Занятие 2 Мод3 Коллоидные растворы. Коллоидная химия теория и лабораторные работы
 Скачать 324 Kb.
|
|
φd. Диффузный слой имеет толщину δ, его образуют те противоины, которые находятся от заряженной поверхности на расстоянии, большем d, но в пределах расстояния δ. Эти противоины притягиваются к частице только электростатическими силами, следовательно, менее прочно, чем противоионы адсорбционного слоя. При движении твердой частицы они от неё отрываются. На противоионы диффузного слоя большое влияние оказывает тепловое движение, которое стремится распределить их равномерно по всему объему системы. Его действие тем сильнее, чем дальше от заряженной поверхности находятся противоионы. Это приводит к установлению динамического равновесия в диффузном слое. Так как противоионы в диффузном слое распределены неравномерно, то падение потенциала в нем (φδ) происходит также неравномерно – по какой-то криволинейной зависимости. Полное падение потенциала ДЭС называется термодинамическим потенциалом φ0: φ0 = φd + φδ Таким образом, в ДЭС происходит полная компенсация суммарного заряда твердой поверхности суммарным зарядом противоионов и на границе ДЭС с дисперсионной средой потенциал равен нулю. ЭЛЕКТРОКИНЕТИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ При движении частицы ДЭС разрывается. Место разрыва при перемещении твердой и жидкой фаз относительно друг друга называется плоскостью скольжения или границей скольжения. На рис. плоскость скольжения обозначена линией АВ. Плоскость скольжения лежит или на границе между диффузным слоем и адсорционным слоем, либо в диффузном слое, но вблизи этой границы. Потенциал на плоскости скольжения называется ЭЛЕКТРОКИНЕТИЧЕСКИМ ПОТЕНЦИАЛОМ (или дзета-потенциалом). Дзета-потенциал является одной из важнейших характнеристик ДЭС. В самом термине «электрокинетический потенциал» отражено то, что потенциал существует только в связи с движением, он очень чувствителен к изменению ширины двойного электрического слоя, к изменению распределения ионов в ДЭС. Вместе с тем, дзета-потенциал генетически связан с полным потенциалом (φ0) на границе фаз и обычно составляет часть его. Чем больше размыт двойной слой, тем больше и дзета-потенциал. Если слой предельно сжат, то дзета-потенциал равен 0. Это соответствует изоэлектрическому состоянию, и система не реагирует на электрический ток, тогда как φ0 – потенциал остаётся практически неизменным. Величина дзета-потенциала определяется:
Дзета-потенциал выражается следующей формулой: ζ =  где η – вязкость среды, U0 – линейная скорость движения фаз, Е – напряженность электрического поля, ε – относительная диэлектрическая проницаемость среды, ε0 – абсолютная диэлектрическая проницаемость вакуума (или электрическая постоянная); Е – напряженность электрического поля. Величина дзета-потенциала определяется общим содержанием электролитов в растворе; увеличение концентрации электролита влечёт за собой сокращение толщины диффузного слоя и, следовательно, сопровождается уменьшением ζ-потенциала. ζ-потенциал зависит не только от концентрации ионов, но и от их заряда. Особенно важную роль играют противоионы, т.е. ионы, заряд которых противоположен заряду коллоидных частиц. Способность понижать ζ-потенциал растет с ростом заряда противоиона. ζ-потенциал связан с устойчивостью коллоидных систем. Устойчивость этих систем падает с понижением ζ-потенциала. Необходимо отметить, что электрокинетические явления играют большую роль в живых организмах. Например, при движении крови в артериях возникает потенциал течения малой величины (примерно 0,001 – 0,002 В), имеющий, однако, важное биологическое значение. Одна из волн электрокардиограммы связана с этим потенциалом. Считается, что при восприятии звука органами слуха также участвует потенциал течения. ЭЛЕКТРОКИНЕТИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ Электрокинетические явления - это явления, наблюдаемые в дисперсных системах, мембранах и капиллярах. Эти явления основаны на взаимосвязи между электрическими и кинетическими свойствами дисперсных систем. Электрокинетические явления включают электроосмос, электрофорез, потенциал течения и потенциал оседания (седиментационный потенциал). Основную роль в возникновении электрокинетических явлений играет двойной электрический слой, формирующийся у поверхности раздела фаз. Внешнее электрическое поле, направленное вдоль границы раздела фаз, вызывает смещение одного из ионных слоёв, образующих ДЭС, по отношению к другому. Это приводит к относительному перемещению фаз, т.