Химические методы получения гидрофобных золей

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 10 из 13Следующая ⇒

Эти методы основываются на реакциях обмена, гидролиза, окисления – восстановления, а также применения пептизации. Метод ионного обмена мы рассмотрели выше в разделе «строение коллоидной частицы».

Рассмотрим образование гидрофобного золя на основе ОВР:

2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O.

Строение мицеллы с учетом того, что сероводородная кислота, являясь слабым электролитом, диссоциирует только по первой ступени:

{ m [S] × n HS^– × (n – x)H ⁺} ^{х –}× x H⁺.

Метод пептизации

Пептизация – это процесс перевода свежеприготовленного осадка в коллоидно-дисперсное состояние. Пептизация бывает двух видов: непосредственная и посредственная.

Непосредственной называется такая пептизация, при которой осадок и пептизатор имеют общий ион.

Осадок CuS можно пептизировать с помощью ионов меди или серы (Cu²⁺; S^2–). Если пептизатор Na₂S, то: { m [CuS] × n S^2–×2(n–x)Na⁺}^{2 x –}×2 x Na⁺.

Посредственной называется такая пептизация, при которой пептизатор образуется в ходе реакции образования золя. Например, если к свежеприготовленному осадку добавить небольшое количество HCl:

Fe(OH)₃ ↓+ HCl → Fe(OH)₂Cl + H₂O

Fe(OH)₂Cl → FeOCl + H₂O

FeOCl → FeO⁺ + Cl^–

{ m [Fe(OH)₃] × n FeO⁺ ×(n – x) Cl^–} ^{x +}× x Cl^–

Разрушение гидрофобных золей

Разрушения гидрофобных золей можно достигнуть добавлением к раствору индифферентного электролита (избирательно не адсорбирующегося на поверхности агрегата). Разрушающими будут являться те ионы электролита, которые имеют одинаковый заряд с зарядом диффузионного слоя или противоположный заряд с зарядом гранулы. Согласно правилу Шульце–Гарди:

Коагулирующим действием обладает тот ион электролита, который имеет заряд, противоположный заряду гранулы; коагулирующее действие тем сильнее, чем выше заряд иона-коагулянта (правило значимости).

В рядах: Na⁺ Ca²⁺ Al³⁺ и Cl^- SO₄^2– PO₄³⁺

слева направо разрушающая сила ионов возрастает.

Разрушающее действие постороннего электролита заключается в том, что однозарядный ион вытесняет ПИ диффузионного слоя в адсорбционный слой, следовательно, уменьшается заряд диффузного слоя и уменьшается заряд гранулы.

В итоге уменьшается ζ-потенциал и мицеллы начинают терять свою защиту и слипаются. Когда слипание частиц достигает такого предела, что становится заметным помутнение раствора, соответствующая этому состоянию концентрация электролита носит название порог коагуляции (С_п).

Состояние, при котором ζ-потенциал становится равным нулю, т.е. гранула становится электронейтральной, называется изоэлектрическим состоянием. В изоэлектрическом состоянии коагуляция ускоряется и золь разрушается.

Обучающие задачи

Задача 1. Определите заряд гранулы и запишите строение мицеллы для уравнения AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl, в котором:

а) избытком является AlCl₃; б) NaOH.

Решение: а) агрегат Al(OH)₃ в случае избытка AlCl₃ будет адсорбировать на своей поверхности ионы, способные достроить его кристаллическую решетку (правило Панета–Фаянса). такими ионами будут ионы Al³⁺, они же будут ПОИ и будут определять заряд гранулы. таким образом, гранула будет иметь положительный заряд. Строение мицеллы

{ m [ Al(OH)₃ ] n Al³⁺ 3(n – x)Cl^–}^{3 x +} 3 x Cl^–;

б) агрегат Al(OH)₃ в случае избытка NaOH будет адсорбировать на своей поверхности ионы, способные достроить его кристаллическую решетку. такими ионами будут ионы ОН^–. таким образом, гранула будет иметь отрицательный заряд. Строение мицеллы

{ m [ Al(OH)₃ ] n OH^– (n – x)Na⁺}^{– х} х Na⁺.

Задача 2. Определите, добавление какого из перечисленных электролитов NaCl, Na₂SO₄, CaCl₂, AlCl₃, K[Fe(CN)₆] быстрее всего приведет к разрушению золя { m [BaSO₄]∙ n SO₄^2– ∙2(n – x)Na⁺}^{2 x–} 2 x Na⁺.

