Опыт 3. Реакция на катион алюминия. Реактивализарин красный S в основной среде.

На фильтровальную бумагу нанести 1 каплю раствора AlCl3 и подержать 1-2 мин. над концентрированным раствором аммиака. Образуется Al(OH)3. На пятно в фильтре нанести 1 каплю ализарина, и опять подержать над концентрированным раствором аммиака. Появляется «алюминиевый лак» красно-розового цвета.

Опыт 4. Реакция на катион Pb2+. Pеактив - калий йодид КJ.

В пробирку, где находится Pb(CH3COO)2 добавить 3-5 капель KJ. Образуется желтый аморфный осадок PbJ2. Осадок частично растворяется в большом количестве KJ, в горячей воде, уксусной кислоте. напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 5. Реакция на ион Sn2+. Реактив нитрат висмута Bi(NO3)3.

К раствору SnCl2 добавить раствор NaOH, появляется осадок Sn(OH)2. Sn(OH)2 - амфотерен, поэтому, при добавлении иэбыточного количества NaOH, он растворяется. К бесцветному раствору добавить раствор Bi(NO3)3 до появления черного осадка. Выделяется свободный висмут. напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 6. Реакция на катион As3+. Pеактив - натрий тиосульфат Na2S2O3.

В пробирку налить 2-3 капли раствора Na3AsO3, 3-5 капель HCl и 2-3 капли раствора Na2S2O3 и пробирку подержать над спиртовкой до кипения. Появляется осадок As2S3 желтого цвета. Осадок растворяется в растворе Na2S. напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Опыт 7. Реакция на катион Bi3+. Реактив SnCl2.

На раствор соли SnCl2 добавить NaOH. Появляется белый осадок Sn(OH)2. Он растворяется в большом количестве NaOH. К бесцветному раствору добавить Bi(NO3)3 до появления черного осадка. Выделяется свободный висмут. напишите уравнение реакции в молекулярном и ионном виде.

Электрическая проводимость растворов.

Кондуктометрическое титрование

Цель занятия: Ознакомить студентов с электрической проводимостью биологических жидкостей и тканей, присутствующих в организме человека. Ознакомить с кондуктометрическим титрованием и использованием его в медицине.

Значимость изучаемой темы. Биологические ткани и жидкости содержат значительное количество электролитов и обладают довольно высокой электропроводимостью. Помимо этого движение скелетных мышц, сокращение сердца, возбуждение и торможение клеток центральной нервной системы, распространение импульсов по нервам сопровождаются электрическими явлениями. Поэтому знания электропроводности растворов необходимо для врача, особенно они необходимы для диагностики некоторых заболеваний сердца, головного мозга и скелетных мышц, эти знания необходимы в физиотерапии.

Исходный уровень знаний.

1. Электропроводимость

2. Электролиты и неэлектролиты

3. Сопротивление и удельное сопротивление проводника

Учебный материал для самоподготовки

1. М.И. Равич-Щербо, В.В. Новиков. Физическая и коллоидная химия. М. 1975, гл. III, 1-6.

2. Л.И. Антропов. Теоретическая электрохимия. М. Высшая школа, 1984, часть 1 и 2.

3. Дж. Плэмбек. Электрохимические методы анализа. М. Мир, 1985, гл. 4.

Обратите внимание на то, что в учебнике используются устаревшие терминологии и обозначения:

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы:

1. Степень и константа ионизации слабого электролита

2. Удельная электрическая проводимость растворов электролитов и ее зависимость от концентрации

3. Молярная электрическая проводимость электролита

4. Закон Кольрауша

5. Кондуктометрическое титрование

6. Лабораторная работа

Блок информации

Степень и константа ионизации

Все биoжидкости организма наряду с неэлектролитами обязательно содержат электролиты. Напомним, что электролитами называют вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток Растворы электролитов, в отличие от металлов являются проводниками второго рода, т.к. их электрическая приводимость обусловлена ионами, а не электронами.

Электролиты в растворах полностью или частично диссоциируют на ионы. Сильные электролиты в растворах ионизированы полностью:

МА М+ + А-

слабые - частично:

МА М+ + А-

Процесс ионизации слабого электролита характеризуют степенью ионизации б:

б = число продиссоциировавших молекул / общее число молекул

Степень ионизации электролита уменьшается при увеличении его концентрации. Величиной, характеризующей положение равновесия процесса ионизации слабого электролита и не зависящей от концентрации, является константа ионизации:

К = С(М+) С(А-) /СМА

Константа ионизации имеет физико - химический смысл только в отношении слабых электролитов. Отметим, что деление электролитов на слабые и сильные является условным, т.к. зависит не только от природы самого вещества, но и от природы растворителя. В одном растворителе данный электролит будет сильным, в другом - слабым.

Связь между степенью ионизации и константой ионизации описывается уравнением В.Оствальда (1888 г):

К = б2с / 1-б

Для очень слабых электролитов б < 1, величиной б в знаменателе можно пренебречь, т.к. 1 - 1, и уравнение преобразуется в более простое: К 2·с

Откуда К/с

Закон разведения Оствальда гласит: Степень диссоциации слабых бинарных электролитов обратно пропорциональна корню квадратному из их концентрации или прямо пропорциональна корню квадратному их разведения.

Удельная электрическая проводимость раствора электролита.

Способность электролитов проводить электрический ток зависит от количества носителей тока и их электрической подвижности U:

U=V/E, см/(В·с), где

V - скорость ионов, см/с;

Е - напряженность электрического поля, см/В.

Удельная электрическая проводимость характеризует количество электричества, проходящее через 1см2 раствора за 1 секунду при градиенте потенциала, равном 1 В/см:

=10-3··с(1/z Х)·F·(U++U-), Ом-1см-1, где

- степень ионизации электролита;

с(1/z Х) - молярная концентрация эквивалента вещества Х, моль/л;

F - постоянная Фарадея, 96500 Кл/моль;

U++U- - электрические подвижности катиона и аниона соответственно, см/(В.с);

10-3см3/дм3 - переводной коэффициент.

Удельную электрическую проводимость можно рассчитать, если известно сопротивление раствора R и его геометрические параметры:

=1/R·L/S, где Н = 1/R · 1/S

S - площадь поперечного сечения раствора, находящегося между двумя параллельными электродами, см2;

L - расстояние между электродами

Таким образом, - электрическая проводимость раствора электролита с площадью поперечного сечения, равной 1 см2, и заключенного между двумя параллельными электродами, отстоящими друг от друга на 1 см.

