Существует два вида устойчивости коллоидных систем: кинетическая (седиментационная) и агрегативная (Песков 1922 г.)

Седиментационная устойчивость высокодисперсных коллоидных систем связана с диффузией и броуновским движением, а агрегативная с изменением степени дисперсности.

Нарушение агрегативной устойчивости коллоидной системы в сторону укрупнения частиц за счет их слипания под действием молекулярных сил притяжения называется коагуляцией.

Лиофобные золи крайне чувствительно относятся к небольшим добавкам электролитов – они быстро и полно коагулируют.

Коагуляция золей электролитами подчиняется правилам Шульце - Гарди:

1. коагуляцию вызывает ион, противоположно заряженный грануле золя,

2. чем больше заряд, тем меньше порог коагуляции.

Порог коагуляции это минимальное количество электролита (выраженное в миллимолях), вызывающее коагуляцию 1 литра данного золя.

Пороги коагуляции одно-, двух- и трехзарядных ионов относятся между собой, как 729: 11: 1.

 

10.5 Оптические явления в коллоидах.

Коллоидный раствор от истинного можно иногда отличить визуально. Для колоидных растворов характерно явление опалесценции. Опалесценция это светорассеяние и связанное с ним изменение окраски коллоида. Частицы дисперсной фазы рассеивают падающие на них лучи видимого света. В истинных растворах светорассеяние ничтожно.

Светорассеяние в коллоидных системах легко обнаружить, пропуская через дисперсную систему интенсивный пучек световых лучей. Наблюдая систему под некоторым углом к направлению лучей падающего света, можно увидеть ярко светящуюся полосу. Это явление получило название явления Тиндаля.

 

Лекция 11 Электрохимия. Работа гальванического элемента. Электролиз. Законы Фарадея (2 часа)

План

1. Электрохимические процессы.

2. Понятие об электродном потенциале.

3. Стандартный водородный электрод.

4. Гальванический элемент.

5. Ряд стандартных потенциалов металлических электродов (ряд напряжений)

6. Уравнение Нернста.

7. Электролиз.

8.Электролиз расплавов солей.

9. Электролиз водных растворов солей с инертными электродами.

10. Законы Фарадея.

11. Применение электролиза.

 

Электрохимические процессы

Электрохимия – область химии, которая изучает получение электрического тока за счёт химических реакций (гальванические элементы) и возникновение химических реакций за счёт затраты электрической энергии (электролиз).

Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохимические процессы являются окислительно-восстановительными. В окислительно-восстановительных реакциях переход электронов от восстановителя к окислителю происходит при непосредственном контакте между реагирующими веществами. При этом энергия химической реакции превращается в теплоту. Однако процессы окисления и восстановления могут быть пространственно разделены в электрохимической системе, которая состоит их двух электродов, соединенных друг с другом металлическим проводником. В этом случае электроны переходят от восстановителя к окислителю не непосредственно, а по металлическому проводнику. В металлическом проводнике, соединяющем окислитель и восстановитель, возникает электрический ток. Таким образом, в этом процессе происходит непосредственное преобразование энергии окислительно-восстановительной реакции в электрическую энергию. Взаимные превращения химической и электрической энергий непосредственно связаны с возникновением электродного потенциала.