Факторы влияющие на протекание реакции
В организме человека протекают тысячи ферментативных реакций, проходящих в живой клетке. Однако в многостадийной цепи процессов достаточно велика разница между скоростями отдельных реакций. Так, синтезу в клетке молекул белка предшествует, по крайней мере, еще две стадии: синтез транспортной РНК и синтез рибосом. Но время, за которое удваивается концентрация молекул т-РНК, составляет 1,7 мин., молекулы белка - 17 мин., а рибосом - 170 мин. Скорость суммарного процесса медленной (лимитирующей) стадии, в нашем примере - скорость синтеза рибосом. Наличие лимитирующей реакции обеспечивает высокую надежность и гибкость управления тысячами реакций, происходящих в клетке. Достаточно держать под наблюдением и регулировать лишь наиболее медленные из них. Такой способ регулирования скорости многостадийного синтеза носит название принципа минимума. Он позволяет существенно упростить и сделать более надежной систему авторегулирования в клетке.
Классификации реакций, применяющиеся в кинетике: реакции, гомогенные, гетерогенные и микрогетерогенные; реакции простые и сложные (параллельные, последовательные, сопряженные, цепные). Молекулярность элементарного акта реакции. Кинетические уравнения. Порядок реакции. Период полупревращения
Микрогетерогенные реакции –
Молекулярность реакции определяется числом молекул, вступающих в химическое взаимодействие в элементарном акте реакции. По этому признаку реакции разделяются на мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.
Тогда реакции типа А ->В будут являться мономолекулярными, например:
а) С 16 Н 34 (t°C) ->C g H 18 + С 8 Н 16 - реакция крекинга углеводородов;
б) CaC0 3 (t°C) ->СаО + С0 2 - термическое разложение карбоната кальция.
Реакции типа А + В -> С или 2А -> С - являются бимолекулярными, например:
а) С + 0 2 -> С0 2 ; б) 2Н 2 0 2 -> 2Н 2 0 + 0 2 и т. д.
Тримолекулярные реакции описываются общими уравнениями типа:
а) А + В + С Д; б) 2А + В Д; в) 3А Д.
Например: а) 2Н 2 + 0 2 2Н 2 0; б) 2NO + Н 2 N 2 0 + Н 2 0.
Скорость реакций в зависимости от молекулярности будет выражаться уравнениями: а) V = к С А - для мономолекулярной реакции; б) V = к С А С в или в) V = к С 2 А - для бимолекулярной реакции; г) V = к С С в С э д) V = к С 2 А С в или е) V = k С 3 А - для тримолекулярной реакции.
Молекулярность-число молекул, реагирующих в в одном элементарном химическом акте.
Нередко молекулярность реакции трудно установить, поэтому используют более формальный признак - порядок химической реакции.
Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (кинетическом уравнении).
Порядок реакции чаще всего не совпадает с молекулярностью ввиду того, что механизм реакции, т. е. "элементарный акт" реакции (см. определение признака молекулярности), трудно установить.
Рассмотрим ряд примеров, иллюстрирующих указанное положение.
1.Скорость растворения кристаллов описывается уравнениями кинетики нулевого порядка, несмотря на мономолекулярность реакции: AgCl (TB) ->Ag + + CI", V = k C(AgCl (TB p= k"C(AgCl (ra }) - p - плотности и является постоянной величиной, т. е. скорость растворения не зависит от количества (концентрации) растворяемого вещества.
2.Реакция гидролиза сахарозы: СО + Н 2 0 -> С 6 Н 12 0 6 (глюкоза) + С 6 Н 12 0 6 (фруктоза) является бимолекулярной реакцией, но ее кинетика описывается кинетическим уравнением первого порядка: V=k*C cax , так как в условиях опытов, в том числе и в организме, концентрация воды есть величина постоянная С(Н 2 0) - const.
3. 
Реакция разложения водородпероксида, протекающая с участием катализаторов, как неорганических ионов Fe 3+ , Cu 2+ металлической платины, так и биологических - ферментов, например каталазы, имеет общий вид:
2Н 2 0 2 -> 2Н 2 0 + О э т. е. является бимолекулярной.
Зависимость скорости реакции от концентрации. Кинетические уравнения реакций первого, второго и нулевого порядков. Экспериментальные методы определения скорости и константы скорости реакций.
Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант - Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции и его особенности для биохимических процессов.
γ-температурный коэффициент скорости реакции.
Физический смысл величины γ заключается в том, что он показывает, во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на каждые 10 градусов.