Молярная электрическая проводимость электролита.

Закон Кольрауша.

Величина молярной электрической проводимости с, рассчитывается по уравнению:

с=1000·/с(1/zX), см2/(Ом.моль), лс = 1000 Н / с(1/zХ)

Она позволяет в более явной форме выявить зависимость электрической проводимости от характера межионного взаимодействия (для сильных электролитов) и от степени ионизации (для слабых электролитов).

С увеличением разведения с возрастает, достигая максимального значения, которое называется предельной молярной электрической проводимостью. Дальнейшее снижение концентрации не приводит к изменению с. Раствор, для которого с=max, называется предельно разбавленным. В таком растворе слабый электролит ионизирован на 100% (=1), а в растворе сильного электролита отсутствуют все виды межионного взаимодействия.

В 1879 г. Ф. Кольрауш установил закон, в соответствии с которым в предельно разбавленных растворах электролитов ионы проводят электрический ток независимо друг от друга:

max=++-, где

+ и - = предельные молярные электрические проводимости катиона и аниона соответственно.

Предельную молярную электрическую проводимость иона можно рассчитать из соотношения: =F·u

Ионная сила раствора. Активность ионов.

Изменение молярной электрической проводимости сильного электролита при изменении его концентрации указывает на то, что не все ионы, присутствующие в растворе, являются активными. Это, кстати, распространяется не только на явления переноса электричества, но и на все физико - химические процессы, включая и химические реакции. Таким образом, состав растворов электролитов следует характеризовать не аналитической концентрацией, связанной с методикой приготовления раствора, а эффективной концентрацией, называемой активностью. Активность а связана с концентрацией соотношением: а=f·c, где

f - коэффициент активности.

Существует два разных подхода к определению размерности активности. В соответствии с одним из них активность является безразмерной величиной, в этом случае dim f = dim 1/c, единицы измерения л/моль. Другой подход предполагает, наоборот, что коэффициент активности является безразмерной, в таком случае dim а = dim c.

Активность иона зависит от напряженности существующего в растворе электрического поля, которая количественно характеризуется ионной силой раствора I:

I=0,5сj·Zj2, где

с - молярная концентрация иона в растворе, моль/л;

Z - заряд иона.

Ионная сила раствора является аддитивной величиной; это значит, что каждый электролит вносит свой вклад в величину 1 независимо от других. В некоторых случаях ионную силу раствора рассчитывают, подставляя в не молярные, а молярные концентрации (1m). Поскольку в разбавленных растворах ссm, значения 1 и 1m также близки друг к другу.

Для разбавленных растворов коэффициент активности можно рассчитать по уравнению Дебая-Хюккеля:

Lgf=-0,5z21.

При уменьшении концентрации f-> и, следовательно, а-> с. Поскольку в растворах слабых электролитов ионная сила низкая, для них, как и для разбавленных растворов сильных электролитов, можно условно, принять, что ас.

Характер мешающего влияния ионов можно рассмотреть на примерах переноса электричества в растворах.

Как известно, ионы в водных растворах окружены диполями молекул воды: они создают гидратную оболочку. Из-за электростатического притяжения ионы в растворе окружены ионами противоположного заряда, образующими ионную атмосферу.

При направленном движении в электрическом поле ион тормозится за счет того, что молекулы воды, образующие гидратные оболочки противоположно заряженных ионов, создают встречный поток растворителя, т.е. гидродинамическое сопротивление. Этот эффект получил название электрофотометрического торможения.

Ионы образующие ионную атмосферу, расположены вокруг противоположно заряженного иона равномерно. При наложении на раствор разности потенциалов возникает противоположно направленная тенденция в перемещении катионов и анионов, что приводит к нарушению равномерности расположения ионов в ионной атмосфере; катионы, например, будут находиться преимущественно сзади двигающегося к аноду аниона. Это также приводит к замедлению скорости его перемещения, т.е. физически к уменьшению электрической подвижности. Этот эффект получил названия релаксационного торможения.

Кондуктометрия

Кондуктометрией называют физико-химический метод анализа, основанный на измерении электрической проводимости проводников второго рода. Кондуктометрию используют для определения концентрации электролитов. Различают прямые и косвенные кондуктометрические методы.

При прямых измерениях предварительно строится градуировочный график, выражающий зависимость сопротивления от концентрации R=f (c), по которому затем проводится определение концентрации электролитов в исследуемых растворах. Такие измерения проводятся для оценки суммарного содержания электролитов, например, при анализе вод минеральных источников, сточных вод промышленных предприятий, при контроле качества воды народно-хозяйственного назначения, дистиллированной и деионизированной воды.

При косвенных кондуктометрических измерениях по назначению сопротивления раствора находят, например, точку эквивалентности в процессе титрования. Титрование с кондуктометрической индикацией точки эквивалентности используется в тех случаях, когда применение обычного индикатора невозможно (мутные, интенсивно окрашенные растворы и т.д.). Кроме того, этот метод позволяет широко использовать разнообразные типы реакций, сопровождающихся изменением электропроводности анализируемых растворов, определить конечную точку титрования по пересечению двух прямых и соответственно вычислить точку эквивалентности, произвести дифференцированное титрование смесей электролитов и при этом построить кондуктометрические кривые титрования.

Кривые кодуктометрического титрования отражают изменение удельной электропроводимости раствора при добавлениях титранта. Для построения кондуктометрической кривой используют значения удельной электропроводимости раствора, получаемые измерениями после добавления каждой порции титранта.

При титровании сильной кислоты сильным основанием очень подвижные ионы водорода заменяются менее подвижными ионами металлов. Поэтому электропроводимость раствора понижается до минимума в эквивалентой точке, а при дальнейшем титровании за счет избытка ионов металлов и подвижных ионов ОН электропроводимость возрастает.

При титровании слабой кислоты сильным основанием электропроводимость раствора несколько повышается за счет замены малодиссоциированной кислоты полностью диссоциируемой солью. Электропроводимость повышается постепенно до эквивалентной точки, а затем резко за счет накопления ионов металла и ОН ионов в растворе.

При титровании смеси сильной и слабой кислот вначале нейтрализуется сильная кислота, а затем слабая кислота. Поэтому электропроводимость раствора вначале понижается до минимума в эквивалентной точке сильной кислоты, а затем постепенно возрастает до эквивалентной точки слабой кислоты, после полной нейтрализации слабой кислоты электропроводимость резко возрастает.

