Методические указания &quot

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ
ФЕДЕРАЦИИ
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ
АРХИТЕКТУРНО - СТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ
Кафедра химии
ПОЛУЧЕНИЕ И КОАГУЛЯЦИЯ
КОЛЛОИДНЫХ РАСТВОРОВ
Методические указания
к выполнению лабораторной работы
для студентов 1 курса всех специальностей
по направлению «Строительство»
Новосибирск 2013
Методические указания составлены:
к.х.н. Т. М. Крутской
к.х.н., доц. В. А. Шестаковым
Утверждены методической комиссией
Инженерно-экологического факультета (ИЭФ)
«______»______ 2013 г.
Рецензент: Н. А. Старцева, к.х.н., доц.
Новосибирский государственный
архитектурно-строительный
университет (Сибстрин), 2013 г.
2
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1. Дисперсные системы: определение, классификация
Дисперсная система – гетерогенная многофазная система,
одна из фаз которой представляет собой непрерывную
дисперсионную среду, а другие фазы равномерно распределены
в ней в виде мелких частиц.
Основными признаками дисперсной системы являются
гетерогенность и дисперсность (мера раздробленности
материала).
Существует много способов классификации дисперсных
систем, опирающихся на какой-либо конкретный признак
дисперсной системы; основные из них:
1. По размерам частиц дисперсные системы делят на:
а) грубодисперсные системы с размером частиц
дисперсной фазы 10–5 – 10–7 м – суспензии, эмульсии,
пасты, порошки.
б) высокодисперсные системы с размером частиц
дисперсной фазы 10–7 – 10–9 м – коллоидные системы,
называемые в общем случае золями: аэрозоли, лиозоли,
солиозоли.
2. По агрегатному состоянию образующих дисперсную
систему фаз. В основе классификации лежит анализ
сочетаний различных агрегатных состояний дисперсной
фазы и дисперсионной среды.
3. По степени взаимодействия между частицами
дисперсной фазы различают:
а) свободнодисперсные системы, в которых частицы
дисперсной фазы не связаны между собой и могут
независимо (свободно) перемещаться под влиянием
теплового движения и силы тяжести.
б) связнодисперсные системы, в которых частицы
дисперсной фазы связаны межмолекулярными силами и
образуют в дисперсионной среде пространственные
сетки или структуры.
3
4. По характеру взаимодействия частиц дисперсной фазы и
дисперсионной среды коллоидные растворы делят на:
а) Лиофильные (гидрофильные) – характеризуются
сильным взаимодействием молекул дисперсионной
среды и частиц дисперсной фазы, в результате вокруг
частиц образуются устойчивые сольватные (гидратные)
оболочки: растворы ВМС, мыла, а также некоторые
породы глин.
б) Лиофобные (гидрофобные) – характеризуются слабым
взаимодействием молекул дисперсионной среды и
частиц дисперсной фазы. Дисперсная фаза в лиофобных
коллоидах – неорганические вещества, дисперсионная
среда – вода. Они имеют наибольший интерес для
строителей.
2. Методы получения коллоидных растворов
Коллоидные растворы по размеру частиц дисперсной фазы
занимают промежуточное положение между грубодисперсными
система и молекулярными (истинные растворы), поэтому
коллоидные
растворы
могут
быть
получены
либо
диспергированием (измельчением) грубодисперсных систем,
либо конденсацией (укрупнением частиц) молекулярных
структур.
Диспергационные методы:
1. Размол: сухой – твердое вещество измельчают, затем
добавляют жидкость; мокрый – жидкость смешивают с
порошком, а затем измельчают до получения
однородных смесей. Размол осуществляют в мельницах.
Этим способом получают как лиофильные, так и
лиофобные коллоиды.
2. Набухание. Частицы дисперсионной среды растворителя
проникают в твердую дисперсную фазу, раздвигают
частицы этой фазы, диффундируют внутрь фазы и, таким
образом, измельчают ее. Этим способом получают в
основном лиофильные коллоидные растворы.
4
3. Диспергирование ультразвуком. Измельчаемый материал
помещают в жидкую дисперсионную среду и
подвергают действию ультразвука. Этим способом
получают лиофобные коллоиды.
