Ró
wn
ow
agi
w
roz
two
rac
h
Ró
wn
ow
agi
w
roz
two
rac
h
Wprowadzenie
W wielu wypadkach reakcje chemiczne mogą zachodzić
przy spełnieniu pewnych warunków praktycznie w jedną
bądź w drugą stronę !!!
Prawo działania mas
• podczas działania pary wodnej na żelazo w podwyższonej
temperaturze zachodzi reakcja:
3Fe + 4H
2
O
→ Fe
3
O
4
+ 4H
2
(
↑
)
• jeżeli weźmiemy otrzymany tlenek i zadziałamy na niego
wodorem w podwyższonej temperaturze to:
• reakcje które mogą przebiegać w obydwu kierunkach
nazywamy
reakcjami odwracalnymi
Fe
3
O
4
+ 4H
2
→ 3Fe + 4H
2
O
3Fe + 4H
2
O Fe
3
O
4
+ 4H
2
Prawo działania mas
• jeśli weźmiemy najprostszy przykład reakcji odwracalnej:
• miarą szybkości takiej reakcji jest wzrost stężenia produktu
w jednostce czasu:
• dla reakcji przebiegającej w prawo:
v
1
= k
1
[A][B]
A + B AB
t
[AB]
d
d
v
====
v
-1
= k
-1
[AB]
• dla reakcji przebiegającej w lewo:
Prawo działania mas
• Dla reakcji odwracalnej:
w momencie ustalenia się stanu równowagi:
k
1
[A][B] = k
-1
[AB]
A + B AB
v
1
= v
-1
[A][B]
[AB]
=
−1
1
k
k
Prawo działania mas
• stosunek stałych szybkości obu reakcji jest stały i nosi
nazwę
stałej równowagi
reakcji:
m
1
A
1
+ m
2
A
2
+ ...= n
1
B
1
+ n
2
B
2
+ ...
[A][B]
[AB]
=
=
−1
1
k
k
K
...
]
[A
]
[A
...
]
[B
]
[B
2
1
2
1
m
2
m
1
n
2
n
1
=
c
K
• w ogólnym przypadku reakcji chemicznej:
Prawo działania mas
znaczenie
stałej równowagi
reakcji:
m
1
A
1
+ m
2
A
2
+ ...= n
1
B
1
+ n
2
B
2
+ ...
...
]
[A
]
[A
...
]
[B
]
[B
2
1
2
1
m
2
m
1
n
2
n
1
=
c
K
• gdy K >> 1 reakcja przesunięta w stronę
tworzenia produktów
• gdy K << 1 reakcja przesunięta w stronę
tworzenia substratów
Prawo działania mas
znaczenie
stałej równowagi
reakcji:
...
]
[A
]
[A
...
]
[B
]
[B
2
1
2
1
m
2
m
1
n
2
n
1
=
c
K
• gdy K = 10
-6
oznacza to, że iloczyn stężeń
produktów jest milion razy mniejszy niż
iloczyn stężeń substratów
Zmiana warunków reakcji:
Reguła Le Chateliera Browna
Zmieniając warunki reakcji można zwiększyć lub
zmniejszyć wydajności otrzymywanych produktów
• Zmiana
stężenia
poprzez usunięcie produktów lub dodanie
substratów do naczynia reakcyjnego
• Zmiana
ciśnienia cząstkowego
gazowych reagentów i
produktów poprzez zmniejszenie objętości
• Zmiana
temperatury
W przypadku mieszaniny gazowej znamy trzy
sposoby aby wpłynąć na skład równowagowy
Jeżeli na układ znajdujący się w stanie równowagi
działa bodziec zewnętrzny, to w układzie tym
następują zmiany zmniejszające skutki tego bodźca.
