24) Малорастворимые электролиты, произведение растворимости.

В растворе малорастворимого сильного электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например: BaSO₄(осадок) <=> Ba²⁺ (раствор) + SO₄^2- (раствор)

Поскольку в растворах электролитов состояние ионов определяется их активностями, то константа равновесия последнего процесса выразится следующим уравнением: K = a_Ba²⁺ · a_SO4^2- / a_BaSO4

Так как активность твердого сульфата бария, есть величина постоянная, то и произведение активностей ионов также представляет собой постоянную величину.

Произведение активностей ионов малорастворимого электролита, содержащихся в его насыщенном растворе, есть величина постоянная при данной температуре и называется произведением растворимости (ПР). Для вещества состава A_nB_m произведение растворимости вычисляется по формуле:

ПР = (a_A^z+)ⁿ · (a_B^x-)^m , где:

a_A^z+ - коэффициент активности иона A^z+;

a_B^x- - коэффициент активности иона B^x-.

Если электролит очень мало растворим, то ионная сила его насыщенного раствора близка к нулю, а коэффициенты активности ионов мало отличаются от единицы. В подобных случаях произведение активностей ионов в выражении для вычисления ПР можно заменить произведением их концентраций и формула расчета произведения растворимости для вещества состава A_nB_m может быть записана в виде:

ПР = [A^z+]ⁿ · [B^x-]^m , где:

[A^z+] - концентрация иона A^z+;

[B^x-] - концентрация иона B^x-.

При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе (например, путем введения другого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образования осадка концентрация другого иона, входящего в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие, при котором произведение концентраций ионов электролита вновь становится равным ПР. Напротив, растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР. Добавление в раствор электролита, не имеющего общих ионов с малорастворимым, приводит к увеличению растворимости малорастворимого электролита за счет увеличения ионой силы раствора (так называемый солевой эффект).

25 Константа воды. Водородный показатель (pH). Водородный показатель (рН) величина, характеризующая актив­ность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному  логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр: pH=-lg[ H⁺ ] В воде концентрация ионов водорода определяется электролитической диссоциацией воды по уравнению H₂O=H⁺+OH^-  Константа диссоциации при 22° С составляет 

Пренебрегая незначительной долей распавшихся молекул, можно концентрацию недиссоциированной части воды принять равной обшей концентрации воды, которая составляет: С[H₂O ]=1000/18=55,55моль/л. Тогда: C[ H⁺ ] ·C[ OH^- ]=K·C[H₂O]=1,8·10-16·55,55=10^-14 Для воды и ее растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- величина постоянная при данной температуре. Она называется ионным произведением воды К_В и при 25° С составляет 10^-14. Постоянство ионного произведения воды дает возможность вычислить концентрацию ионов H⁺если известна концентрация ионов OH^- и наоборот:     .

Понятия кислая, нейтральная и щелочная среда приобретают количественный смысл. В случае, если [ H⁺ ] =[ OH^- ]эти  концентрации (каждая из них) равны   моль/л, т.е [ H⁺ ] =[ OH^-]=10^-7моль/л и среда нейтральная, в этих растворах  pH=-lg[ H⁺ ]=7 и  рОН=-lg[ OH-]=7 Если [ H⁺ ]>10^-7моль/л, [ OH-]<10^-7моль/л -среда кислая; рН<7. Если [ H⁺ ]<10^-7 моль/л, [ OH-]>10^-7моль/л  -среда щелочная; рН>7.  В любом водном растворе рН + рОН =14, где рОН=-lg[ OH-]  Величина рН имеет большое значение для биохимических процес­сов, для различных производственных процессов, при изучении свойств природных вод и возможности их применения и т.д.