е. к электрофорезу или электроосмосу. Рассмотрим электрофорез. Электрофорезом называется движение частиц дисперсной фазы относительно дисперсионной среды под действием внешнего электрического поля. Электрофорез обнаруживается экспериментально по выделению на одном из электродов (или около него) дисперсной фазы, а также по смещению границы раздела коллоидный раствор – дисперсионная среда к одному из электродов. Внешнее электрическое поле действует на заряды двойного электрического слоя: коллоидная частица и диффузионные противоионы перемещаются в сторону электродов с противоположными знаками зарядов. Смещение дисперсной фазы относительно дисперсионной среды происходит по поверхности скольжения. Направление движения частиц дисперсионной фазы определяет их знак заряда. Измерив линейную скорость движения (u) частиц в электрическом поле, можно рассчитать потенциал на поверхности скольжения – электрокинетический потенциал. Величину электрокинетического потенциала вычисляют (как указывалось выше) по уравнению Смолуховского: ζ =  где ζ – электрокинетический потенциал, η – вязкость раствора,  линейная скорость ε – диэлектрическая проницаемость среды, ε0= 8,85∙10-12 Ф/м.[Смолуховский (фон Смолан-Смолуховский) Мариан (1872-1917), польский физик-теоретик. Классические исследования по молекулярно-кинетической теории флуктуаций (1904) и броуновского движения (1906). Занимался изучением проблем коллоидной химии и другими исследованиями]. Величину ζ-потенциала выражают в В или мВ. Значения ζ-потенциала для коллоидных систем обычно лежат в пределах от 1,5 до 75 мВ. Измерив скорость движения частиц и зная градиент потенциала приложенного электрического поля, можно вычислить электрофоретическую подвижность частиц. Электрофоретической подвижностью U называют путь, который проходят частицы в секунду, при градиенте потенциала 1 в/см. Электрофоретическая подвижность рассчитывается по уравнению: U =  где h - путь, пройденный частицами, см; t – время, сек; Н – градиент потенциала внешнего электрического поля (это отношение разности потенциалов (в) к расстоянию между электродами (см). Методы электрофореза имеют большое теоретическое и практическое значение. Знание величины ζ-потенциала позволяет судить об устойчивости коллоидных систем, поскольку с уменьшением ζ-потенциала уменьшается устойчивость коллоидных систем. Электрофорез применяют для нанесения покрытий на детали сложной конфигурации, для покрытия катодов электроламп, полупроводниковых деталей, нагревателей и т.д. Лекарственный электрофорез – метод введения в организм через кожу или слизистые оболочки различных лекарств. Электроосмосом называют движение дисперсионной среды относительно неподвижной дисперсной фазы (пористого материала) под влиянием внешней разности потенциалов. Электроосмос можно наюлюдать в U-образной трубке, в нижней части которой находится пористый материал, например кварцевый песок, являющийся дисперсной средой. При наложении внешнего электрического поля жидкость перетекает через пористую диафрагму из одного колена трубки в другое. Поэтому в одном колене жидкость поднимется на некоторую высоту h. Причиной движения жидкости является наличие ДЭС на границе между твёрдым пористым материалом и жидкостью. Под действием внешнего электрического поля ионы диффузного слоя, непрочно связанные с поверхностью дисперсной фазы, смещаются в сторону электрода, имеющего противоположный знак заряда. Ионы плотного слоя, прочно связанные с поверхностью, остаются практически неподвижными. Ионы диффузного слоя перемещаются, увлекая за собой жидкость (дисперсионную среду), которая заполняет трубку. Смещение жидкости, вызываемое ионами диффузного слоя, происходит не по границе твёрдое тело – жидкость, а по поверхности скольжения, расположенной на расстоянии δ от твёрдой поверхности. С помощью электроосмоса можно определить знак заряда твёрдой поверхности на границе с жидкостью, а также, измерив скорость течения жидкости, вычислить электрокинетический потенциал. Электроосмос используют для обезвоживания пористых тел – при осушке стен зданий, сыпучих материалов и т.