Reguła Le Chateliera
mówi że:
Przykład reakcji z gazowymi reagentami
(synteza amoniaku)
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
Efekty zmiany stężeń
Ogólnie:
•
wprowadzenie substratu do układu w stanie równowagi
powoduje jej przesunięcie w stronę tworzenia produktów
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
•
wprowadzenie produktu do układu znajdującego sięw stanie
równowagi spowoduje przesunięcie się równowagi w stronę
tworzenia substratów
Przesunięcie równowagi reakcji
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
Przesunięcie równowagi reakcji
Efekty zmiany stężeń
Ogólnie:
•
usuwanie produktu z układu w stanie równowagi chemicznej
powoduje jej przesunięcie w stronę tworzenia się produktów
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
•
usuwanie substratów z układu w stanie równowagi chemicznej
powoduje jej przesunięcie w stronę tworzenia się substratów
Przesunięcie równowagi reakcji
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
Przesunięcie równowagi reakcji
Efekty zmian objętości i ciśnienia
Gdy
zwiększamy ciśnienie
poprzez
zmniejszenie objętości
mieszaniny reakcyjnej,
reakcja
przesuwa się
w kierunku
mniejszej
ilości moli gazu.
Ogólnie:
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
Przesunięcie kierunku reakcji
1 + 3 = 4 mole
2 mole
Efekt zmiany temperatury
Dla
reakcji
egzotermicznych
(∆
∆
∆
∆H ujemne), ilość
produktów zmniejsza się w przypadku
podwyższenia temperatury
Dla
reakcji
endotermicznych
(∆
∆
∆
∆H dodatnie),
ilość produktów zwiększa się w przypadku
podwyższenia temperatury
A + B C + D +
ciepło
A + B +
ciepło
C + D
Zastosowanie reguły przekory przy zmianie temperatury
Jednym z etapów produkcji kwasu siarkowego jest
tworzenie trójtlenku siarki(VI) poprzez reakcję SO
2
z O
2
.
W jaki sposób skład równowagowy mieszaniny reakcji
zmieni się gdy podwyższymy temperaturę?
2SO
2(g)
+ O
2(g)
2 SO
3(g)
∆
∆
∆
∆H = -198 kJ
Zastosowanie reguły przekory przy zmianie
temperatury i ciśnienia
Jakie będą optymalne warunki przeprowadzenia
następującej reakcji?
2CO
(g)
+ O
2(g)
2 CO
2(g)
∆
∆
∆
∆H <0
2 + 1 = 3 mole
2 mole
Reakcja egzotermiczna
Obniżenie temperatury
(niska temperatura)
Podwyższenie ciśnienia
(wysokie ciśnienie)
N
2(g)
+ O
2(g)
2 NO
(g)
∆
∆
∆
∆H > 0
Zastosowanie reguły przekory przy zmianie
temperatury i ciśnienia
Jakie będą optymalne warunki przeprowadzenia
następującej reakcji?
1 + 1 = 2 mole
2 mole
Reakcja endotermiczna
Podwyższenie temperatury
(wysoka temperatura)
Ciśnienie nie wpływa
na przebieg reakcji
N
2
(g)
+ 3H
2
(g)
2 NH
3
(g)
∆
∆
∆
∆H <0
Zastosowanie reguły przekory przy zmianie
temperatury i ciśnienia
Jakie będą optymalne warunki przeprowadzenia
następującej reakcji?
1 + 3 = 4 mole
2 mole
Reakcja egzotermiczna
Obniżenie temperatury
(niska temperatura)
Podwyższenie ciśnienia
(wysokie ciśnienie)
Zależność szybkości reakcji od temperatury
Szybkość reakcji w bardzo znacznym
stopniu zależy od temperatury
T
A
ln
−
= B
k
Reguła Van’t Hoffa
orientacyjna reguła stwierdzająca, że podwyższenie temperatury
o 10 K powoduje od 2-4 krotny wzrost szybkości reakcji.