Ситуационные задачи

Задача №1. Рассчитайте предельную молярную электрическую проводимость бромида лития при 298 К.

Эталон решения

Предельную молярную электрическую проводимость ионов Li+ и Br- рассчитывают по формуле =F*U, при этом электрическая подвижность ионов равна: U(Li+)=4,01·10-4см2

U (Br-)=8,12 см2

(Li+)=U (Li+) F=4,01·10-4·96500=38,7 см2·Ом-1·моль-1

(Br-)=U(Br-).F=8,12·10-4·96,500=78,4 см2·Ом-1·моль-1

Предельную молярную электрическую проводимость бромида рассчитывают по формуле:

max=++-

max(LiBr)= (Li+)+ (Br-)=38,7+78,4=117,1 см2·Ом-1·моль-1

Задача №2. Удельная электрическая проводимость раствора пропионовой кислоты с концентрацией с(С2 Н СООН)=7,8·10-3моль дм-3 равна 1,21·10-4 Ом-1 см-1. Вычислите степень и константу ионизации пропионовой кислоты (Т=298 К).

Эталон решения

Молярную электрическую проводимость при данной концентрации рассчитывают по формуле:

с=/С·103=1,21·10-4/7,8·10-3·103=15,5 см2·Ом-1·моль-1

По закону Кольрауша находят предельную молярную электрическую проводимость, при этом

H+=349,8 см2·Ом-1·моль-1

C2H5COO=35,8 см2·Ом-1·моль-1

max=(Н+)+(С2Н5СОО-)=349,8+35,8=385,6 см2·Ом-1·моль-1

степень ионизации пропионовой кислоты в растворе указанной концентрации рассчитывают по формуле:

=с/max=15,5 см2·Ом-1·моль-1/385,6 см2·Ом-1·моль-1=0,04 или 4%

К=2с/1-=(4,02·10-2)2·7,8·10-3/1-4,02·10-2=1,31·10-5

Задача 3. В качестве плазмозамещающего раствора применяется раствор Рингера-Локка, имеющий пропись:

V(NaCl)0,9г

KCl 0,02г

CaCl2 0,02г

NaHCO3 0,02г

C6H12O6 0,1г

Воды для инъекций до 100 мл.

Вычислите ионную силу этого раствора и активность иона натрия.

Эталон решения

Рассчитаем молярные концентрации электролитов по формуле:

c(x)=m(x)/M(x)·V

C(NaCl)=0,9/58,5·0,1=0,154 моль/л

C(KCl)=0,02/74,5·0,1=2,68·10-3 моль=0,00268 моль/л

C(CaCl2)=0,02/111·0,1=1,8·10-3 моль=0,0018 моль/л

C(NaHCO3)=0,02/84·0,1=2,38·10-3 моль=0,00238 моль/л

Вычислим суммарную концентрацию хлорида-иона с (С1-)

с (С1-)=С(NaCl)+С(KCl)+2C(CaCl2)=0,154+0,00268 + 2·0,0018 = 0,160 моль/л

и суммарную концентрацию ионов натрия:

С(Na+)=С(NaCl)+ С(NaНCО3)=0,154+0,00235=0,156 моль/л

Концентрации остальных ионов равны концентрации электролитов, в состав которых входят эти ионы: ионную силу раствора рассчитываем по уравнению:

I=1/2[C(Na+)+C(K+)+C(Ca2+)·22+C(Cl-)+C(HCO3-)] = Ѕ (0,156 + 0,00268 + 0,00180·4+0,160+0,00235) = 0,164 моль/л

Полученное значение ионной силы соответствует значению I для плазмы крови.

(Na+)=0,72

a=·c=0,72·0,156=0,112

Вопросы и задачи для самоконтроля усвоения темы:

1. Приведите выражение константы ионизации для слабой кислоты и слабого основания (по вашему выбору).

2. Как константа ионизации слабого электролита связана со степенью его ионизации?

3. Как изменяется удельная электрическая проводимость раствора электролита с увеличением концентрации? Объясните характер зависимости.

4. Как изменяется молярная электрическая проводимость электролита с увеличением разведения? Объясните характер зависимости.

5. Сформулируйте закон Кольрауша.

6. Почему поведение ионов в растворах электролитов более точно определяется их активностью, а не концентрацией?

7. Как определяется коэффициент активности иона в растворе?

8. В чем заключается суть электрофоретического и релаксационного торможения ионов?

Тестовые вопросы

1. Укажите формулу определения молярной электропроводимости

А) =K/RБ) =1000/C·

В) =K·Г) =1/p

Д) =1000/C

2. Укажите формулу определения предельной молярной электропроводимости

A) =k-aБ) =k/a

В) =*KГ) =k+a

Д) =a/k

3. От каких факторов зависит ионная сила раствора?

А) заряда каждого из присутствующих ионов

Б) температуры

В) концентрации каждого из присутствующих ионов

Г) коэффициента активности каждого из присутствующих ионов

Д) изотонического коэффициента каждого из присутствующих ионов

4. Для каких целей используется электропроводимость

1. Для определения степени диссоциации

2. Экспресс диагностика

3. Для измерения потенциалов

4. Для измерения ЭДС

5. Для измерения константы диссоциации электролита

А 1,2,3 Б 4,5,6 В 1,2,6 Г 2,3,4 Д 3,4,5

5. В каком случае для определения концентрации растворов используют кондуктометрическое титрование

А Для исследования электролитов

Б Для исследования неэлектролитов

В Для исследования окрашенных растворов

Г Для исследования мутных растворов

Д Для исследования мутных и окрашенных растворов

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 23

23.1 Определение степени и константы диссоциации 0,01н раствора слабого электролита

Наполнив исследуемой жидкостью сосуд, произвести измерение сопротивления Rx с помощью реохордного моста Р-38. для этого необходимо:

1. Подвести к гнездам питания прибора напряжение переменного тока 127 или 220 В с частотой 50 Гц, переключатель «питания» поставить в положении «».

2. Соединить электроды электролитической ячейки с зажимами «Rx».

3. Переключатель плеча сравнения установить в положение «установка нуля» и, установив переключатель «гальв» в положение «точно», вращением корректора установить стрелку гальванометра в нулевое положение.