15.Понятие о теории активных соударении. Энергетический профиль реакции; энергия активации; уравнение Аррениуса. Роль стерического фактора. Понятие о теории переходного состояния.
Взаимосвязь константы скорости, энергии активации и температуры описывается уравнением Аррениуса: k T = k 0 *Ae~ E / RT , где к т и к 0 - константы скоростей при температуре Т и Т э е - основание натурального логарифма, А -стерический фактор.
Стерический фактор А определяет вероятность столкновения двух реагирующих частиц в активном центре молекулы. Этот фактор имеет особо важное значение для биохимических реакций с биополимерами. При кислотно-основных реакциях Н + -ион должен вступить в реакцию с концевой карбоксильной группой - СОО". Однако не всякое столкновение Н + -иона с молекулой белка приведет к данной реакции. Эффективны будут только те столкновения, которые непосредственно осуществляются в некоторых точках макромолекул, называемых активными центрами.
Из уравнения Аррениуса следует, что константа скорости тем выше, чем меньше величина энергии активации Е и выше температура Т процесса.
Скорость хим.реакции возрастает с повышением температуры. Оценить возрастание скорости реакции с температурой можно воспользовавшись правилом Вант-Гоффа. Согласно правилу повышение температуры на 10 градусов увеличивает константу скорости реакции в 2-4 раза:
Это правило не выполняется при высоких температурах, когда константа скорости с температурой почти не изменяется.
Правило Вант-Гоффа позволяет быстро определить срок годности ЛВ. Повышение температуры увеличивает скорость разложения препарата. Это сокращает время установления срока годности лекарства.
Метод заключается в том, что ЛВ выдерживают пи повешенной температуре Т определенное время tТ, находят количество разложившегося препарата m и пересчитывают на стандартную температуру хранения 298К. Считая процесс разложения ЛВ реакцией первого порядка, выражают скорость при выбранной температуре Т и Т =298К:
Считая массу разложившегося препарата одинаковой для стандартных и реальных условий хранения, скорости разложения можно выразить равенствами:
Принимая T=298+10n, где n = 1,2,3…,
Получают окончательное выражение для срока хранения ЛВ при стандартных условиях 298К:
Теория активных соударений. Энергия активации. Уравнение Аррениуса. Связь между скоростью реакции и энергии активации.
Теория активных соударений была сформулирована С. Аррениусом в 1889 году. В основе этой теории лежит представление о том, что для протекания химической реакции необходимо соударение между молекулами исходных веществ, а число соударений определяется интенсивностью теплового движения молекул, т.е. зависит от температуры. Но не каждое соударение молекул приводит к химическому превращению: к нему приводит лишь активное соударение.
Активные соударения – это соударения, которые происходят, например, между молекулами А и В с большим запасом энергии. Тот минимальный запас энергии, которым должны обладать молекулы исходных веществ для того, чтобы их соударение было активным, называется энергетическим барьером реакции.
Энергия активации - это избыток энергии, которую можно сообщить или передать одному моль вещества.
Энергия активации ощутимо влияет на значение константы скорости реакции и ее зависимости от температуры: чем больше Еа, тем меньше константа скорости и тем значительнее влияет на нее изменение температуры.
Константа скорости реакции связана с энергией активации сложной зависимостью, описанной уравнением Аррениуса:
k=Aе–Ea/RT , где А – предэкспоненциальный множитель; Еа – энергия активации, R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 дж/моль; Т – абсолютная температура;
е-основание натуральных логарифмов.
Однако наблюдаемые константы скорости реакции, как правило, гораздо меньше, вычисленных по уравнению Аррениуса. Поэтому уравнение для константы скорости реакции видоизменяют следующим образом:
(минус перед всей дробью)
Множитель приводит к тому, что температурная зависимость константы скорости отличается от уравнения Аррениуса. Поскольку энергия активации по Аррениусу рассчитывается как тангенс угла наклона логарифмической зависимости скорости реакции от обратной температуры, то проделав то же самое с уравнением , получим:
Особенности гетерогенных реакций. Скорость гетерогенных реакций и факторы её определяющие. Кинетическая и диффузионная области гетерогенных процессов. Примеры гетерогенных реакций, представляющих интерес для фармации.