zatem wzrost o 100K
2
10
- 4
10
wzrost szybkości
reakcji
Zależność empiryczna łącząca k z T:
równanie
Arrheniusa
A i B stałe które możemy
obliczyć gdy zostały wykonane
pomiary k w różnych T
Energia aktywacji
Aktywność i siła jonowa
Roztwory elektrolitów mocnych
AB
→
→
→
→
A
+
+ B
−
to roztwory substancji praktycznie całkowicie zdysocjowanych,
które wykazują znaczną przewodność elektryczną:
przykłady:
• mocne kwasy
• mocne zasady
• większość soli
Roztwory elektrolitów słabych
to roztwory substancji zdysocjowanych w małym stopniu, a
dysocjacja wzrasta w miarę ich rozcieńczania:
przykłady:
• słabe kwasy
• słabe zasady
• niektóre sole
AB A
+
+ B
−
Aktywność i siła jonowa
Roztwory elektrolitów słabych
prawo działania mas wyrażone wzorem:
nie można go stosować do elektrolitów mocnych!!!
AB A
+
+ B
−
[AB]
]
][B
[A
-
+
=
c
K
odnosi się tylko do rozcieńczonych
roztworów elektrolitów słabych:
Aktywność i siła jonowa
Teoria roztworów elektrolitów mocnych
Debye’a i Hückla
uwzględnia wzajemne oddziaływania na siebie wszystkich jonów
istniejących w roztworze
im większe stężenie tym oddziaływania mocniejsze!!!
rzeczywista zdolność cząsteczek do reagowania
nosi nazwę
aktywności (a)
Aktywność i siła jonowa
Termodynamiczna stała równowagi:
prawo działania mas w znacznie ściślejszym wyrażeniu
przedstawia
termodynamiczna stała równowagi
:
f - współczynnik
aktywności
...
...
...
]
[A
]
[A
...
]
[B
]
[B
2
1
2
1
m
2
m
1
n
2
n
1
2
2
1
1
2
2
1
1
m
A
m
A
n
B
n
B
a
f
f
f
f
K
•
=
m
1
A
1
+ m
2
A
2
+ ...= n
1
B
1
+ n
2
B
2
+ ...
...
...
2
2
1
1
2
2
1
1
m
A
m
A
n
B
n
B
a
a
a
a
a
K
=
• rodzaju jonów
• ich ładunków
• stężenia i ładunków innych
jonów obecnych w roztworze
zależy od
Aktywność i siła jonowa
Termodynamiczna stała równowagi:
do obliczenia termodynamicznej stałej równowagi niezbędna jest
znajomość
współczynników aktywności f
:
zależy
od mocy jonowej (µ) oraz ładunku jonów (z)
∑
=
i
i
c
z
2
2
1
µ
z
i
- ładunek jonu i
c
i
- stężenie molowe jonu i
Aktywność i siła jonowa
Zadanie:
Obliczyć siłę jonową roztworu siarczanu potasu o stężeniu 0.2 mol/l
∑
=
i
i
c
z
2
2
1
µ
K
2
SO
4
→
→
→
→
2 K
+
+ SO
4
2
−
µ =
1/2 [1
2
· (2· 0.2) + 2
2
· 0.2] = 0.6
Aktywność i siła jonowa
Współczynnik aktywności
znając skład roztworu (siłę jonową i ładunek rozpatrywanego jonu)
współczynnik aktywności f
można obliczyć ze wzoru Debye’a i
Hückla;
µ
µ
Bd
Az
f
i
i
+
−
=
1
log
2
z
i
- ładunek jonu
µ
- moc jonowa roztworu
A i B - stałe zależne od temperatury i właściwości
rozpuszczalnika (dla wody w temp. 25
o
C wynoszą
one 0.51 i 3.3· 10
7
)
d - średnica uwodnionego jonu (3 · 10
-8
do 11 · 10
-8
cm)
Aktywność i siła jonowa
Współczynnik aktywności
poprawna wartość
dla roztworów gdzie
µ
µ
µ
µ
µ
µ
µ
µ
≤≤≤≤
≤≤≤≤
0.1
0.1
µ
µ
Bd
Az
f
i
i
+
−
=
1
log
2
B · d = 3.3· 10
7
· 3 · 10
-8
≈
1
ponieważ w przypadku wielu
jonów wartość d = 3
·
10
-8
cm
µ
µ
+
−
=
1
5
.
