Co bada chemia koloidów? Chemia fizyczna i koloidalna. Podstawowe pojęcia i definicje
Przeczytaj także
EE „Państwowa Wyższa Szkoła Zawodowo-Techniczna w Orszy”
CHEMIA FIZYCZNA I KOLOIDALNA
za studiowanie kierunku i zaliczenie zadań testowych dla studentów studiów niestacjonarnych placówek prowadzących kształcenie średnie specjalistyczne na specjalności 2 „Technologia przechowywania i przetwórstwa surowców zwierzęcych (kierunek: mięso i przetwory mięsne)”
Orsza 2010
Nota wyjaśniająca……………………………………………………………………………...3
Wprowadzenie……………………………………………………………………………...4
Dział 1 Chemia fizyczna…………………………………………………………………………5
1.1 Skupione stany substancji………………………………………………………………………………5
1.2 Podstawy termodynamiki chemicznej…………………………………………………..5
1.3 Termochemia……………………………………………………………………………6
1.4 Równowagi fazowe…………………………………………………………………………………..7
1.5 Rozwiązania………………………………………………………………………………….7
1.6 Podstawy kinetyki chemicznej…………………………………………………………………………..8
1.7 Kataliza………………………………….………………………………………………………..9
Sekcja 2 Chemia koloidalna……………………………………………………………………………...9
2.1 Zjawiska powierzchniowe………………………………………………………………………………9
2.2 Adsorpcja……………………………………………………………………………...9
2.3 Układy koloidalne……………………………………………………………………………..10
2.4 Układy grubo rozproszone………………………………………………………………….12
2.5 Związki wielkocząsteczkowe i ich roztwory………………………………………………………13
Referencje…………………………………………………………………………………17
NOTATKA WYJAŚNIAJĄCA
Zalecenia zostały przygotowane do prac kolokwyjnych w domu przez studentów I (pierwszego) roku II semestru szkoły średniej specjalistycznej na specjalności 2 „Technologia przechowywania i przetwarzania surowców zwierzęcych”, kierunek specjalności 2 „Technologia przechowywania i przetwarzania surowców pochodzenia zwierzęcego (mięsa i przetworów mięsnych)”, kwalifikacja „Technolog techniczny” w dyscyplinie „Chemia fizyczna i koloidalna”.
Promotory (aktywatory)– substancje przyspieszające działanie katalizatora. Inhibitory- substancje spowalniające działanie katalizatora. Kataliza może być jednorodna lub niejednorodna.
SEKCJA 2 Chemia koloidalna
Chemia koloidów jest nauką o koloidach i powierzchniach. Zajmuje się badaniem układów: grubo zdyspergowanych (cząstki > 1 µm) i silnie zdyspergowanych (od 1 µm do 1 nm). Układy zdyspergowane są niejednorodne i składają się z 2 lub więcej faz: fazy rozproszonej i ośrodka rozproszonego. Np.: T/L – zole, zawiesiny, L/L – emulsje, G/L – emulsje gazowe, pianki….
2.1 Zjawiska powierzchniowe
Zjawiska powierzchniowe obejmują skutki i cechy zachowania substancji, które
obserwowane na interfejsie. Przyczyną zjawisk powierzchniowych jest szczególny stan cząsteczek w warstwach cieczy i ciał stałych bezpośrednio przylegających do powierzchni międzyfazowych. Warstwy te różnią się znacznie pod wieloma względami (gęstość, lepkość, przewodność elektryczna...). Badanie oddziaływań w warstwach powierzchniowych jest niezbędne dla rozwoju wielu dziedzin nauki i praktyki, od wyjaśnienia mechanizmów zjawisk atmosferycznych po technologię detergentów, klejów i kosmetyków. W produkcji leków ważną rolę odgrywają zjawiska powierzchniowe, takie jak adsorpcja, zwilżanie, adhezja i kohezja.
Przyczepność(adhezja) to przyciąganie molekularne pomiędzy powierzchniami dwóch stykających się różnych faz stałych lub ciekłych.
Spójność– spójność jednorodnych cząsteczek, atomów lub jonów, która obejmuje wszystkie rodzaje przyciągania międzycząsteczkowego i międzyatomowego w obrębie jednej fazy. Stany stałe i ciekłe mają wysoką spójność, gazy mają niską spójność.
2.2 Adsorpcja
Procesy absorpcji gazów lub substancji rozpuszczonych przez materiały stałe lub ciecze mogą zachodzić poprzez różne mechanizmy i są ogólnie nazywane procesami sorpcja. Substancje pochłaniające nazywane są sorbenty, zaabsorbowane gazy lub substancje rozpuszczone - sorbaty.
Adsorpcja nazywa się spontanicznym stężeniem na granicy faz stałej lub ciekłej substancji o niższym napięciu powierzchniowym. Substancja zaadsorbowana nazywa się adsorbat. Adsorbent - adsorbent. Adsorpcja jest procesem czysto powierzchniowym, polegającym na oddziaływaniu cząsteczek lub jonów adsorbatu z powierzchnią adsorbentu pod wpływem sił van der Waalsa, wiązań wodorowych i sił elektrostatycznych. Szybkość tego
proces jest duży, a adsorpcja zachodzi natychmiast, jeśli powierzchnia adsorbentu jest łatwo dostępna dla cząsteczek adsorbatu. W porowatych adsorbentach adsorpcja przebiega wolniej i z mniejszą szybkością, im cieńsze są pory adsorbentu.
Nadmiar lub niedobór rozpuszczonej substancji w warstwie powierzchniowej na jednostkę powierzchni oznacza się G i nazywa się Adsorpcja Gibbsa. Jeżeli Г > 0, to adsorpcja jest dodatnia, jest to typowe dla środków powierzchniowo czynnych. Jeśli G< 0 ,то адсорбция отрицательна, это характерно для ПИВ (поверхностно инактивных веществ).
Adsorpcja dodatnia nazywa się adsorpcja, której towarzyszy gromadzenie się substancji rozpuszczonych w warstwie powierzchniowej.
Negatywny - adsorpcja, której towarzyszy wypieranie rozpuszczonej substancji z warstwy powierzchniowej do ośrodka. Praktyczne znaczenie ma tylko adsorpcja dodatnia.
Nieporowate adsorbenty mają powierzchnię zewnętrzną, natomiast porowate mają powierzchnię wewnętrzną.
Rodzaje adsorbentów przemysłowych:
Węgiel (węgiel aktywny, włókna węglowe, grafit, tkanina...)
Minerał (żel krzemionkowy, glinki).
2.3 Układy koloidalne
Klasyfikacja systemów rozproszonych:
1. Według wielkości cząstek: - grube (zawiesiny, zawiesiny, emulsje, proszki)
Koloidalny rozproszony (zole)
Roztwory molekularne i jonowe
2. Według stanu skupienia: L/G – mgła, aerozole..
T/G - dym, kurz..
G/L – pianki, emulsje gazowe..
F/F - mleko..
T/F – zawieszenia…
G/T - pianki twarde, pieczywo, pumeks...
F/T - perły, żele...
T/T – kolorowe szkła, minerały, stopy…
G/G – nie istnieje, ponieważ jest molekularnie jednorodny, nie ma w nim interfejsu.
Zoli– wysokodyspersyjne roztwory koloidalne związane z układem T/L.
Hydrolaty – Są to zole, których ośrodkiem rozproszonym jest woda.
Organozole są roztworem koloidalnym którego ośrodkiem rozproszonym jest ciecz organiczna.
Aerozole–zole z ośrodkiem gazowym.
Liosole– zole z płynnym podłożem.
3. Przez obecność lub brak interakcji między cząstkami faz rozproszonych:
swobodnie dyspergowane - aerozole, lyozole, emulsje
wiązane-dyspergowane - żele, galaretki, pianki
4. Ze względu na stopień oddziaływania fazy i ośrodka: liofilowy (silnie wyrażona interakcja), jofobiczny (słabo wyrażona interakcja)
Właściwości układów koloidalnych:
Ruch Browna. Wraz ze wzrostem wielkości cząstek translacyjny ruch Browna zatrzymuje się, następnie ruch obrotowy zanika, a ruch oscylacyjny pozostaje.
Dyfuzja to spontaniczny proces wyrównywania stężenia cząstek w całej objętości roztworu lub gazu pod wpływem ruchu termicznego.
Ciśnienie osmotyczne
Sedymentacja to proces sedymentacji cząstek fazy rozproszonej w ośrodku ciekłym lub gazowym pod wpływem siły ciężkości. Odwrotna sedymentacja to unoszenie się cząstek.
Lepkość to tarcie wewnętrzne pomiędzy warstwami danej substancji poruszającymi się względem siebie. Zależy to od temperatury: wraz ze wzrostem temperatury lepkość maleje
Płynność jest właściwością przeciwną lepkości.
Właściwości optyczne: a) rozpraszanie światła. W roztworach koloidalnych rozpraszanie światła objawia się w postaci opalescencji – matowej poświaty, najczęściej o niebieskawych odcieniach, gdy zol oświetla się z boku na ciemnym tle. W bezpośrednim świetle może mieć kolor czerwono-żółty.
b) absorpcja światła. Każde medium, w zależności od swoich właściwości, selektywnie pochłania pewną część padającego światła. Absorpcję światła w roztworach koloidalnych komplikuje zależność absorpcji od dyspersji. Im mniejszy rozmiar cząstek zolu, tym bardziej absorbowane są krótsze fale. Białe zole nie pochłaniają światła.
Metody otrzymywania roztworów koloidalnych:
Kondensacja – powiększanie się cząstek podczas agregacji cząsteczek lub jonów. Polega na powstaniu w ośrodku jednorodnym nowej fazy z dyspersją koloidalną. Ogólnym warunkiem powstania nowej fazy jest przesycenie roztworu lub pary. W tym przypadku powstają agregaty kilku cząsteczek, które stają się jądrami nowej fazy. Rolę zarodków mogą pełnić istniejące lub wprowadzone centra krystalizacji – cząstki pyłu, niewielkie dodatki gotowego zolu. Im większa liczba centrów krystalizacji i mniejsza szybkość wzrostu kryształów, tym większa dyspersja powstałych zoli.
Dyspersja – mielenie dużych cząstek do dyspersji koloidalnej. Metody mielenia: mechaniczne (kruszenie za pomocą młynów) i fizykochemiczne lub peptyzacja (świeży osad przekształca się w zol poprzez działanie peptyzatorami: roztworem elektrolitu, roztworem środka powierzchniowo czynnego lub rozpuszczalnikiem).
Metody oczyszczania roztworów koloidalnych:
-dializa– ekstrakcja substancji drobnocząsteczkowych z zoli czystym rozpuszczalnikiem przy zastosowaniu przegrody półprzepuszczalnej, przez którą nie przedostają się cząstki koloidalne. Rozpuszczalnik podlega ciągłej lub okresowej wymianie, dzięki czemu usuwane są zanieczyszczenia. Wadą tej metody jest to, że proces trwa długo (tygodnie, miesiące).
-elektrodializa- proces dializy przyspieszany przez zastosowanie prądu elektrycznego. Stosowane jest urządzenie elektrodializujące. Czyszczenie jest szybkie (minuty, godziny)
Dializa kompensacyjna – zamiast czystego rozpuszczalnika stosuje się roztwory określonych substancji drobnocząsteczkowych o różnym stężeniu.
