Устойчивость и коагуляция коллоидных золей

Тема: Коллоидные системы

Возникновение коллоидной химии как самостоятельной науки связывают с именем анг. ученого т. Грэма, который в 1861 г. разработал ряд методов приготовления и очистки коллоидных растворов. Грэм предложил все вещества классифицировать на две группы:

1. кристаллоиды – вещества, образующие истинные растворы, из которых растворенное вещество при определенных условиях может быть выделено в виде кристаллов.

2. коллоиды – вещества, обладающие малой скоростью диффузии, низким осмотическим давлением и образующие коллоидные растворы.

Грэм ошибочно считал, что коллоиды и кристаллоиды – совершенно обособленные классы веществ, между которыми нет никакого сходства.

На основе теоретических и экспериментальных исследований русские учены Борщев Н.Г. (1869) и Веймарн (1916) сделали вывод, что любое вещество можно перевести в коллоидное состояние, создавая соответствующие условия.

Коллоидной (дисперсной) системой называется гетерогенная система, в которой одна из фаз представлена мелкими частицами, равномерно распределенными в объеме другой однородной фазы. Это ультрамикрогетерогенные системы, состоящие из частиц дисперсной фазы – совокупности раздробленных частиц, размер которых лежит в пределах 10^-9-10^-5 м, и непрерывной дисперсионной среды, в которой распределены эти частицы.

Признаки коллоидного состояния вещества – дисперсность и гетерогенность.

Если коллоидные частицы находятся в жидкой среде, то такие системы называются коллоидными растворами или золями.

В коллоидных растворах частицы находятся в высокой степени раздробления или диспергирования, но они гораздо больше молекул.

Таким образом, коллоидные системы относятся к дисперсным системам, в которых одно вещество в виде частиц различной величины распределено в другом веществе.

Среда, в которой находится раздробленное (диспергированное) вещество называется дисперсионной средой, а раздробленное вещество в виде частиц различных размеров – дисперсной фазой.

Коллоидные системы имеют две группы, отличающиеся по взаимодействию между частицами дисперсной фазы и дисперсионной средой: лиофобные коллоиды и растворы высокомолекулярных соединений (растворы ВМС), которые ранее называли лиофильными коллоидами.

К лиофобным коллоидам относятся системы, в которой частицы дисперсной фазы не взаимодействуют или слабо взаимодействуют с дисперсионной средой. Эти растворы получают с затратой энергии, и они устойчивы лишь в присутствии стабилизаторов.

К растворам ВМС относятся системы, образованные самопроизвольно благодаря сильному взаимодействию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Растворы ВМС являются термодинамически обратимыми молекулярными гомогенными (однофазными) системами, способными сохранять агрегативную устойчивость без стабилизатора в двухкомпонентном растворе.

Агрегативная устойчивость – способность частиц дисперсной фазы оказывать сопротивление их слипанию, тем самым удерживая определенную степень дисперсности этой фазы в целом.

D = 1/a,

где D – степень дисперсности;

a – размер дисперсных частиц.

Лиофобные коллоиды и растворы ВМС отличаются также и по структуре частиц, составляющих дисперсную фазу. Для лиофобных частиц характерной единицей структуры является мицелла, представляющая собой сложный многокомпонентный агрегат с переменным числом адсорбированных ионов или молекул. Растворы ВМС представляют собой истинные ратсворы.

 

Устойчивость и коагуляция коллоидных золей

Устойчивость дисперсных систем характеризует способность дисперсной фазы сохранять состояние равномерного распределения частиц во всем объеме дисперсионной среды.

Существует два вида относительной устойчивости дисперсных систем: седиментационная и агрегативная.

Седиментационная устойчивость – способность системы противостоять действию силы тяжести. Седиментация – это оседание частиц в растворе под действием силы тяжести.

Условие седиментационного равновесия: частица движется с постоянной скорость, т. е. равномерно, сила трения уравновешивает силу тяжести

Агрегативная устойчивость характеризует способность частиц дисперсной фазы противодействовать их слипанию между собой и тем самым сохранять свои размеры.

При нарушении агрегативной устойчивости происходит коагуляция – процесс слипания частиц с образованием крупных агрегатов. В результате коагуляции система теряет свою седиментационную устойчивость, т. к. частицы становятся слишком крупными и не могут участвовать в броуновском движении.

Причины коагуляции:

> изменение температуры;

> действие электрического и электромагнитного полей;

> действие видимого света;

> облучение элементарными частицами;

> механическое воздействие;

> добавление электролита и др.

Наибольший практический интерес вызывает коагуляция электролитами.

Правило коагуляции

1. Любые электролиты могут вызвать коагуляцию, однако заметное воздействие они оказывают при достижении определенной концентрации.

Минимальная концентрация электролита, которая вызывает коагуляцию называется порогом коагуляции γ, моль/м³.

где С_эл – концентрация электролита-коагулятора; V _эл – объем добавленного электролита; V _золя(обычно 10 мл) – объем золя.

Порог коагуляции определяется по началу помутнения раствора, по изменению окраски раствора или по началу выделения дисперсной фазы в осадок.

2. Коагулирующим действием обладает лишь тот ион электролита, заряд которого противоположен заряду потенциалопределяющих ионов мицеллы, причем его коагулирующая способность выражается тем сильнее, чем выше заряд – правило значности или правило Шульце-Гарди.

Если принять коагулирующую способность однозарядного иона за единицу, то коагулирующая способность двухзарядных ионов будет на порядок больше, а трехзарядного – на два порядка.

Таблица 1

Значения порога коагуляции различными электролитами

для двух золей

Золь As2S3	Золь Fe(OH)2
электролит	коагулирующий ион (катион)	γ, моль/м3	электролит	коагулирующий ион (анион)	γ, моль/м3
NaCl	Na+		KCl	Cl−
KCl	K+		KBr	Br−
MgCl2	Mg2+	0,72	KJ	J−
CaCl2	Ca2+	0,65	KNO3	NO3−
AlCl3	Al3+	0,092	K2SO4	SO42−	0,2

 

3. В ряду однозарядных катионов и анионов коагулирующая активность изменяется следующим образом:

Li⁺→Na⁺→K⁺→Rb⁺

От иона лития к иону рубидия коагулирующая активность возрастает.

Cl⁻→ Br⁻→ J⁻→СNS⁻

От Cl⁻к СNS⁻ коагулирующая активность возрастает.

Эти ряды называются лиотропными рядами или рядами Гофмейстера.

4. В осадках, получаемых при коагуляции электролитами, всегда присутствуют ионы, вызывающие ее.

Пример: при коагуляции золя As₂S_3, частицы которого имеют отрицательный заряд хлоридом бария в осадке содержится некоторое число ионов Ba²⁺.