0
log
2
i
i
z
f
Aktywność i siła jonowa
Współczynnik aktywności
można pominąć
µ
µ
+
−
=
1
5
.
0
log
2
i
i
z
f
dla roztworów jeszcze bardziej
rozcieńczonych gdzie
µ
µ
µ
µ
µ
µ
µ
µ
≤≤≤≤
≤≤≤≤
0.02
0.02
µ
2
5
.
0
log
i
i
z
f
−
=
Aktywność i siła jonowa
Zadanie
a) 0.001M NaOH + 0.01M Na
2
SO
4
µ
µ
+
−
=
1
5
.
0
log
2
i
i
z
f
Obliczyć współczynniki aktywności jonów OH
-
w 0.001M zasadzie sodowej
NaOH znajdującej się w roztworze
a) 0.01M Na
2
SO
4
i
b) 0.001 M Na
2
SO
4
[OH
-
] - 0.001 mol/L; [SO
4
2-
] - 0.01 mol/L; [Na
+
] - 0.021 mol/L
µ
a
= 1/2(1
2
· 0.001 + 2
2
· 0.01 + 1
2
· 0.021) = 1/2 · 0.062 = 0.031
Ponieważ µ
a
>0.02
076
.
0
18
.
0
1
18
.
0
5
.
0
031
.
0
1
031
.
0
1
5
.
0
log
2
−
=
+
⋅
−
=
+
⋅
−
=
−
OH
f
f = 0.84
Aktywność i siła jonowa
Zadanie
b) 0.001M NaOH + 0.001M Na
2
SO
4
Obliczyć współczynniki aktywności jonów OH
-
w 0.001M zasadzie sodowej
NaOH znajdującej się w roztworze
a) 0.01M Na
2
SO
4
i
b) 0.001 M Na
2
SO
4
µ
2
5
.
0
log
i
i
z
f
−
=
[OH
-
] - 0.001 mol/L; [SO
4
2-
] - 0.001 mol/L; [Na
+
] - 0.003 mol/L
µ
a
= 1/2(1
2
· 0.001 + 2
2
· 0.001 + 1
2
· 0.003) = 1/2 · 0.008 = 0.004
Ponieważ µ
a
< 0.02
032
.
0
063
.
0
5
.
0
004
.
0
1
5
.
0
log
2
−
=
⋅
−
=
⋅
−
=
−
OH
f
f = 0.93
Ag
+
+ Cl
−
AgCl (
↓
)
Iloczyn rozpuszczalności
Charakterystyczną cechą reakcji przebiegających w roztworach
jest tworzenie się związków trudno rozpuszczalnych
]
][Cl
[Ag
[AgCl]
-
+
=
strąc
K
W przypadku osadów trudno rozpuszczalnych szczególne
znaczenie praktyczne ma stała reakcji rozpuszczania tych osadów:
AgCl (
↓
) Ag
+
+ Cl
−
[AgCl]
]
][Cl
[Ag
-
+
=
rozp
K
K
so
- iloczyn rozpuszczalności
]
][Cl
[Ag
-
+
=
so
K
Iloczyn rozpuszczalności
Z definicji
Iloczyny rozpuszczalności
K
so
są wielkościami stałymi dla
danego
rozpuszczalnika
i w danej
temperaturze
mM
n+
+ nA
m
−
M
m
A
n
(
↓)
Termodynamiczny iloczyn rozpuszczalności:
n
A
m
M
a
so
f
f
K
−
+
⋅
⋅
=
+
n
-
m
m
n
]
[A
]
[M
K
so
=[M
n+
]
m
[A
m
−
]
n
pK
so
= -log K
so
często podaje się w postaci ujemnego logarytmu:
w praktyce podczas obliczania iloczynów rozpuszczalności
mamy do czynienia z roztworami o małej sile jonowej
(f
≈≈≈≈
1) stąd korzystamy zazwyczaj ze wzoru uproszczonego:
Iloczyn rozpuszczalności
