1. Наблюдается аддитивное действие электролитов.

Т.е. коагулирующее действие протекает независимо друг от друга и поэтому общий результат зависит от ∑ к-ций введённых К⁺,Na⁺,Са²⁺, Mg²⁺ электролитов.

Это явление наблюдается у электролитов со сходными коагулирующими свойствами.

2. Имеет место антагонизм электролитов.

В этом случае для достижения порога коагуляции требуется большее количество ионов, которое соответствовало бы по правилу аддитивности, т.е. наблюдается антагонизм ионов.

Антагонизм ионов объясняется конкуренцией ионов за адсорбционные центры на поверхность коллоидных частиц.

Антагонизм проявляется между ионами обладающими большими различиями в коагулирующем действии. Например между ионами К⁺ и Al³⁺.

3. Синергизм электролитов.

Когда одни электролиты усиливают действие других FeSO₄, Al₂(SO₄)₃, KМnO_4. Их требуется меньше, чем по правилу аддитивности.

Активная реакция воды

Вода – это очень слабый амфотерный электролит. Она диссоциирует на катионы водорода и анионы гидроксила.

Н₂О ^→_← Н⁺ + ОН^-

Константу данной реакции можно записать на основании закона действующих масс:

[Н⁺] [OH^-] = K_H2O

[H₂O]

Отсюда можно записать:

[H⁺] [OH^-] = K_H2O∙[H₂O] = K_W,

где К_W – ионное произведение воды

Установлено, что ионное произведение воды К_W представляет собой весьма важную величину, т.к. она остаётся величиной постоянной для любых концентраций водородных и гидроксильных ионов в растворе и изменяется только с изменением температуры.

Также установлено численное значение К_W при комнатной температуре:

K_W = 1∙ 10^-14 г-ион/л

Т.о. можно записать:

[H⁺] [OH^-] = 1 ∙ 10^-14 г-ион/л

Если прологарифмировать:

рН + рОН = 14

А для нейтрального раствора известно, что

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7 г-ион/л

рН = - lg[H⁺]

Выше было сказано, что величина K_W остаётся постоянной для любых концентраций Н⁺ и ОН^- ионов. А это значит, что ионное произведение Н₂О даёт возможность вычислить концентрацию ОН^- ионов при известной концентрации Н⁺ ионов и наоборот.

И любое повышение концентрации ионов Н⁺ вызывает соответствующее уменьшение ионов ОН^-

Например: необходимо определить концентрацию ионов ОН^- в растворе, если концентрация [Н⁺] = 1 ∙ 10^-4 г-ион/л, т.к. [H⁺] [OH^-] = 1∙ 10^-14, отсюда

[OH^-] = 1∙ 10^-14 = 1∙ 10^-10 г-ион/л

1∙ 10^-4

В общем случае, если концентрация ионов [H⁺] будет больше 10^-7 г-ион/л, то реакция среды будет кислой (допустимая: 10^-4 г-ион/л).

Если [H⁺] меньше 10^-7 г-ион/л – то щелочной.

На практике активную реакцию воды выражают водородным показателем рН.

рН – это отрицательный десятичный логарифм lg концентрации ионов водорода:

рН = -lg[H⁺]

рН = -lg[OH^-]

Поэтому для нейтральной воды рН = 7, для кислой рН < 7, для щелочной рН > 7.

[H⁺] [OH^-] = 10^-14

pH + pOH = 14

Природные воды по величине рН могут классифицироваться следующим образом:

1. кислые – рН = 1-3;

2. слабокислые – рН = 4-6;

3. нейтральные – рН = 7;

4. слабощелочные – рН = 8-10;

5. щелочные – рН = 11-14.

Обычно природные воды имеют примерно постоянную величину рН, равную 6,5-8,5, что удовлетворяет требованиям ГОСТа на природную воду.

Почему рН природной воды остаётся ~ const.?

Это связано с тем, что вода обладает определённой буферной ёмкостью.

Напомним, что буферными системами являются растворы смесей слабых кислот или слабых оснований с их солями.

Причём, концентрация Н⁺ ионов в буферных растворах практически не изменяется при разбавлении их водой, или добавлении необходимых количеств щелочей или кислот, т.к. рН буферных растворов определяется не концентрацией кислоты и её соли, а отношением этих концентраций.

Буферная система природных вод часто состоит из растворённой в воде угольной кислоты и бикарбонатных ионов.

Несмотря на то, что ёмкость бикарбонатной буферной системы в природной воде невелика, она всё же позволяет существенно изменяться рН воды в процессе её коагулирования, обеззараживания и т.д.