Дисперсные системы. Классификация дисперсных систем

Невидимые микроскопические частицы называют калоидными. Дисперсионные системы состоят из сплошной непрерывной фазы - дисперсной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы - дисперсной фазы. Обязательным условием получения дисперсной системы является взаимная растворимость диспиктируемого вещества и дисперсионной среды. Дисп системы классифицируют по дисперсности, агрегатному состоянию дисп фазы и дисп среды, интенсивности взаимодействия между ними: отсутствию и образованию структур в дисп системе. Количественной характеристикой дисперсности в-ва является степень дисперсности: Д=1/а. Степень дисп равна числу частиц, которые можно плотно уложить в ряд на протяжении 1см. Поэтому различают: 1) грубодисперсные системы с а)микроскопической , б) макроскопической раздробленностью в-ва. 2)предельно-высоко дисперсные с калоидной... 3) молекулярные /ионные системы с молекулярной/ионной степенью. Соотношение между поверхностью и объемом дисп частиц характеризует удельная поверхность. Дисперсные системы могут быть свободно-дисперсными и связно-дисперсными в зависимости от отсутствия или наличия взаимодействия между частицами дисп фазы . К свободно-дисп относят аэрозоли, разбавленные суспенсии, эмульсии. Связно-дисп системы тведообразны. Подобные структуры называют гелями. Капиллярно-дисп системы: древесина, кожа, бумага.

Кинетические и электролитические свойства коллоидных растворов

Кинетические. Для калоидных растворов характерно движение частиц дисперс. фазы, вызываемое беспорядочными ударами со стороны молекул среды, находящихся в тепловом движении. Изучение броуновского движения показало что кинетич св-ва калоидных растворов близки к кинетич св-вам истинных растворов. Однако скорость перемещения частиц в калоидных растворах гораздо меньше чем в истинных.

Электрические. Движение частиц дисп фазы к одному из электродов при пропускании через соль постоянного электрического тока наз электрофорез, а движение частиц - электроосмос. Электрофорез - осмос, обусловленный наличием разноименного заряда у частиц дисп фазы и дисперсион среды: на границе раздела фазы возникает двойной электрический слой, состоящий из тонкой адсорбционной части и протяженной дифуной части. Между ними возникает разность потенциалов, называемая электро-термодинамическим потенциалом. Часть скачка потенциала обусловл дифуным слоем, наз электрокинетическим потенциалом. Электро-кинетический потенциал определяется толщиной и зарядом дифуного слоя, которые зависят от концентрации и заряда противоионов и t. Значение потенциала можно регулировать.

Химические свойства металлов.

Общность химических свойств металлов обусловлена особенностью строения их атомов:

А) сравнительно большими размерами атомов.

Б) значительной удалённостью внешних электронов от ядер.

В) слабой связью внешних электронов с ядрами.

Характерное химическое свойство металлов - их восстановительная активность, т.е. способность атомов легко отдавать валентные электроны.

Атомы металлов лишены сродства к электрону, не проявляют окислительной активности.

Восстановительная активность не одинакова. Это связанно с различным положением металлов в электрохимическом ряду напряжения металлов, точнее в ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Величины стандартных электродных потенциалов количественно характеризуют восстановительную способность металлов и окислительную способность их ионов. Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность этого металла и ниже окислительная способность его ионов.

Каждый металл в ряду стандартных электродных потенциалов обладает способностью вытеснять все следующие за ним металлы из растворов их солей.

Все металлы с отрицательными стандартными электродными потенциалами вытесняют водород из растворов кислот, анионы которых не проявляют окислительных свойств.

У металлов проявляются разные степени окисления, характер соединений может быть различен и подчиняться определённым закономерностям: чем больше радиус иона металла и меньше его степень окисления, тем сильнее выражены основные свойства у оксида и гидроксида этого металла. И наоборот.

Металлы побочных групп, проявляя высокие степени окисления, ведут себя как комплексообразователи, аналогично неметаллам.

Как сильные восстановители, металлы взаимодействуют с различными окислителями: солями менее активных металлов, типичными неметаллами, кислотами.

При взаимодействии металлов с кислотами роль окислителя играет водород.