п. Применяется электроосмос для электроосмотического фильтрования, используют электроосмос и для других целей. КОАГУЛЯЦИЯ КОЛЛОИДНЫХ СИСТЕМ Проблема устойчивости коллоидных систем – одна из важнейших проблем коллоидной химии. Русский учёный Песков предложил рассматривать: а) седиментационную (кинетическую) устойчивость; б) агрегативную устойчивость. Эти два вида устойчивости имеют разные механизмы и требуют отдельного рассмотрения. Седиментационная устойчивость – это способность дисперсной системы сохранять неизменным во времени распределение частиц по всему объёму системы, т.е. способность системы противостоять действию силы тяжести. Чтобы оценить седиментационную устойчивость системы, необходимо знать следующие характеристики: r – радиус частицы дисперсной фазы; ρ – плотность частицы; ρ0– плотность дисперсионной среды; η – вязкость дисперсионной среды; V – объём частицы. Седиментационная устойчивость дисперсных систем определяется, главным образом, размерами частиц дисперсной фазы:
Агрегативная устойчивость – это способность дисперсной системы сохранять во времени степень дисперсности, т.е. размеры частиц и их индивидуальность. Агрегативная устойчивость препятствует слипанию частиц и препятствует их осаждению. Существует 5 факторов, которые могут обеспечивать агрегативную устойчивость золя: электростатический; адсорбционно-сольватный; структурно-механический; энтропийный; гидродинамический. Важнейшим является электростатический. Он обусловлен наличием на поверхности коллоидных частиц ДЭС. Появление ДЭС на поверхности частиц приводит к возникновению электростатического отталкивания частиц, так как заряд частиц одноимённый. Кроме того, важное значение имеет ζ-потенциал. Снижение величины ζ-потенциала до 0,025 – 0,040 В приводит к началу слипания частиц, а затем следует осаждение более крупных частиц. Этот процесс называется коагуляцией. Коагуляцией называется процесс слипания частиц с образованием крупных агрегатов. В результате коагуляции система теряет свою седиментационную устойчивость, так как частицы становятся более крупными и не могут участвовать в броуновском движении. Коагуляция самопроизвольный процесс, так как она приводит к уменьшению межфазной поверхности и, следовательно, к уменьшению свободной поверхностной энергии. Различают две стадии коагуляции. 1 стадия – скрытая коагуляция. На этой стадии частицы укрупняются, но ещё не теряют своей седиментационной устойчивости. 2 стадия – явная коагуляция. На этой стадии частицы теряют свою седиментационную устойчивость. Если плотность частиц больше плотности дисперсионной среды, образуется осадок. Коагуляция возникает под действием разнообразных внешних воздействий. К ним относятся:
Наиболее изучена коагуляция электролитами, которая является очень важной в практическом отношении, например, при очистке воды с целью освобождения от взвешенных частиц и бактерий. Коагуляция электролитами происходит при сравнительно невысокой концентрации добавляемого электролита. Коагуляцию вызывают все электролиты, так как при введении их в коллоидную систему происходит сжатие диффузного слоя, снижение ζ-потенциала, что и приводит к разрушению коллоидной системы. Минимальная концентрация электролита, вызывающая за данный промежуток времени определённый видимый эффект коагуляции, называется порогом коагуляции (γ) или критической концентрацией (скрит). Эта величина служит сравнительным критерием агрегативной устойчивости дисперсной системы. Критическую концентрацию принято