4. Установить переключатель «гальв» в положение «грубо» и уравновесить мост вращением рукояток плеча сравнения и реохорда, а затем перевести переключатель «гальв» в положение «точно» и вращением рукоятки реохорда доуравновесить мост.

5. Произвести отсчет значений сопротивлений сравнительного плеча «R» и отношения «m» (по шкале), определить значение измеряемого сопротивления по формуле:

Rx=mR, Ом

№	Объем исследуемой жидкости, мл	R Ом	m A	Rx, Ом	, Ом-1см-1	, Ом-1см2. г-экв-1	Б	К
1. 2. 3.	50 50 50
Среднее значение

Вычислить значение , , б, К по формуле:

= К / Rx, Ом-1см-1

= 1000 / С · , Ом-1см2. г-экв-1

б = / ; К = С б2 / 1- б = с·2 / б( -),

где: - удельная электропроводность, Ом-1см-1

Rx - сопротивление слабого электролита, Ом

К - константа электролитической ячейки

- молярная электропроводность при данном разведении, Ом-1 см2. г-экв-1

- молярная электропроводимость при бесконечном разведении, Ом-1 см2. г-экв-1

= К + а

К, а - соответственно предельные подвижности катиона и аниона,

с - нормальность раствора;

б - степень диссоциации;

К - константа диссоциации

Работа 2. Количественное определение концентрации раствора методом кондуктометрического титрования.

В сосуд для определения электропроводности налить 40 мл исследуемого раствора. Измерить исходное сопротивление реохордным мостом Р-38.Затем из бюретки к исследуемому раствору прилить рабочий раствор порциями по 1 мл. После добавления каждой порции измерять сопротивление. Результаты титрования записать в таблицу

По полученным данным построить кривую в координатах - Vраб, по которой определить точку эквивалентности. Затем рассчитать концентрацию исследуемого раствора по формуле:

Nиссл.= Vраб · Nраб / Vиссл, г-экв/л

№	Исследуемый раствор, мл	V рабоч. р-ра, мл	R, Ом	M	Rx, Ом Rx=R	, Ом-1см-1	Точка эквивалентности, мл	N, г-экв/л
1. 2. 3. 4. 5. 6.	HCl	NaOH 1 3 4 5 6 7
1. 2. 3. 4. 5. 6.	СH3COOH	NaOH 1 3 4 5 6 7
1. 2. 3. 4. 5. 6.	NH4OH	HCl 1 3 4 5 6 7

Задачи для самостоятельного решения.

1. Вычислите молярную электрическую проводимость хлорида аммония в 12%-ном водном растворе (=1,109 г/мл). удельная электрическая проводимость этого раствора равна 0,01041 ом-1см-1.

2. Вычислите степень и константу ионизации масляной кислоты, если удельная его электрическая проводимость с концентрацией 0,0156 моль/л равна 1,81*10-4 ом-1см-1

3. Рассчитайте ионную силу плазмозамещенного солевого раствора «триосоль» имеющего следующие прописи:

NaCl 0,5г

КС1 0,1г

NaHCO3 0,4г

вода для инъекции до 100 мл.

Потенциометрическое Определение рН биожидкостей

Цель занятия. Научиться определять рН биожидкостей потенциометрическим методом.

Значимость изучаемой темы: Температура тела, определенное осмотическое давление, а также значение рН различных биожидкостей являются основой постоянства организма. Например, рН крови =7,4±0,04, желудочного сока - 1,85±0,15, слюны - 6,60±0,30 и т.д.

Значительное изменение рН биологических систем, в первую очередь крови, приводит к серьезным патологическим процессам.

определение рН крови, мочи, желудочного сока имеет важное значение в медицине при диагностике различных заболеваний.

определение рН биожидкостей потенциометрическим методом - точное и надежное определение. Эту методику можно использовать в тех случаях когда невозможно определить рН биожидкостей другими способами, например, рН крови, окрашенных и мутных растворов и т.д.

Потенциометрический метод определения рН нашел широкое применение в биохимических анализах.

Исходный уровень знаний

1. Потенциал.

2. Разность потенциалов.

3. Гальванические элементы.

4. Постоянные и переменные источники тока.

Учебный материал для самоподготовки

1. М.И.Равич-Щербо, В.В.Новиков. Физическая и коллоидная химия

М., 1975, стр. 59-75.

2. Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию М., 1989, стр. 234-235.

На занятии будут рассмотрены следующие вопросы

Потенциалы, образующиеся на границе металл - вода, металл - раствор его соли.

Устройство гальванического элемента. Элемент Якоби - Даниэля.

Зависимость электродного потенциала от природы металла, концентрации, температуры. Уравнение Нернста

Виды электродов: электроды сравнения (стандартные электроды), электроды определения, ионоселективные электроды. Электроды первого и второго рода.

Мембранные и диффузные потенциалы и их биологическое значение.

Окислительно-восстановительные системы и их биологическое значение.

Потенциометрическое определение рН растворов.

Лабораторная работа.

блок информации

Если металлическую пластинку погрузить в воду или раствор ее соли, то за счет разрушения кристаллической решетки небольшая часть иона металла будет переходить в воду или в раствор. В результате этого металл приобретает некоторый отрицательный заряд, а прилежащий к нему слой воды или раствора заряжается положительно за счет катионов, удерживаемых отрицательным зарядом металла. На границе раздела металл - вода или металл - раствор образуется двойной электрический слой. Возникший потенциал препятствует дальнейшему переходу ионов металла в воду или в раствор. В случае, когда металл помещен в раствор собственной соли переходу ионов металла в раствор будут противодействовать уже имеющиеся в растворе такие же ионы, в результате которого ионы металла из раствора будут вновь входить в состав кристаллической решетки металла.

Если в системе, состоящей из металла, опущенного в раствор своей соли, преобладает процесс перехода ионов металла в раствор, то металл приобретает отрицацательный заряд, если же преобладает обратный процесс, то есть процесс осаждения катионов на металле, то металл приобретает положительный заряд. В каждом случае между поверхностью металла и прилежащим слоем воды или раствора возникает разность потенциалов. Эту разность злектрических потенциалов, или скачок потенциала на границе металл - раствор называют электродным потенциалом.

Возникшие потенциалы ограничивают процесс дальнейшего перехода ионов с металла или на металл. На основании этого для каждого металла и определенной концентрации его соли вычислены значения электродного потенциала. В таблице 1. приведены стандартные (нормальные) электродные потенциалы некоторых металлов. Металлы, расположенные в ряду водорода заряжаются отрицательно, а ниже водорода - положительно.