4. Диспергирование с помощью электрического тока
используют для получения золей металлов. В раствор
или воду помещают электроды из диспергируемого
металла и на них подается высокое напряжение:
создается вольтова дуга. Металл в дуге распыляется, его
пары конденсируются в жидкости.
Конденсационные методы.
Различают физическую и химическую конденсацию.
Методы физической конденсации:
1. Замена растворителя. Вещество из растворителя, в
котором оно хорошо растворяется, переводится в
растворитель (его много), в котором оно не растворяется.
Тогда в последнем частицы вещества агрегируются
(объединяются), и создается коллоидный раствор.
2. Конденсация из паров – например, образование туманов.
Методы химической конденсации:
1. Реакции ионного обмена.
Пример: NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
1. Окислительно-восстановительные реакции
Пример: 2H2S + O2 = 2S↓ + 2H2O
2. Реакции гидролиза.
Пример: Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S
С помощью химических реакций обмена, гидролиза,
окисления-восстановления, протекающих в растворах, получают
нерастворимые соединения, которые выпадают в осадок, если
реагенты взяты в стехиометрических соотношениях. Для
получения коллоидных растворов с целью предотвращения
выпадения в осадок труднорастворимого соединения при
проведении реакций должны соблюдаться следующие условия:
 низкие концентрации смешиваемых растворов;
 медленное смешивание растворов;
 избыток одного из растворов.
5
3. Строение частиц дисперсной фазы (мицелл)
Состав частиц дисперсной фазы (мицелл) принято
представлять в виде формул. В этих формулах отражается
химический состав отдельных частей мицеллы, который
определяется веществом, находящимся в растворе в избытке.
Рассмотрим процесс образования и строения этих частиц на
примере получения гидрозоля сульфида меди методом
химической конденсации. Для этого в избыток раствора CuCl2
медленно прильем раствор Na2S:
CuCl2 + Na2S = CuS↓ + 2NaCl
(изб.)
Мицелла в этом случае имеет следующий состав:
коллоидная частица – гранула
{[m(CuS)]
агрегат
nCu2+ ∙ xCl–}+(2n – x) ∙ (2n – x)Cl–
ПОИ
адсорб. слой адсорб. слой диффузн. слой
∙
ядро
противоионы
мицелла
Агрегат – основа коллоидной частицы – микрокристаллы
труднорастворимого соединения (в данном случае – CuS),
включающие в себя m молекул: [m(CuS)].
ПОИ – потенциалопределяющие ионы, входят в состав
агрегата и в растворе находятся в избытке. ПОИ (nCu2+)
адсорбируются на поверхности агрегата и придают частице
определенный заряд (в данном случае +2n).
ПОИ называют стабилизатором мицеллы, т. к. он придает
заряд коллоидной частице и препятствует слипанию частиц с
одинаковыми зарядами.
агрегат + ПОИ = ядро
Противоионы – их знак противоположен заряду ядра.
Противоионы электростатически притягиваются к ядру. В
6
растворе они находятся в избытке (Cl–). Часть противоионов
(xCl–) – адсорбционный слой, прочно связывается с ядром и
образует с ним гранулу:
ядро + противоионы (адсорб. слой) = гранула
Состав гранулы:
{[m(CuS)] ∙ nCu2+ ∙ xCl–}+(2n – x)
Знак
заряда
гранулы
соответствует
знаку
потенциалопределяющих ионов, величина заряда равна сумме
зарядов ПОИ и адсорбированных противоионов:
+(2n – x). Этот знак ставят перед или за скобками.
Другая часть противоионов – противоионы диффузного
слоя, компенсируют заряд гранулы. Противоионы диффузного
слоя находятся в растворе и удерживаются около гранулы
силами электростатического притяжения.
Противоионы диффузного слоя вместе с гранулой образуют
мицеллу:
{[m(CuS)] ∙ nCu2+ ∙ xCl–}+(2n – x) ∙ (2n – x)Cl–
Если бы к избытку Na2S медленно приливали раствор
CuCl2:
CuCl2 + Na2S = CuS + 2NaCl,
(изб.)