Решение. Так как гранула заряжена отрицательно, то ион электролита, вызывающий коагуляцию, должен быть заряжен положительно. Из положительно заряженных ионов электролитов NaCl, Na₂SO₄, CaCl₂, AlCl₃, K[Fe(CN)₆] находим тот, у которого заряд будет выше (Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Al³⁺). им является Al³⁺. Таким образом, электролит AlCl₃ имеет наименьший порог коагуляции и быстрее всего приведет к разрушению данного золя.

Вопросы для самоконтроля

1. Каково строение мицеллы? Что такое гранула, ПОИ, ПИ?

2. Чем определяются j- и z-потенциалы?

3. Какие коллоидные системы называют золями?

4. Основные методы получения гидрофобных золей.

5. Основные способы разрушения гидрофобных золей.

6. Что такое порог коагуляции?

Лабораторная работа № 9

ПОЛУЧЕНИЕ КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ

Цель работы. изучение способов получения коллоидных растворов конденсационными и дисперсионными методами.

Опыт 1. Получение эмульсии масла

Выполнение опыта. В пробирку налейте 3 мл дистиллированной воды, добавьте 2 капли растительного масла и, закрыв пробирку, энергично встряхивайте. Получившаяся эмульсия неустойчива, для ее стабилизации добавьте несколько капель 1%-го раствора стабилизатора: 1) NaOH, 2) Na₂CO₃, 3) раствора мыла.

Задание. Напишите строение мицеллы. В выводе объясните, почему устойчивость эмульсии возрастает в присутствии стабилизатора.

Опыт 2. Получение различных золей берлинской лазури Fe₄[Fe(CN)₆]

Выполнение опыта. а) В пробирку поместите 1 мл 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆], затем при взбалтывании добавьте 3 – 4 капли 2%-го раствора FeCl₃ (получается темно-синий золь).

б) В пробирку поместите 1 мл 2%-го раствора FeCl₃, а затем прибавьте при взбалтывании 2 – 3 капли 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆] (получается золь зеленого цвета).

Задание. Для синего и зеленого золей берлинской лазури напишите формулы мицелл с (+) и (–) гранулами. В выводе объясните, чем определяется заряд гранулы.

Опыт 3. Получение золя железосинеродистой меди Cu₂[Fe(CN)₆]

Выполнение опыта. В пробирку поместите 1 мл 0,1%-го раствора K₄[Fe(CN)₆], затем добавьте 0,5 мл 1%-го раствора сульфата меди. Получите золь красно-коричневого цвета.

Задание. Напишите строение мицеллы.

Опыт 4. Получение золя MnO₂

Выполнение опыта. К 5 каплям 0,5%-го раствора Н₂О₂ прибавьте
5 капель 0,2%-го раствора KMnO₄. Образуется прозрачный темно-коричневый золь оксида марганца. (Реакция проводится в нейтральной среде.)

Задание. Напишите формулу мицеллы.

Опыт 5. Получение золя гидроксида железа

Выполнение опыта. К 3 мл кипящей воды в пробирке быстро, но по каплям, прилить 10 капель 2%-го раствора FeCl₃. Образуется золь красно-бурого цвета.

Задание. Напишите формулу мицеллы золя гидроксида железа.

Опыт 6. Определение порога коагуляции

Выполнение опыта. Согласно правилу коагуляции следует подобрать из растворов (KCl, CaCl₂, AlCl₃, K₃[Fe(CN)₆], K₂SO₄) по три электролита с последовательно изменяющимся зарядом ионов, способных вызвать коагуляцию положительного или отрицательного золя. В качестве положительного золя возьмите золь гидроксида железа, отрицательного – золь железосинеродистой меди (полученные в опытах 3
и 5).

В три пробирки налейте по 1 мл исследуемого золя. В первую пробирку налейте из бюретки определенное количество электролита с одновалентным коагулирующим ионом до помутнения раствора, во вторую – с двухвалентным ионом, в третью – с трехвалентным ионом.

Порог коагуляции в ммоль на 1 литр золя рассчитайте:

C _порог. = 500 СХ, где С – молярная концентрация электролитов; Х – минимальное количество электролита, вызывающего коагуляцию золя.

Таблица 22

Задание. Результаты внесите в две таблицы (табл. 22, отдельно для положительного золя и отдельно для отрицательного). Обоснуйте выбор электролитов. Сделайте вывод о зависимости С _порог от заряда коагулирующего иона.

