- •2. Второе начало термодинамики. Энтропия изолированной, закрытой и открытой систем.
- •3.Первое начало термодинамики. Тепловые эффекты химических реакций. Закон Гесса.
- •Закон Гесса
- •4 Вопрос. Система и внешняя среда. Изолированная, закрытая, открытая системы. Внутренняя энергия системы.
- •7.Функция состояния
- •8 Вопрос. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения в зависимости от их концентрации.
- •9.Связь между энтальпией и внутренней энергией.
- •10. Электродные процессы. Возникновение потенциала на границе раздела фаз.
- •11.Окислительно-восстановительные электроды и цепи. Определитель окислительно-восстановительных потенциалов.
- •12. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.
- •13. Ионная сила растворов, активность, коэффициент активность электролитов.
- •14. Потенциометрический метод определения рН. Электроды с водородной функцией.
- •16 .Электроды 1-го рода.
- •17. Электроды II-го рода.
- •18. Слабые электролиты. Константа электролитической диссоциации. Закон разведения.
- •19.Адсорбция на твёрдых поверхностях. Уравнение Фрейндлиха, уравнение Ленгмюра.
- •20.Определение концентрации ионов в растворе методом измерения эдс гальванических цепей.
- •21. Электролитическая диссоциация воды. Шкала кислотности по отношениюк воде. Ионное произведение воды. Понятие рН и использование егов агрономии.
- •22. Электроды первого и второго рода. Уравнение Нернста для этих электродов.
- •24. Концентрационные цепи.
- •24. Нормальные потенциалы и ряд напряжений
- •25.Буферные растворы, их состав и механизм действия.
- •26. Диффузионные потенциалы.
- •27.Закон независимости движения ионов.
- •28. Теория электролитической диссоциации.
- •29.Изменение давления насыщенного пара над растворителем и над раствором в зависимости от температуры. Первый закон Рауля.
- •30. Удельная электропроводность и электролитическая подвижность ионов.
- •31. Развитие понятий кислота и основание. Теория Брэнстеда.
- •32. Электрокинетические свойства коллоидных систем. Электрофорез и электроосмос. Электрокинетический потенциал.
- •33. Поверхностно-активные вещества. Смачивание и его мера. Значение смачивания при действии пестецидов для борьбы с сорняками, с/х вредителями и болезнями
- •34. Строение мицеллы лиофобных коллоидных растворов.
- •35. Методы получения и очистки коллоидных систем.
- •36.Молекулярн-кинетические свойства коллоидных систем: броуновское движение, диффузия. Осмос в коллоидных системах.
- •37.Тердинамический и электрокинетический потенциал.
- •38. Обменная адсорбция.
- •39. Кинетическая и агрегативная устойчивость коллоидных систем.
- •40. Нарушение устойчивости гидрофобных коллоидов. Правила значимости и валентности.
- •41. Вязкость коллоидных растворов. Зависимость вязкости растворов вмс от pH.
- •42. Коагуляция лиофобных коллоидных растворов электролитами.
- •43.Теория электролитической диссоциации
- •48.Основные особенности коллоидного состояния вещества.
- •49. Вязкость. Уравнение Эйнштейна н Думанского.
- •53.Гидрофильные и гидрофобные поверхности. Смачивание и его мера.
- •54. Ориентация молекул в поверхностном слое.
- •55. Поверхностное натяжение. Адсорбции на поверхности растворов. Уравнение Гиббса.
42. Коагуляция лиофобных коллоидных растворов электролитами.
Коллоиды, агрегативная устойчивость которых обусловлена электрическим зарядом их частиц (величиной ζ - потенциала), называют лиофобными или гидрофобными.
Наиболее важным и наиболее изученным фактором коагуляции гидрофобных золей является действие электролитов. Практически все электролиты, если взять их в достаточном количестве, способны вызвать коагуляцию коллоидных растворов.
