Заряд простых и сложных ионов. 4 страница

NH₃

â ²⁺

Zn²⁺ + 4NH₃ à H₃N à Zn ß NH₃

á

NH₃

Таким образом, с помощью МВС можно объяснить определенные

значения координационных чисел комплексных ионов. С позиций этого метода

хорошо объясняются и магнитные свойства комплексных соединений, но с его

помощью нельзя объяснить их оптические свойства: цвет и спектры

поглощаются. Для объяснения других физических и химических свойств

комплексных соединений применяется теория кристаллического поля и метод

молекулярных орбиталей.

3. Классификация и номенклатура комплексных соединений

Комплексные соединения классифицируются по заряду комплексного иона и по природе лигандов.

По заряду комплексного иона комплексные соединения делятся на катионные, анионные и нейтральные.

Катионные комплексные соединения.Если внутренняя сфера имеет положительный заряд, то такое комплексное соединение называется катионным.К ним относятся такие комплексные соединения, как [Cu(NH₃)₄]SO₄; [Aq(NH₃)₂]Cl и др.

При названии этих соединений сначала называют анион, образующий внешнюю сферу комплексного соединения (например, SO₄ ^2- -сульфат, NO₃ ^- - нитрат, РO₄ ^- - фосфат, С1^- хлорид и т.д.). Если во внутреннюю сферу входят различные лиганды, то сначала идут названия электроотрицательных лигандов с окончанием "о" - (Сl - хлоро, CN ^- - циано и т.д.), а затем называются лиганды нейтральных молекул. Нейтральные лиганды именуются как свободные молекулы за следующими исключениями: Н₂O - аква, NH₃ - амин, СО - карбонил, NO- нитрозил, CS - тиокарбонил. Комплексообразователь называют по-русски в родительном падеже. Число лигандов указывают греческими числительными: 1 - моно, 2 -ди, 3 - три, 4 -тетра, 5 - пента, 6 гекса, 7 - гепта, 8 - окта. Приставка "моно" часто опускается. Степень окисления комплексообразователя указывается в скобках римской цифрой. Название комплексного катиона записывают одним словом.

[Aq(NH₃)₂]Cl - хлорид диамин серебра (I);

[Cu(NH₃)₄]SO₄ - сульфат тетраамин меди (П);

[Co(NH₃)4(NO₂)Cl]NO₃ - нитрат хлоронитротетрааминкобальта (Ш):] [Сг(Н₂O)₆]С1з - хлорид гексааквахрома (Ш).

Анионные комплексные соединения.У анионных комплексных соединений внутренняя сфера имеет отрицательный заряд. Их называют по тем же правилам, что и катионные комплексные соединения, но с добавлением суффикса «ат» к названию комплексообразователя. Сначала идет название комплексного аниона, а затем называют катион во внешней сфере:

K₄[Fe(CN)₆] гексацианоферрат (П) калия;

K[Pt(NH₃)Cl₃] - трихлороаминплатинат (II) калия;

Na₃[Co(NO₂)₆ ] - гексанитрокобальтат (Ш) натрия;

Na[Co(NH₃)₂(NO₂)₄] - тетрачитродиаминкобальтат (Ш) натрия.

Нейтральные комплексные соединения.Некоторые комплексные
соединения-не имеют внешней сферы. У этих соединений отрицательный заряд
ионов внутренней сферы равен положительному заряду

комплексообразователя. Поэтому в целом молекула комплексного соединения электронейтральна и проявляет свойства неэлектролита. Такие комплексные соединения называют нейтральными.

Названия, нейтральных комплексных соединений составляются из названия лигандов, а комплексообразователь называют по-русски в именительном падеже. Степень окисления комплексообразователя не указывается. Название нейтрального комплексного соединения записывается, одним словом.

[Co(NH₃)₃Cl₃] - трихлоротриаминкобальт;

[Fe(CO)₅] - пентакарбонилжелезо;

[PtCl4(NH₃)2] - тетрахлородиамйнплатина.

В основу другой классификации комплексных соединений положена природа лигандов.

Амминокомплексы (аммиакаты). В качестве лигандов выступают молекулы аммиака: [Cu(NH₃)₄]S0₄; [Co(NH₃)₆]Cl₃; [Pt(NH₃)₆]Cl₄.

Аквакомплексы.В качестве лигандов выступают молекулы воды: [Со(Н₂O)₆]С1₂; [Сr(Н₂P)₆]С1₃.