Опыт 7. Взаимная коагуляция золей

Выполнение опыта. В пяти пробирках смешайте золи Fe(OH)₃ и Cu₂[Fe(CN)₆] в количествах, указанных в табл. 23. Через некоторое время запишите в таблицу степень коагуляции (полная, неполная и др.) и цвет жидкости над осадком. Если во всех пробирках жидкость над осадком окрашена в цвет одного из золей, то это указывает на избыточное количество этого золя. Разбавлением этого золя можно добиться при повторной постановке опыта полной взаимной коагуляции золей в одной из пробирок.

Таблица 23

Задание. Заполните таблицу. Сделайте вывод о физической природе взаимной коагуляции золей.

Опыт 8. Очистка воды коагуляцией (опыт желательно поставить в начале лабораторной работы).

Выполнение опыта. В пять пробирок налейте по 10 мл мутной воды (0,1 г глины на 1 л воды) и в каждую пробирку добавьте различное количество золя гидроксида железа: 1, 2,4, 8, 16 капель. В шестую пробирку налейте 10 мл мутной воды для сравнения. Перемешайте. Результаты запишите в табл. 24 через 0,5 и 1 ч (оцените степень очистки воды от мути по 10-балльной шкале).

Таблица 24

Задание. Заполните таблицу. Запишите строение мицеллы глины, от которой необходимо было избавиться, и строение мицеллы гидроксида железа. Объясните эффект гетерокоагуляции.

9.ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ПРОЦЕССЫ

Электрохимия – раздел химии, изучающий химические превращения на гетерогенной границе между электродами I и II рода с участием свободных электронов.

Проводником 1 рода являетсяметаллический провод или изделие, в котором существует электронная проводимость. Проводник 2 рода – этораствор сильного электролита, в котором реализуется ионная проводимость.

Электрохимические процессы – это процессы, протекающие на границе раздела электрод–электролит, т.е. в электрохимических системах.

Электрохимические системы – это системы, в которых энергия химических реакций превращается в электрическую энергию (гальванические элементы) или, напротив, накопление электрической энергии приводит к химической реакции (электролизеры).

 

 

 

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Теоретическая часть

Устройства, которые применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию, называют химическими источниками электрической энергии, или гальваническими элементами (ГЭ).

Электроды

Электролитический ключ

Действие их основано на протекании окислительно-восстанови-тельной реакции. Если оба металла (электроды) в ГЭ соединены металлическим проводником (элек-тронная проводимость), то в результате электрической проводимости растворов электролитов (ионная проводимость) получается замкнутая электрическая цепь. Электроны будут перемещаться от металла с меньшим значением Е ⁰ (стандартный электродный потенциал) к металлу с большим значением Е ⁰ через внешний участок цепи, а в растворе электролитов катионы будут двигаться к металлу и разряжаться под действием имеющихся на нем электронов. Результатом этого процесса является возникновение электрического тока в цепи ГЭ.

В простейшем случае ГЭ Даниэля–Якоби состоит из двух стаканов с 1М растворами ZnSO₄ и CuSO₄. Растворы соединены U-образной стеклянной трубкой, заполненной агар-агаром и насыщенным раствором KCl (электролитический ключ). В раствор ZnSO₄ погружена цинковая пластина (Zn-электрод), а в раствор CuSO₄ – медная (Cu-элект-род). Электроды соединены металлическим проводником через вольтметр.

Схема записи гальванического элемента следующая (указана последовательная схема записи).

Анод слева (–) Zn(анодом является тот электрод, для которого алгебраическое значение стандартного электродного потенциала меньше и на котором происходит процесс окисления)

Межфазная граница (–)Zn│(вертикальная сплошная черта означает границу раздела твердой и жидкой фаз – место возникновения электродного потенциала)

Электролит анода (–)Zn│ ZnSO₄ (электролит, содержащий одноименные ионы погруженного в него электрода)

Электролитический ключ (–) Zn│ ZnSO₄ (служит для снятия диффузного потенциала, обусловленного скоростью диффузии ионов электролита)

Электролит катода (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄

Межфазная граница (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │

Катод справа (–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │Сu (+)

Полная запись медно-цинкового гальванического элемента Даниэля–Якоби:

(–) Zn│ ZnSO₄ CuSO₄ │Сu (+)

На электроде, стоящем слева, происходит процесс окисления (отдача электронов): (–) Zn⁰ – 2e → Zn⁺²

Освободившиеся электроны с анода переходят на катод, а ионы Zn²⁺ переходят в раствор. Ионы меди из солевого раствора подходят к Cu-электроду и на нем восстанавливаются. Таким образом, на электроде, стоящем справа, протекает процесс восстановления (принятие электронов): (+) Cu⁺² + 2e → Cu⁰.

