Факторы устойчивости коллоидных растворов. Механизм возникновения электрического заряда коллоидной частицы. Мицелла. Ядро. Гранула

 

Устойчивость коллоидных растворов зависит от многих факторов: размера и концентрации частиц вещества, температуры, присутствия электролитов. В лиофобных системах при добавлении электролитов скорость коагуляции резко увеличивается. В то же время добавление лиофильного коллоида к лиофобному золю может замедлить процесс коагуляции и сделать коллоидную систему кинетически стабильной.

Главной причиной устойчивости коллоидных систем считают наличие одноименного заряда на поверхности коллоидных частиц. Частицы не могут подойти близко друг к другу из-за электростатического отталкивания одинаковых по знаку зарядов.
Заряд на коллоидных частицах обусловлен наличием на их поверхности двойного электрического слоя (ДЭС) из ионов, возникающего либо в результате избирательной адсорбции одного из ионов электролита, находящегося в растворе, либо за счет ионизации поверхностных молекул вещества.

Мицеллы - частицы в коллоидных системах, состоят из нерастворимого в данной среде ядра очень малого размера, окруженного стабилизирующей оболочкой адсорбированных ионов и молекул растворителя.

Ядро -

Гранула - часть сложно построенной коллоидной частицы (мицеллы), состоящей из ядра и неподвижного слоя ионов, имеющих электрический заряд, противоположный заряду ядра.

Ионное произведение воды. Методы определения рН растворов. Индикаторы.

 

Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Константа K_в, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды.

Методы:

1)Для грубой оценки концентрации водородных ионов широко используютсякислотно-основные индикаторы — органические вещества-красители, цвет которых зависит от pH среды.

2)Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов.

3)Использование специального прибора — pH-метра — позволяет измерять pH в более широком диапазоне и более точно (до 0,01 единицы pH), чем с помощью индикаторов.

4)Аналитический объёмный метод — кислотно-основное титрование.

5)Влияние температуры на значения pH.

Индикаторы:

1)лакмус

2)метилоранж

3)фенолфталеин

Протолитические реакции. Понятия о кислотах и основаниях. Амфолиты. Ионизация слабых кислот и оснований. Константа кислотности и основности.

 

Протолитическую реакцию взаимодействия кислоты или основания с растворителем называют диссоциацией кислоты или основания.

Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований.

Кислоты Бренстеда – это соединения, способные отдавать протон (доноры протона).

Основания Бренстеда – это соединения, способные присоединять протон (акцепторы протона).

Основания Льюиса – это доноры пары электронов (спирты, алкоголят-анионы, простые эфиры, амины и т.д.).

Кислоты Льюиса – это акцепторы пары электронов, т.е. соединения, имеющие вакантную орбиталь (ион водорода и катионы металлов: H⁺, Ag⁺, Na⁺, Fe²⁺; галогениды элементов второго и третьего периодов BF₃, AlCl₃, FeCl₃, ZnCl₂; галогены; соединения олова и серы: SnCl₄, SO₃).

Амфоли́ты — молекулы, в структуре которых присутствуют как кислотные, так и основные группы, существующие в виде цвиттер-ионов при определённых значених pH.

Ионизацию кислот и оснований вызывает реакция с растворителями, обладающими основными или (соответственно) кислотными свойствами; чем сильнее выражены эти свойства растворителя, тем полнее ионизация. Еслиионизация кислоты превышает ионизацию основания, раствор показывает кислую реакцию и, наоборот, раствор соли обладает щелочной реакцией, если основание сильнее кислоты.

НВкислота<=>Н(+)+В(-)сопряженное основание

К дис к-ты=С(Н+)С(В-)/С(НВ)=К кислотности (Ка)

Чем больше значение Ка, тем сильнее кислота.

В(-)+Н(+)основание<=>НВ сопряженная кислота

К дис осн=С(НВ)/С(Н+)С(В-)=К основности (Кв)

Чем сильнее кислота, тем слабее сопряженное ей основание.

Ка=1/Кв, т.е. Ка*Кв=1.

Буферные системы: определение, классификация, уравнение Гендерсона-Гассельбаха. Механизм действия буферных систем. Зона буферного действия и буферная емкость.

 

Буферные системы – растворы, которые удерживают рН при добавлении небольших кол-в сильных кислот или щелочей и при добавлении.

БС состоят из:

1)слабая к-та/сопряженное осн-е

2)слабое осн-е/сопр-я к-та.

Классификация БС:

1)кислотные (сл.к-та/сопр.осн. – ацетатная к-та, СН3СООН/СН3СОО-. CH3COOH+CH3COONa)

2)основные (сл.осн/сопр.к-та – NH4OH/NH3+. NH4OH+NH4Cl)

3)солевые (сл.к-та/сопр.осн. – Н2РО4-/НРО3.2-. КН2РО4+К2НРО4)

4)белковые (H2N – Pt – COOH <=> NН3+(ßOH-) – Pt – COO-(ßН+).

Уравнение Гендерсона-Гассельбаха

Основное ур-ие, которое используется для описания кислотно-щелочного равновесия в биологических системах.

Механизм действия БС

СН3 СООН + NaOH à CH3 COONa + H2O

CH3COONa ---- буфер

OH- à Н2О

сильное основание NaOH à слабое СН3СОО-

СН3 СООН -----буфер

CH3COONa + HCl à CH3 COOH + NaCl

Н+à в слабую СН3 СООН

Зона буферного действия -.

рН=рК±1.

Буферная ёмкость – способность БС противодействовать изменению рН при добавлении небольших количеств кислоты или основания; это к-во экв-тов ионов Н+ или ОН-, которые надо добавить к 1 л буферного р-ра, чтобы изменить его рН на единицу.

Буферные системы крови: гидрокарбонатная, фосфатная, гемоглобиновая, белковая. Взаимодействие буферных систем организма человека.

 

1.гидрокарбонатный буфер Н2СО3/НСО3-

2.белковый   PtCOOH/PtCOO-

3.фосфатный [Н2РО4-]/[НРО4(2-]

4.гемоглобиновый HHb(к-та)/Hb-(сопр.осн.)