- żywaliza służy do dożylnego oznaczania składników o niskiej masie cząsteczkowej we krwi. W celu przeprowadzenia analizy do końcówek przeciętego naczynia krwionośnego wprowadza się szklane kaniule, których rozgałęzione części łączą się ze sobą rurkami wykonanymi z materiału półprzepuszczalnego, a cały układ umieszcza się w naczyniu wypełnionym solą fizjologiczną . roztwór soli lub woda. Tym samym stwierdzono, że oprócz wolnej glukozy we krwi występują także wolne aminokwasy. Zasadę tę wykorzystano do stworzenia urządzenia „sztuczna nerka”.
-ultrafiltracja– przefiltrowanie roztworu przez półprzepuszczalną membranę, która umożliwia
ośrodek rozproszony z zanieczyszczeniami i zatrzymującą fazę rozproszoną. Jako membrany stosuje się celofan, pergamin, azbest i filtry ceramiczne. Metoda pozwala na rozdzielenie cząstek koloidalnych na frakcje.
2.4 Systemy zgrubne
Wielkość cząstek 1m. Cząstki można obserwować pod mikroskopem świetlnym, dlatego nazywane są mikroheterogenicznymi. Należą do nich media gazowe – aerozole, proszki, oraz media ciekłe – zawiesiny, emulsje, pianki.
Aerozole– układ z ośrodkiem gazowym i fazą rozproszoną stałą lub ciekłą. Powstają podczas wybuchów, kruszenia, rozpylania substancji, a także podczas kondensacji przesyconej pary wodnej i cieczy organicznych. Ze względu na stan skupienia aerozole są:
mgły (L/G), dym (T/G), pył (T/G), smog (typ mieszany).
Cechy właściwości fizycznych aerozoli związanych z ośrodkiem gazowym obejmują
-termoforeza– przemieszczanie się cząstek aerozolu w stronę obszaru o niższych temperaturach.
-termoprecypitacja– osadzanie się cząstek aerozolu na zimnych powierzchniach na skutek utraty energii kinetycznej przez cząstki. To wyjaśnia osadzanie się kurzu na ścianach i suficie w pobliżu urządzeń grzewczych.
-fotoforeza– ruch cząstek aerozolu przy jednostronnym oświetleniu.
Rola aerozoli jest ogromna. Wpływ chmur i mgły na klimat, przenoszenie nasion i pyłków przez wiatr, stosowanie nawozów. Sterylne aerozole służą do sterylizacji pola operacyjnego, ran, oparzeń; aerozole do inhalacji zawierające antybiotyki i inne leki; aerozole w formie kleju stosowane są w praktyce chirurgicznej do klejenia ran, skóry, naczyń krwionośnych...
Proszki– układy swobodnie rozproszone T/F. Właściwości proszków:
Gęstość nasypowa - masa na jednostkę objętości proszku swobodnie wsypanego do dowolnego pojemnika;
Przyczepność - tendencja proszku do tworzenia agregatów;
Płynność (płynność) to ruchliwość cząstek względem siebie i zdolność do poruszania się pod wpływem siły zewnętrznej. Zależy od wielkości cząstek, wilgotności i stopnia zagęszczenia.
Higroskopijność i zwilżalność - zdolność do wchłaniania wilgoci z otoczenia;
Wilgotność to stosunek masy wilgoci w materiale do całkowitej masy materiału.
Przewodnictwo elektryczne;
Palność i wybuchowość;
Zdolność granulowania.
Zawieszenia – T/F z cząsteczkami większymi niż w układach koloidalnych. Różnica między zawiesinami a układami koloidalnymi:
Przejście światła nie powoduje opalescencji, ale pojawia się jako zmętnienie.
Promienie są załamywane i odbijane, a nie rozpraszane.
Odporność na sedymentację jest niska.
Cząsteczki stałe szybko się osadzają.
Skoncentrowane zawiesiny nazywane są pasty.
Emulsje–W/F, ciecze nie mieszają się lub mieszają się w ograniczonym stopniu. Emulsje to:
Bezpośrednio – olej/woda, benzen/woda
Rewers – woda/olej
Emulsje są: rozcieńczone, skoncentrowane, silnie stężone. Emulsje szybko się rozdzielają. Substancje stabilizujące emulsję nazywane są emulgatory.
Piana– układy rozproszone G/L (mniej stabilne) i G/T (bardziej stabilne). Stabilność pianek jest niższa niż emulsji. O stabilności pianek decyduje „żywotność” swobodnego filmu lub pęcherzyka, a także czas zniszczenia kolumny piany. Tworzenie się piany następuje podczas przepychania gazu przez ciecz. Istota procesu spieniania polega na tym, że pęcherzyki gazu otoczone warstwą adsorpcyjną cząsteczek środka powierzchniowo czynnego unoszą się na powierzchnię cieczy i napotykają na niej film. Jeśli film jest mocny, na powierzchni gromadzą się bąbelki. Spienianie znajduje zastosowanie w procesach flotacji, gaszenia pożarów, procesach czyszczenia powierzchni, a także w przemyśle spożywczym, kosmicznym i farmaceutycznym. Aerozole piankowe stosowane są jako środki hemostatyczne i preparaty przeciwoparzeniowe. Szeroko stosowane są pianki twarde: styropian, pianka szklana, naturalna pianka twarda – pumeks.
2.5 Układy wielkocząsteczkowe i ich rozwiązania
Roztwory substancji o dużej masie cząsteczkowej (HMW) to jednorodne, stabilne termodynamicznie, odwracalne układy, które tworzą się spontanicznie i ze swej natury są prawdziwymi roztworami molekularnymi.
Podobieństwa z roztworami koloidalnymi:
Makrocząsteczki składają się z wielu tysięcy atomów
Właściwości optyczne
Niska szybkość dyfuzji
Niskie ciśnienie osmotyczne.
Są to: naturalne - białka, polisacharydy, pektyny. Mają stałą masę molową;
Syntetyczne - tworzywa sztuczne, włókna syntetyczne... Mają średnią masę molową.
Struktura może być: liniowa - kauczuk naturalny;
rozgałęziony - skrobia;
przestrzenne – żywice;
szyte - guma, ebonit.
Właściwości rozwiązań VMV:
1. Pęcznienie - zwiększenie objętości i masy polimeru w wyniku absorpcji przez niego określonej ilości rozpuszczalnika. Ilościową miarą obrzęku jest stopień spęcznienia L, które może mieć wyrażenie objętościowe i masowe L=V-V0/V0; L=m-m0/m0
Pęcznienie może być ograniczone (pęcznienie żelatyny w wodzie, pęcznienie gumy w benzenie) i nieograniczone (pęcznienie żelatyny w gorącej wodzie, pęcznienie gumy w benzynie)
2. Wysalanie to proces oddzielania EMV z roztworu pod wpływem elektrolitów lub nierozpuszczalników.
3.Koacerwacja - uwolnienie nowo powstałej fazy w postaci drobnych kropelek. Stosowany do powlekania produktów leczniczych w celu ochrony ich przed działaniem środowiska.
4. Ciśnienie osmotyczne można zmierzyć z wystarczającą dokładnością za pomocą równania Van't Hoffa P = cRT/M
5. Lepkość wzrasta proporcjonalnie do asymetrii ich cząsteczek. Przy tej samej strukturze chemicznej cząsteczek lepkość wzrasta wraz ze wzrostem masy cząsteczkowej.
Galaretki i żele. Pojęcie żelu i żelowania odnosi się do przejścia liofobowych układów dyspersyjnych (zole, zawiesiny) w lepki stan zdyspergowany. Żele są heterogenicznymi układami dwufazowymi. Przejście roztworów polimerowych do niepłynącej formy elastycznej określa się koncepcją żelowania lub galareta. Mogą być homo- i heterogeniczne. Żele mogą mieć struktury koagulacyjne i kondensacyjno-krystalizacyjne. Pomiędzy cząstkami fazy rozproszonej zachowują się warstwy ośrodka rozproszonego, dzięki czemu pojawia się pewna plastyczność. Im cieńsza warstwa ośrodka, tym większa jest wytrzymałość mechaniczna konstrukcji, ale też większa jej kruchość. Żele mają zdolność pełzania – powolnego płynięcia bez zauważalnego zniszczenia struktury przestrzennej synereza– stopniowe zagęszczanie struktury żelu, któremu towarzyszy uwolnienie rozproszonego ośrodka z kropelek sieci. Liofobowe, kruche żele zachowują swoją ramę po wyschnięciu. Suszone żele – kserożele– są w stanie ponownie wchłonąć media płynne. Suche, kruche żele ze względu na swoją porowatość mają silnie rozwiniętą powierzchnię i są dobrymi adsorbentami (żel krzemionkowy, żel aluminiowy).
Jednorodne galaretki polimerowe powstają albo podczas żelowania roztworów liniowych i rozgałęzionych EMV, albo w wyniku pęcznienia EMV. Przykłady galaretek: żelatyna, agar-agar, błonnik, skóra.
pytania dla testu
1. Scharakteryzować stan stały skupienia.
2. Scharakteryzować stan gazowy.
3. Scharakteryzuj stan ciekły.
4. Wyjaśnij, czym jest system otwarty.
5. Wyjaśnij, co to jest system zamknięty
6. Wyjaśnij, co to jest system izolowany
7. Wyjaśnij, czym jest układ jednorodny
8. Wyjaśnij, czym jest układ heterogeniczny
9.Napisz wyrażenie matematyczne pierwszej zasady termodynamiki
10.Napisz wyrażenie matematyczne drugiej zasady termodynamiki.
11. Definiować pojęcie efektu termicznego reakcji chemicznej. Sformułuj prawo Hessa.
12. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: H2(G)+I2(G) = 2HI(G)
13. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: Fe(TV) + H2O(G) = FeO (TV) + H2(G)
14. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: 4HCl (G) + O2 (G) = 2Cl2 (G) 2H2O (G)
15. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: 2A(TV)+3 B(G)= 2C(g) +D(G)
16. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: A(G)+3B(G) = C(G)
17. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: 2SO2(G) + O2(G) = 2SO3(G)
18. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: H2(G)+Cl2(G) = 2HCl(G)
19. Podaj matematyczne przedstawienie prawa działania mas dla reakcji: 3 A(TV) + 2B(G) = 3 C(G)+ D(G)
20. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji chemicznej wzrosła 32-krotnie? Jeżeli współczynnik temperaturowy wynosi 2.
21. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji chemicznej wzrosła 64-krotnie? Jeżeli współczynnik temperaturowy wynosi 2.
22. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji chemicznej wzrosła 256 razy? Jeżeli współczynnik temperaturowy wynosi 2.
23. O ile stopni należy podnieść temperaturę, aby szybkość reakcji chemicznej wzrosła 81 razy? Jeśli współczynnik temperaturowy wynosi 3.
24. Aby zneutralizować 30 ml roztworu kwasu siarkowego, należało dodać do niego 20 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
25. Aby zobojętnić 40 ml roztworu kwasu solnego, należało dodać do niego 28 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
26. Aby zneutralizować 50 ml roztworu kwasu azotowego, należało dodać do nich 24 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
27. Aby zneutralizować 40 ml roztworu alkalicznego, należało dodać do nich 24 ml 0,2 N roztworu kwasu solnego. Określ normalność pobranego roztworu alkalicznego.
28. Aby zneutralizować 20 ml roztworu kwasu siarkowego, należało dodać do niego 14 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
29. Aby zneutralizować 30 ml roztworu alkalicznego, należało dodać do nich 24 ml 0,2 N roztworu kwasu siarkowego. Określ normalność pobranego roztworu alkalicznego.