Избыток анионов из катодного солевого раствора в силу диффузии по электролитическому ключу переходит в катодный раствор, замыкая цепь. В цепи ГЭ возникает электроток, который регистрируется вольтметром. Суммарная окислительно-восстановительная токообразующая реакция (ТОР)

Zn⁰ + Cu⁺² → Zn⁺² + Cu⁰

является причиной возникновения тока. Напряжение ГЭ или его электродвижущая сила (ЭДС) представляет собой разность электродных потенциалов катода и анода: ЭДС = Е _катод – Е _анод.

При погружении металла в раствор, содержащий одноименные ионы, в системе возможно установление равновесия: Ме ↔ Ме ^{n +} + n e. При равновесии скорость растворения металла равна скорости разряда его ионов. Потенциал, устанавливающийся на электроде при равновесии, называется равновесным потенциалом металла.

Нернст предложил уравнение для расчета величины равновесного потенциала металла:

,

где Е ⁰ – стандартный электродный потенциал металла; R – универсальная газовая постоянная 8,3144 Дж/(моль ∙ К); Т – абсолютная температура, К; F – число Фарадея, F = 96500 Кл; n – число электронов, участвующих в электродной реакции; а – активность ионов металла в растворе электролита, моль/л.

При переходе от натурального логарифма к десятичному, а также с учетом значения T = 298 К и соответствующих значений R и F получаем выражение для расчета электродного потенциала:

.

Обучающие задачи

Задача 1. Напишите уравнения электродных и суммарной реакций, протекающих в гальваническом элементе, схема которого: (–)Сd│ CdSO₄ PbSO₄ │Pb(+).

Рассчитайте изменение энергии Гиббса суммарной реакции ГЭ при стандартных условиях ∆G⁰ (298 К) и напряжение ГЭ.

Решение

1. Стандартный электродный потенциал кадмия ( = –0,4 В) меньше, чем потенциал свинца ( = –0,13 В), поэтому кадмиевый электрод является анодом и записывается слева, а свинцовый будет катодом, электродом, стоящим справа:

(–) Сd⁰ – 2e → Cd²⁺,

(+) Pb²⁺ + 2e → Pb⁰.

2. Запишем суммарную токообразующую реакцию:

Сd⁰ + Pb²⁺ → Cd²⁺ + Pb⁰.

3. Рассчитаем изменение энергии Гиббса процесса:

∆ _r G⁰ = ∑∆ _f G_{продуктов} – ∑∆ _f G_{исходн. веществ} = ∆ _f G _Cd²⁺ – ∆ _f G _Pb²⁺ =

= –77,74 – (–24,3) = –53,44 кДж/моль.

Учитываем, что ∆ _f G_Cd⁰ = ∆ _f G_Pb⁰ = 0, и стандартные значения энергии Гиббса ионов (приложение 4).

4. Рассчитаем напряжение ГЭ по уравнению:

,

где n – число электронов участвующих в реакции; F = 96500 Кл/моль; ∆ _r G⁰ = –53440 кДж/моль. Тогда .

Напряжение ГЭ можно рассчитать также как разницу между электродными потенциалами правого и левого электродов:

Е ⁰_ГЭ = Е ⁰_к – Е ⁰_а , Е = –0,13 В – (–0,40 В) = 0,27 В.

Задача 2. Рассчитайте напряжение ГЭ, состоящего из никелевого и кадмиевого электродов, если активности ионов в растворах соответственно равны 0,001М и 0,1М. Напишите уравнения электродных реакций.

Решение

1. Стандартный электродный потенциал кадмия ( = –0,4 В) меньше, чем потенциал никеля ( = –0,25 В), поэтому кадмиевый электрод является анодом и будет расположен слева, а никелевый – катодом и располагается справа:

(–) Сd⁰ – 2e → Cd²⁺,

(+) Ni²⁺ + 2e → Ni⁰.

2. Рассчитаем величины электродных потенциалов по уравнению Нернста:

Е _Ni = –0,25 + (0,0059/2)lg 0,001 = –0,25 + (0,0059/2)(–3) = –0,34 B.

E _Cd = –0,4 + (0,0059/2)lg 0,1 = –0,4 + (0,0059/2)(–1) = –0,4 B.

Е _ГЭ = Е _к – Е _а = –0,34 – (–0,4) = 0,06 B.