то состав мицеллы при таком же составе агрегата имел бы
строение:
{[m(CuS)] ∙ nS2– ∙ xNa+}–(2n – x) ∙ (2n – x)Na+
4. Устойчивость лиофобных коллоидных систем
Различают
кинетическую
(седиментационную)
и
термодинамическую
(агрегативную)
устойчивость.
Кинетической называют устойчивость дисперсной фазы по
отношению к силе тяжести. Кинетическая устойчивость
обусловлена броуновским движением твердых частиц и
проявляется в том, что концентрация коллоидных растворов
одинакова по всему объему системы и не изменяется во
времени.
Агрегативная
устойчивость
–
способность
дисперсной фазы сохранять свою степень дисперсности во
времени. Это проявляется в том, что частицы дисперсной фазы в
7
коллоидном растворе не укрупняются, не слипаются.
Агрегативная устойчивость обусловлена электростатическими
свойствами коллоидных растворов, а именно, наличием
одинаковых зарядов коллоидных частиц (гранул), что
препятствует слипанию их в более крупные агрегаты.
5. Коагуляция коллоидных растворов
Коагуляция – процесс слипания частиц в коллоидных
системах с образованием более крупных агрегатов. Она
наступает при нарушении агрегативной устойчивости
дисперсной системы и приводит, в конечном итоге, к потере
кинетической устойчивости в результате образования
отдельных хлопьев и их осаждения в виде осадка.
Факторы, способные вызвать коагуляцию:
 действие добавок посторонних веществ: электролитов и
неэлектролитов, золей другого состава (взаимная
коагуляция);
 повышение концентрации золя;
 замена дисперсионной среды;
 изменение температуры;
 время;
 механическое воздействие;
 центрифугирование;
 физико-химическое воздействие: электрическое поле,
лучистая энергия, высокочастотные колебания и т. д.
Для коагуляции золей растворами электролитов, которая
имеет большое практическое значение, установлен ряд
эмпирических закономерностей.
1. Для начала коагуляции золя необходима некоторая
минимальная концентрация электролита, называемая
порогом коагуляции:
c (эл.)  Vэл
cк  эк
Vзоля  Vэл
cэк (эл.) – концентрация вводимого электролита,
8
моль-эк/л;
Vэл – объем вводимого электролита, л;
Vзоля – объем золя, л.
2. Коагулирующим
действием
обладает
тот
ион
электролита, заряд которого противоположен заряду
коллоидной частицы – гранулы, причем коагулирующее
действие иона тем сильнее, чем больше его заряд –
правило Шульце-Гарди, или правило значности.
6
6
1 1
cкI : cкII : cкIII  1 :   :    729 : 11 : 1
 2  3
I
II
III
cк , cк , cк – пороги коагуляции однозарядного,
двухзарядного и трехзарядного иона-коагулятора.
3. В рядах неорганических ионов с одинаковыми зарядами
коагулирующее действие возрастает с уменьшением
гидратируемости ионов, например, в ряду однозарядных
катионов щелочных металлов коагулирующее действие
возрастает от Li к Rb.
ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
Получение и коагуляция коллоидных растворов
Цель работы: изучение способов получения коллоидных
растворов, изучение процессов их коагуляции действием
электролитов.
Приборы и реактивы: электроплитка, пробирки,
коническая колба, мерный цилиндр, 2%-ный спиртовый раствор
канифоли, 5%-ный раствор FeCl3, 0,01 н. раствор KMnO4,
раствор NH4OH (конц.), растворы KCl (3 М), K2SO4 (0,005 М),
K3[Fe(CN)6] (0,0005 М).
Опыт 1. Получение гидрозоля канифоли.
В пробирку налить 5-6 мл дистиллированной воды и
добавлять по каплям, энергично помешивая, 2%-ный раствор
9
канифоли в этиловом спирте до появления молочно-белого
опалесцирующего золя.
В отчете:
1. Назвать дисперсную фазу и дисперсионную среду золя.
2. Указать, каким методом был получен золь.
Опыт 2. Получение золя диоксида марганца.