30. Aby zneutralizować 50 ml roztworu kwasu siarkowego, należało dodać do niego 25 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
31. Aby zneutralizować 45 ml roztworu kwasu siarkowego, należało dodać do niego 35 ml 0,2 N roztworu alkalicznego. Określ normalność wziętego roztworu kwasu
32. Jaka jest różnica między katalizą homogeniczną i heterogeniczną
33. Zdefiniować pojęcie chemii koloidalnej. Jakie jest jego znaczenie?
34.Podaj charakterystykę adsorpcji.
35. Podaj przykłady klasyfikacji układów rozproszonych.
36.Wyjaśnij różnicę pomiędzy pojęciami hydrozole, organozole, aerozole, liozole.
37.Wyjaśnij różnicę pomiędzy liofobowymi i liofilowymi układami dyspersyjnymi.
38.Wyjaśnij, czym jest lepkość, od czego zależy i jak ją wyznacza się.
39. Scharakteryzować metodę kondensacyjną otrzymywania roztworów koloidalnych.
40. Opisz metodę dyspersyjną.
41.Wyjaśnij, czym dializa różni się od elektrodializy.
42.Wyjaśnij różnice pomiędzy dializą kompensacyjną a żywializą.
43.Co to jest ultrafiltracja i do czego służy.
44. Scharakteryzuj aerozole.
45. Scharakteryzuj proszki.
46. Podać opis porównawczy zawiesiny i emulsji.
47. Opisz pianki.
48. Opisz II wojnę światową.
49.Wyjaśnij różnicę pomiędzy galaretką a żelem.
Kod studenta | Praca nie. | Praca nie. | Praca nie. | Praca nie. |
13z – 1, 14z-1 | ||||
13z – 2, 14z-2 | ||||
13z – 3, 14z-3 | ||||
13z – 4, 14z-4 | ||||
13z – 5, 14z-5 | ||||
13z – 6, 14z-6 | ||||
13z – 7, 14z-7 | ||||
13z – 8, 14z-8 | ||||
13z – 9, 14z-9 | ||||
13z – 10, 14z-10 | ||||
13z – 11, 14z-11 | ||||
13z – 12, 14z-12 | ||||
13z – 13, 14z-13 | ||||
13z – 14, 14z-14 | ||||
13z – 15, 14z-15 | ||||
13z – 16, 14z-16 | ||||
13z – 17, 14z-17 | ||||
13z – 18, 14z-18 | ||||
13z – 19, 14z-19 | ||||
13z – 20, 14z-20 | ||||
13z – 21, 14z-21 | ||||
13z – 22, 14z-22 | ||||
13z – 23, 14z – 23 |
BIBLIOGRAFIA:
1. Achmetow i chemia koloidów. – M.: Wyżej. szkoła, 1986.
2. Chemia fizyczna i koloidalna. – M.: Wyżej. szkoła, 1977.
3. Kurs Kirejewa z chemii fizycznej. – M.: Wyżej. szkoła, 1980r.
4. Chemia Kiena i koloidów. – M.: Wydawnictwo. Centrum „Akademia”, 2007.
5. Evstratova i chemia koloidów. – M.: Wyżej. szkoła, 1985.
Chemia koloidalna to nauka o właściwościach fizycznych i chemicznych układów rozproszonych oraz zjawisk powierzchniowych.
Układ rozproszony (DS) to układ, w którym co najmniej jedna substancja w stanie mniej lub bardziej rozdrobnionym (zdyspergowanym) jest równomiernie rozłożona w masie innej substancji. DS jest heterogeniczny; składa się z co najmniej dwóch faz. Fazę rozdrobnioną nazywa się fazą rozproszoną. Ośrodek ciągły, w którym faza rozproszona jest fragmentowana, nazywany jest ośrodkiem dyspersyjnym. Cechą charakterystyczną DS jest obecność dużej powierzchni międzyfazowej. Pod tym względem właściwościami decydującymi są właściwości powierzchni, a nie cząstek jako całości. DS charakteryzuje się procesami zachodzącymi na powierzchni, a nie wewnątrz fazy.
Zjawiska powierzchniowe i adsorpcja
Zjawiska powierzchniowe to zjawiska zachodzące na granicy faz układów rozproszonych. Należą do nich: napięcie powierzchniowe, zwilżanie, adsorpcja itp. Najważniejsze procesy techniczne opierają się na zjawiskach powierzchniowych: oczyszczanie powietrza i ścieków ze szkodliwych zanieczyszczeń, wzbogacanie rud mineralnych (flotacja), spawanie metali, czyszczenie, smarowanie, malowanie różne powierzchnie i wiele innych.
Napięcie powierzchniowe
Każdy interfejs fazowy ma specjalne właściwości, które różnią się od właściwości wewnętrznych części sąsiednich faz. Dzieje się tak dlatego, że warstwy powierzchniowe posiadają nadmiar energii swobodnej. Rozważmy układ składający się z cieczy i gazu (ryc. 1).
Na cząsteczkę A, znajdujący się wewnątrz cieczy, siły wzajemnego przyciągania działają na część wszystkich otaczających go sąsiadujących cząsteczek. Wynik tych sił wynosi zero. Dla cząsteczki W, znajdujące się na powierzchni cieczy, nie wszystkie siły przyciągania molekularnego zostaną skompensowane. Wynika to z faktu, że w gazie cząsteczki są daleko od siebie, a siły przyciągania między nimi są znikome. Dlatego cząsteczki W doświadczaj przyciągania wyłącznie przez ciecz. Dla nich wypadkowa sił przyciągania molekularnego nie jest zerowa i jest skierowana w głąb fazy ciekłej. Ta siła nazywa się Ciśnienie wewnętrzne. Ciśnienie to ma tendencję do wciągania wszystkich cząsteczek z powierzchni w głąb cieczy. Pod tym ciśnieniem ciecz kurczy się i zachowuje, jakby miała „skórkę”. Im bardziej różnią się interakcje międzycząsteczkowe w sąsiednich fazach, tym większe jest ciśnienie wewnętrzne.
Aby utworzyć nową granicę międzyfazową, na przykład w celu rozciągnięcia cieczy w folię, konieczne jest wykonanie pracy przeciw wewnętrznym siłom ciśnienia. Im większe ciśnienie wewnętrzne, tym więcej energii potrzeba. Energia ta skupia się w cząsteczkach znajdujących się na powierzchni i nazywa się ją darmowa energia powierzchniowa.
Nazywa się pracę wykonaną na utworzenie 1 cm 2 granicy faz lub jej równoważną swobodną energię powierzchniową napięcie powierzchniowe i oznaczać , J/m2. Wtedy podaż darmowej energii (F s) skupionej na granicy faz (S) jest równa: F s = S. Dlatego im mniejszy rozmiar cząstek, tym większa powierzchnia S i większa rezerwa wolnej energii powierzchniowej ten rozproszony system ma w porównaniu z konwencjonalnymi masywnymi ciałami.
Z termodynamiki wiadomo, że warunek stabilnej równowagi układu to minimalna energia swobodna. Pod tym względem systemy dyspersyjne są niestabilne termodynamicznie: w nich procesy zachodzą samoistnie , związany ze zmniejszeniem granicy faz w wyniku powiększenia cząstek. Oczywiście stan równowagi odpowiada stratyfikacja systemu (na przykład emulsja dzieli się na dwie ciecze, a zawiesina na ciecz i osad). Ponadto, ponieważ wartość dąży do minimum, przyjmuje ciecz w stanie wolnym kształt kuli, (krople płynu). Wyjaśnia to fakt, że powierzchnia kuli jest minimalna dla danej objętości materii.
Minimalną wartość Fs, czyli stan równowagi układu, można również osiągnąć dążąc do wartości minimalnej . Zatem, spontaniczny w układach rozproszonych zachodzą także procesy związane ze spadkiem napięcia powierzchniowego. Dla ciał stałych , które nie mogą zmienić swojego kształtu tak łatwo jak ciecze, swobodna energia powierzchniowa F s może się zmniejszyć tylko jedna droga ─ wskutek spadku napięcia powierzchniowego . Dzieje się to w następujący sposób: cząsteczki zalegające w warstwie powierzchniowej są w stanie przyciągać, a czasami bardzo mocno trzymać inne cząsteczki z otoczenia otaczającego ciało stałe. Zjawisko to nazywa się sorpcja.
Na wartość napięcia powierzchniowego wpływają:
1. Charakter substancji . Ogrom zależy od struktury fazy skondensowanej, czyli charakteru sił działających pomiędzy cząsteczkami. Im większa polarność wiązań chemicznych w substancji, tym wyższe wartości charakterystyczny dla tej substancji. Wśród cieczy (na granicy z powietrzem) największą wartość ma woda. Jeszcze wyższe wartości obserwowane w stopionych kryształach jonowych i metalach stałych.
2.Temperatura. Wraz ze wzrostem temperatury wartość maleje, ponieważ ruch termiczny cząstek po podgrzaniu osłabia działanie sił międzycząstkowych w substancji.
3.Stężenia dodanych dodatków. Ogrom zależy od stężenia substancji rozpuszczonych w cieczy testowej. Istnieją dwa rodzaje substancji. Powierzchnia ─ substancje nieaktywne (PIS), wychowywanie napięcie powierzchniowe roztworu w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem. Należą do nich większość mocnych elektrolitów.
Środki powierzchniowo czynne (środek powierzchniowo czynny), silnie obniżenie poziomu napięcie powierzchniowe powstałego roztworu. Wraz ze wzrostem stężenia środka powierzchniowo czynnego w roztworze wartość gwałtownie maleje, ponieważ substancja jest skoncentrowana (sorbowana) w powierzchniowej warstwie roztworu i nie jest równomiernie rozłożona w całej objętości roztworu. W roztworach wodnych polarne związki organiczne wykazują aktywność powierzchniową - alkohole, kwasy, sole itp. Cząsteczki takich związków zawierają jednocześnie grupy polarne (O, OH, COOH, NH2) i niepolarny łańcuch węglowodorowy. Schematycznie cząsteczka środka powierzchniowo czynnego jest konwencjonalnie oznaczona w następujący sposób: „O────”. Typowym przykładem środka powierzchniowo czynnego jest sól sodowa kwasu stearynowego C17H35COONa (mydło w postaci stałej).
Chemia koloidów
Układy koloidalne i przedmiot chemii koloidalnej
Układy koloidalne
Odniesienie historyczne
Początkowo chemia koloidalna była jedynie działem chemii fizycznej. Obecnie jest to niezależna dyscyplina posiadająca własny wachlarz pomysłów. Opracowano specjalne metody badań koloidowo-chemicznych: ultramikroskopię, mikroskopię elektronową, ultrawirowanie, elektroforezę itp. Praktyka pokazała ogromne znaczenie chemii koloidów dla współczesnej technologii. Nie da się wskazać gałęzi gospodarki narodowej, w której nie byłyby stosowane układy i procesy koloidalne. Człowiek od niepamiętnych czasów miał do czynienia z układami koloidalnymi. Jednak ich badania rozpoczęły się stosunkowo niedawno.
Powszechnie uważa się, że twórcą chemii koloidów jest angielski naukowiec Thomas Graham (*) (1805-1869), który w latach 50-60 ubiegłego wieku wprowadził do obiegu podstawowe pojęcia chemii koloidów. Nie zapominajmy jednak, że miał on poprzedników, a przede wszystkim Jacoba Berzeliusa (*) i włoskiego chemika Francesco Selmiego (*). W latach 30. XIX w. Berzelius opisał szereg osadów, które podczas przemywania przechodzą przez filtr (kwasy krzemowy i wanadowy, chlorek srebra, błękit pruski itp.). Berzelius nazwał te osady przechodzące przez filtr „roztworami”, ale jednocześnie zwrócił uwagę na ich ścisłe powinowactwo z emulsjami i zawiesinami, których właściwości były mu dobrze znane. Francesco Selmi w latach 50. XIX wieku kontynuował prace w tym kierunku, poszukując różnic fizykochemicznych pomiędzy układami utworzonymi przez przechodzące przez filtr osady (nazwał je „pseudoroztworami”) a zwykłymi roztworami prawdziwymi.