Ацидокомплексы.В качестве лигандов выступают кислотные остатки:

Сl^- , CN ^- , N0₃ ^- и др. Примерами ацидокомплексов являются: K₂[Cu(CN)₄]; K₃[Co(NO₂)₆].

ГидроксокомплексыВ качестве лигандов выступают гидроксид-ионы ОН ^-: Na₃[Al(OH)₆]; Na₂[Zn(OH)₄].

Карбонильные комплексы.В качестве лигандов выступает карбонил СО: [Ni(Co)₄]; [Fe(Co)₅]. В карбонильных комплексах Со-лиганды ковалентно связаны через атом углерода с металлом в нулевой степени окисления.

При изменении концентрации лиганда могут образовываться смешанные комплексные соединения, когда во внутренней координационной сфере находятся разные лиганды. Например, при взаимодействии избытка аммиака с хлоридом кобальта (Ш) происходит образование комплексного соединения, которое содержит во внутренней сфере 6 молекул аммиака:

СоС1₃ + 6NH₃ = [Co(NH₃)₆]Cl₃ При добавлении меньших количеств аммиака образуются комплексные соединения с разным числом молекул аммиака и хлорид ионов во внутренней сфере:

СоС1₃ + 5NH₃ = [Co(NH₃)₅Cl]Cl₂;

СоС1₃ +4NH₃ = [Co(NH₃)₄Cl₂]Cl;

CoCl₃ + 3NH₃ = [Co(NH₃)₃Cl₃].

4. Диссоциация комплексных соединений

Внутренняя и внешняя сферы комплексного соединения сильно различаются по устойчивости. Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом преимущественно электростатическими силами и легко отщепляются в водном растворе. Лиганды во внутренней сфере связаны с комплексообразователем значительно прочнее и отщепляются лишь в незначительной степени. В связи с этим диссоциация комплексных соединений протекает в две стадии.

На первой стадии диссоциация идет по типу сильных электролитов, на второй стадии - по типу слабых электролитов ступенчато, обратимо и частично.

Первая стадия [Ag(NH₃)₂] С1 а=1 [Ag(NH₃)₂]⁺ + Сl ^-

Вторая стадия [Ag(NH₃)₂] a< 1 Ag⁺ + 2NH₃

Вторая стадия характеризуется равновесием между комплексным ионом, комплексообразователем и лигандами. Диссоциация ионов [Ag(NH₃)₂]⁺ выражается константой химического равновесия:

К_х._{р =} [Ag+][NH3]²

^[Ag(NH3)2]+

Константа равновесия К_х._р. в случае диссоциации комплексного иона называется константой нестойкости (К_н). Она характеризует устойчивость внутренней сферы комплексного соединения.

Смещение диссоциации вправо комплексного соединения [Ag(NH₃)₂]Cl по типу слабых электролитов ведет к разрушению комплексного иона и образованию нового, характеризующегося меньшей константой нестойкости, поэтому при добавлении цианид-ионов CN ^- к раствору комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺ последний разрушается с образованием более устойчивого комплексного иона [Ag(CN)₂] ^-:

[Ag(NH₃)₂ ] CI + 2RCN = R[Ag(CN)₂] + RC1 + 2NH₃;
[Ag(NH₃)] ⁺ + 2CN^- = [Ag(CN)₂] ^- +2NH₃
Для разрушения комплексного иона надо связать один из ионов,
образующихся по второй стадии, в виде комплексного соединения, осадка или
провести окисление либо восстановление:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ = AgCl + 2NH₄NO₃;

2K₂[Ni(CN)₄] + Br₂ + 6KOH = 2Ni(OH)₃ + 2KBr + 8KCN.

Для характеристики устойчивости комплексных соединений пользуются также величиной, обратной константе нестойкости. Эту величину называют константой устойчивости (К_у). Для комплексного иона [Ag(NH₃)₂]⁺.

5. Применение комплексных соединений в медицине и химическом анализе

В состав комплексных соединений в качестве лигандов входят и биологически важные соединения: аминокислоты, белки, Зполипептиды, нуклеиновые кислоты, порфирины, АТФ. Изучение процессов, протекающих в организме с образованием комплексных соединений, может иметь большое значение для профилактики и лечения ряда заболеваний.