Таблица 1 Значения стандартных электродных потенциалов металлов при 250С

Электрод (металл/ ион)	Е0,в	Электрод (металл/ ион)	Е0,в
Li/Li +	-3.02	Pb /Pb 2+	-0.126
K/K +	-2.92	H2/H +	±0.000
Na/Na +	-2.713	Cu/Cu2+	+ 0.34
Al/Al3+	-1.66	Ag/Ag +	+0.80
Mn/Mn2+	-1.05	Hg/Hg +	+0.799
Zn/Zn2+	-0.763	Hg/Hg 2+	+0.854
Fe/Fe2+	-0.441	Pt/Pt2+	+1.20
Ni/Ni2+	-0.23	Au/Au +	+1.70

Потенциал, возникший на металлической пластинке, погруженной в раствор соли этого же металла с активностью ионов данного металла 1 г-ион/л, при сравнении с потенциалом водородного электрода, потенциал которого принято считать равным 0 называют нормальным электродным потенциалом. Величина электродного потенциала зависит от природы металла, концентрации или точнее активности ионов металла в растворе и от температуры.

Устройство гальванического элемента.

Устройство, состоящее из двух электродов, опущенных в раствор соли, в котором химическая энергия превращается в электрическую и обратно называется гальваническим элементом.

Гальванические элементы могут состоят из:

1. Из двух электродов, отличающихся по значению электродного потенциала-Zn | Zn2+ (-0,762) и Си | Си2+(+0,34)

2. Из двух различных электродов, имеющих одинаковое значение электродного потенциала Си | Си2+(+0,34) и Aи | Aи+ (+1,70)

3. Из двух одинаковых электродов, опущенных в раствор соли разной концентрации.

Последний называют концентрационным гальваническим элементом. Элетрод, опущенный в раствор с большей концентрацией соли, будет положительным по отношению к электроду, помещенному в раствор с меньшей концентрацией Заряды электродов могут быть и одинаковыми по знаку, но в силу разности концентраций соли величина их будет неодинакова, что и требуется для возникновения э.д.с..

В первых двух случаях для возникновения электродвижущей силы (э.д.с.) имеет значение только абсолютная величина разности потенциалов двух электродов, а не знаки их зарядов.

Элемент Якоби - Даниэля состоит из медного и цинкового электродов, погруженных в растворы соответствующих солей. Так как цинк в ряду стандартных электродных потенциалов расположен до водорода, а медь после водорода, то цинковый электрод заряжается отрицательно, а медный электрод - положительно. Растворы соединены стекляной трубочкой, заполненной агаром, содержащим КСl. При замыкании внешней цепи электроны с цинка переходят на медный электрод и присоединяются к осаждающим на нем ионам меди. Цинковый электрод постепенно будет растворяться, а медный электрод наоборот, выделяться из раствора на электроде. Образующийся избыток ионов Zn2+ в левой части элемента диффундирует через трубочку, заполненную агаром, содержащим KCl, в правую часть, а SO42- - в левую, взаимно нейтролизуясь.

Источником электрической энергии в элементе служит химическая реакция вытеснения меди цинком:

Электродный потенциал определяется формулой В. Г. Нернста:

Е=Еo+(RT/nF)ln aMe+n

где E - электродный потенциал для данного электрода.

Еo - потенциал нормального электрода, соответствующий потенциалу электрода при ame+n, равной 1 моль/л.

R - газовая постоянная, равная 8,31 Дж/град моль

Т - температура раствора по Кельвину

n - заряд иона металла в растворе

F - число Фарадея, равное 96500 Ки/моль.

ame+n - активность иона металла в растворе в моль/л.

Гальванические элементы бывают обратимые и необратимые. Так например, если в гальваническом элементе Даниэля - Якоби электрический ток пустить в обратном направлении, то это вызовет обратные процессы на электродах: цинк будет выделятся на электроде, а медь растворяться, система будет возвращаться в исходное состояние. Элементы, в которых прохождение тока в обратном направлении вызывает обратные процессы, называют обратимыми. Если элемент из медного и цинкового электрода опустить в серную кислоту, то при его работе цинк будет растворяться, а на медном электроде будет выделяться водород. При обратном направлении тока медь будет растворяться, на цинковом электроде будет выделяться водород. Такие электроды называют необратимыми.

Электроды не всегда представляют собой пластинку металла, погруженную в раствор соли. Иногда вместо раствора соли используют пасту, содержащую необходимую соль (в каломельных электродах); применяют газовые электроды, в которых роль металлической пластинки выполняет адсорбированный на индифферентной пластинке (золото, платина) газ - в водородном и кислородном электродах и т.д.

Все эти электроды работают на основе обмена ионами между пластинкой и раствором и называются обратимыми относительно аниона или катиона (смотря что обменивается). Различают электроды первого рода, обратимые относительно одного из ионов, и электроды второго рода, обратимые относительно обоих видов ионов раствора.

Электроды сравнения

Электроды, которые под влиянием внешних факторов не изменяют значение электродного потенциала назвают электродами сравнения.

В настоящее время каких-либо способов для оценки абсолютных значений электродных потенциалов не существует. Для этого ограничиваются установлением их абсолютной величины путем сравнения с потенциалом стандартного электрода, значение которого условно принято за нуль.

В качестве стандартного электрода обычно принимают водородный электрод, потенциал которого условно принят за нуль. С ним сравнивают потенциалы других электродов. После определения величины потенциалов электроды также могут использовать как стандартные (их называют в таких случаях чаще электродами сравнения).

В качестве электродов сравнения применяют нормальные электроды. Это электроды, в которых активность ионов в растворе соли соответствующего металла равна 1 г-ион/л.

Нормальный водородный электрод принадлежит к обратимым электродам первого рода, поскольку он обратим относительно только одного из ионов в растворе - водорода. Этот электрод представляет в наиболее простой форме трубку с одним закрытым концом, в который введена платиновая проволочка с приваренной к ней платинированной платиновой пластинкой (т.е. платиной, электролитически покрытой слоем губчатой платины, что увеличивает поверхность соприкосновения металла с водородом). Трубка заполняется раствором кислоты с активностью ионов водорода, равной единицы. Затем в закрытое колено впускают чистый водород под давлением 1 атм. Газ поднимается вверх, создает в конце колена газовый пузырек и адсорбируется на платине. Электрохимическая схема водородного электрода записывается : (Pt) Н2 | 2Н+

При аН+=1 г-ион/л и давлении Н2=1 атм потенциал водородного электрода условно принимается равным нулю. Водородный электрод очень точен, но очень чувствителен к условиям работы, а также приготовление и применение его связано с техническими трудностями, поэтому чаще пользуются другими электродами.