ГЕТЕРОГЕННЫЕ РЕАКЦИИ, хим. реакции с участием веществв, находящихся в разл. фазах и составляющих в совокупности гетерогенную систему. Типичные гетерогенные реакции: термич. разложение солей с образованием газообразных и твердых продуктов (напр., СаСО3 -> СаО + СО2), восстановление оксидов металлов водородом или углеродом (напр., РЬО + С -> Рb + СО), растворение металлов в кислотах (напр., Zn + + H2SO4 -> ZnSO4 + Н2), взаимод. твердых реагентов (А12О3 + NiO -> NiAl2O4). В особый класс выделяют гетерогенно-каталитические реакции, протекающие на поверхности катализатора; при этом реагенты и продукты могут и не находиться в разных фазах. Направление, при реакции N2 + + ЗН2 -> 2NH3, протекающей на поверхности железного катализатора, реагенты и продукт реакции находятся в газовой фазе и образуют гомогенную систему.
Особенности гетерогенных реакций обусловлены участием в них конденсированных фаз. Это затрудняет перемешивание и транспорт реагентов и продуктов; возможна активация молекул реагентов на поверхности раздела фаз. Кинетика любой гетерогенной реакции определяется как скоростью самого хим. превращения, так и процессами переноса (диффузией), необходимыми для восполнения расхода реагирующих веществ и удаления из реакционной зоны продуктов реакции. В отсутствие диффузионных затруднений скорость гетерогенной реакции пропорциональна размерам реакционной зоны; так называется удельная скорость реакции, рассчитанная на единицу поверхности (или объема) реакц. зоны, не изменяется во времени; для простых (одностадийных) реакций она м.б. определена на основе действующих масс закона. Этот закон не выполняется, если диффузия веществ протекает медленнее, чем хим. р-ция; в этом случае наблюдаемая скорость гетерогенной реакции описывается уравнениями диффузионной кинетики.
Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы.
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
Природа реагирующих веществ,
Концентрация реагентов,
Температура,
Наличие катализатора.
Vгетерог= Δп(S Δt), где Vгетерог - скорость реакции в гетерогенной системе; п - число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V - объем системы; t - время; S - площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция; Δ - знак приращения (Δп = п2 - п1;Δt= t2- t1).
Скорость химической реакции зависит от температуры, причем при повышении температуры скорость реакции увеличивается. Голландский уч1ный Вант-Гофф показал, что при повышении температуры на 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза;
VT 2 =VT 1 *y (T2-T1)/10
Где VT 2 и VT 1 – скорости реакции при температурах T 2 и T 1 ; у – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличилась скорость реакции при повышении температуры на 10К.
При концентрации реагирующих веществ 1 моль/л скорость реакции численно равна константе скорости k. Тогда уравнение показывает, что константа скорости зависит от температуры так же, как и скорость процесса.
3. Напишите вариант реакции отщепления (элиминирования) с выделением галогенводорода .
C 2 H 5 Cl=C 2 H 4 +HCl
Билет №4
1. Что такое «атомная масса», «молекулярная масса», «моль вещества» и что принято за атомную единицу массы (а.е.м.)?
АТОМНАЯ МАССА - масса атома в атомных единицах массы (а. е. м.). За единицу а. е. м. принята 1/12 массы изотопа углерод- 12.
а.е.м. = 1/12 m 12 6 С = 1, 66 * 10 -24
МОЛЕКУЛЯРНАЯ МАССА - молярная масса соединения, отнесенная к 1/12 молярной массы атома углерода-12.
МОЛЬ - количество вещества, содержащее столько же частиц или структурных единиц (атомов, ионов, молекул, радикалов, электронов, эквивалентов и др.), что и в 12 а. е. м. изотопа углерода-12.
Формула увеличения скорости реакции в присутствии катализатора.
Изменить величину Еа (энергию активации) можно с помощью катализаторов. Вещества, принимающие участие, но не расходующиеся в процессе реакции, назваются катализаторами. Само это явление называется катализом. Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора определяется формулой
В зависимости от того, находится ли катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Механизм каталитического действия для них не одинков, однако и в том и в другом случае происходит ускорение реакции за счет снижения Еа. Существует ряд специфических катализаторов - ингибиторов, снижающих скорость реакции.
где -параметры каталитического процесса, V, k , Еа- некаталитического процесса.
Напишите реакции сгорания углеродсодержащих неорганических веществ в кислороде, указав окислитель и восстановитель, а также степени окисления углерода до и после реакции.
С – восстановитель, процесс окисления
О – окислитель, процесс восстановления
Билет № 5
1. Что такое «электроотрицательность», «валентность», «степень окисления» элемента и каковы основные правила их определения?