Angielski naukowiec Michael Faraday (*) w 1857 roku zsyntetyzował koloidalne roztwory złota – zawiesinę Au w wodzie o wielkości cząstek od 1 do 10 nm. i opracowane metody ich stabilizacji.
Te „pseudoroztwory” rozpraszają światło, rozpuszczone w nich substancje wytrącają się po dodaniu niewielkich ilości soli, przejściu substancji do roztworu i wytrącaniu się z niego nie towarzyszy zmiana temperatury i objętości układu, co zwykle obserwuje się podczas rozpuszczania substancji krystalicznych.
Thomas Graham rozwinął te pomysły dotyczące różnicy między „pseudoroztworami” a roztworami prawdziwymi i wprowadził pojęcie „koloidu”. Graham odkrył, że substancje zdolne do tworzenia galaretowatych, amorficznych osadów, takie jak wodorotlenek glinu, albumina, żelatyna, dyfundują w wodzie z mniejszą prędkością w porównaniu do substancji krystalicznych (NaCl, sacharoza). Jednocześnie substancje krystaliczne z łatwością przechodzą przez powłoki pergaminowe w roztworze („dializują”), ale substancje galaretowate nie przechodzą przez te skorupy. Uznając klej za typowego przedstawiciela substancji galaretowatych, niedyfuzyjnych i niedialitycznych, Graham nadał im ogólną nazwę „koloid”, tj. podobny do kleju (od greckiego słowa kolla - klej). Substancje krystaliczne i substancje dobrze rozpraszające i dializujące nazwał „krystaloidami”.
Wymieńmy anomalne właściwości niektórych roztworów, które obecnie nazywamy układami koloidalnymi.
Właściwości układów koloidalnych:
1. rozpraszanie światła (opalescencja) (wskazuje na niejednorodność, układ wielofazowy).
Opalescencja staje się szczególnie zauważalna, gdy tak jak Tyndall (*) przepuszcza się wiązkę zbiegających się promieni przez roztwór koloidalny, umieszczając soczewkę pomiędzy źródłem światła a kuwetą z roztworem. W tym przypadku roztwory przezroczyste w świetle przechodzącym wykazują wszystkie właściwości ośrodków mętnych w oświetleniu bocznym. W cieczy koloidalnej widzianej z boku tworzy się jasny stożek świetlny (stożek Tyndalla).
2. powolna dyfuzja
3. niskie ciśnienie osmotyczne
(pozycje 2 i 3 wskazują na obecność dużych cząstek w układzie)
4. roztwory koloidalne nadają się do dializy, tj. można oddzielić od zanieczyszczeń za pomocą membrany
5. zdolny do koagulacji (zniszczenia) układu podczas: dodawania zanieczyszczeń, zmiany T, mieszania itp.
6. czasami odkrywają zjawisko elektroforezy, odkryte przez Reussa (6) w Rosji w 1808 r., tj. cząstki w układzie mogą mieć ładunek.
Aby wyobrazić sobie, czym zajmuje się nauka „chemii koloidalnej”, należy odpowiedzieć na pytanie, czym są koloidy lub układy koloidalne?
Przedmiot chemii koloidów
Chemia koloidów – nauka o zjawiskach powierzchniowych i układach rozproszonych.
DO zjawiska powierzchowne Należą do nich procesy zachodzące na granicy faz, w warstwie powierzchniowej międzyfazowej, oraz powstające w wyniku oddziaływania faz sprzężonych.
Przypomnijmy to faza jest częścią układu termodynamicznego, który ma określone właściwości fizyczne i chemiczne i jest oddzielony od innych części układu interfejsem.
W prawdziwych roztworach substancja jest rozdrabniana do stanu molekularnego i nie ma granicy między substancją rozpuszczoną a rozpuszczalnikiem.
Przyczyna zjawisk powierzchniowych to istnienie na styku stykających się faz nienasyconego pola sił międzyatomowych, międzycząsteczkowych, które powstaje w wyniku odmiennego składu i struktury stykających się faz oraz różnic w wiązaniach ich atomów i cząsteczek na powierzchni.
Warstwy powierzchniowe ciał ciekłych i stałych przylegające do granicy faz różnią się znacznie pod względem wielu wskaźników fizycznych i chemicznych od właściwości faz w głębi ich objętości (energia właściwa, gęstość, lepkość, właściwa przewodność elektryczna itp.). Różnice związane są także z pewną orientacją cząsteczek w warstwach powierzchniowych i ich odmiennym stanem energetycznym w porównaniu z cząsteczkami w masie. Ponadto w układach wieloskładnikowych (roztworach) skład warstwy powierzchniowej nie pokrywa się ze składem faz objętościowych.
Cechy warstw powierzchniowych wynikają z obecności nadmiaru energii powierzchniowej. Właściwości interfejsu mają tym większy wpływ na zachowanie systemu jako całości, im większa jest jego powierzchnia (Ssp). Wyjaśnia to dominującą rolę zjawisk powierzchniowych we właściwościach układów silnie rozproszonych, których Ssp osiąga ogromne wartości.
Obecność nadmiaru energii w warstwie powierzchniowej cząsteczek wynika z niepełnej kompensacji międzycząsteczkowych sił przyciągania pomiędzy cząsteczkami warstwy powierzchniowej na skutek ich słabego oddziaływania z sąsiednią fazą.
Badania chemii koloidalnej systemy rozproszone – układy heterogeniczne składające się z dwóch lub więcej faz, z których jedna faza rozproszona - fragmentaryczne (nieciągłe), a drugie - ośrodek dyspersyjny - jest ciągłą częścią systemu.
Pojęcie mikroheterogenicznego charakteru roztworów koloidalnych i innych układów rozproszonych ma fundamentalne znaczenie. Za jego odkrycie austriacki naukowiec Zsigmondy (*) otrzymał w 1925 roku Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii.
Podział cząstek rozproszonych na specjalną grupę wynika z różnicy ich właściwości fizykochemicznych od podobnych właściwości dużych obiektów tej samej substancji. Do takich właściwości zalicza się wytrzymałość, pojemność cieplną, T pl, właściwości magnetyczne i elektryczne, reaktywność.
Różnice te wynikają z efektów wielkości. Im mniejszy rozmiar cząstek, tym wyraźniejsze są specjalne właściwości, szczególnie dotyczy to nanocząstek. Właściwości te otwierają zasadniczo nowe zastosowania praktyczne w chemii, fizyce i biologii. Badanie właściwości cząstek rozproszonych (metody wytwarzania, struktury, fizyki i chemii) jest jednym z najpilniejszych i najbardziej obiecujących zadań w wielu dyscyplinach.
Zdyspergowane cząstki mogą mieć bardzo różne właściwości formularz : cylindryczne, kuliste, prostokątne, nieregularne. Na przykład rozproszone cząstki obejmują:
układy z cząstkami sześciennymi, kulistymi - zole, emulsje, zawiesiny, pasty;
nitkowate – włókna komórek nerwowych, dwuwymiarowe włókna mięśniowe, naczynia włosowate, pory (drewno, tkanki, włosy, skóra),
folie - warstwy powierzchniowe na granicy faz w emulsjach, piankach, w porach katalizatorów i adsorbentów, membrany.
W ten sposób 1 m 3 pierwotnej substancji można pokruszyć na kostki o długości krawędzi A, przeciągnij w nić o przekroju A lub spłaszczyć w grubą warstwę A.
Jeżeli cząstki mają nieregularny kształt, wówczas posługując się pojęciem „wielkości poprzecznej”, ich kształt przyrównuje się do kulistego o równoważnej średnicy.
Charakterystyka ilościowa układu dyspersyjnego:
1. Wielkość cząstek d śr., d min., d max
2. Stężenie cząstek ν = n d /V, gdzie n d jest liczbą cząstek fazy rozproszonej na jednostkę objętości ośrodka dyspersyjnego V
3. Fragmentacja systemu charakteryzuje się rozproszeniem D I powierzchnia właściwa fazy rozproszonej Ssp:
Pierwszą opcją oceny ilościowej jest podstawowy
D= 1/d I S uderzenie = S / V,(1.1)
Gdzie D– minimalna wielkość cząstek, S - V- objętość ciała.
Na przykład dla cząstki sześciennej o rozmiarze krawędzi
d = 10 -8 m S uderzenie = 6d 2 / d 3 = 6/ d = 6 *10 8 m -1
Do gwintu o przekroju re 2 = 10 -8 * 10 -8 S uderzenie = 4* 10 8 m -1
Do grubości blachy d= 10 -8 m S uderzenie = 2 * 10 8 m -1
Dla układów zawierających cząstki kuliste o promieniu r S uderzenie = 4πr 2 / 4/3πr 3 = 3/ R
Druga opcja (w podręczniku Moskiewskiego Uniwersytetu Państwowego - Shchukin):
D=S/V,(1.2)
Gdzie S - całkowita powierzchnia międzyfazowa, V- objętość ciała,
S rytm = S /∑m = D / ρ, Gdzie ρ= gęstość danej substancji.
Tak mają układy koloidalne dwie charakterystyczne cechy :
1. niejednorodność
2 dyspersja.
Oczywiście pierwszy z nich ma dominujące znaczenie dla układów koloidalnych, gdyż przy braku granicy faz nie powstają zjawiska powierzchniowe.
Wiązania międzycząsteczkowe
Oddziaływania międzycząsteczkowe mogą być różnego rodzaju:
1. wiązania chemiczne – powstają w wyniku nakładania się orbitali elektronowych i dlatego są wysoce specyficzne
2. wiązania wodorowe powstają pomiędzy cząsteczkami zawierającymi grupę funkcyjną - OH: kwasy, zasady, wodę i inne substancje -
żel krzemionkowy - Si – OH H
3. Siły Van der Waalsa (*) (wiązania molekularne) działające pomiędzy dowolnymi cząsteczkami.
Różnice pomiędzy molekularnymi siłami przyciągania i chemicznymi :
a) według wartości energetycznej: E mol = 5 - 50 kJ/mol
E substancja chemiczna = 80 – 800 kJ/mol
b) siły molekularne są niespecyficzne
c) różnica w zasięgu
r chemiczny ~ 10 -8
r mol > 10 -7 cm
d) siły molekularne są addytywne, a wiązania chemiczne nasycone
Siły interakcji molekularnych obejmują:
A) siły orientacyjne (Keezoma) (*)
Powstają pomiędzy cząsteczkami polarnymi w wyniku oddziaływania momentów dipolowych. W wyniku interakcji dipol-dipol cząsteczki uzyskują pewną orientację względem siebie
Energia oddziaływania orientacyjnego silnie zależy od odległości między cząsteczkami:
E μˉ1/ μˉ2 = - A 1 /r 6 (2.1)
U cząsteczka polarna – środki ciężkości ładunków „+” i „-” nie pokrywają się (moment dipolowy μˉ i ≠ 0).
Stopień polaryzacji zależy od momentu dipolowego μˉ ja . Polarność cząsteczek wieloatomowych jest określona przez polaryzację poszczególnych wiązań i ich położenie względem siebie.
Do niepolarnych substancji nieorganicznych zalicza się: pierwiastki, symetryczne cząsteczki gazów, niektóre sole (siarczki metali).