termin
iloczyn rozpuszczalności
można stosować do substancji
których rozpuszczalność nie przekracza 0.01 mol/L
rozpuszczalność danej substancji można przedstawić:
- jako
iloczyn rozpuszczalności
(K
so
)
- jako
rozpuszczalność
(wyrażoną w gramach na litr (g/L)
bądź w molach na litr (mol/L) )
Uwaga:
Jeśli w roztworze pojawią się w dużych stężeniach obce sole
wówczas należy rozpatrywać
termodynamiczny iloczyn
rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Zadanie
Obliczyć iloczyn rozpuszczalności AgCl wiedząc, że rozpuszczalność
tego związku wynosi 1.81· 10
-3
g/L (M
AgCl
=143.4)
Rozpuszczalność molowa
w roztworze nasyconym dysocjacja jest całkowita stąd:
1 mol AgCl
→ 1 mol Ag
+
+ 1 mol Cl
−
pK
so,AgCl
= - log (1.6· 10
-10
) = 9.8
mol/L
10
26
.
1
143.4
10
1.81
5
3
−
−
⋅
=
⋅
[Ag
+
] = 1.26· 10
-5
mol/L
[Cl
-
] = 1.26· 10
-5
mol/L
K
so
= [Ag
+
] [Cl
-
] = 1.26· 10
-5
· 1.26· 10
-5
=
1.60· 10
-10
Iloczyn rozpuszczalności
Zadanie
Obliczyć jaka jest rozpuszczalność w g/L siarczku antymonu
jeśli jego iloczyn rozpuszczalności K
so
= 1.0· 10
-30
.
jeżeli przyjmiemy rozpuszczalność molową związku jako
x
Sb
2
S
3
(
↓
) 2Sb
3+
+ 3S
2
−
x = 3.9· 10
-7
mol/L
3
-
2
2
3
]
[S
]
[Sb
+
=
SO
K
w roztworze nasyconym dysocjacja jest całkowita stąd:
1 mol Sb
2
S
3
→ 2 mole Sb
3+
+ 3 mole S
2
−
K
so
= [2x]
2
[3x]
3
= 2
2
· x
2
· 3
3
· x
3
= 108 · x
5
5
30
108
10
0
.
1
−
⋅
=
x
3.9· 10
-7
mol/L · 339.52 g/mol
R = 1.3· 10
- 4
g/L
Iloczyn rozpuszczalności
efekt wspólnego jonu
AgCl (
↓) Ag
+
+ Cl
−
K
so
= [Ag
+
] [Cl
-
]
w roztworze nasyconym mamy równowag
ę
:
co si
ę
stanie gdy dodamy jonów Cl
-
?
K
so
= [Ag
+
] [Cl
-
]
wzrasta
maleje
wartość stała
dla danego
rozpuszczalnika
zmniejsza si
ę
zatem rozpuszczalno
ść
AgCl
Efekt wspólnego jonu jest to zmniejszanie rozpuszczalno
ś
ci
trudno rozpuszczalnej soli przez dodanie soli rozpuszczalnej
zawieraj
ą
cej z ni
ą
wspólny jon.
Iloczyn rozpuszczalności
efekt wspólnego jonu
Zadanie
Jaka jest przybliżona wartość rozpuszczalności molowej AgCl w
roztworze KCl o stężeniu 0.10 mol/L? K
so,AgCl
=1.6· 10
-10
[Cl
-
] = 0.10 mol/L
st
ęż
enie jonów Ag
+
w roztworze
rozpuszczalność AgCl =1.6· 10
-9
mol/L
mol/L
10
6
.
1
10
.
0
10
6
.