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ - условный заряд атома элемента, полученный в предположении, что соединение состоит из ионов. Она может быть положительной, отрицательной, нулевой, дробной и обозначается арабской цифрой со знаком «+» или «-» в виде верхнего правого индекса символа элемента: С 1- , О 2- , Н + , Мg 2+ , N 3- , N 5+ , Сr 6+ .
Для определения степени окисления (с. о.) элемента в соединении (ионе) пользуются следующими правилами:
1 В простых веществах (Н2, S8, Р4) с. о. равна нулю.
2 Постоянную с. о. имеют щелочные (Э+) и щелочно-земельные (Э2+) элементы, а также фтор Р-.
3 Водород в большинстве соединений имеет с. о. Н+ (Н2О, СН4, НС1), в гидридах - Н- (-NaН, СаН2); с. о. кислорода, как правило, равна -2 (О2-), в пероксидах (-О-О-) - 1 (О-).
4 В бинарных соединениях неметаллов отрицательная с. о. приписывается элементу, расположенному справа).
5 Алгебраическая сумма с. о. молекулы равна нулю, иона - его заряду.
Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов называют ВАЛЕНТНОСТЬЮ. Мерой валентности считают число атомов водорода или кислорода, присоединенных к элементу, при условии, что водород одно- , а кислород двухвалентен.
Температура и скорость реакции
При фиксированной температуре реакция возможна, если взаимодействующие молекулы обладают определнным запасом энергии. Аррениус эту избыточную энергию назвал энергией активации , а сами молекулы активированными .
По Аррениусу константа скорости k и энергия активации E a связаны соотношением, получившим название уравнения Аррениуса:
Здесь A – предэкспоненциальный множитель, R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура.
Таким образом, при постоянной температуре скорость реакции определяет E a . Чем больше E a , тем меньше число активных молекул и тем медленнее протекает реакция. При уменьшении E a скорость возрастает, а при E a = 0 реакция протекает мгновенно.
Величина E a характеризует природу реагирующих веществ и определяется экспериментально из зависимости k = f (T ). Записав уравнение (5.3) в логарифмическом виде и решая его для констант при двух температурах, находим E a :
γ – температурный коэффициент скорости химической реакции. Правило Вант-Гоффа имеет ограниченное применение, поскольку величина γ зависит от температуры, а вне области E a = 50–100 кДж ∙ моль –1 это правило вообще не выполняется.
На рис. 5.4 видно, что затрачиваемая на перевод начальных продуктов в активное состояние (А* – активированный комплекс) энергия затем полностью или частично вновь выделяется при переходе к конечным продуктам. Разность энергий начальных и конечных продуктов определяет ΔH реакции, которая от энергии активации не зависит.
Таким образом, по пути из исходного состояния в конечное система должна преодолеть энергетический барьер. Только активные молекулы, обладающие в момент столкновения необходимым избытком энергии, равным E a , могут преодолеть этот барьер и вступить в химическое взаимодействие. С ростом температуры увеличивается доля активных молекул в реакционнной среде.
Предэкспоненциальный множитель A характеризует общее число соударений. Для реакций с простыми молекулами A близок к теоретической величине столкновений Z , т. е. A = Z , рассчитываемой из кинетической теории газов. Для сложных молекул A ≠ Z , поэтому необходимо вводить стерический фактор P :
Здесь Z – число всех соударений, P – доля соударений, благоприятных в пространственном отношении (принимает значения от 0 до ), – доля активных, т. е. благоприятных в энергетическом отношении соударений.
Размерность константы скорости получается из соотношения
Анализируя выражение (5.3), приходим к выводу, что существуют две принципиальные возможности ускорения реакции:
а) увеличение температуры,
б) снижение энергии активации.
Задачи и тесты по теме "Химическая кинетика. Температура и скорость реакции"
- Скорость протекания химической реакции. Катализаторы - Классификация химических реакций и закономерности их протекания 8–9 класс
Уроков: 5 Заданий: 8 Тестов: 1
Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции, числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10°С. Температурный коэффициент различных реакций различен. При обычных температурах его значение для большинства реакций находится в пределах от 2... 4.
Температурный коэффициент определяют в соответствии с так называемым «правилом Вант-Гоффа», которое математически выражается уравнением
v 2 /v 1 = g (T 2 – T 1)/10 ,
где v 1 и v 2 – скорости реакции при температурах Т 1 и Т 2 ; g - температурный коэффициент реакции.
