31. Коагуляция — физико-химический процесс слипания коллоидных частиц.

Коагуляция ведёт к выпадению из коллоидного раствора хлопьевидного осадка или к застудневанию. Коагуляция — естественный, самопроизвольный процесс расслаивания коллоидного раствора на твёрдую фазу и дисперсионную среду. Таким образом дисперсная система стремится достигнуть состояния минимальной энергии.

Многочисленными исследованиями влияния электролитов на устойчивость гидрофобных золей установлено, что коагулирующее действие электролита зависит от заряда ионов. Коагуляция идет с заметной скоростью лишь при концентрации электролита, превышающей некоторое критическое значение, называемое порогом коагуляции

32. Пептизация — расщепление агрегатов, возникших при коагуляции дисперсных систем, на первичные частицы под действием жидкой среды (например, воды) или специальных веществ — пептизаторов. Пептизация — один из способов получения коллоидных растворов, применяется в технике при получении высокодисперсных суспензий глин и других веществ.

33. Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.

Сте́пень окисле́ния (окислительное число, формальный заряд) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций, численная величина электрического заряда, приписываемого атому в молекуле в предположении, что электронные пары, осуществляющие связь, полностью смещены в сторону более электроотрицательных атомов.

34. Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций — метод электронного баланса и  метод полуреакций. Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов.

Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления: Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) — окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями   из которых следует, что при восстановлении и окислении коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции: Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют. Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно. Переписываем это уравнение в ионной форме: Cu+Pd2++2NO3=Cu2++2NO-3+Pd И после сокращения одинаковых ионов получим: Cu+Pd2+=Cu2++Pd

Метод полуреакций, или электронно-ионный метод Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений из процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали для объяснения метода электронного баланса (пример 3). При пропускании сероводорода H2S через подкисленный раствор перманганата калия KMnO4, малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса: H2SS+2H+ Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства: H2S-2e-=S+2H+ Это первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H2S. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4 (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой:

 

MnO-4 Mn2+ В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO-4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так: MnO-4+8Н+Mn2++4Н2О Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные — два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов: MnO-4+8Н++5е-=Mn2++4Н2O Это вторая полуреакция — процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона MnO-4. Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:   Проверяем правильность составления в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; числе зарядов: в левой части (2-)+(6+)=4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены. Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы: 5H2S+2MnO-4+6Н+=5S+2Mn2++8Н2O

2К++3SO2-4=2К++3SO2-4 5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+2MnSO4+K2SO4+8Н2О Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому же результату, что и метод электронного баланса. В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс окисления пирита концентрированной азотной кислотой: FеS2+НNO3(конц) Прежде всего определим продукты реакции. HNO3 является сильным окислителем, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S6+, а железо — до Fe3+, при этом HNO3 может восстанавливаться до NO или NO2. Выберем NO. FeS2+НNO3(конц)Fe(NO3)3+H2SO4+NO Где будет находиться Н2О (в левой или правой части), мы пока не знаем

35. Процессы взаимного превращения химической и электрической форм энергии называют электрохимическими процессами. Электрохими-ческие процессы можно разделить на две основные группы:

1) процессы превращения химической энергии в электрическую (в гальва-нических элементах);

2) процессы превращения электрической энергии в химическую (электролиза)

Двойной электрический слой (межфазный) (ДЭС) — слой ионов, образующийся на поверхности частиц в результате адсорбции ионов из раствора, диссоциации поверхностного соединения или ориентировании полярных молекул на границе фаз. Ионы, непосредственно связанные с поверхностью называются потенциалопределяющими. Заряд этого слоя компенсируется зарядом второго слоя ионов, называемых противоионами.