1
]
[Cl
K
]
[Ag
9
10
-
so
−
−
+
⋅
=
⋅
=
=
K
so
= [Ag
+
] [Cl
-
]
1.6 · 10
-9
mol/L
rozpuszczalno
ść
AgCl = 1.3· 10
-5
mol/L
( w wodzie )
>10 000
razy mniejsza
W przypadku gdy mamy do czynienia z wytr
ą
caniem trudno
rozpuszczalnej soli w układzie w którym znajduj
ą
si
ę
równie
ż
inne jony wpływ
siły jonowej
jest do
ść
znaczny
const (T=const)
Iloczyn rozpuszczalności
efekt solny
AgCl (
↓) Ag
+
+ Cl
−
K
so
= [Ag
+
] [Cl
-
] · f
Ag+
· f
Cl
-
gdy siła jonowa wzrasta
(w miar
ę
wzrostu st
ęż
enie obcych
elektrolitów nie maj
ą
cych wspólnych jonów z rozpuszczanym
osadem)
malej
ą
zatem współczynniki aktywno
ś
ci
(w tym
przypadku f
Ag+
i f
Cl
-
)
Poniewa
ż
K
so
= const (w danej temperaturze)
musz
ą
wzrosn
ąć
st
ęż
enia jonów
rozpuszczanej
soli (w tym przypadku [Ag
+
] i [Cl
-
] )
zwi
ę
ksza si
ę
rozpuszczalno
ść
AgCl
Zadanie
Obliczy
ć
rozpuszczalno
ść
osadu BaSO
4
w
wodzie
i
0.1M NaCl
przy zało
ż
eniu,
ż
e [Ba
2+
] = [SO
4
2-
] = 10
-5
mol/L
Iloczyn rozpuszczalności
efekt solny
10
-
2
4
2
10
1
]
][SO
[Ba
2
4
2
−
+
⋅
=
⋅
⋅
=
−
+
SO
Ba
a
so
f
f
K
µ = 1/2 · (2
2
· 10
-5
+ 2
2
· 10
-5
) = 4 · 10
-5
013
.
0
10
4
2
5
.
0
5
.
0
log
log
5
2
2
2
4
2
−
=
⋅
⋅
−
=
⋅
−
=
=
−
−
+
µ
i
SO
Ba
z
f
f
97
.
0
2
4
2
=
=
−
+
SO
Ba
f
f
L
g
M
f
f
K
R
BaSO
SO
Ba
so
BaSO
/
10
4
.
2
4
.
233
97
.
0
10
1
3
2
10
4
2
4
2
4
−
−
⋅
=
⋅
⋅
=
⋅
⋅
=
−
+
Zadanie
Obliczy
ć
rozpuszczalno
ść
osadu BaSO
4
w
wodzie
i
0.10M NaCl
przy założeniu, że [Ba
2+
] = [SO
4
2-
] = 10
-5
mol/L << [Na
+
]=[Cl
-
]=0.10 mol/L
Iloczyn rozpuszczalności
efekt solny
10
-
2
4
2
10
0
.
1
]
][SO
[Ba
2
4
2
−
+
⋅
=
⋅
⋅
=
−
+
SO
Ba
a
so
f
f
K
µ = 1/2 · (1
2
· 0.10 + 1
2
· 0.10) = 0.10
48
.
0
10
.
0
1
10
.
0
2
5
.
0
1
5
.
0
log
log
2
2
2
4
2
−
=
+
⋅
−
=
+
⋅
−
=
=
−
+
µ
µ
i
SO
Ba
z
f
f
33
.
0
2
4
2
=
=
−
+
SO
Ba
f
f
L
g
M
f
f
K
R
BaSO
SO
Ba
so
BaSO
/
10
1
.
7
4
.
233
33
.
0
10
0
.
1
3
2
10
4
2
4
2
4
−
−
⋅
=
⋅
⋅
=
⋅
⋅
=
−
+
L
g
R
BaSO
/
10
4
.