Так, например, если g = 2, то при Т 2 – Т 1 = 50°С v 2 /v 1 = 2 5 = 32, т.е. реакция ускорилась в 32 раза, причем это ускорение никак не зависит от абсолютных величин Т 1 и Т 2 , а только от их разности.
Энергия активации, разность между значениями средней энергии частиц (молекул, радикалов, ионов и др.), вступающих в элементарный акт химической реакции, и средней энергии всех частиц, находящихся в реагирующей системе. Для различных химических реакций Э. а. изменяется в широких пределах - от нескольких до ~ 10 дж./ моль. Для одной и той же химической реакции значение Э. а. зависит от вида функций распределения молекул по энергиям их поступательного движения и внутренним степеням свободы (электронным, колебательным, вращательным). Как статистическую величину Э. а. следует отличать от пороговой энергии, или энергетического барьера, - минимальной энергии, которой должна обладать одна пара сталкивающихся частиц для протекания данной элементарной реакции.
Аррениуса уравнение , температурная зависимость константы скорости к элементарной хим. реакции:
где A-предэкспоненциальныи множитель (размерность совпадает с размерностью к), Е а -энергия активации, обычно принимающая положит. значения, Т-абс. температура, k-постоянная Больцмана. Принято приводить Е а в расчете не на одну молекулу. а на число частиц N A = 6,02*10 23 (постоянная Авогадро) и выражать в кДж/моль; в этих случаях в уравнении Аррениуса величину k заменяют газовой постоянной R. График зависимости 1nк от 1/kT (аррениусов график) – прямая линия, отрицательный наклон которой определяется энергией активации Е а и характеризует положит. температурную зависимость к.
Катализа́тор - химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции . Количество катализатора, в отличие от других реагентов, после реакции не изменяется. Важно понимать, что катализатор участвует в реакции. Обеспечивая более быстрый путь для реакции, катализатор реагирует с исходным веществом, получившееся промежуточное соединение подвергается превращениям и в конце расщепляется на продукт и катализатор. Затем катализатор снова реагирует с исходным веществом, и этот каталитический цикл многократно (до миллиона раз) [источник? ] повторяется.
Катализаторы подразделяются на гомогенные и гетерогенные . Гомогенный катализатор находится в одной фазе с реагирующими веществами, гетерогенный - образует самостоятельную фазу, отделённую границей раздела от фазы, в которой находятся реагирующие вещества . Типичными гомогенными катализаторами являются кислоты и основания. В качестве гетерогенных катализаторов применяются металлы, их оксиды и сульфиды.
Реакции одного и того же типа могут протекать как с гомогенными, так и с гетерогенными катализаторами. Так, наряду с растворами кислот применяются имеющие кислотные свойства твёрдые Al 2 O 3 , TiO 2 , ThO 2 , алюмосиликаты, цеолиты. Гетерогенные катализаторы с основными свойствами: CaO, BaO, MgO .
Гетерогенные катализаторы имеют, как правило, сильно развитую поверхность, для чего их распределяют на инертном носителе (силикагель, оксид алюминия, активированный уголь и др.).
Для каждого типа реакций эффективны только определённые катализаторы. Кроме уже упомянутых кислотно-основных , существуют катализаторы окисления-восстановления ; для них характерно присутствие переходного металла или его соединения (Со +3 , V 2 O 5 +MoO 3). В этом случае катализ осуществляется путём изменения степени окисления переходного металла.
Диспе́рсная систе́ма - это образования из двух или более числа фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически. Первое из веществ (дисперсная фаза ) мелко распределено во втором (дисперсионная среда ). Если фаз несколько, их можно отделить друг от друга физическим способом (центрифугировать, сепарировать и т. д.).
Обычно дисперсные системы - это коллоидные растворы, золи. К дисперсным системам относят также случай твёрдой дисперсной среды, в которой находится дисперсная фаза.
Наиболее общая классификация дисперсных систем основана на различии в агрегатном состоянии дисперсионной среды и дисперсной фазы. Сочетания трех видов агрегатного состояния позволяют выделить девять видов дисперсных систем. Для краткости записи их принято обозначать дробью, числитель которой указывает на дисперсную фазу, а знаменатель на дисперсионную среду, например для системы «газ в жидкости» принято обозначение Г/Ж.