Белки являются полидентатными лигандами и хорошо связываются с тяжелыми металлами. При отравлении солями тяжелых металлов пострадавшему дают пить молоко и сырые яйца, которые содержат много белков. Образующиеся комплексные соединения. Не всасываются в кровь из кишечника и тяжелые металлы, таким образом, выводятся из организма.

Наибольшее распространение в живой природе получили порфирины, которые входят в состав гемоглобина, хлорофилла и некоторых ферментов (каталаза, пероксидаза). Порфирины имеют донорные атомы азота и образуют прочные координационные соединения с катионами различных металлов. В качестве центрального атома может выступать ион Mg²⁺. В результате образуется активный центр хлорофилла - зеленого пигмента растений. Если присутствуют ионы Fe²⁺ или Сu ⁺ , образуются активные центры гемоглобина и гемоцианина. Ион кобальта Со³⁺ является центральным атомом в витамине B₁₂, который представляет собой бионеорганическое комплексное соединение порфиринового ряда.

Главным источником энергии для многих биологических процессов является АТФ, которая находится в организме в виде комплексных солей кальция и магния.

В медицинской практике и в аналитической химии широко используются комплексоны. Среди них наиболее важное значение имеет ЭДТА. С помощью этой соли ускоряется выведение из организма токсичных металлов: свинца, ртути, кадмия, бария и др. Образующиеся комплексные соединения водорастворимы и, практически не расщепляются в биологической среди, что является их фармакологической особенностью. Способность к образованию прочных комплексных соединений со многими металлами проявляется и у других солей ЭДТА - кальциевых, кобальтовых. Например, кальциевая соль СаNa₂ЭДТА (тетацион) широко используется при отравлении свинцом.

Некоторые комплексы платины замедляют рост злокачественных заболеваний, а комплексы золота с a-тиоспиртами оказывают лечебное действие при туберкулезе и проказе.

Жизненно необходимые элементы Zn, Cu, Fe, Mn, Мо входят в состав определенных ферментов, которые называются металлоферментами. Они выполняют специфические функции в организме.

Реакции комплексообразования лежат в основе многих методов химического анализа. Их широко используют для обнаружения, определения, маскировки ионов, растворения, разделения и концентрации веществ.

Обнаружение отдельных ионов в качественном анализе осуществляется с помощью комплексных соединений. Процесс обнаружения сопровождается разрушением исходных и образованием новых комплексных соединений, что ведет к появлению или изменению цвета осадков или растворов. Например, это наблюдается при проведении реакций обнаружения ионов К⁺, Fe²⁺, Cu²⁺ и др.:

Na₃[Co(NO₂) ₆ ] + 2KC1 = K₂Na[Co(NO₂)₆] â + 2NaCl;

Желтый

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ â + 3K₂SO₄;

Темно-синий

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CNO₆]₃ â + 12KC1;

Синий

CuSO₄ + 4NH₃= [Cu(NH₃)₄]SO₄
Избыток Ярко-синий

Комплексные соединения используются также для устранения мешающего влияния некоторых ионов («маскировка» ионов). Например, ион железа Fe ⁺, мешающий определению ряда катионов, маскируют, связывая его в комплекс с фторид-ионами [FeF₆]^-3 или винной, или лимонной кислотами.

При обнаружении ионов Zn²⁺ в присутствии ионов Fe³⁺ с помощью реактива (NH₄)₂[Hg(SCN)₄] катионы Fe³⁺ образуют соединение Fe(SCN)₃, имеющее кроваво-красную окраску. Поэтому в присутствии ионов Fe³⁺ белый осадок комплексного соединения цинка не виден.

Комплексные соединения применяются для изменения кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств катионов и анионов. При связывании слабых кислот в комплекс их сила увеличивается вследствие ослабления связи аниона с ионами водорода. Например, кислотные свойства щавелевой кислоты увеличиваются в присутствии ионов магния Mg²⁺, так как образующийся комплекс H₂[Mg(C₂O₄)₂] обладает большей силой как кислота. Аналогично возрастает сила борной кислоты при ее связывании в комплекс с глицерином или маннитом, имеющими несколько гидроксильных групп. При анализе катионов и анионов комплексообразование может усиливать или ослаблять окислительно-восстановительные свойства соединений. Например, окислительные свойства ионов Fe³⁺ резко понижаются в случае образования оксалат-ионами С₂O₄^2- фосфат-ионами РO₄^3- и фторид-ионами F^- прочных комплексных ионов:

[Fe(C₂O₄)₃]^3-, [Fe(PO₄)₂]^{3 -} , [FeF₃]^3-

Комплексообразование широко используется в анализе для перевода малорастворимых соединений в раствор и разделения ионов. Например, осадок Hgl₂ растворяется в избытке К1 с образованием водорастворимого комплекса

K₂[HgI₄]; осадок AgCl растворяется в растворе аммиака с образованием комплекса [Ag(NH₃)₂]Cl.