2
3
4
−
⋅
=
W domu potrenować obliczenia
zadania z Galusa
Iloczyn rozpuszczalno
ś
ci :
4.246 - 4.317
Jedno z tych zada
ń
pojawi si
ę
na pewno
na I kolokwium z pracowni
zadania z Galusa
przeliczanie st
ęż
e
ń
:
3.9, 3.41-3.43, 3.46, 3.47, 3.50, 3.51
rozcie
ń
czanie i przygotowywanie roztworów:
3.76, 3.77, 3.80, 3.86, 3.90, 3.97, 3.100, 3.114, 3.115, 3.117
Jedno z tych zada
ń
równie
ż
na pewno
pojawi si
ę
na I kolokwium z pracowni
Osady analityczne
• osady koloidalne
– serowate (chlorek srebra)
– galaretowate (wodorotlenek
ż
elaza III)
• osady krystaliczne (uporz
ą
dkowana budowa krystaliczna)
– drobnokrystaliczne
– grubokrystaliczne
Osady analityczne
koloidy
• cz
ą
steczki substancji rozpuszczonych zbite w niewielkie
cz
ą
stki tworz
ą
zawiesin
ę
(np. mydło w wodzie)
grupy zbitych (zwartych) cz
ą
steczek -
micele
micele wraz z rozpuszczalnikiem -
koloid
posta
ć
materii składaj
ą
ca si
ę
z ogromnej liczby
cz
ą
stek o
ś
rednicy od 1 nm do 10 mm
rozproszonych w cieczy, ciele stałym lub gazie
Osady analityczne
koloidy
Faza
rozproszona
Ośrodek
rozpraszający
Nazwa
Przykłady
stała
gaz
aerozol
dym
ciekła
gaz
aerozol
lakier w sprayu, mgła
stała
ciecz
zol lub żel
atrament, farba malarska
ciekła
ciecz
emulsja
mleko, majonez
stała
ciało stałe
stała dyspersja szkło rubinowe (Au w
szkle), niektóre stopy
ciekła
ciało stałe
stała emulsja
bitumiczne nawierzchnie
dróg, lody
gazowa
ciało stałe
stała pianka
pianki izolacyjne
Osady analityczne
koloidy
• w procesie tworzenia osadu koloidalnego powstaj
ą
ce
aglomeraty obdarzone jednoimiennym ładunkiem
odpychaj
ą
si
ę
od siebie
zol
(pseudoroztwór)
ż
el
elektrolit
(zobojętnia ładunki)
woda
(przy przemywaniu)
zol
osad nale
ż
y przemywa
ć
roztworem elektrolitu !!!
proces
peptyzacji
koagulacja
Osady analityczne
koloidy
koloidy - du
ż
e skupiska - łatwo adsorbuj
ą
inne jony
aby temu zapobiec stosuje si
ę
podwójne str
ą
canie
Podział koloidów:
• hydrofilowe (emulsoidy) - ch
ę
tnie przył
ą
czaj
ą
ce wod
ę
• hydrofobowe (suspensoidy) - nie maj
ą
ce powinowactwa do wody
Osady analityczne
osady krystaliczne
• w przypadku str
ą
cania osadów krystalicznych ich posta
ć
drobno czy grubokrystaliczna zale
ż
y od sposobu str
ą
cania
po przekroczeniu K
so
wzrost kryształów
zarodki
osad drobnokrystaliczny
osad grubokrystaliczny
szybko
wolno
Osady analityczne
osady krystaliczne
• osad grubokrystaliczny
– mały nadmiar jonów strącających
– powolne dodawanie odczynnika strącającego
– wysoka temperatura
– w przypadku rekrystalizacji powolne schładzanie
• gdy zapewnimy prawidłowe warunki str
ą
cania:
– osad grubokrystaliczny
– osad czysty o prawidłowej sieci krystalicznej
– osad pozbawiony obcych inkluzji
Osady analityczne
osady krystaliczne
• Zjawiska wtórne towarzysz
ą
ce str
ą
caniu
– starzenie osadu
– postr
ą
canie
– współstr
ą
canie