Хлорсеребрянный электрод состоит из серебрянной проволоки, покрытой солью AgCl и погруженной в раствор КCl. Он не содержит ртути, работа с которой не совсем безопасна (ртуть токсична).Электрохимическая схема хлорсеребрянного электрода выражается: Ag | AgCl | КCl. Значение потенциала его зависит от активности ионов хлора. Потенциал хлорсеребрянного электрода при аCl-= 1 и при 250С равен +222 мв.

Каломельный электрод представляет собой систему, на дне которого содержится несколько капель ртути и измельченный Hg2Cl2 (каломель) погруженный в концентрированный раствор KCl. Электрохимическая схема каломельного электрода выражается: Hg | Hg2Cl2 | KCl. Значение потенциала этого электрода также зависит от активности ионов хлора( концентрации KCl) и равно +246 мВ.

Электроды определения.

Электроды, которые могут изменять значение потенциала под влиянием компонентов внешней среды называют электродами определения.

Стеклянный электрод представляет собой стеклянную трубочку с выдутым на одном конце шариком толщиной примерно 0,01мм. Трубочку заполняют жидкостью с постоянным рН (например, 0,1 М HCl) и помещают туда вспомогательный электрод (его называют также внутренним электродом) - хлорсеребряный. Потенциал стеклянного электрода зависит от активности ионов водорода в растворе и определяется по формуле Нернста.

Стеклянным электродом можно пользоваться в большом интервале значений рН - от -2 до 12.

Хингидронный электрод. Этот электрод представляет собой платиновую проволочку, опущенную в стаканчик с исследуемым раствором, содержащий в эквимолярном количестве хинон (С6Н4О2) и гидрохинон С6Н4(ОН)2. Система хинон-гидрохинон относится к редокс системам и поэтому хинон является окисленной, а гидрохинон - восстаноленной редокс формой.

Хингидронный электрод может служить как электродом сравнения, так и электродом определения. Этот электрод очень прост в работе.

Его недостатки заключаются в том, что он дает точные показания только при рН растворов меньше 8; присутствие в растворах окислителей, восстановителей и некоторых солей также мешает его правильной работе. Из-за этого хингидронный электрод неприменим для изучения многих биологических жидкостей, где предпочтение приходится отдавать более совершенному и универсальному стеклянному электроду.

Ионоселективные электроды.

Электроды которые изменяют значения потенциала в зависимости от концентрации определенных ионов, находящихся в системе (Li+, Na+, К+, Са2+, NH4+, Аg+, Сu2+, S2-, СN-). Называются ионоселективными. Использование этих электродов позволяет определять концентрацию различных ионов в биосистемах.

Мембранные и диффузные потенциалы и их биологическое значение.

При соприкосновении растворов разной концентраций растворенное вещество диффундирует в раствор с меньшей концентрацией. Если ионы электролиты обладают разной скоростью диффузии, то более подвижные ионы постепенно оказываются впереди менее подвижных. В результате этого менее концентрированный раствор преобретает потенциал со знаком заряда «быстрых» ионов, а более концентрированный - потенциал со знаком заряда «медленных» ионов. На границе раздела растворов возникает диффузионный потенциал, который тормозит «быстрые» ионы и ускоряет медленные, то есть усредняет скорости движения ионов.

Диффузионный потенциал может сильно возрасти, если растворы электролитов разных концентраций разделить мембранной, проницаемой только для ионов с каким либо одним зарядом.

Это свойство мембран объяснется тем, что свободные карбоксильные группы таких мембран, имеющие отрицательный заряд, притягивают и пропускают только катионы и отталкивают анионы. Однако существуют мембраны проницаемые только для анионов, например, оболочка эритроцитов. Возможно, что там, избирательность мембраны обусловлена положительно заряженными аминогруппами. Возникновение мембранного потенциала связано не только с особенностями химической структуры и строением мембран, но и с возможным несоответствием размеров ионов и пор в мембране.

Мембранные потенциалы очень стойкие и сохраняются в течение нескольких месяцев.

Диффузионные и мембранные потенциалы имеют очень важное значение в медицине, они возникают в биологических объектах. При повреждении поверхностного слоя или оболочек клеток нарушается избирательность их проницаемости и электролиты начинают диффундировать в клетку или из нее, в зависимости от разности концентрации, при этом возникает диффузионный потенциал. Его велимчина достигает 30-40 мв. Постепенно с завершением процесса диффузии потенциал снижается до 0. Как правило, поврежденная ткань заряжается отрицательно по отношению к неповрежденной.

Окислительно-восстановительные системы и их биологическое значение.

Системы, содержащие смеси окисленных и восстановленных форм одного и того же вещества, например, Fe3+ и Fe2+, Cu2+ и Cu+ и тд. называют окислительно-восстановительными или редокс-системами.

Редокс-система обуславливает возникновение потенциала на помещенном в нее индифферентном электроде - платиновый или золотой пластинке. Причину его возникновения можно рассмотреть на примере системы Pt|FeCl3|FeCl2

FeCl2 В этой системе протекает следующая реакция:

Fe3+ + 1е- Fe2+

Fe2+ - 1е- Fe3+

Если в растворе преобладает содержание окисленной формы Fe3+, то идет процесс восстановления, металл принимает один электрон у электрода и превращается в Fe2+, а электрод теряя электрон приобретает положительный заряд. При избытке восстановленной формы Fe2+ идет процесс окисления, металл отдает один электрон и превращается в Fe3+, а электрод заряжается отрицательно. В результате равновесие реакции смещается в правую или левую сторону пока не установится новое равновесие. При этом на электродах появляется разность потенциалов, называемая редокс-потенциалом. Редокс-потенциал определяется уравнением Питерса:

, где

Е0 - нормальный редокс-потенциал; n - число электронов, теряемых одной молекулой или одним ионом восстановленной формы при переходе ее в окислительную форму; с(окисленное) и с(восстановленное) - концентрации (точнее активности) соответствующих форм вещества, R - универсальная газовая постоянная равна 8,31ж/град·моль, Т- абсолютная температура, F - число Фарадея, равное 96500 Кл/моль. Подставляя значение R и F в вышеуказанное уравнение и переходя из натурального логарифма в десятичное при 250С получаем следующее уравнение:

Если электрод поместить в систему, содержащую равные концентрации окисленной и восстановленной форм вещества, то образующийся потенциал называется нормальным редокс-потенциалом Е0.