Rozważając polarność lub niepolarność cząsteczek organicznych, należy zwrócić uwagę nie tylko na obecność grupy polarnej w cząsteczce, ale także na jej umiejscowienie we wzorze strukturalnym cząsteczki.
Na przykład:
B) siły indukcyjne (Siły Debye'a (*)). Dipol w cząsteczce niepolarnej występuje w polu elektrycznym lub pod wpływem pola cząsteczki polarnej.
Energia wiązania zależy od polaryzowalności cząsteczek i również znacznie maleje wraz ze wzrostem odległości:
E ind = - A 2 /r 6 (2.2)
V) Sił dyspersyjnych (Siły londyńskie (*)) działają pomiędzy wszystkimi cząsteczkami. Powstają w wyniku ciągłego ruchu elektronów w atomach, co prowadzi do powstania chwilowych dipoli. Z kolei pole elektryczne chwilowego dipola jednego atomu indukuje moment dipolowy sąsiedniego, co prowadzi do pojawienia się sił przyciągania.
E disp = - A 3 /r 6 (2,3)
Dokładniej 
, (2.4)
gdzie α jest polaryzowalnością cząsteczki.
Dyspersyjne siły przyciągania nie zależą od temperatury.
Siły molekularne maleją szybko wraz ze wzrostem odległości między cząsteczkami.
Rozważmy zależności pomiędzy poszczególnymi siłami przyciągania cząsteczek (tabela 2.1):
Tabela 2.1
Definicje napięcia powierzchniowego
Weźmy obiekt o takiej konfiguracji, że w przypadku rozerwania go przez płaszczyznę ślizgową powstają dwie części składowe o powierzchni S. Podczas rozrywania ciała potrzebna jest pewna ilość pracy na rozbicie sił międzycząsteczkowych. Oczywiście praca ta jest proporcjonalna do powierzchni powierzchni międzyfazowej:
Ryc.2.2. W stronę definicji napięcia powierzchniowego jako pracy powstawania jednostkowej powierzchni
Na nowej powierzchni tworzy się warstwa cząsteczek, które mają więcej energii niż cząsteczki wewnątrz fazy. Współczynnik proporcjonalności między pracą a powierzchnią międzyfazową nazywa się współczynnikiem napięcie powierzchniowe lub po prostu napięcie powierzchniowe .
Na podstawie powyższego równania widoczne jest fizyczne znaczenie napięcia powierzchniowego jako pracy:
1. Napięcie powierzchniowe jest liczbowo równe pracy odwracalnej formacji izotermicznej na jednostkę powierzchni
Pojęcie odwracalny proces nakłada pewne ograniczenia na stosowanie tej definicji, ponieważ nie każdą granicę faz można uzyskać w sposób odwracalny na podstawie powyższego rozumowania. Przykładowo uzyskania nowego obszaru interfejsu t/g nie da się uzyskać w sposób odwracalny, gdyż W rzeczywistości należy wziąć pod uwagę nieodwracalne odkształcenie cząsteczek. Dlatego często używa się definicji napięcia powierzchniowego jako określonej energii powierzchniowej.
2. Interfejs fazowy ma nadmiar nieskompensowanej energii. Ten nadmiar na jednostkę powierzchni wynosi konkretna darmowa energia powierzchniowa .
Aby zwiększyć powierzchnię fazy ciekłej, konieczne jest pokonanie ciśnienia wewnętrznego i wykonanie określonej pracy mechanicznej. Jeżeli zwiększenie powierzchni następuje w punkcie P, T = const lub V, T = const, to towarzyszy mu wzrost energii powierzchniowej układu.
Termodynamiczna definicja napięcia powierzchniowego wynika z połączonego równania pierwszej i drugiej zasady termodynamiki.
Zapiszmy to dla układu heterogenicznego ze względu na energię wewnętrzną U: dU = TdS – PdV +σdS +∑μ i dn i +φ dq (2.8)
dla S, V, n i oraz q = const dU = σ dS (2.9)
Stąd dostajemy, 
, (2.10)
te. napięcie powierzchniowe – cząstkowa pochodna energii wewnętrznej względem powierzchni styku przy stałej entropii, objętości, liczbie moli substancji i ładunku powierzchniowym.
Ponieważ złożone równanie można zapisać w odniesieniu do innych potencjałów termodynamicznych, to przy odpowiednich stałych parametrach otrzymujemy:
Ponieważ najczęściej mamy do czynienia z procesami zachodzącymi w warunki izobaryczno-izotermiczne, możesz znaleźć następującą definicję:
Napięcie powierzchniowe σ to nadmiarowa energia Gibbsa na powierzchni (*) .
Dla poszczególnych substancji definicja ta jest dość ścisła. Dla jednostki powierzchni możemy napisać:
„Nadmiarowość” oznacza, że energia cząsteczek powierzchniowych cieczy jest większa niż energia cząsteczek w jej wewnętrznej objętości.
3) Napięcie powierzchniowe, oprócz swojego energetycznego (termodynamicznego) znaczenia fizycznego, ma również znaczenie moc (mechaniczna). Prosty eksperyment może to wyjaśnić:
Ryc.2.3. Podwójna ramka (*)
Na ramie drucianej umieszczona jest ruchoma poprzeczka AD o długości l, która z łatwością przesuwa się po ramie. Zanurz ramkę w roztworze wody i mydła. Na ramie tworzy się dwustronny film mydlany, ściskający część ramy o długości l. Przyłóżmy skierowaną w dół siłę F (obciążenie G) na ruchomą poprzeczkę AD. Pod działaniem siły F poprzeczka AD przesunie się o nieskończenie małą odległość dx i przyjmie pozycję A׳ D׳.
Siła F wykona pracę dW=Fdx. (2.13)
Jeśli T=const, wówczas praca ta jest przeznaczona tylko na zwiększenie powierzchni filmu: dS = 2l dx (2,14)
dW = σ dS. (2.15)
Wyznaczmy stan równowagi mechanicznej siły poprzeczki AD przy przyłożeniu siły F:
dW = F dx = σ dS = σ 2l dx. (2.16)
Równowagę taką zapewnia siła skierowana w przeciwnym kierunku i równa: σ = F/2l. (2.17)
Temperatura T
Wpływ dodatków
Napięcie powierzchniowe roztworów różni się od napięcia powierzchniowego rozpuszczalnika. Uzależnienie σ l/g = f(C) gdy wywoływana jest funkcja T=const izoterma napięcia powierzchniowego. Podpisać dσ/dс wskazuje na charakter zależności σ od stężenia C. Zgódźmy się na rozpatrywanie izotermy napięcia powierzchniowego tylko dla roztworów wodnych, dlatego przy C = 0 napięcie powierzchniowe σ o równa się σ Н2о w danej temperaturze.
Ryc.2.6. Izotermy napięcia powierzchniowego na granicy l/g w zależności od stężenia substancji rozpuszczonej
W przypadku roztworów wodnych istnieją 3 główne typy izoterm:
1. środki powierzchniowo czynne, które nie zmieniają napięcia powierzchniowego (krzywa 1).
2. środki powierzchniowo czynne (elektrolity), które dysocjują w wodzie, tworząc jony, które są dobrze uwodnione, ponieważ E ion/H2O >E H2O/H2O, dzięki czemu jony są intensywnie wciągane w głąb roztworu, dσ/dс > 0(krzywa 2).
Na granicy faz woda-powietrze są to sole, zasady, kwasy mineralne, tj. dowolne związki, które w roztworze tworzą wyłącznie jony nieorganiczne. Ich działanie wyjaśnia się w następujący sposób: siły przyciągania jonów i dipoli wody są względem siebie silniejsze niż dipole, dlatego po rozpuszczeniu PIV w wodzie zwiększają się oddziaływania międzycząsteczkowe w warstwie powierzchniowej, a w konsekwencji σ .
Efekt zwiększenia σ w wyniku dodania PIV do wody jest zwykle nieistotny. Można to zobaczyć na ryc. 2.5. Zatem napięcie powierzchniowe czystej wody w temperaturze 20°C wynosi 72,8 mJ/m2, dla 1% roztworu NaOH wynosi 73,0 mJ/m2, a dopiero dla 10% roztworu NaOH osiąga 77,5 mJ/m2.
3. środki powierzchniowo czynne, które zmniejszają napięcie powierzchniowe na granicy faz (krzywa 3).
Zdolność do zmniejszania napięcia powierzchniowego nazywa się aktywność powierzchniowa (2.20)
Surfaktanty obejmują cząsteczki organiczne o asymetrycznej strukturze molekularnej, składające się z grup polarnych i niepolarnych - o strukturze difilowej (ryc. 2.7) :
grupa polarna: -COOH; - -NO 2; -CHO; - ON; -NH2;S02OH
niepolarny węglowodór-
rodnik
Ryż. 2.7. Konwencjonalny obraz cząsteczki środka powierzchniowo czynnego
Grupy polarne w wodzie są uwodnione, niepolarna część cząsteczek środka powierzchniowo czynnego reprezentuje hydrofobowy łańcuch lub rodnik węglowodorowy.
Cząsteczka surfaktantu, ze względu na swoją amfifilową budowę, w różny sposób oddziałuje z cząsteczkami wody w roztworze: część polarna łatwo ulega uwodnieniu (dzięki temu cząsteczki surfaktantu rozpuszczają się – proces ten jest bardzo korzystny energetycznie), niepolarny rodnik węglowodorowy słabo wchodząc w interakcję z wodą, zapobiega międzycząsteczkowym oddziaływaniom dipoli wody między sobą.
E H2O/H2O > E H2O/Surfaktant (przypominamy, że wzajemne oddziaływanie cząsteczek wody jest dość silne - orientacyjne, indukcyjne, dyspersyjne, plus wiązania wodorowe), dlatego energetycznie korzystniejsze jest usuwanie niepolarnych długich węglowodorów rodniki z objętości.
W efekcie na powierzchni tworzy się zorientowana w określony sposób warstwa adsorpcyjna, w której część polarna zwrócona jest w stronę wody, a rodnik niepolarny w stronę fazy kontaktowej (np. powietrza). Zmniejsza to nadmiar energii powierzchniowej, a co za tym idzie, napięcie powierzchniowe.
Krzywa 3 na ryc. 2.6. charakteryzuje zależność σ=f(C) do wodnych roztworów polarnych substancji organicznych o niezbyt długich łańcuchach i niedysocjujących lub słabo dysocjujących grupach alkoholi alifatycznych, amin, kwasów tłuszczowych. Dla nich napięcie powierzchniowe spada najpierw liniowo, a potem logarytmicznie.
Ten typ zależności σ=f(С) dobrze opisuje równanie empiryczne Szyszkowskiego: σ= σ о – В ln(1+A С). (2.21)
Fizyczne znaczenie współczynników A i B omówimy nieco później.
(Wartość stałej A wzrasta 3-3,5 razy przy przejściu do homologu, a B = RTG ∞, gdzie Г ∞ jest graniczną adsorpcją)
Zwykle tego nie podaję, żeby nie wprowadzać w błąd:
Istnieje duża grupa środków powierzchniowo czynnych z dużym rodnikiem hydrofobowym i silnie nawilżającą grupą polarną. W roztworach takich związków, wraz ze wzrostem stężenia do pewnej wartości krytycznej – CMC (krytyczne stężenie micelizacji), tworzą się micele – agregaty zorientowanych cząsteczek surfaktantu. Napięcie powierzchniowe takich roztworów zależy od poszczególnych cząsteczek środka powierzchniowo czynnego, ponieważ micele prawie nie zmniejszają napięcia powierzchniowego roztworu – krzywa 4.
