Коагуляция.

Коагуляция – процесс разрушения коллоидных систем за счёт слипания частиц, образование более крупных агрегатов с потерей устойчивости и последующим разделением фаз.

Коагуляция золей происходит посредством следующих факторов:

• Механический – механической воздействие на коллоидный раствор – перемешивание, взбивание (частицы сталкиваются, слипаются и выпадают в осадок)

• Повышение температуры (увеличивается скорость движения частиц, они сталкиваются, происходит их коагуляция)

• Сильное охлаждение (противоионы прикрепляются к коллоидной частице, частицы слипаются и выпадают в осадок)

• Прибавление сильного электролита (заряды будут разряжаться ионами электролита). Коагуляцию золя вызывает тот ион электролита, знак заряда которого противоположен заряду коллоидной частицы. Этот ион – ион-коагулятор. Минимальная концентрация электролита, по достижении которой начи­нается коагуляция, называется порогом коагуляции 

Билет 27. Окислительно-восстановительные (редокс) реакции. Механизм возникновения электродного и редокс-потенциалов. Уравнения Нернста-Петерса. Сравнительная сила окислителей и восстановителей. Стандартный электродный потенциал. Гальванический элемент.

Окислительно-восстановительные (редокс) реакции

Окислительно-восстановительные реакции – химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором). 

М еханизм возникновения электродного и редокс-потенциалов.

При погружении Ме в раствор, содержащий ион этого же Ме, на поверхности раздела фаз образуется двойной слой и возникает скачок равновесного потенциала – электродный потенциал. Полученная система Ме+раствор называют электродом. Обозначение (на примере цинка)

Zn|Zn²⁺

Количественной характеристикой редокс-систем, в которых и окислитель, и восстановитель находятся в растворенном состоянии, является редокс-потенциал. Чем больше величина редокс-потенциала, тем сильнее окисли­тель и слабее сопряженный ему восстановитель. Сильный окис­литель вступает в реакции с большим числом восстановителей, чем слабый, и/или вызывает более глубокое окисление восстанови­телей.

Уравнения Нернста-Петерса

Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностями веществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.

где – электродный потенциал; – стандартный электродный потенциал; R – универсальная газовая постоянная (8,31 Дж/моль*К); Т – абсолютная температура, К; n – число электронов участвующих в электронном процессе; F – постоянная Фарадея (96500 кл/моль); а – активность ионов металла в растворе 1 моль/л

Уравнение Петерса – устанавливает количественную зависимость окислительно-восстановительного потенциала от природы ОВ-системы, соотношения активностей окисленной и восстановленной форм, температуры и от активности ионов водорода:

где – ОВ-потенциал, В; - стандартный ОВ-потенциал, В; z – число электронов, которое присоединяет частица окисленной формы Ox, переходя в восстановительную форму Red, - активность окисленной формы, моль/л; - активность восстановительной формы, моль/л;

Сравнительная сила окислителей и восстановителей.

Силу окислителей и восстановителей можно сравнить, использую значения электродных потенциалов.

Окислитель – вещество или химический элемент, принимающий электроны в ОВР.

Восстановитель – отдающий электрон.

SO₄ + 2 +2e → SO₃ + O

(ок-ль) (в-ль)

MnO₄^- + 8 + 5e → +4H₂O

(ок-ль) (в-ль)

=1,52В

В этой реакции более сильным окислителем будет ток, система которого имеет больший положительный потенциал, то есть MnO₄^-, а более сильным восстановителем тот, система которого имеет более отрицательный потенциал S0₃^2-.

Стандартный электродный потенциал

Стандартный потенциал (нормальный потенциал), значение электродного потенциала, измеренное в стандартных условиях относительно выбранного электрода сравнения (стандартного электрода). Осуществляется в растворах при эффективной концентрации в 1 моль/кг и в газах при давлении в 1 атмосферу или 100 кПа (килопаскалей)

Гальванический элемент.

Гальванический элемент – электрохимическая система, состоящая из двух электродов любого типа и в которой самопроизвольно протекает окислительно-восстановительная реакция, энергия которой преобразуется в электрическую энергию. (химический источник тока)

Гальванические элементы бывают электрохимические (источником энергии является химическая реакция) и концентрационные (источником электрической энергии служат процессы выравнивания концентраций растворов)

Правило записи ГЭ. Слева пишется электрод с меньшим стандартным электродным потенциалом, он называется анодом (А), на нём происходит процесс окисления. Справа пишется электрод с большим стандартным потенциалом, называется катодом (К), на нём происходит процесс восстановления.

Пример: гальванический элемент Даниэля-Якоби

Z n|ZnSO₄ ( =-0,76 В) - анод

Cu|CuSO₄ ( =0,34 В) – катод

Запись:

(-) Zn|ZnSO₄||CuSO₄|Cu (+)