Окислительно-восстановительные потенциалы имеют важное значение в физиологии человека. К их числу относятся такие системы в крови и тканях, как гем/гематин и цитохромы, в которых содержатся двух- и трехвалентное железо; аскорбиновая кислота, находящаяся в окисленной и восстановленной формах; система глутатиона; цистин и цистеина и др.

23.2 Потенциометрическое определение рН растворов

Этот метод основан на определении ЭДС гальванического элемента. Этим методом пользуются для определения рН различных систем, а также в диагностических целях.

Определение рН раствора сводится к установлению потенциала электрода определения, погруженного в исследуемый раствор и основано на зависимости величины потенциала от рН. Величину потенциала определяют по ЭДС цепи, составленной из электрода с известным потенциалом (нормальный водородный, хлорсеребрянный, каломельный) и электрода определения.

ЭДС цепи измеряют компенсационным методом, т.е. сравнением с ЭДС нормального элемента Вестона, имеющего постоянную ЭДС , равную при 200С 1,0183 в.

Потенциометрическое определение рН растворов имеет важное значение при исследовании мутных и окрашенных биологических жидкостей.

В химических и биохимических лабораториях в настоящее время рН определяют с помощью полуавтоматических и автоматических рН-метров, работающих на принципе компенсационного метода определения ЭДС.

Удобство, точность, воспроизводимость результата, возможность контроля рН без влияния электрода на раствор, возможность автоматизации процесса измерения, все это обусловило широкое применение рН-метрии в микробиологических исследованиях, химико-фармацевтической промышленности, в микроаналитических исследованиях и т.д.

Обучающие задачи и эталон их решения

Зпадача 1. При погружении платинового электрода в раствор, содержащий ионы Fe3+ и Fe2 при температуре 298К его потенциал стал равным 0, 783 в. Определите соотношение ионов железа в этом растворе.

Эталон решения:

Для определения соотношения ионов воспользуемся уравнением Питерса:

Ответ: Fe3+ ионов в растворе в 1,6 раз больше, чем Fe2+ ионов.

Ситуационные задачи

Задача 1. Преимущество метода потенциометрии.

Ответ:

Несомненны преимущества рН - метрии как метода анализа. Удобство, точность, воспроизводимость результата, возможность контроля рН без влияния электрода на раствор, возможность автоматизации процесса измерения - все это обусловило широкое применение рН - метрии в микробиологических исследованиях и т.д.

Задача 2. Применение рН - метрии в медицине?

Ответ:

рН - метрия широко используется в медицинской практике. Стеклянный электрод, используется для измерения рН крови в неавтоматических и автоматических анализаторах кислотно - щелочного состояния крови, в лабораторной практике для определения рН мутных и окрашенных биологических жидкостей (моча, желудочный сок), для контроля рН крови в аппаратах искусственного кровообращения и гемодиализа.

Тестовые вопросы

Какой электрод относится к электродам сравнения?

а)водородный электрод б) ионоселективный

в) стеклянный электрод д) хингидронный электрод

Какой электрод относится к электродам определения?

а)водородный электрод б) каломельный электрод

в) стеклянный электрод д) ионоселективный

Основу какого метода составляет определение ЭДС гальванических элементов?

а) Электроосмос б) Оксидиметрия в) Хроматография

д) Потенциометрия

Укажите схему окисления-восстановления данной реакции:

Fe + Cd(NO3)2 > Fe(NO3)2 + Cd

а) Fe/Fe(NO3)2 /КСl /Cd(NO3)2/Cd б) Fe/Cd(NO3)2/ КСl /Cd/Fe(NO3)2

в) Cd/Cd(NO3)2/ КСl /Fe(NO3)2 д) Cd(NO3)2/Fe(NO3)2/ КСl /Cd/Fe

Составьте окислительно-восстановительную схему для данной реакции: Zn0+Fe2+ > Fe0+Zn2+

а) Fe0/Fe2+/ КСl /Zn2+/Zn0 б) Zn2+/Zn0 / КСl / Fe2+/ Fe0

в) Zn2+/Fe2+/ КСl /Zn0/Fe0 д) Fe0/Fe2+/ КСl /Zn0/Zn2+

Какой орган имеет наименьшую электропроводность?

а) сердце б) кровь в) кожа г) печень

Из чего состоит концентрационный элемент?

а) из двух одинаковых электродов

б) из двух одинаковых электродов опущенных в раствор H2SO4

в) из двух одинаковых электродов опущенных в раствор собственной соли одинаковой концентрации

д) из двух одинаковых электродов опущенных в раствор собственной соли

различной концентрации

В основе диагностического метода электрокардиографии лежит измерение следующих величин:

а) давлениеб) температурав) биопотенциал

д) электропроводность

Укажите электрод, который является обратимым и по катиону и по аниону:

а) сравнения б) нормальный

в) ионноселективныйд) индикаторный

Укажите электрохимическую схему хлорсеребрянного электрода:

а) Ag/AgCl;KCl б) Hg/Hg2Cl2;KCl в) Ag/AgNO3;HNO3

д) AgCl/AgNO3;KCl

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 24

24.1 Определение рН биожидкостей потенциометрическим методом

Опыт 1: В стакан для определения дважды биолиспивают мочей наливают анализитруемую мочу, опускают электрод и определяют примерное значение рН. Для этого нажимают клавишу рН-метра, где значение рН = 1-19. Затем для точного определения рН нажимают клавишу нужного диапазона. После окончания работы прибор выключают, электроды оставляют в дистиллированной воде. На основании данных определяют диагноз.

Опыт 2: Для определения берут 3 разных желудочных сока. Определяют рН по вышеуказанному способу. На основании значения рН желудочного сока устанавливают диагноз; нормальная концентрация НС1, гиперхлоргидрия или гипохлоргидрия.

Известно, что при повышении кислотности желудочного сока применяют раствор NaНСОз, а при понижении - аскорбиновую кислоту.

Не снимая электроды со стакана, к раствору где поваышается кислотность добавляют NaНСОз,где понижаенная кислотность аскорбиновую кислоту до достижения рН нормы желудочного сока.