2.2.4. Eksperymentalne metody wyznaczania napięcia powierzchniowego
Główną charakterystykę właściwości interfejsu fazowego - właściwą swobodną energię powierzchniową i liczbowo równą wartość napięcia powierzchniowego można wyznaczyć stosunkowo łatwo i z dużą dokładnością dla łatwo poruszających się interfejsów - l / g i l 1 / l 2.
Istnieje wiele metod określania napięcia powierzchniowego. Zastanówmy się nad ogólnymi zasadami głównych metod pomiaru σ na granicy l/g.
Do pomiaru napięcia powierzchniowego poszczególnych cieczy nadaje się każda metoda. Roztwory mają takie same wyniki pomiarów napięcie powierzchniowe różne metody mogą się znacznie różnić ze względu na powolne ustalanie się równowagi rozkładu substancji rozpuszczonych pomiędzy nowo utworzoną powierzchnią a objętością roztworu.
Aby prawidłowo wybrać metodę badawczą, należy wziąć pod uwagę kinetykę ustalania równowagowych wartości napięcia powierzchniowego. Przykładowo dyfuzja cząsteczek surfaktantu do granicy faz następuje dość powoli, w krótkim czasie pomiaru, nie ma czasu na ustalenie ich równowagowego stężenia powierzchniowego, a cząsteczki nie mają czasu na prawidłowe zorientowanie się w warstwie powierzchniowej. Dlatego do pomiaru σ należy w tym przypadku stosować metody statyczne lub półstatyczne, a nie dynamiczne.
Przyjrzyjmy się niektórym z najpopularniejszych statycznych i półstatycznych metod określania napięcia powierzchniowego.
1. Statyczny – opierają się na badaniu stabilnego stanu równowagi, do którego układ samoistnie dochodzi. Należą do nich metody: równoważenie płytek, podciąganie kapilarne, opadanie siedzące lub wiszące.
Metoda Wilhelmy’ego (*) (metoda wyważania płyt).
Cienka płytka o grubości d, osadzona na równoważni, zanurzana jest w badanej cieczy, która dobrze zwilża jej powierzchnię. Na powierzchni płytki tworzą się łąkotki. Kształt ich powierzchni i maksymalną wysokość wznoszenia się cieczy określa równanie Laplace'a.
Ciężar płyty określa się statycznie i po zdjęciu z powierzchni. Całkowity ciężar cieczy (a co za tym idzie siła F, jaką należy przyłożyć, aby zrównoważyć płytkę) na jednostkowy parametr płytki nie zależy od kształtu menisku i przy θ = 0 jest równy napięciu powierzchniowemu:
, (2.22)
Metoda wzrostu kapilarnego opiera się na wykorzystaniu obliczeń napięcia powierzchniowego przy użyciu wzoru Jurina (*):
, (2.23)
gdzie H to wysokość cieczy unoszącej się w kapilarze, ρ i ρ o to gęstości cieczy i jej pary nasyconej, θ to kąt zwilżania, g to przyspieszenie ziemskie.
Różnica ciśnień występująca po obu stronach powierzchni cieczy podczas jej zginania nazywa się ciśnieniem kapilarnym. Jeżeli kapilara zostanie zanurzona w cieczy, to w wyniku zwilżenia lub niezwilżenia ścian kapilary powstaje menisk, tj. następuje zakrzywienie powierzchni cieczy i ciśnienie kapilarne.
Pod jego wpływem granica cieczy przesuwa się, aż do ustalenia się równowagi między ciśnieniem hydrostatycznym a ciśnieniem kapilarnym. W tym przypadku ciecz zwilżająca podnosi się, a ciecz niezwilżająca opada. Pomiary σ wykonane w urządzeniu pokazanym schematycznie na rys. 2.8. Badaną ciecz wlewa się do szerokiej rurki (patrz schemat urządzenia), po czym za pomocą cetometru mierzy się wysokość wzniesienia kapilarnego h. Zależy to od napięcia powierzchniowego cieczy:
 |
Ryż. 2.8. Schemat urządzenia do pomiaru napięcia powierzchniowego cieczy metodą wzrostu kapilarnego: 1- kapilarna, rurka o szerokości 2.
Ciecz w kapilarze unosi się ku górze, aż ciśnienie hydrostatyczne P zrównoważy się z ciśnieniem kapilarnym P σ (P σ =2σ/r), r=r o /cosθ. Stosowane są cienkie kapilary, co zapewnia kulistość menisku, dobrze zwilżonego cieczą, dzięki czemu można uprościć obliczenia (kąt θ ≈ 0 o).
Grupa metod (z kroplą w pozycji siedzącej lub wiszącej) opierają się na badaniu kształtu kropli w polu grawitacyjnym. W takich przypadkach uwzględnia się odchylenie ich kształtu od kulistego. Metoda ta jest cenna przy określaniu napięcia powierzchniowego w wysokich temperaturach. W takich przypadkach krople fotografuje się za pomocą optyki o długim ogniskowaniu lub promieni rentgenowskich.
Wyniki pomiarów parametrów geometrycznych, obrazujących stopień odchylenia powierzchni od sferycznej, porównuje się z tabelarycznymi wartościami tych parametrów (uzyskuje się je poprzez całkowanie numeryczne równania Laplace'a (*)), a wartość σ jest znalezione.
2) Metody półstatyczne opierają się na badaniu warunków, w których układ traci równowagę.
Adsorpcja
2.4.1. Podstawowe pojęcia i definicje
Adsorpcja– proces samoistnej zmiany stężenia (redystrybucji) składników układu pomiędzy warstwą powierzchniową a fazą objętościową.
Faza gęstsza nazywa się adsorbent (w stanie ciekłym lub stałym jako agregat).
Substancja, która ulega adsorbacji, nazywa się adsorbat Lub adsorpcyjny.
Proces odwrotny nazywa się desorpcja t.
Aby ilościowo opisać adsorpcję, stosuje się dwie wielkości:
1. Adsorpcja absolutna A – liczba moli lub g adsorbatu na jednostkę powierzchni lub masę adsorbentu.
Jednostkami A są mol/m2, mol/g lub mol/cm3. Doświadczalnie A wyznacza się metodą grawimetryczną (na przykład na wadze McBeana) podczas badania adsorpcji z fazy gazowej na stałym adsorbencie. Przyrost masy (w przeliczeniu na mole) adsorbentu zawieszonego na wadze wynosi dokładnie A.
2. Nadmierna adsorpcja (Gibbs) G – nadmiar adsorbatu w warstwie powierzchniowej w stosunku do jego ilości w tej samej objętości fazy na jednostkę powierzchni lub masę adsorbentu.
Nadmiar adsorpcji mierzy się także w mol/m2, mol/g lub mol/cm3. Doświadczalnie G wyznacza się na podstawie różnicy stężeń adsorbatu w roztworze przed i po adsorpcji (tak jak ma to miejsce w praktyce laboratoryjnej).
W sensie fizycznym A jest zawsze dodatnie (A > 0). Wartość G może być dodatnia (substancja koncentruje się na powierzchni) lub ujemna (substancja unika powierzchni, jak w przypadku adsorpcji PIV).
Z definicji A jest zawsze większe od G, ale przy małych stężeniach adsorbatu (ilość substancji w warstwie fazowej można pominąć w porównaniu z ilością na powierzchni) i jego silnej adsorpcji A » D. Zwykle obserwuje się to w wodnych roztworach środków powierzchniowo czynnych.
Ustalono szereg przybliżonych kryteriów, których całość umożliwia rozróżnienie na podstawie danych eksperymentalnych adsorpcja fizyczna i chemiczna.
1. Adsorpcja fizyczna zachodzi pod wpływem sił van der Waalsa i ma charakter podobny do procesów kondensacji par adsorbatu. Dlatego ciepło jest ono zbliżone do ciepła kondensacji i wynosi –(5 – 40) kJ/mol. Ciepło chemisorpcji jest porównywalne z ciepłem reakcji chemicznych i wynosi zwykle –(80 – 400) kJ/mol.
Jednakże chemisorpcji z roztworów ciekłych może towarzyszyć wydzielanie ciepła zbliżonego do ciepła adsorpcji fizycznej. Zatem, jeśli zaobserwowane ciepło adsorpcji przekracza -80 kJ/mol, to można z wystarczającą pewnością stwierdzić, że badanym zjawiskiem jest chemisorpcja. Nie da się jednak wnioskować o fizycznym charakterze adsorpcji w przypadku małej wartości jej ciepła.
2. Zakres temperatury wystąpienie adsorpcji fizycznej nie może znacząco przekroczyć temperatury wrzenia adsorbatu przy ciśnieniu doświadczenia. Zatem pod ciśnieniem atmosferycznym fizyczna adsorpcja wody ogranicza się do T≈ 100 0 C. Chemisorpcja może zachodzić zarówno w niskich, jak i znacznie wyższych temperaturach.
3. Następuje fizyczna adsorpcja na nieporowatych adsorbentach niemal natychmiast, a jego prędkość w niewielkim stopniu zależy od temperatury. Chemisorpcja, jak każda reakcja chemiczna, przebiega poprzez utworzenie aktywowanego kompleksu z pokonaniem energii aktywacji, tj. Jest aktywowana adsorpcja. Szybkość tej adsorpcji silnie zależy od temperatury (zależność tę wyraża równanie Arrheniusa (*)).
Zdarzają się jednak przypadki np. podczas chemisorpcji tlenu i wodoru na powierzchni metali, gdy adsorpcja przebiega bardzo szybko i praktycznie bez zależności jej szybkości od temperatury.
4. Jednoznacznym kryterium ustalenia charakteru adsorpcji jest brak istotnych zależność szybkości desorpcji od temperatury.
Energia aktywacji desorpcji jest równa sumie energii aktywacji adsorpcji i ciepła adsorpcji. Słaba zależność szybkości desorpcji od temperatury jest możliwa tylko przy niskich wartościach zarówno energii aktywacji, jak i ciepła adsorpcji, i jest to typowe tylko dla adsorpcji fizycznej.
5. Adsorpcja fizyczna nie konkretny : zachodzi na dowolnej powierzchni (jeśli temperatura doświadczenia jest niższa od temperatury wrzenia adsorbatu).
Dzięki tej funkcji można zastosować adsorpcję fizyczną do pomiaru całkowitej powierzchni ciał stałych. Natomiast chemisorpcja zachodzi tylko na tych adsorbentach, których powierzchnią możliwe jest chemiczne oddziaływanie adsorbatu (występuje między nimi powinowactwo chemiczne).
6. Adsorpcja fizyczna może prowadzić do tworzenia filmów wielocząsteczkowych (adsorpcja wielocząsteczkowa), gdyż siły oddziaływania w kolejnych warstwach praktycznie nie różnią się od sił oddziaływania w warstwie pierwszej. W chemisorpcji oddziaływanie chemiczne wymaga bezpośredniego kontaktu adsorbatu z powierzchnią i wyklucza możliwość adsorpcji wielocząsteczkowej.
Jednakże ilość zaadsorbowanej substancji podczas chemisorpcji może w niektórych przypadkach przekroczyć powłokę jednowarstwową ze względu na penetrację adsorbatu na pewną głębokość warstwy przypowierzchniowej w szczeliny sieci krystalicznej adsorbentu. Podczas chemisorpcji tlenu na srebrze lub platynie zaadsorbowana ilość może być ponad 3 razy większa niż liczba atomów tlenu odpowiadająca jednowarstwowej powłoce powierzchni. W tym przypadku nie tworzy się masowa faza tlenkowa.