Задача 3. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта. Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с активностью 0,001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с активностью 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла (Е ⁰) зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста:

,

, . Определим электродные потенциалы этих металлов при данных в условии активностях:

,

.

Следовательно, при изменении условий электродный потенциал кобальта стал больше электродного потенциала никеля.

Вопросы для самоконтроля

1. Какое устройство называют гальваническим элементом и из чего оно состоит?

2. От каких параметров зависит напряжение гальванического элемента?

3. Как из пары электродов определить, какой будет в ГЭ являться анодом (катодом)?

4. Какие процессы протекают на аноде и на катоде?

9.1.4. Домашнее задание № 9

Задание 1. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одной из которых электрод (см. свой вариант в табл. 25) является катодом, а в другой – анодом. Напишите для каждого ГЭ электродные и суммарные токообразующие реакции (ТОР). Рассчитайте при 298 К изменение энергии Гиббса суммарной реакции элементов Δ _r ⁰G и стандартные ЭДС элементов.

Задание 2. Для металлического электрода (из задания 1), погруженного в раствор с концентрацией ионов (см. свой вариант в табл. 25, задание 2), рассчитайте равновесный электродный потенциал Ме. Составьте схему ГЭ, если вторым электродом гальванопары является стандартный водородный электрод. Напишите уравнения электродных реакций и суммарной реакции ГЭ (ТОР). Рассчитайте напряжение ГЭ и сравните с напряжением в стандартных условиях.

Таблица 25

Номер варианта	Задание 1 электрод	Задание 2 , моль/л	Номер варианта	Задание 1 электрод	Задание 2 , моль/л
	Ni	0,01		Mg	0,05
	Pb	0,02		Co	0,001
	Fe	0,10		Ti	0,03
	Cd	0,04		Fe	0,01
	Mn	0,15		Cr	0,04
	Al	0,03		Sn	0,07
	Pb	0,001		Al	0,05
	V	0,05		Zn	0,4
	Cr	0,07		Be	0,10
	Zn	0,025		Pt	0,03
	Ag	0,1		Mn	0,15
	Al	0,02		Cu	0,06
	Pd	0,06		Cr	0,01

 

Лабораторная работа № 10

ГАЛЬВАНИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ

Цель работы. Изучить устройство и процессы, протекающие в работающем гальваническом элементе, а также влияние концентраций растворов электролитов на напряжение гальванического элемента.

Опыт 1. Гальванический элемент Даниэля–Якоби

Выполнение опыта. В химические стаканы на 200 мл налейте по 1/2 объема 1М растворы ZnSO₄ и CuSO₄. В раствор ZnSO₄ погрузите предварительно зачищенный с помощью наждачной бумаги цинковый электрод, а в раствор CuSO₄ – медный. Растворы соедините электролитическим ключом, а электроды подключите к клеммам вольтметра, соблюдая полюсность. Измерьте напряжение элемента с помощью вольтметра.

Задание. Сделайте рисунок ГЭ в отчете и запишите его электрохимическую схему. Напишите уравнения реакций на катоде и аноде и суммарное уравнение реакции. Вычислите теоретическое значение напряжения и рассчитайте погрешность измерения ЭДС. В выводе дайте определение понятию «гальванический элемент».

Опыт 2. Влияние концентрации раствора электролита на напряжение гальванического элемента

Выполнение опыта. Соберите медно-цинковый элемент по методике, описанной в предыдущем опыте. Налейте в стаканы ZnSO₄ и CuSO₄ заданной концентрации. Рассчитайте равновесные потенциалы электродов и ЭДС элемента. Активности ионов меди и цинка примите равными их концентрациям. Опыт проведите три раза, меняя концентрацию одного из растворов.

Таблица 26

Концентрация растворов, моль/л	Равновесные потенциалы электродов, мВ	ЭДС элемента, мВ	Напряжение элемента, мВ
CuSO4	ZnSO4

Задание. Определите напряжение ГЭ, как в опыте 1. Результаты расчета запишите в табл. 26.

По полученным данным постройте график зависимости ЭДС и напряжения от концентрации. Составьте схему ГЭ, уравнения электродных и токообразующей реакций. В выводе объясните влияние концентрации ионов металла на ЭДС и на напряжение элемента, а также на разность значений ЭДС и напряжений элемента.

Познавательные статьи:



Как правильно слушать собеседника

Типичные ошибки при выполнении бросков в баскетболе

Принятие христианства на Руси и его значение

Средства массовой информации США