Опыт 3: К сыворотке крови в стакане добавляют кровь и определяют рН. Затем добавляют раствор HCI. При каком значении рН начинается химический гемолиз? Сделать вывод. Такой же опыт сделайте с раствором NaOH.

Задачи для самостоятельного решения

1. Что такое электрод и как возникает его потенциал?

5. Как определяется Э.Д.С. гальванических элементов?

3. Из каких элементов можно составить редокс систему?

Дисперсные системы.

Методы получения и устойчивость коллоидных растворов.

Цель занятия Овладение навыками получения лиофобных коллоидов и ознакомление с их свойствами. Овладение навыками очистки коллоидных растворов и биологически важных растворов.

Значимость изучаемой темы.

Кровь, лимфа, спинномозговая жидкость, протоплазма клеток и др. биологические жидкости являются коллоидными системами и содержат в коллоидном состоянии ряд веществ, например, фосфаты, жиры, липиды, что необходимо учитывать при изучении свойств этих жидкостей. Кроме того, некоторые лекарственные препараты представляют собой коллоидные растворы, например, протаргол, колларгол. Многие продукты питания, моющие средства и другие являются также коллоидными системами. Все это требует довольно подробного изучения свойств и методов получения коллоидных растворов.

Исходный уровень знаний.

1. Растворы. Гомогенные и гетерогенные растворы;

2. Механизм образования коллоидных растворов;

3. Составление молекулярных и ионных уравнений реакций

Учебный материал для самоподготовки

1. М.И. Равич-Щербо, В.В.Новиков. Физическая и коллоидная химия. М, 1975, стр. 178-179.

2. Ю.Г. Фролов. Курс коллоидной химии. М., 1989, стр. 14-16.

3. Х.М.Рубина и др. Практикум по физической и коллоидной химии. М, 1972, стр. 121-126.

На занятии будут расмотрены следующие вопросы:

Классификация дисперсных систем

Способы получения коллоидных растворов

Методы очистки коллоидных растворов

Строение мицеллы

Лабораторная работа.

Блок информации

Системы, содержащие в себе мельчайшие взвешенные частицы, называются дисперсными. Дисперсные системы состоят как минимум из двух фаз. Одна из них является сплошщной и называется дисперсионной средой. Другая фаза раздробленв и распредела в первой; ее называют дисперсной фазой.

В зависимости от размера частиц дисперсной фазы, дисперсные системы делятся на 3 группы:

Грубодисперсные системы - размер частиц от 0,1 мк и выше (10-4-10-7м) (суспензии, эмульсии, порошки и др.)

Коллоидные системы - размер частиц от 0,1 до 1 ммк (10-7-10-9м).

3).Истинные или молекулярно-ионные системы, размером частиц не более 1ммк (не более10-9м).

Среди дисперсных систем в медицине имеют коллоидные растворы.

По агрегатному состоянию дисперсной среды золи делятся на 3 группы:

Лиозоли- дисперсионная среда жидкая,

Аэрозоли- дисперсионная среда газообразная,

Твердые золи- дисперсионная среда твердая.

Важным свойством коллоидных растворов является взаимодействие дисперсной фазы с дисперсионной средой. В зависимостим от этого различают лиофильные и лиофобные золи.

Коллоиды, частицы которых имееют большое сродство к растворителю называются лиофильными. Лиофильные коллоиды образуются самопроизвольно, так как в их молекулах имеются ионногеные (полярные) и неионногенные (неполярные) группы, которые при растворении гидратируются (сольватируются). К ним относятся растворы белка, желатина, пепсина и других высокомолекулярных веществ.

В лиофобных коллоидных растворах между молекулами дисперсной фазы и дисперсионной среды отсутствует химическое сродство, поэтому в их образовании участвует третье вещество - электролит, называемый стабилизатором. Один из ионов стабилизатора избирательно адсорбируется по правилу Панета-Фаянса на поверхности нераствроримого в воде осадка, сообщая ему одноименный заряд и устойчивость.

Методы получения коллоидных растворов

Характерным признаком, отличающим коллоидные растворы от истинных, служит их гетерогенность. Действительно, размеры коллоидных частиц по сравнению с размерами молекул растворителя настолько велики, что между ними образуется поверхность раздела.

Поверхностью раздела называется пограничный слой, отделяющий одну фазу от другой.

Собственно коллоидные системы представляют собой микрогетерогенные системы, состоящие из дисперсионной среды и дисперсионной фазы. Эти системы образуются при следующих условиях:

А) размеры диспергируемого вещества должны быть доведены до размеров коллоидных частиц;

Б) необходимы стабилизаторы (ионы электролитов), которые на поверхности раздела фаз образуют ионный слой и гидратную оболочку, обеспечивающую сохранение коллоидных частиц во взвешенном состоянии;

В) дисперсная фаза должна обладать плохой растворимостью по крайней мере при получении гидрофобных золей.

Таким образом, частицы приобретают электрических заряд и гидратную оболочку, что препятствует выпадению их в осадок.

Коллоидные растворы занимают по размерам своих частиц промежуточное положение между грубодисперсными и молекулярно-дисперсными системами. Для их получения используется два метода: раздробление - диспергирование более крупных частиц до желаемой степени дисперсности, отвечающей величине коллоидных частиц, и укрупнение - объединение в агрегаты молекул или ионов до частиц, приближающихся по размерам к частицам коллоидных систем.

Дисперсионные методы. Механические методы. Для дробления веществ применяются машины, работающие по принципу ударного размельчения и растирания. Степень дисперсности при такой обработке все же остается сравнительно низкой - диаметр частиц около 50-60мк.

Ультразвуковой метод. Для диспергирования веществ в последнее время чаще используется ультрозвуковой метод, который сопровождается появлением разрывающих сил, ведущих к измельчению веществ.

Метод пептизации. Пептизация - это процесс перехода вещества из геля в золь под влиянием пептизаторов. Пептизации в основном подвергаются рыхлые свежеобразованные осадки гидроокисей металлов, например Al(OH)3 Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.

Пептизация может происходить вследствии удаления из раствора коагулирующих ионов, вызывающих укрупнение частиц или адсорбции пептизатора, сопровождающейся образованием двойного электрического слоя и возникновением сольватной оболочки на коллоидных частицах. Пептизаторами служат, главным образом электролиты, которые способствуют дезагрегации осадков.

...