7. Adsorpcja chemiczna ma charakter lokalny, tj. W każdym powierzchniowym centrum adsorpcji może zostać zaadsorbowana tylko jedna cząsteczka adsorbatu (powierzchnię można przedstawić w postaci szachownicy, na każdym kwadracie może znajdować się tylko jedna figura). Adsorpcja fizyczna niezlokalizowane te. w tym przypadku nie ma sztywnego połączenia pomiędzy cząsteczkami adsorbatu i centrami adsorpcji.
Powyższe kryteria, rozpatrywane oddzielnie, nie zawsze pozwalają jednoznacznie scharakteryzować rodzaj adsorpcji, jednak zastosowane łącznie pozwalają zazwyczaj wiarygodnie odróżnić adsorpcję fizyczną od chemisorpcji.
Należy jednak mieć na uwadze, że w przypadku braku ostrej granicy pomiędzy zjawiskami oddziaływania fizycznego i chemicznego możliwa jest adsorpcja, charakteryzująca się właściwościami pośrednimi pomiędzy adsorpcją fizyczną a chemisorpcją.
Często w literaturze można spotkać stwierdzenie, że adsorpcja fizyczna jest odwracalna, a chemisorpcja nieodwracalna. Nie jest to prawdą: chemisorpcja, jak każda reakcja chemiczna, przebiega do momentu ustalenia się równowagi, kiedy szybkość adsorpcji zrówna się z szybkością desorpcji. Terminu „adsorpcja nieodwracalna” należy używać jedynie w przypadkach, gdy natura chemiczna cząsteczek zaadsorbowanych i zdesorbowanych jest różna (cząsteczki rozpadają się na fragmenty, a podczas desorpcji z powierzchni uwalniane są zupełnie inne cząstki). Zatem podczas desorpcji benzenu chemisorbowanego na platynie usuwany jest z powierzchni cały zestaw węglowodorów – od metanu po cykloheksan.
Ogólnie rzecz biorąc, adsorpcja jest funkcją ciśnienia P (dla gazów) lub stężenia C (dla roztworów ciekłych) i temperatury, tj. przedstawione na płaszczyźnie we współrzędnych A= f(P,T) lub Г = f(C,T).
Zwykle jeden z parametrów pozostaje stały, a adsorpcję przedstawia się graficznie w postaci następujących krzywych (rys. 2.12):
1. Izoterma jest zależnością adsorpcji od ciśnienia gazu lub od stężenia roztworu w stałej temperaturze.
2. Izobara jest zależnością adsorpcji od temperatury przy stałym ciśnieniu gazu (izopiknal- przy stałym stężeniu).
3. Izostera- zależność ciśnienia (lub stężenia) od temperatury przy stałej adsorpcji.
W praktyce izotermy są najczęściej używane do graficznego przedstawienia adsorpcji.
Plan:
Systemy rozproszone.
Struktura miceli koloidalnej.
Metody otrzymywania koloidów liofobowych (CL).
Przedmiot i znaczenie chemii koloidalnej.
Chemia koloidów- Ten nauka o układach rozproszonych i zjawiskach powierzchniowych powstających na granicy faz.
Chemia koloidalna jest chemia ciał rzeczywistych, ponieważ rzeczywiste obiekty przyrody ożywionej i nieożywionej, produkty i materiały stworzone i wykorzystywane przez człowieka są prawie zawsze w stanie rozproszonym, to znaczy zawierają małe cząstki, cienkie warstwy, membrany, włókna o wyraźnie określonych granicach. Jednocześnie zjawiska powierzchniowe i układy rozproszone zachodzą daleko poza Ziemią. Na przykład materią międzygwiazdową są obłoki gazu i pyłu. Zjawiska meteorologiczne - burze, deszcz, śnieg, grad, mgła i inne - są procesami koloidalnymi.
Chemia koloidów stanowi podstawę naukową produkcja tworzyw sztucznych, gumy, włókien syntetycznych, klejów, farb i lakierów oraz materiałów budowlanych, żywności, leków itp. Praktycznie nie ma dziedziny przemysłu, która w takim czy innym stopniu nie zajmuje się układami koloidalnymi.
Rola chemii koloidalnej jest również ogromna w rozwiązywaniu szeregu problemów środowiskowych., w tym oczyszczanie ścieków, uzdatnianie wody, wychwytywanie aerozoli, kontrola erozji gleby itp.
Chemia koloidów otwiera nowe podejścia badać historię skorupy ziemskiej, ustalać powiązania między właściwościami koloidowo-chemicznymi gleby a jej żyznością, wyjaśniać warunki powstania życia, mechanizmy życia; ona jest jedną z wiodących fundacji współczesna biologia, gleboznawstwo, geologia, meteorologia. Razem z biochemią i chemią fizyczną polimerów stanowi podstawy doktryny o pochodzeniu i rozwoju życia na Ziemi. Fakt, że wszystkie żywe układy są bardzo rozproszone, podkreśla znaczenie chemii koloidalnej dla rozwoju całej współczesnej nauki.
Znaczenie procesów koloidalnych w rolnictwie jest ogromne (tworzenie dymu i mgły do zwalczania szkodników rolniczych, granulacja nawozów, poprawa struktury gleby itp.). Procesy kulinarne: dojrzewanie galaretek (czerwienienie chleba, oddzielanie się płynu od galaretek, galaretek itp.), adsorpcja (klarowanie bulionów) to procesy koloidalne, które leżą u podstaw pieczenia, winiarstwa, warzenia piwa i innej produkcji żywności.
2. Układy rozproszone.
Systemy rozproszone- są to układy, w których jedna substancja w postaci cząstek o różnej wielkości jest rozproszona w innej substancji.
W układach rozproszonych rozróżnia się fazę rozproszoną (DP), drobno rozdrobnioną substancję, oraz ośrodek dyspersyjny (DS), substancję jednorodną, w której rozprowadzona jest faza rozproszona (w mętnej wodzie zawierającej glinę DP jest ciałem stałym cząstki gliny, a DS to woda).
Ważną cechą układów dyspersyjnych jest stopień dyspersji – średnia wielkość cząstek fazy rozproszonej.
Ze względu na stopień dyspersji zazwyczaj wyróżnia się następujące klasy układów rozproszonych:
Grube systemy– układy, w których wielkość cząstek fazy rozproszonej przekracza 10 -7 m (zawiesiny i emulsje).
Układy koloidalne– układy, w których wielkość cząstek fazy rozproszonej wynosi 10 -7 – 10 -9 m. Są to układy mikroheterogeniczne z dobrze rozwiniętą granicą międzyfazową. Ich cząsteczki nie osiadają pod wpływem grawitacji i nie przechodzą przez filtry papierowe, lecz są zatrzymywane przez błony roślinne i zwierzęce. Na przykład roztwory białek, koloidy glebowe itp.
Czasami izolowane są molekularne (jonowe) układy rozproszone, które, ściśle rzecz biorąc, są prawdziwe rozwiązania, tj. układy jednorodne, ponieważ nie mają granic faz. Wielkość cząstek fazy rozproszonej jest mniejsza niż 10 -9 m. Rozpuszczona substancja ma postać cząsteczek lub jonów. Na przykład roztwory elektrolitów, cukru.
Z kolei układy koloidalne dzielą się na dwie grupy, znacznie różniące się charakterem oddziaływań między cząstkami fazy rozproszonej a ośrodkiem dyspersyjnym - liofobowe roztwory koloidalne (zole) oraz roztwory związków o dużej masie cząsteczkowej (HMC), które wcześniej nazywano koloidy liofilowe.
DO koloidy liofobowe Należą do nich układy, w których cząstki fazy rozproszonej słabo oddziałują z ośrodkiem dyspersyjnym; układy te można otrzymać jedynie przy wydatku energii i są stabilne jedynie w obecności stabilizatorów.
Rozwiązania wkładki wewnątrzmacicznej powstają samoistnie w wyniku silnego oddziaływania cząstek fazy rozproszonej z ośrodkiem dyspersyjnym i mogą pozostać stabilne bez stabilizatorów.
Koloidy liofobowe i roztwory domaciczne różnią się składem fazy rozproszonej. Do koloidów liofobowych jednostka struktury jest złożonym, wieloskładnikowym agregatem o zmiennym składzie – micela, dla rozwiązań IUD – makrocząsteczka.
Układy rozproszone dzielą się na grupy różniące się charakterem i stanem agregacji fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego:
Jeśli ośrodek dyspersyjny jest ciekły, a fazą rozproszoną są cząstki stałe, układ nazywa się zawiesiną lub zawieszenie;
Jeżeli faza rozproszona składa się z kropelek cieczy, wówczas układ nazywa się emulsja. Z kolei emulsje dzielą się na dwa typy: prosty, Lub „olej w wodzie”(kiedy fazą rozproszoną jest ciecz niepolarna, a ośrodkiem dyspersyjnym jest ciecz polarna) i odwracać, Lub „woda w oleju”(kiedy ciecz polarna jest rozproszona w cieczy niepolarnej).
Do systemów rozproszonych zalicza się również systemy rozproszone piana(gaz rozproszony w cieczy) i ciała porowate(faza stała, w której rozproszony jest gaz lub ciecz). Główne typy systemów dyspersyjnych podano w tabeli.
3.Struktura miceli koloidalnej.
Cząstki DF w koloidach liofobowych mają złożoną strukturę, zależną od składu DF, DS i warunków otrzymania roztworu koloidalnego. Warunkiem koniecznym otrzymania stabilnych zoli jest obecność trzeciego składnika, który pełni rolę stabilizatora.
Zdyspergowana cząstka – micela składa się z:
jądra w stanie krystalicznym lub ciekłym;
jednocząsteczkowa warstwa adsorpcyjna Jony determinujące potencjał;
płynna powłoka, bardziej zagęszczona na powierzchni cząstki i stopniowo zamieniająca się w zwykły ośrodek dyspersyjny;
mocno związany warstwa przeciwjonów, tj. jony niosące ładunek przeciwny do znaku ładunku jonów determinujących potencjał;
warstwa dyfuzyjna przeciwjony, które poruszają się swobodnie podczas elektroforezy lub elektroosmozy.
Struktura jednostki strukturalnej koloidów liofobowych – micele– można pokazać jedynie schematycznie, gdyż micela nie ma określonego składu. Rozważmy strukturę miceli koloidalnej na przykładzie hydrozol jodku srebra, otrzymany w wyniku reakcji rozcieńczonych roztworów azotanu srebra i jodku potasu:
AgNO 3 + KI ––> AgI + KNO 3
Koloidalna micela zolu jodku srebra jest utworzona przez mikrokryształ AgI, który ma zdolność selektywnej adsorpcji kationów Ag + lub I - ze środowiska. Aby uzyskać stabilny zol, konieczna jest obecność jednego z elektrolitów AgNO 3 lub KI w nadmiarze jako stabilizatora.
Jeżeli reakcję prowadzi się w nadmiarze jodku potasu, kryształ zaadsorbuje I -; przy nadmiarze azotanu srebra mikrokryształ adsorbuje jony Ag+. W rezultacie mikrokryształ uzyskuje ładunek ujemny lub dodatni.
1. Nadmiar KI
Nierozpuszczalne cząsteczki AgI formularz rdzeń cząstki koloidalnej (miceli) M[ AgI].
Jony I - adsorbowane są na powierzchni rdzenia (zwykle adsorbowane są te jony, które wchodzą w skład rdzenia, czyli w tym przypadku Ag + lub I -), nadając mu ładunek ujemny. Uzupełniają sieć krystaliczną jądra, mocno wchodząc w jego strukturę, tworząc warstwa adsorpcyjna M[ AgI] · nI – . Nazywa się jony, które są zaadsorbowane na powierzchni jądra i nadają mu odpowiedni ładunek Jony determinujące potencjał.
