --- | --- | --- |
| Ασθενές οξύ \( HA \) | \( HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^- \) | \( K_a = \dfrac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]} \) |
| Ασθενής βάση \( B \) | \( B + H_2O \rightleftharpoons HB^+ + OH^- \) | \( K_b = \dfrac{[HB^+][OH^-]}{[B]} \) |

Και στις δύο σχέσεις δεν αναγράφεται η \( [H_2O] \), αφού θεωρείται σταθερή (\( 55{,}5 \ M \)).

### Τι μας λένε οι τιμές

Οι \( K_a \) και \( K_b \) εξαρτώνται **μόνο** από τη θερμοκρασία και αυξάνονται με αυτήν, αφού ο ιοντισμός είναι ενδόθερμος. **Όσο μεγαλύτερη η σταθερά, τόσο ισχυρότερο** το οξύ ή η βάση: στα ισχυρά οι τιμές είναι υψηλές (\( 10^{2}-10^{9} \)), στα ασθενή χαμηλές (\( 10^{-4}-10^{-15} \)).

:::fact{title="Προέλευση των συμβόλων"}
Το \( a \) της \( K_a \) προέρχεται από την αγγλική λέξη **a**cid (οξύ) και το \( b \) της \( K_b \) από τη λέξη **b**ase (βάση). Οι μονάδες τους (\( mol/L \)) συνήθως παραλείπονται, αλλά οι συγκεντρώσεις πρέπει πάντα να είναι σε \( mol/L \).
:::

# Βαθμός ιοντισμού και νόμος Ostwald 📐

Ο **βαθμός ιοντισμού** \( \alpha \) είναι το κλάσμα των mol του ηλεκτρολύτη που ιοντίστηκαν προς τα αρχικά mol:

\[
\alpha = \frac{\text{mol που ιοντίστηκαν}}{\text{αρχικά mol}}
\]

Αν η αρχική συγκέντρωση είναι \( c \ M \), τότε ιοντίζονται \( \alpha c \ M \) και στην ισορροπία μένουν \( c(1-\alpha) \ M \).

### Ο νόμος αραιώσεως

Αντικαθιστώντας στην έκφραση της σταθεράς προκύπτει ο **νόμος αραιώσεως του Ostwald**, που συσχετίζει βαθμό ιοντισμού, σταθερά και συγκέντρωση:

\[
K_a = \frac{(\alpha c)(\alpha c)}{c(1-\alpha)} = \frac{\alpha^2 c}{1-\alpha}
\]

Αντίστοιχα ισχύει \( K_b = \dfrac{\alpha^2 c}{1-\alpha} \) για μια ασθενή μονόξινη βάση.

### Η απλοποιημένη μορφή

Αν το \( \alpha \) είναι πολύ μικρότερο της μονάδας, τότε \( 1-\alpha \approx 1 \):

\[
K_a = \alpha^2 c \qquad \alpha = \sqrt{\frac{K_a}{c}}
\]

Το συμπέρασμα: για σταθερή θερμοκρασία, όσο **αραιώνουμε** το διάλυμα (μικραίνει το \( c \)), τόσο **αυξάνεται** ο βαθμός ιοντισμού \( \alpha \).

:::alert{title="Πότε επιτρέπονται οι προσεγγίσεις;"}
Αν \( \alpha \leq 0{,}1 \), τότε \( 1-\alpha \approx 1 \) και \( c-x \approx c \). Όταν δίνονται \( K_a \) και \( c \) και ζητείται το \( \alpha \), η προσέγγιση επιτρέπεται αν \( \dfrac{K_a}{c} \leq 0{,}01 \).
:::

# Σχέση \( K_a \cdot K_b = K_w \) και άλατα 🔗

Το ιόν \( A^- \) είναι η **συζυγής βάση** του οξέος \( HA \) και αντιδρά και αυτό με το νερό. Πολλαπλασιάζοντας κατά μέλη τις δύο σταθερές, απλοποιούνται τα \( [HA] \) και \( [A^-] \):

\[
K_a \cdot K_b = \frac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]} \cdot \frac{[HA][OH^-]}{[A^-]} = [H_3O^+][OH^-] = K_w
\]

Λογαριθμικά προκύπτει η χρήσιμη μορφή \( pK_a + pK_b = pK_w = 14 \) στους \( 25\,^{\circ}C \).