Чтобы вызвать коагуляцию гидрофобных коллоидов, к ним необходимо прибавить незначительное количество разбавленного раствора электролита. Это является отличительным признаком лиофобных коллоидов от лиофильных, для которых, как уже было сказано, необходимо прибавление концентрированного раствора электролита
Прибавление электролита снижает величину электрокинетического потенциала. Та величина ζ - потенциала, при которой наступает коагуляция, называется критической, а та минимальная концентрация электролита, которая вызвала коагуляцию, называется порогом коагуляции. Величина, обратная порогу коагуляции электролита, вызвавшего коагуляцию, характеризует коагулирующую силу ионов этого электролита.
Было установлено, что коагуляцию гидрофобных (лиофобных) коллоидов вызывают ионы, противоположно заряженнные по отношению к заряду коллоидных частиц, и коагулирующая сила ионов тем больше, чем выше валентность этих ионов. Это правило получило название "правило значности и валентности" или правило Шульце-Гарди.
Действие иона-коагулятора на коллоидную систему зависит не только от знака заряда, но также от валентности и химической природы этого иона.
Различные ионы с одинаковой валентностью и одним и тем же знаком заряда оказывают различное по силе коагулирующее действие на одну и ту же коллоидную систему. Разница в действии этих ионов зависит от различной способности этих ионов адсорбироваться коллоидными частицами. Так, например, катионы натрия и серебра имеют одну и ту же валентность и один и тот же знак заряда, но ион серебра действует на коллоидные системы значительно сильнее иона натрия, так как он быстрее и полнее адсорбируется коллоидными частицами. Тоже относится и к анионам. Так, например, если сравнивать коагулирующее действие аниона салициловой кислоты и аниона хлора, то анион салициловой кислоты всегда значительно сильнее и быстрее адсорбируется, например, белковыми коллоидными частицами. В связи с этим, и коагулирующее действие его будет сильнее, чем у аниона хлора.
Коагулирующая сила иона в зависимости от валентности, увеличивается в таком отношении: если принять коагулирующую силу одновалентных ионов за единицу, то коагулирующая сила двухвалентных ионов будет в десятки, а трехвалентных - в сотни раз больше ( 1 : 20 : 200 ).
Этому правилу не подчиняются ионы Н+ и ОН-, коагулирующая сила которых равна или даже превышает коагулирующую силу двухвалентных ионов.
Возрастание коагулирующей силы с повышением валентности ионов объясняется двумя причинами: во-первых, более резким снижением ζ- потенциала многовалентными ионами и, во-вторых, более высокой адсорбционной способностью этих ионов, играющих роль противоионов в мицелле. Ионы, расположенные в порядке возрастания их коагулирующей силы, образуют лиотропный ряд:
Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+ < Mg++ < Ca++ < Sr++ < Ba++
Механизм коагуляции электролитами состоит в следующем. Коллоидные мицеллы имеют определенный заряд, который характеризуется величиной электрокинетического потенциала. Для устойчивых золей он находится в пределах 30-70 мВ. После добавления электролита величина этого потенциала начинает уменьшаться и даже может дойти до нуля. Это понижение потенциала объясняется действием ионов добавленного электролита, противоположно заряженных коллоидной частицы, которые адсорбируются поверхностью частицы, тем самым уменьшая ее заряд.
Для нейтрализации зарядов частиц требуется определенное время (скрытая и явная коагуляция) и определенное количество электролита (порог коагуляции). Однако, для коагуляции коллоидной системы не нужно вызывать полную нейтрализацию зарядов частиц. Коагуляция наступает значительно раньше, что можно объяснить следующим образом: коллоидные частицы находятся в непрерывном хаотическом движении, которое затрудняет их сближение. Соединение частиц между собой может наступить только в тех случаях, когда сила притяжения (сила межмолекулярного взаимодействия) будет больше, чем сила отталкивания (сила электростатического взаимодействия). Силы электростатического отталкивания естественно уменьшаются с уменьшением заряда коллоидных частиц.
Соединение частиц между собой наступает только при определенном расстоянии между ними. Вычислено, что минимальное расстояние между частицами, при котором происходит соединение, приблизительно, в 2-3 раза больше радиуса самих частиц.
Электрокинетический потенциал, при котором силы притяжения и силы отталкивания между коллоидными частицами равны, называется критическим потенциалом, величина которого колеблется в пределах 20-30 мВ. В этот момент и может начаться процесс коагуляции.