Коллоидные растворы. Коллоидное состояние характерно для многих веществ, если их частицы имеют размер от 1 до 500 нм. Легко показать, что суммарная поверхность этих частиц огромна. Если предположить, что частицы имеют форму шара с диаметром 10 нм, то при общем объеме этих частиц 1 см 3 они будут иметь
площадь поверхности порядка 10 м2. Как указывалось ранее поверхностный слой характеризуется поверхностной энергией и способностью адсорбировать те или иные частицы, в том числе ионы
из раствора. Характерной особенностью коллоидных частиц является наличие на их поверхности заряда, обусловленного избирательной адсорбцией ионов. Коллоидная частица имеет сложное строение. Она включает в себя ядро, адсорбированные ионы, противоины и растворитель. Существуют лиофильные (гид.
роф ильные) коллоиды, в которых растворитель взаимодейстиует с ядрами частиц, илнофобные (гидрофобные) коллоиды, в которых растворитель не взаимодействует с ядрами
частиц. Растворитель входит в состав гидрофобных частиц лишь как сольватная оболочка адсорбированных ионов или при наличии стабилизаторов (ПАВ), имеющих лиофобную и лиофильные части.
Приведем несколько примеров коллоидных частиц:
Как. видно, ядро состоит из электронейтрального агрегата частиц с адсорбированными ионами элементов, входящих в состав ядра (в данных примерах ионами Аg + , НS-, Fе 3+). Коллоидная час-шца кроме ядра имеет противоионы и молекулы растворителя. Адсорбированные ионы и противоионы с растворителем образуют адсорбированный слой. Суммарно заряд частицы равен разности зарядов адсороированных ионов и противоионов. Вокруг частиц находится д и ф ф у з н ы й с л о и и о н о в, заряд которых равен иряду коллоидной частицы. Коллоидная частица и диффузный слои образуют электронейтральную мицеллу
Мицеллы (уменьшительное от лат. mica - частица, крупинка) - частицы в коллоидных системах, состоят из нерастворимого в данной среде ядра очень малого размера, окруженного стабилизирующей оболочкой адсорбированных ионов и молекул растворителя. Например, мицелла сульфида мышьяка имеет строение:
{(As 2 S 3) m nHS − (n-x)H + } x- хН +
Средний размер мицелл от 10 −5 до 10 −7 см.
Коагуляция - разделение коллоидного раствора на две фазы – растворитель и студнеобразную массу, или загустевание раствора в результате укрупнения частиц растворенного вещества
Пептизация - процесс перехода коллоидного осадка или геля в коллоидный раствор под действием жидкости или добавленных к ней веществ, хорошо адсорбирующихся осадком или гелем, называемых в этом случае пептизаторами (например, пептизация жиров под действием желчи).
Пептизация - разъединение агрегатов частиц гелей (студней) или рыхлых осадков под влиянием определенных веществ - пептизаторов после коагуляции коллоидных растворов. В результате пептизации осадок (или гель) переходит во взвешенное состояние.
РАСТВОРЫ, однофазные системы, состоящие из двух или более компонентов. По своему агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными.
Растворимость , способность вещества образовывать с другим веществом (или веществами) гомогенные смеси с дисперсным распределением компонентов (см. Растворы). Обычно растворителем считают вещество, которое в чистом виде существует в том же агрегатном состоянии, что и образовавшийся раствор. Если до растворения оба вещества находились в одном и том же агрегатном состоянии, растворителем считается вещество, присутствующее в смеси в существенно большем кол-ве.
Растворимость определяется физическим и химическим сродством молекул растворителя и растворяемого вещества, соотношением энергий взаимодействием однородных и разнородных компонентов раствора. Как правило, хорошо растворимы друг в друге подобные по физ. и хим. свойствам вещества (эмпирич. правило "подобное растворяется в подобном"). В частности, вещества, состоящие из полярных молекул, и вещества с ионным типом связи хорошо раств. в полярных растворителях (воде, этаноле, жидком аммиаке), а неполярные вещества хорошо раств. в неполярных растворителях (бензоле, сероуглероде).
Растворимость данного вещества зависит от температуры и давления соответствует общему принципу смещения равновесий (см. Ле Шателье-Брауна принцип). Концентрация насыщенного раствора при данных условиях численно определяет Р. вещества в данном растворителе и также наз. растворимостью. Пересыщенные растворы содержат большее кол-во растворенного вещества, чем это соответствует его растворимости, существование пересыщенных растворов обусловлено кинетич. затруднениями кристаллизации (см. Зарождение новой фазы). Для характеристики растворимости малорастворимых веществ используют произведение активностей ПА (для растворов, близких по своим свойствам к идеальному - произведение растворимости ПР).