1. Поместить в коническую колбу 10 мл 0,01 н. раствора
KMnO4, 20 мл H2O (дист.) и нагреть до кипения на
электроплитке.
2. Уменьшить нагрев и при слабом кипении в течение 3-5
мин вводить небольшими порциями (по 0,5 см3 – 10
капель)
концентрированный
раствор
аммиака.
Суммарный объем добавляемого аммиака – 3-5 см3.
3. Наблюдать образование красно-коричневого золя MnO2
по реакции:
2KMnO4 + 2NH4OH = 2MnO2↓ + N2 + 2KOH + 4H2O
4. Составить формулу мицеллы золя MnO2 с учетом того,
что стабилизатором является KMnO4.
5. Указать, каким методом был получен золь.
Опыт 3. Получение гидрозоля Fe(OH)3.
1. Налить в коническую колбу 50 мл дистиллированной
воды и нагреть ее до кипения.
2. Не снимая колбу с электроплитки, добавить к кипящей
воде по каплям 5 мл 5%-ного раствора FeCl3. При этом
происходит реакция:
FeCl3 + 3H2O = Fe(OH)3↓ + 3HCl
3. Образовавшийся золь Fe(OH)3 кипятить еще одну
минуту, затем охладить до комнатной температуры и в
дальнейшем использовать в опыте 4.
В отчете:
4. Составить формулу мицеллы золя с учетом того, что не
все количество соли FeCl3 вступило в реакцию с водой и
ион Fe3+ из негидролизованной части FeCl3 будет
выступать в роли стабилизатора коллоидной частицы.
5. Указать, каким методом был получен золь.
10
Опыт 4. Коагуляция золя гидроксида железа Fe(OH)3.
1. В 4 сухих пробирки поместить по 6 мл приготовленного
в опыте 3 золя Fe(OH)3.
2. Одну пробирку оставить в качестве контрольной.
3. В оставшиеся 3 пробирки добавлять по каплям растворы
электролитов, тщательно перемешивая, до появления первых
признаков коагуляции (помутнение золя считается признаком
начала коагуляции):
в 1-ю – раствор электролита KCl;
во 2-ю – раствор электролита K2SO4;
в 3-ю – раствор электролита K3[Fe(CN)6].
Определить количество электролита с точностью до 1
капли, которое потребовалось, чтобы вызвать коагуляцию золя
(объем капли – 0,05 см3). Объем электролита, необходимый для
коагуляции Vэл  Vкап  N кап  0,05  N кап ,
где N кап – число капель электролита, вызвавших коагуляцию,
см3.
Порог
коагуляции
ск
рассчитайте
по
cэк (эл.)  Vэл
формуле cк 
, моль-эк/л,
Vзоля  Vэл
где cэк (эл.) – концентрация раствора электролита, моль-эк/л;
Vэл – объем раствора электролита, вызывающий коагуляцию
золя, мл;
Vзоля – объем золя в пробирке, мл.
Коагулирующая способность электролита f – величина,
обратная порогу коагуляции: f  1 / cк .
Результаты занести в табл. 1.
11
Таблица 1
Коагуляция золя Fe(OH)3 различными электролитами
Электролит Конц.
Объем
Порог Коагулир.
Ионкоагу- эл-лита, коагуспособкоагулянта
необх.
ляции ность эллятор
с,
для
ск,
лита
моль/л
коагумольf, л/моль
ляции,
эк/л
Vэл , см3
KCl
3
K2SO4
0,005
K3[Fe(CN)6] 0,0005
Определите, соответствует ли коагулирующая способность
ионов правилу Шульце-Гарди.
Вопросы к защите лабораторной работы
Дайте определение дисперсной системы.
Какие системы называются коллоидными?
Перечислите методы получения дисперсных систем.
Опишите строение мицеллы.
Какие
факторы
обуславливают
устойчивость
коллоидных систем?
6. Дайте определение коагуляции и укажите факторы,
способствующие этому явлению.
7. Как определяется порог коагуляции?
8. Сформулируйте правило Шульце-Гарди.
1.
2.
3.
4.
5.
12