выражать в ммоль/л. Коагуляцию вызывает ион противополжного знака знаку заряда коллоидной частицы: для положительных – анион, для отрицательных – катион, вводимого в систему электролита. Коагулирующее действие иона тем выше, чем выше его заряд (правило Шульце-Гарди). Теоретическими расчётами показано, что отношения порогов коагуляции одно-, двух- и трёхзарядных ионов при прочих равных условиях обратно пропорциональны шестой степени величины заряда: γ1 : γ2 : γ3 = 1/16 : 1/26 : 1/36. В среднем можно считать, что концентрация электролитов, соответствующая порогу коагуляции, с однозарядными иолнами в 60 раз выше, чем с ионами двухзарядными и, приблизительно, в 750 раз выше, чем с ионами трёхзарядными. Правило Шульце – Гарди имеет лишь приближенный характер, так как коагулирующее действие электролита зависит не только от заряда иона. Так, например, органические однозарядные ионы (например, катион морфина) обладает более сильной специфической адсорбируемостью и легче входят во внутреннюю часть ДЭС коллоидных частиц. Для ионов одинакового заряда порог коагуляции определяется их положением в лиотропном ряду (ряды Гофмейстера). Лиотропные ряды – ряды ионов, расположенных в порядке улучшения или ухудшения их влияния на свойства чистого растворителя, а также на скорость и глубину химических реакций и физико-химических процессов в данном растворителе. Последовательность ионов в лиотропном ряду определяется их зарядом, размером и способностью связывать молекулы растворителя. При изменении растворителя, рН среды, температуры последовательность ионов в ряду может легко меняться. ТЕОРИЯ УСТОЙЧИВОСТИ ЛИОФОБНЫХ ЗОЛЕЙ – ТЕОРИЯ ДЛФО Современная теория устойчивости, развитая российскими учёными Б.В. Дерягиным и Л.Д. Ландау, получила всеобщее признание. [Дерягин Б.В. (09.08. 1902 – 16.05.1994) – российский физикохимик, академик РАН. Создатель и руководитель лаборатории тонких слоёв и поверхностных явлений. Создал (вместе с академиком Л.Д. Ландау) количественную теорию устойчивости коллоидных систем, теорию молекулярного трения, развил теорию сил адгезии и т.д. Впервые синтезировал (1967) при низких давлениях нитевидные кристаллы алмаза, алмазные плёнки. Является лауреатом Государственной премии СССР (1991)]. [Ландау Л.Д. (1908-1968), советский физик-теоретик, академик АН СССР, основатель научной школы, лаурет многих премий СССР, автор классического курса теоретической физики. Нобелевская премия (1962).] Несколько позже такую же теорию создали голландские учёные Фервей и Овербек. Поэтому теорию называют теорией ДЛФО. Суть этой теории физической коагуляции в следующем.[ Когда коллоидные частицы подходят близко друг к другу, их диффузные слои перекрываются и взаимодействуют. Это взаимодействие совершается в тонкой прослойке дисперсионной среды, разделяющей частицы. Устойчивость лиофобных золей определяется главным образом, особыми свойствами этих тонких жидких слоёв. Такой слой образуется при сближении коллоидных частиц. Такой слой может утончаться, частицы сближаются ещё сильнее. Утончение может закончиться следующим: А) при некоторой толщине слой разрывается, частицы слипаются; Б) при некоторой толщине наступает равновесие – слой более не меняется, толщина остаётся постоянной. В этом случае частицы не слипаются, коагуляция не происходит. Исследования показали, что утончение тонкого слоя при сближении частиц происходит путём вытекания из него жидкости. При толщине слоя 100 – 200 нм свойства жидкости начинают сильно отличаться от свойств жидкости в окружающем объёме. В слое появляется дополнительное давление, которое Дерягин назвал «расклинивающим давлением». По определению Дерягина, оно положительно, когда давление в слое понижено. Тогда жидкость не вытекает из слоя, а это препятствует сближению частиц. Отсюда происходит и название «расклинивающее давление», т.е. давление, которое раздвигает «расклинивает» частицы. Если давление отрицательно, то повышается давление в слое, ускоряется вытекание из слоя жидкости, что способствует сближению частиц. Возникновение расклинивающего давления определяется двумя факторами:
Результирующая энергия межчастичного взаимодействия U определяется как сумма двух составляющих: U = Uотт + (- Uпр) = Uотт - Uпр Если │Uотт │ › │Uпр │, то преобладают силы отталкивания, коагуляция не происходит, золь явлется агрегативно устойчивым. В противоположном случае преобладают силы притяжения между частицами, происходит коагуляция. КИНЕТИКА КОАГУЛЯЦИИ В качестве количественной характеристики коагуляции Зигмонди предложил использовать скорость коагуляции. Скорость коагуляции V – это изменение концентрации коллоидных частиц в единицу времени при постоянном объёме системы. V = -  ,где «c» – концентрация частиц; t – время. Знак «-» стоит потому, что концентрация частиц со временем уменьшается, а скорость всегда положительна. Степень коагуляции α: α =  ,где Z – общее число столкновений частиц в единицу времени; Zэф – число эффективных столкновений (т.е. столкновений, приводящих к коагуляции) в единицу времени. Если α = 0, коагуляция не происходит, золь агрегативно устойчив. Если α = 1, происходит быстрая коагуляция, т.е. каждое столкновение частиц приводит к их слипанию. Если 0 ‹ α ‹ 1, то идет медленная коагуляция, т.е. только некоторые столкновения частиц приводят к их слипанию. Чтобы частицы при столкновении слиплись, а не разлетелись как упругие шары, должен быть преодолён потенциальный барьер коагуляции ∆UK. Следовательно, коагуляция произойдёт только в том случае, когда коллоидные частицы будут обладать кинетической энергией, достаточной для преодоления этого барьера. Это может быть достигнуто добавлением к золю электролита-коагулянта. КОАГУЛЯЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТАМИ По современной теории коагуляции электролитами, разработанной Б.В. Дерягиным и Л.Д. Ландау, порог коагуляции определяется уравнением: γ = С  где С – константа, зависящая от числа зарядов катиона и аниона; k – константа Больцмана; е – заряд электрона, Т – температура (в К), ε – диэлектрическая проницаемость раствора, А – константа вандерваальсова притяжения; z – величина заряда иона. Данное уравнение хорошо согласуется с опытными данными, полученными на различных золях. Коллоидные системы подвергаются коагуляции при невысокой концентрации электролитов. Можно в значительной степени повысить их устойчивость против коагуляции электролитами, создав дополнительно на поверхности коллоидных частиц адсорбционные слои с повышенным структурно-механическими свойствами. Они могут совершенно предотвратить коагуляцию электролитами. Такая стабилизация золя по отношению к электролитам достигается при добавлении незначительного количества высокомолекулярных веществ (желатина, казеинат натрия, яичный альбумин и т.д.) получила название защиты. Защищённые золи весьма устойчивы к электролитам. Так, коллоидные системы серебра, защищённые белковыми веществами и используемые как лекарственные препараты (протаргол, колларгол), становятся не только мало чувствительными к электролитам, но могут быть даже упарены досуха, сухой остаток после обработки водой снова может переходить в золь. В организме в большом количестве содержатся различные растворы высокомолекулярных соединений, и одно из проявлений их защитного действия состоит в удержании в растворе карбонатов и фосфатов кальция в коллоидном состоянии. Протеины сыворотки крови стабилизируют коллоиды карбоната кальция, повышая порог коагуляции почти в 5 раз. Патологическое образование в организме различных твёрдых тел (почечные и желчные камни) связано, с одной стороны, с увеличением содержания нерастворимых оксалатов, муцина, урохрома, а с другой стороны, с возникающей нехваткой высокомолекулярных соединений для удержания указанных веществ в коллоидном состоянии. Защитное действие различных веществ не одинаково. Мерой защитного действия служит количество вещества, достаточное для предотвращения коагуляции того или иного золя в некоторых стандартных условиях. Так, например, для характеристики защитного действия ВМС Зигмонди предложил использовать золотое