Способность осадка AgCl растворяться в растворе аммиака в отличие от осадка Hg₂Cl₂, позволяет отделить ионы Ag⁺ от ионов Hg₂ .

Реакции комплексообразования легли в основу многих количественных определений металлов.

Вопросы для самоподготовки:

1. Чем отличаются комплексные соединения от двойных солей?

2. Что такое ион-комплексообразователь? Какие ионы могут выполнять роль комплексообразователя?

3. Что такое лиганды? Приведите примеры.

4. Что такое координационное число? Какие ионы имеют координационные числа 2, 4, 6? Приведите примеры.

5. Определите степень окисления иона-комплексообразователя в следующих комплексных ионах:[PtCl]^2-; [Cu(CN)₄]^2-; [Ni(NH₃)Cl]⁵; [Co(NH₃)₂)NO₂)₄]^-; [Cr(H₂O)₄Br₂]⁺; [Hg(CN)₄]; [Ag(S₂O₃)₂]^3-

6. Укажите комплексообразователь, лиганды и координационное число в комплексных соединениях: K₂[Hgl₄]; H₃[A1F₆]; H[BF₄]; [PtCl(NH₃)₅]Cl; [Co(H₂O)₆](NO₃)₃.

7. Укажите величину и знак заряда комплексных ионов: [Сг(Н₂O)₄С1₂]С1; Ni(NH₃)₅Cl; [Co(NH₃)₅Br]; K[Ag(CN)₂], Zn[Fe(CN)₆].

8. Укажите внешнюю и внутреннюю координационную сферы комплексных соединений: K₄[Fe(CN)₆]; [Pt((NH₃)₅Cl]Cl₃; K[Sb(OH)₆]; [Co(NH₃)₆]SO₄; Na₃[Co(NO₂)₆].Напишите уравнения диссоциации этих комплексных соединений.

9. Назовите комплексные соединения: K₄[Fe(CN)₆]; K₃[Fe(CN)₆]; [Cr(NH₃)₆](NO₃)₃; [Ag(NH₃)₂]Cl; K[Co(NH₃)₂(NO₂)₄].

10.Напишите химические формулы следующих комплексных соединений: а) дицианоаргентат калия; б) гексацианоферрат (П) цинка; в) хлорид дихлоротетрааква хрома (Ш); г) гексахлороплатинат (IV) калия; д) бромид гексаамминкобальта (Ш).

11. Составьте формулы комплексных соединений:

а) комплексообразователь Со³⁺, координационное число 6, лиганды -молекулы воды, во внешней координационной сфере находятся нитрат-ионы; б) комплексообразователь Pt²⁺, координационное число 4, лиганды – Сl ^- -ионы, во внешней сфере находятся ионы калия; в) комплексообразователь О ⁺, координационное число 6, лиганды - три молекулы аммиака и три Сl ^- - иона, внешней координационной сферы нет.

Лекция № 10

Тема: Растворы, способы выражения состава растворов.

План

1. Растворы. Механизм образования растворов и их классификация.

2. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость.

3. Дисперсные системы и их классификация.

4. Коллоидные растворы и их свойства.

5. Классификация способов выражения количественного состава растворов. 6.Массовая процентная концентрация

7.Молярная концентрация.

8.Молярная концентрация эквивалента

1. Растворы. Механизм образования растворов и их классификация.

Растворы - это гомогенные системы переменного состава, находящиеся в состоянии химического равновесия. Растворы представляют собой дисперсные системы, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в дру­гом. Дисперсные системы по характеру агрегатного состояния могут быть газо­образными, жидкими и твердыми, а по степени дисперсности - взвесями, кол­лоидными и истинными растворами. Частицы взвесей обычно имеют размер порядка 1 мкм и более. Такие частицы сохраняют все свойства фазы. Поэтому взвеси следует рассматривать как гетерогенные системы.

При образовании истинного раствора распределенное в среде вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня. Примеры таких сис­тем многочисленны: воздух (газообразный раствор, содержащий кислород, азот и т.д.); жидкие водно-солевые системы; сплавы меди с золотом представляют собой пример твердых растворов.