### Αντιστρόφως ανάλογη ισχύς

Επειδή το γινόμενο είναι σταθερό, η ισχύς ενός οξέος και της συζυγούς του βάσης είναι **αντιστρόφως ανάλογες**: ένα ισχυρό οξύ αποβάλλει εύκολα το πρωτόνιό του, άρα η συζυγής του βάση το διεκδικεί δύσκολα και είναι ασθενής — και αντίστροφα.

### Κατεύθυνση μιας αντίδρασης οξέος - βάσης

Ευνοείται η μεταφορά πρωτονίων **από το ισχυρότερο οξύ προς την ισχυρότερη βάση**, δηλαδή η ισορροπία μετατοπίζεται προς το **ασθενέστερο** οξύ και την **ασθενέστερη** βάση.

:::fact{title="Άλατα και pH — το NaCl"}
Σε διάλυμα \( NaCl \) \( 0{,}2 \ M \): το \( Na^+ \) (συζυγές οξύ της ισχυρής βάσης \( NaOH \)) και το \( Cl^- \) (συζυγής βάση του ισχυρότατου οξέος \( HCl \)) δεν αντιδρούν με το νερό. Το διάλυμα συμπεριφέρεται σαν καθαρό νερό, άρα \( pH = 7 \). Όμοια και το \( KBr \).
:::

01. Βασική Θεωρία

Γιατί ακόμη και το καθαρότερο νερό άγει ελάχιστα το ρεύμα, και τι μας λέει το γινόμενο ιόντων Kw για κάθε υδατικό διάλυμα.

Αυτοϊοντισμός του νερού

Πώς μια λογαριθμική κλίμακα μετατρέπει απειροελάχιστες συγκεντρώσεις σε βολικούς αριθμούς, και τι συνδέει το pH με το pOH.

Η έννοια του pH

Υπολογισμός pH όταν ο ιοντισμός είναι πλήρης, πότε ο ιοντισμός του νερού δεν αμελείται, και τι αλλάζει με αραίωση ή προσθήκη οξέος.

Διαλύματα ισχυρών οξέων και βάσεων

Οι σταθερές ιοντισμού Ka και Kb ως μέτρο ισχύος, ο βαθμός ιοντισμού και ο νόμος αραιώσεως του Ostwald.

Διαλύματα ασθενών οξέων και βάσεων

Πώς η ισχύς ενός οξέος καθορίζει την ισχύ της συζυγούς του βάσης, και πώς προβλέπουμε την κατεύθυνση μιας αντίδρασης οξέος-βάσης.

Συζυγές ζεύγος και σχέση των σταθερών

# Ιοντισμός οξέων, βάσεων και νερού - pH 💧

Ακόμη και το καθαρότερο νερό περιέχει ιόντα, γιατί υφίσταται :tooltip[αυτοϊοντισμό]{content="Ένα μόριο νερού δρα ως οξύ (δίνει πρωτόνιο) και ένα δεύτερο ως βάση (δέχεται πρωτόνιο)."} σε ελάχιστο ποσοστό, σύμφωνα με την αμφίδρομη αντίδραση \( H_2O + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^- \). Η σταθερά ισορροπίας της λέγεται γινόμενο ιόντων του νερού, \( K_w = [H_3O^+][OH^-] \), και επειδή η συγκέντρωση του νερού θεωρείται σταθερή (\( 55{,}5 \ M \)) δεν εμφανίζεται στον τύπο. Η \( K_w \) εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία (αυξάνεται με αυτήν, αφού ο ιοντισμός είναι ενδόθερμος) και στους \( 25\,^{\circ}C \) ισχύει \( K_w = 10^{-14} \). Η σχέση \( [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \) ισχύει σε κάθε υδατικό διάλυμα: στο καθαρό νερό \( [H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7} \ M \) (ουδέτερο), στα όξινα διαλύματα \( [H_3O^+] > 10^{-7} \ M > [OH^-] \) και στα βασικά το αντίστροφο, καθώς όταν μεγαλώνει η μία συγκέντρωση μικραίνει η άλλη ώστε το γινόμενο να μένει σταθερό.