Zaadsorbowane jony określające potencjał przyciągają z roztworu jony o przeciwnym znaku przeciwjony(K+), a część z nich (n-x) jest adsorbowana na cząstce { M[ AgI] · nI – · (N- X) K + } X – . Rdzeń + warstwa adsorpcyjna = granulka.
Powstają pozostałe przeciwjony rozproszona warstwa jonów.
Reprezentuje rdzeń z warstwami adsorpcyjnymi i rozproszonymi micela.
Otrzymany schematyczny diagram miceli zolu jodku srebra nadmiar jodku potasu (jonami determinującymi potencjał są I – aniony, przeciwjony to jony K+) można przedstawić w następujący sposób:
(m · nI – · (n-x)K + ) x– · xK +
2. Po otrzymaniu zolu jodku srebra w nadmiarze azotanu srebra cząstki koloidalne będą miały ładunek dodatni:
(m nAg + (n-x)NO 3 – ) x+ x NO 3 –
S. V. Egorov, E. S. Orobeyko, E. S. Mukhacheva
Chemia koloidalna, ściągawka
1. Powstanie i główne etapy rozwoju chemii koloidalnej. Przedmiot i przedmioty badań chemii koloidalnej
Powstanie nauki chemii koloidalnej wiąże się z badaniami angielskiego chemika T. Grahama . Po pionierskich badaniach M. Faradaya (1857), kiedy po raz pierwszy otrzymano stabilne roztwory koloidalne wysoko zdyspergowanego złota, w 1861 Graham badał dyfuzję różnych substancji w roztworach wodnych i odkrył, że niektóre z nich (żelatyna, agar-agar itp.) dyfuzują w wodzie znacznie wolniej niż na przykład sole i kwasy. Również w przypadku przesycenia roztworów substancje te nie krystalizowały, lecz tworzyły galaretowatą, lepką masę. T. Graham nazwał te substancje koloidami (od greckiego kolla – „klej”, eidos – „rodzaj”). Tak pojawiła się nazwa nauki - „chemia koloidów”. T. Graham wysunął hipotezę o istnieniu w przyrodzie dwóch przeciwstawnych klas substancji chemicznych – krystaloidów i koloidów. Pomysł ten zainteresował wielu naukowców i w drugiej połowie XIX wieku. Rozpoczął się szybki rozwój chemii koloidów. W Rosji w tym czasie dużą uwagę poświęcono chemii koloidów, głównie pod wpływem DI Mendelejew . Badania zależności temperaturowej napięcia powierzchniowego cieczy organicznych (1861) doprowadził Mendelejewa do odkrycia pojęcia temperatury krytycznej substancji. Mendelejew wyraził także ideę związku między napięciem powierzchniowym a innymi właściwościami materii. W ciągu tych lat odkryto wiele substancji o właściwościach koloidalnych, opracowano różne metody oczyszczania i stabilizacji koloidów oraz stworzono metody ich badania. Wraz z odkryciem nowych koloidów w pierwszej połowie XX wieku hipoteza T. Grahama została zastąpiona. przyszedł do koncepcja powszechności koloidalnego (rozproszonego) stanu skupienia:„Stan koloidalny nie jest determinowany składem substancji. W pewnych warunkach każda substancja może znajdować się w stanie koloidalnym.” Koncepcję tę sformułował profesor Instytutu Górnictwa w Petersburgu P. P. Weymarn V 1906–1910. Pokazał, że typowe koloidy (np. żelatynę) można wyizolować w postaci krystalicznej i odwrotnie, z substancji krystaloidalnych można przygotować roztwór koloidalny (np. sól kuchenna w benzenie). Nastąpiła zmiana priorytetów chemii koloidalnej. Głównym kierunkiem było badanie stanu rozproszonego (koloidalnego) substancji. Około lat dwudziestych XX wieku. podstawowe problemy chemii koloidalnej umownie dzieli się na trzy grupy: skład, struktura i właściwości cząstek koloidalnych; oddziaływanie cząstek z ośrodkiem rozproszonym; oddziaływania kontaktowe cząstek ze sobą, prowadzące do powstania struktur koloidalnych. W tym okresie odkryto podstawowe prawa chemii koloidalnej - prawo ruchu Browna i dyfuzję cząstek koloidalnych (A.Einstein) , heterogeniczny charakter roztworów koloidalnych (R. Zsigmondy) , równowaga sedymentacyjno-dyfuzyjna dyspersji w polu grawitacyjnym (J.Perrin) i w wirówce (T. Svedberg) , rozpraszanie światła (J. Rayleigh) , koagulacja zoli z elektrolitami (G. Schulze I V. Hardy) . Pojawienie się w drugiej połowie XX wieku. wysokorozdzielcze metody badania struktury substancji (NMR, mikroskopia elektronowa i sił atomowych, modelowanie komputerowe, spektroskopia korelacji fotonów itp.) umożliwiły przejście do systematycznych badań struktury i właściwości układów koloidalnych. Współczesna definicja tej nauki brzmi: chemia koloidów to doktryna o właściwościach i przemianach substancji w stanach rozproszonych i ultradyspersyjnych oraz zjawiskach powierzchniowych w układach rozproszonych. Obiekty badań w chemii koloidalnej mają wysoko rozwiniętą powierzchnię i reprezentują różne zole, zawiesiny, emulsje, pianki, filmy powierzchniowe, membrany i ciała porowate, układy nanostrukturalne (nanorurki, filmy Langmuira-Blodgetta, hybrydowe organiczne i nieorganiczne materiały kompozytowe, nanokompozyty).
2. Główne cechy systemów rozproszonych. Cechy stanu ultramikroheterogenicznego (nanostanu)
Systemy rozproszone utworzone z dwóch lub więcej faz z wysoce rozwiniętą granicą międzyfazową, przy czym co najmniej jedna z faz jest faza rozproszona– rozmieszczone w postaci drobnych cząstek (kryształów, kropel, pęcherzyków itp.) w innej, ciągłej fazie – ośrodek dyspersyjny. Przykładami są skały, gleby, gleby, dym, chmury, opady atmosferyczne, tkanki roślinne i zwierzęce itp. Najważniejszą cechą systemów rozproszonych jest niejednorodność. Cecha charakterystyczna układów rozproszonych– silnie rozwinięta powierzchnia międzyfazowa i co za tym idzie duża energia swobodna, dlatego układy zazwyczaj rozproszone (z wyjątkiem liofilowych) są termodynamicznie niestabilne. Mają zwiększoną zdolność adsorpcji, aktywność chemiczną, a czasem biologiczną. Układy rozproszone charakteryzują się wzrostem pola powierzchni wraz ze wzrostem dyspersji i rosnącą rolą zjawisk powierzchniowych. Układy rozproszone charakteryzują się bardzo dużą powierzchnią właściwą W faza rozproszona.
W < K/dr,
Gdzie K– współczynnik bezwymiarowy (dla cząstek kulistych i sześciennych K = 6); R– gęstość fazy rozproszonej.
Innymi ważnymi parametrami termodynamicznymi charakteryzującymi układy koloidalne są specyficzna swobodna energia powierzchniowa σ (napięcie powierzchniowe), entropia powierzchniowa H i specyficzna adsorpcja G. Ważna funkcja układach rozproszonych polega na tym, że znaczna część całkowitej masy i energii swobodnej układu jest skoncentrowana w międzyfazowych warstwach powierzchniowych. Z tą funkcją powiązane są następujące właściwości: niepowtarzalność(Lub indywidualność) systemy ze względu na nierówną powierzchnię cząstek fazy rozproszonej, które mają różne energie powierzchniowe nawet przy tej samej powierzchni właściwej; strukturyzacja, związany z tendencją do niestabilności termodynamicznej. Podstawową właściwością układów rozproszonych jest ich zdolność do stopniowej ewolucji, co jest związane z naturą rozproszonego stanu materii, przede wszystkim z nierównowagą termodynamiczną. Nadmiar energii swobodnej, wywołany obecnością wysoko rozwiniętej granicy faz pomiędzy fazą rozproszoną a ośrodkiem dyspersyjnym, stymuluje zachodzenie różnych procesów (fizycznych, fizykochemicznych) prowadzących do spadku energii swobodnej Helmholtza F. Znak jak labilność, jest konsekwencją niestabilności termodynamicznej i tendencji do zmniejszania energii swobodnej poprzez tworzenie mniej rozproszonych struktur. Główna charakterystyka układy rozproszone - rozmiary cząstek (lub dyspersja), który jest określony przez stosunek całkowitej powierzchni powierzchni międzyfazowej do objętości fazy rozproszonej. W oparciu o to kryterium rozróżnia się grubo (słabo rozproszone) (cząstki mają wielkość 10–4 cm i więcej) i drobno rozproszone (silnie rozproszone) (cząstki mają wielkość 10–4 do 10–5–10–7 cm), lub układy koloidalne (koloidy). Graniczny stopień dyspersji, przy którym układ koloidalny zachowuje swoją główną właściwość – niejednorodność – mieści się w zakresie od 1 do 100 nm. Cząstki ultradyspersyjne zajmują pozycję pośrednią pomiędzy cząsteczkami (atomami, jonami) a ciałami makroskopowymi (fazami). Rozmiar cząstek fazy rozproszonej D jest zbliżony do maksymalnego, tym silniejszy będzie wpływ efektu skali – zależności właściwości od wielkości cząstek. Jeżeli dla układów o średnim stopniu dyspersji napięcie powierzchniowe s wyznacza jedynie skład chemiczny, to w przypadku nanoukładów należy już uwzględnić zależność napięcia powierzchniowego od wielkości rozproszonych cząstek.
3. Różne rodzaje klasyfikacji układów rozproszonych. Liofilowe i liofobowe systemy dyspersyjne
Systemy rozproszone heterogeniczny i składa się z dwóch faz, z których jedna jest jedna (faza rozproszona) w postaci cząstek różnej wielkości rozmieszczonych w innej fazie – ciągłej ośrodek dyspersyjny. Układy rozproszone klasyfikuje się przede wszystkim według wielkości cząstek fazy rozproszonej (lub stopnia dyspersji). Ponadto dzieli się je na grupy, które różnią się charakterem i stanem agregacji fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego (może być stały, ciekły i gazowy), budową i charakterem oddziaływań międzyfazowych. Jeśli ośrodek dyspersyjny jest ciekły, a fazą rozproszoną są cząstki stałe, układ nazywa się zawiesiną lub zawiesiną; jeżeli faza rozproszona składa się z kropelek cieczy, wówczas układ nazywa się emulsją. Do układów rozproszonych zalicza się także pianki (gaz rozproszony w cieczy), aerozole (ciecz w gazie) oraz ciała porowate (faza stała, w której rozproszony jest gaz lub ciecz). Krótko mówiąc, rodzaj układu rozproszonego, w zależności od stanu skupienia, zapisuje się jako ułamek, gdzie faza rozproszona jest w liczniku, a ośrodek dyspersyjny w mianowniku (na przykład T/T (stałe roztwory koloidalne - minerały, stopy), T/L (zole - zawiesiny), T/G (aerozole - pyły, opary); L/T (ciała porowate - żele), L/G (emulsje), L/G (aerozole - mgły) ; G/T (układy porowate i kapilarne), G/F (pianki – emulsje gazowe)). Układy H/G zazwyczaj nie pojawiają się w klasyfikacji, gdyż warunkiem koniecznym powstania układu dyspersyjnego jest ograniczona rozpuszczalność substancji w ośrodku.