Для истинных растворов - термодинамически равновесных систем - ха­рактерна неограниченная стабильность во времени. Наибольшее значение имеют жидкие, а в последнее время и твердые растворы, находящие широкое применение в самых различных областях науки и техники.

Растворы - это как минимум двухкомпонентные системы. Обычно рас­творителем считают компонент, который в данных условиях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор.

Растворение обычно сопровождается заметным тепловым эффектом (эн-до- или экзотермическим), изменением объема (общий объем раствора не равен сумме объемов компонентов), иногда изменением окраски и т.п. Например, при растворении гидроксида калия в воде наблюдается сильное разогревание рас­твора:

КОН+ aq = КОН ^. aq ( D Н = -54 кДж),

а при растворении нитрата аммония - охлаждение:

NH₄N0₃+aq=NH₄N0₃ ^. aq (D Н= + 25 кДж)

При смешении 100 мл воды с равным объемом этилового спирта вместо ожи­даемых 200 мл раствора получается около 180 мл, то есть в результате раство­рения происходит уменьшение объема. Растворение безводного сульфата меди, не имеющего окраски, сопровождается появлением интенсивной голубой окра­ски.

Все эти явления свидетельствуют об изменении химической природы компонентов раствора в процессе его образования. Д.И. Менделеев, изучая со­стояние веществ в растворах, развил представление о химическом характере процесса растворения, противопоставляя это учение физической теории рас­творения, согласно которой растворы - чисто механические смеси частиц рас­творителя и растворенного вещества. Он пришел к выводу, что в растворе обра­зуются соединения, состоящие из растворенного вещества и растворителя. Та­кие соединения получили название сольватов. Если растворителем является вода, то соединения, образующиеся в растворе, называются гидратами. Развитая Менделеевым химическая, или гидратная теория лежит в основе всего современного учения о растворах.

С термодинамической точки зрения растворение всегда сопровождается убылью энергии Гиббса. При этом независимо от знака изменения энтальпии при растворении всегда д G < 0, так как переход вещества в раствор сопрово­ждается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочению. Раствор, в котором при данных условиях невозможно дальнейшее растворение вещества, называется насыщенным относительно дан­ного вещества. Насыщенный раствор можно определить как раствор, находя­щийся в динамическом равновесии с осадком растворяемого вещества.

Растворы с меньшей концентрацией называются ненасыщенными.

Раствор, содержащий больше растворенного вещества, чем это определя­ется его растворимостью, называется пересыщенным. Пересыщенный раствор представляет собой неустойчивую систему. При любом внешнем воздействии (встряхивании, внесении кристалла затравки) в системе происходят необрати­мые изменения, сопровождающиеся осаждением избыточного количества рас­творенного вещества.

Разбавленный раствор - это раствор, в котором содержание растворенно­го вещества очень мало по сравнению с содержанием растворителя.

2. Растворимость. Факторы, влияющие на растворимость.

Растворимость - это способность одного вещества растворяется в другом. Количественно растворимость твердых веществ и жидкостей определяется ко­эффициентом растворимости.

Коэффициент растворимости выражается массой безводного вещества, растворяющегося при данных условиях в 100 г растворителя с образованием насыщенного раствора. Растворимость газов определяется объемом газа, рас­творяющегося при постоянной температуре в одном объеме растворителя с об­разованием насыщенного раствора.

Коэффициент растворимости большинства твердых веществ при повышении температура возрастает. Однако известны вещества, растворимость которых с ростом температуры понижается. К их числу относиться, например, карбонат и сульфат кальция, гидроксиды кальция и магния и другие. Понижение раство­римости с температурой иногда связано с переходом в менее гидратированную форму.

Если насыщенный раствор, приготовленный при повышенной температу­ре, охлаждать, то вследствие уменьшения растворимости часть растворенного вещества будет выпадать в осадок. Это явление часто используют для очистки веществ перекристаллизацией.

В воде растворяются не только твердые вещества, но и многие жидкости. Одни из них, например, спирт, глицерин, серная кислота смешиваются с водой в любых соотношениях, другие, например эфир, растворяется только до опре­деленного предела. С увеличением температуры растворимость жидкого веще­ства, как правило, повышается.