Για ευκολία εκφράζουμε την οξύτητα με το \( pH = -\log[H_3O^+] \) (και αντίστοιχα \( pOH = -\log[OH^-] \), γενικά \( pX = -\log X \)). Λογαριθμίζοντας τη σχέση \( [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14} \) προκύπτει \( \log[H_3O^+] + \log[OH^-] = -14 \), και πολλαπλασιάζοντας με \( -1 \) καταλήγουμε στη θεμελιώδη σχέση \( pH + pOH = 14 \) (στους \( 25\,^{\circ}C \)· γενικά \( pH + pOH = pK_w \)). Έτσι η κλίμακα pH εκτείνεται από \( 0 \) έως \( 14 \): \( pH < 7 \) όξινο, \( pH = 7 \) ουδέτερο, \( pH > 7 \) βασικό· κάθε μείωση του pH κατά μονάδα δεκαπλασιάζει τη \( [H_3O^+] \). Επειδή τα τέσσερα μεγέθη συνδέονται, αρκεί να βρεθεί ένα για να προκύψουν τα υπόλοιπα.

Στα **ισχυρά** οξέα και βάσεις ο ιοντισμός θεωρείται πλήρης (μονό βέλος), οπότε η \( [H_3O^+] \) ή \( [OH^-] \) ισούται με τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη και το pH βρίσκεται απευθείας· ο ιοντισμός του νερού αγνοείται, εκτός αν η συγκέντρωση από τον ηλεκτρολύτη είναι μικρότερη από \( 10^{-6} \ M \) (πολύ αραιά διαλύματα, όπου χρησιμοποιείται η \( K_w \) και προκύπτει δευτεροβάθμια εξίσωση). Στα **ασθενή** οξέα/βάσεις μόνο μικρό ποσοστό ιοντίζεται και η ισχύς μετριέται από τις σταθερές ιοντισμού \( K_a = \dfrac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]} \) και \( K_b = \dfrac{[HB^+][OH^-]}{[B]} \) (μεγαλύτερη σταθερά = ισχυρότερο). Με τον βαθμό ιοντισμού \( \alpha \) (κλάσμα των mol που ιοντίστηκαν) προκύπτει ο **νόμος αραιώσεως του Ostwald** \( K = \dfrac{\alpha^2 c}{1-\alpha} \), που για \( \alpha \ll 1 \) γίνεται \( K = \alpha^2 c \), άρα \( \alpha = \sqrt{K_a/c} \): όσο αραιώνουμε, τόσο αυξάνεται ο βαθμός ιοντισμού.

:::fact{title="Συζυγές ζεύγος: Ka · Kb = Kw"}
Για ένα οξύ \( HA \) και τη συζυγή του βάση \( A^- \), πολλαπλασιάζοντας \( K_a = \dfrac{[H_3O^+][A^-]}{[HA]} \) με \( K_b = \dfrac{[HA][OH^-]}{[A^-]} \) απλοποιούνται τα \( [HA] \) και \( [A^-] \), οπότε \( K_a \cdot K_b = [H_3O^+][OH^-] = K_w \) (και \( pK_a + pK_b = 14 \)). Η ισχύς οξέος και συζυγούς βάσης είναι αντιστρόφως ανάλογες.
:::

Η σχέση αυτή επιτρέπει την πρόβλεψη της κατεύθυνσης αντιδράσεων οξέος - βάσης: η ισορροπία μετατοπίζεται προς το **ασθενέστερο** οξύ και την **ασθενέστερη** βάση. Εξηγεί επίσης το pH αλάτων: σε διάλυμα \( NaCl \) ούτε το \( Na^+ \) (συζυγές οξύ ισχυρής βάσης) ούτε το \( Cl^- \) (συζυγής βάση ισχυρού οξέος) αντιδρούν με το νερό, οπότε το διάλυμα παραμένει ουδέτερο με \( pH = 7 \).