число. Золотое число – это количество миллиграммов ВМС, которое надо добавить к 10 мл 0,0006%-го красного золя золота, чтобы предотвратить его посинение при добавлении к нему 1 мл 10%-ного раствора хлорида натрия. СЕНСИБИЛИЗАЦИЯ Иногда введение в коллоидную систему очень малых количеств ВМС приводит не к защите, а к снижению устойчивости. Сенсибилизацией называется снижение порога коагуляции золя при добавлении в него ВМС Это явление характерно для линейных макромолекул, несущих полярные группы на обоих концах цепи (поливиниловые спирты). Длинная молекула полимера присоединяется двумя концами к двум разным частицам дисперсной фазы, скрепляет их углеводородным мостиком. Этот вид коагуляции называют флокуляцией. В этом случае образуются рыхлые хлопьевидные частицы – флокулы. Флокулянты достаточно дёшевы, их широко используют для очстки природных и сточных вод. КОАГУЛЯЦИЯ СМЕСЯМИ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Коагуляция часто проводится смесями электролитов. Возможны три случая:
В этом случае электролиты как бы противодействуют друг другу и для коагуляции их следует добавить больше, чем требуется по правилу аддитивности. Антагонизм наблюдается при большом различии в коагулирующем действии электролитов. Одной из причин антагонизма может служить химическое взаимодействие между ионами. Например, коагулирующее действие иона Pb + по отношению к отрицательно заряженным гранулам ослабляется в присутствии хлорида натрия, так как протекает реакция образования осадка PbCl2. 3.Синергизм – это усиление коагулирующего действия одного электролита в присутствии другого. Электролиты как бы способствуют друг другу – их для коагуляции требуется меньше, чем нужно по правилу аддитивности. Условия, при которых наблюдается синергизм, сформулировать трудно. Синергизм действия возможен, когда между электролитами происходит химическое взаимодействие, приводящее к образованию нового многозарядного иона. Например, коагулирующее действие FeCl3 и KCNS по отношению к положительно заряженным гранулам (коагулирующие ионы Cl ‾ и CNS ‾ ) усиливается во много раз из-за образования в растворе иона [Fe(CNS)6] 3-, который проявляет более высокую коагулирующую способность. При введении различных лекарственных веществ в организм (в виде инъекций) следует предварительно убедиться в том, что эти вещества не являются синергистами, чтобы избежать коагуляции. МЕМБРАННОЕ РАВНОВЕСИЕ ДОННАНА Наличие в клетках ионов полиэлектролитов, ионов белков или гранул лиофобных коллоидов, которые в отличие от низкомолекулярных ионов обычных электролитов, не могут диффундировать сквозь мембрану приводит к установлению мембранного равновесия Доннана. Мембранным равновесием Доннана называют равновесие, устанавливающееся в системе растворов, разделённых мембраной, непроницаемой хотя бы для одного вида ионов, присутствующих в системе. Рассмотрим случай равновесия двух электролитов с одним общим ионом (Cl ‾) между двумя жидкостями, разделёнными полупроницаемой мембраной. Эта мембрана является проницаемой для всех ионов, кроме одного (его называют недиализуемым ионом). Пусть вначале опыта во внутренней части осмотической ячейки осмометра налит раствор электролита RCl. Электролит диссоциирует, образуя положительные ионы R + (они не могут проходить через мембрану) и ионы Cl ‾ , которые свободно проходят через мембрану. Концентрации тех и других ионов равны С1, то есть [R] = C1 и [Cl ‾ ] = C1. Всё это справедливо для внутренней жидкости. Во внешней жидкости (она занимает такой же объём как и внутренняя) имеются ионы Na + и Cl ‾ , но их концентрации уже другие и равны С2: [Na +] = C2 и [Cl ‾ ] = C2. В начале опыта мы имеем систему: Внутренняя жидкость ( i) Мембрана внешняя жидкость (e) [R] = C1 : [Na +] = C2 [Cl ‾ ] = C1 : [Cl ‾ ] = C2 Каковы будут концентрации ионов по обе стороны мембраны после наступления равновесия? Оказалось, что в системе устанавливается равновесие следующего вида: Внутренняя жидкость (i) Мембрана внешняя жидкость (e) : [R+]i = C1 : [Na +]i = X : [Na +]e = C2 - X [Cl ‾ ]i = C1 + Х; : [Cl ‾ ]e = C2 – X Причём Х является функцией обеих начальных концентраций С1 и С2. Доннан, учитывая законы и положения термодинамики, пришел к выводу, что условием равновесия является равенство произведений концентраций ионов, находящихся внутри ячейки и в наружной жидкости: [Na +]вн ∙ [Cl ‾ ] вн = [Na +]нар ∙ [Cl ‾ ] нар Таким образом, условием равновесия Доннана является равенство произведений концентраций подвижных ионов по обе стороны мембраны. Подставим в приведенное произведение концентраций их численные значения: Х(С1 + Х) = (С2 – Х)2. Отсюда Х =  Полученное выражение называют уравнением Доннана. Оно показывает количество низкомолекулярного вещества (Х), переносимого в сторону ВМС через полупроницаемую перегородку. Из уравнения Доннана следует, что при С1 = 0 Х = С2/2, т.е. при отсутствии недиффундирующих ионов полиэлектролита или гранул мицеллы лиофобного золя распределение NaCl будет равномерным. Если же С1 » С2, то величина Х очень мала. То есть в этом случае свободно диффундирующий NaCl всё же не может свободно проникать внутрь мембраны, а поэтому распределение NaCl по обе стороны мембраны будет неодинаковым. За счёт присутствия в клетке солей белка сумма концентраций подвижных ионов внутри клетки всегда будет больше, чем в наружном растворе. Неравномерное распределение ионов по обе стороны мембраны приводит к возникновению разности потенциалов, которая может быть измерена в виде так называемого мембранного потенциала, например, в следующей цепи: Каломельный внешний внутренний каломельный Электрод раствор раствор электрод с насыщ. KCl с нас. KCl В организме доннановский эффект имеет большое значение для распределения электролитов между кровью и лимфой, для возникновения биопотенциалов. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
а) золя карбоната бария ВаСО3, стабилизированного хлоридом бария; б) золя сульфида свинца PbS, стабилизированного сульфидом натрия; в) золя бромида серебра AgBr, стабилизированного нитратом серебра; г) золя гидроксида железа Fe(OH)3, стабилизированного Fe(NO3)3; д) золя хлорида свинца PbCl2, стабилизированного хлоридом калия; е) золя сульфата бария BaSO4, стабилизированного сульфатом калия. ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ ОПЫТ № 1. Получение золя и геля кремниевой кислоты В пробирку налить 2 – 3 мл 10%-ного раствора силиката натрия (растворимое стекло). Затем, добавить такой же объём концентрированной соляной кислоты и перемешать стеклянной палочкой. Происходит образование золя кремниевой кислоты, осадок не образуется. Далее пробирку нагреть. Происходит коагуляция золя – образуется студенистый осадок геля кремниевой кислоты. ОПЫТ № 2. Получение золя оксида марганца (IV) путём восстановления В коническую колбу с помощью пипетки вносят 5 мл раствора перманганата калия с массовой долей соли 1,5% и разбавляют c дистиллированной водой до 50 мл. Затем в колбу вводят по каплям 1,5 – 2 мл раствора тиосульфата натрия (Na2S2O3) с массовой долей соли 1%. Происходит образование золя оксида марганца (IV), раствор становится вишнёво-красным. ОПЫТ № 3. Получение золя канифоли путём замены растворителя В коническую колбу, содержащую 50 мл дистиллированной воды, приливают 5 мл 2%-ного спиртового раствора канифоли и встряхивают раствор. Наблюдают окраску в проходящем свете при боковом освещении и делают выводы. Опыт № 4. Получение золя серы путём замены растворителя В коническую колбу, содержащую 20 мл дистиллированной воды, приливают по каплям 5 мл насыщенного раствора серы в этиловом спирте. Наблюдают окраску в проходящем свете при боковом освещении и делают выводы. Опыт № 5. Получение золя гидроксида железа (III) методом гидролиза Нагреть до кипения 50 мл дистиллированной воды. Добавить 10 мл раствора соли FeCl3 c массовой долей соли в растворе 2%. Полученный раствор кипятить ещё несколько минут. Мицелла образуется за счёт адсорбции ионов FeO+ на поверхности, получившихся в результате гидролиза, частиц Fe(OH)3. Противоионнами служат ионы Cl1-. Опыт № 6. Получение золя гидроксида железа (III) методом пептизации В небольшой стакан внести 1,5 мл 20%-ного раствора ферроцианида калия {K4[Fe(CN)6]3 (желтая кровяная соль), затем добавить 0,5 мл насыщенного раствора хлорида железа (III). При этом образуется осадок синего цвета («берлинская лазурь»). Осадок перенести на складчатый фильтр, далее осадок промыть водой несколько раз. После этого осадок на фильтре обработать 3 мл 2%-ного раствора щавелевой кислоты. Осадок быстро пептизируется щавелевой кислотой и, через фильтр проходит синий золь берлинской лазури. Анионы щавелевой кислоты С2О42- сильно адсорбируются на частицах осадка, сообщают им заряд и агрегативную устойчивость. Опыт № 7. Получение и диализ коллоидной системы Приборы и реактивы. Колбы плоскодонные на 250 мл; коллодийный мешочек (мембрана); химический стакан на 200 мл; стеклянная палочка; нагревательный прибор; нитки; 2%-ный раствор соли FeCl3; 1 М раствор FeCl3; раствор аммиака; насыщенный раствор FeCl3. Задание. Получите золь гидроксида железа (III) и очистите его методом диализа. Методика выполнения работы. Получите золь гидроксида железа (III). Затем в коллоидный мешочек налейте горячий золь Fe(OH)3. Подвесьте мешочек на стеклянной палочке и погрузите в стакан с горячей дистиллированной водой. Повышение температуры способствует ускорению процесса. Через 10-15 минут определите присутствие ионов Cl1- и отсутствие окрашивания в воде, омывающей мешочек. Отметьте по окраске, прошли ли мицеллы Fe(OH)3 через мембрану. Опыт № 8. Определение порога коагуляции золя гидроксида железа (III) Приборы и реактивы. Пробирки, бюретки, штативы пробирочные, растворы следующих солей и концентраций: KCl 2М; К2SO4 0,05 М; K3[Fe(CN)6] 0,005 М. Задание. Определить порог коагуляции золя Fe(OH)3 при действии растворов солей KCl, K2SO4, K3[Fe(CN)6]. Рассчитать отношение порогов коагуляции. Проверить правило Шульце-Гарди. Методика проведения работы А) Получить золь Fe(OH)3: нагреть до кипения 50 мл дистиллированной воды, затем добавить 10 мл 2%-ного хлорида железа (III) и кипятить ещё несколько минут. Мицелла образуется за счёт адсорбции ионов FeO+, получившихся в результате гидролиза на поверхности частиц Fe(OH)3. Противоионами служат ионы Cl1-. Б) Подготовить три серии пробирок по восемь штук в каждой. Налить в четыре пробирки по 5 мл золя, а в другие четыре по 5 мл дистиллированной воды и растворов электролитов, согласно данным таблицы:
Смешать попарно раствор электролита и золя при встряхивании. Получить четыре раствора, в которых концентрация золя одинакова (1 : 1), концентрация электролита в каждой следующей пробирке больше, чем в предыдущей, в два раза. Наблюдать за пробирками. В) Через 30 минут отметить, в каких пробирках произошла явная коагуляция (помутнение). При помутнении поставить в таблице знак «+». Объём золя, растворов солей и воды отмерять из бюреток. Пробирки с одним и тем же электролитом размещать в штативах в ряд от более низкой концентрации к более высокой. Отметить минимальную концентрацию, необходимую для коагуляции, и рассчитать приближенное значение порогов коагуляции по формуле: Спор =  где С – концентрация электролита, моль/л; V– наименьший объём раствора электролита, достаточный для коагуляции, мл; W – объём золя, мл. В отчёте указать коагулирующие ионы и соблюдение правила Шульце-Гарди. ТЕСТИРОВАНИЕ ПО ТЕМЕ «КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ» ТЕСТ № 1 (КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ) 1. Лиофобные коллоидные растворы – это системы, термодинамически: 1) устойчивые в отсуствии стабилизаторов; 2) устойчивые в присутствии стабилизатора; 3) неустойчивые в присутствии стабилизатора; 4) присутствие стабилизатора значения не имеет. 2. Сгусток крови – это: 1) золь; 2) гель; 3) эмульсия; 4) суспензия.
ТЕСТ № 2 КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ
ТЕСТ № 3 (КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ)
ТЕСТ № 4 КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ
ТЕСТ № 5 КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ
|