Растворимость газов в воде весьма различна. Растворимость азота, водо­рода, кислорода очень мала (в 1 л воды при t ° =0 °С и давлении 0,1 МПа рас­творимость водорода - 20 мл, кислорода - 40 мл, азота - 21 мл; растворимость аммиака и хлороводорода, наоборот, велика). Растворимость газа в воде зави­сит от природы газа, температуры и давления. При неизменной температуре растворимость газов увеличивается с повышением давления; При неизменном давлении с увеличением температуры растворимость газов уменьшается.

3. Дисперсные системы и их классификация.

Дисперсные системы - такие системы, в которых одно вещество равно­мерно распределено в виде частиц в другом веществе.

В таких системах различают дисперсную среду и дисперсную фазу (раздроб­ленное в дисперсионной среде вещество).

Одной из характеристик дисперсных систем является степень дисперсно­сти, то есть средний размер частиц дисперсной фазы. По степени дисперсности дисперсные системы делятся на:

а) грубодисперсные (средний размер частиц более 100 нм; взвеси);

б) тонко (высоко) дисперсные или коллоидные системы (диаметр частиц
от 1 до 100 нм);

в) истинные растворы (диаметр частиц менее 1 нм)

От степени дисперсности зависят свойства дисперсных систем, их устой­чивость.

Характерным признаком взвесей служит их нестабильность во времени. Они расслаиваются, причем диспергированная фаза выпадает в виде осадка или всплывает в зависимости от соотношения плотностей. Примерами взвесей мо­гут служить туман (жидкость, распределенная в газе - дисперсионная среда га­зообразная; дисперсионная фаза - жидкая); дым (газообразная среда и твердая

фаза); суспензии (жидкая среда и твердая фаза); эмульсии (жидкая среда и жид­кая фаза); пена (жидкая среда и газообразная фаза).

Истинный раствор низкомолекулярного вещества имеет дисперсионную фазу в виде ионов, молекул (растворы натрия хлорида, магния сульфата, глюко­зы).

Истинный раствор высокомолекулярного вещества имеет дисперсионную фазу в виде макромолекул, макроионов (раствор пепсина, желатина).

По происхождению (природе) дисперсионные среды можно классифици­ровать на:

а) природные - неорганические (вода очищенная);
органические (этанол, глицерин, масла, жирные и минеральные);

б) синтетические и полусинтетические - органические (димексид); эле-
ментоорганические (полиорганосилоксановые жидкости).

По размеру (величине) молекул дисперсионные среды могут быть низко­молекулярными (вода, глицерин, этанол) и высокомолекулярными веществами и олигомерами (полиэтиленоксид - 400).

По степени гидрофильности: гидрофильные (вода, глицерин); липофиль-ные (жирные и минеральные масла, хлороформ, эфир); дифильные (этанол, ди­мексид).

По назначению различают: собственно дисперсионные среды (в раство­рах защищенных коллоидов, суспензиях, эмульсиях, сложных микстурах); рас­творители (в истинных растворах низко - и высокомолекулярных веществ); экстрагенты (для получения водных извлечений, экстракционных препаратов разной природы).

К дисперсионным средам предъявляют определенные требования:

а) должны обладать растворяющей способностью или обеспечивать достижение оптимальной дисперсности;

б) не подвергаться микробной контаминации;

в) быть химически индифферентными, биологически безвредными;

г) обладать оптимальными органолептическими свойствами;

д) быть экологически выгодными.

4. Коллоидные растворы и их свойства.

Промежуточное положение по степени дисперсности и свойствам зани­мают коллоидные растворы. В них частицы диспергированного вещества пред­ставляют собой относительно простые агрегаты с размерами, промежуточными между истинными растворами и взвесями.

С этой точки коллоидные растворы можно рассматривать как микрогетеро­генные системы.

Коллоидные растворы иначе называют золями. Размер частиц дисперси­онной фазы от 1 до 100 нм. Золи в зависимости от размеров частиц могут иметь различную окраску. Например, золи золота могут быть синими, фиолетовыми, вишневыми, рубиново-красными, чего не наблюдается у истинных растворов.

В отличие от истинных растворов для золей характерен эффект Тиндаля -коллоидные частицы рассеивают свет (при пропускании через золь пучка света появляется светлый конус, видимый в затемненном помещении).

Прохождение луча света через коллоидный раствор:

А - источники света

В - линза

С - коллоидный раствор

На основе эффекта Тиндаля устроен ультрамикроскоп.

Основываясь на различной величине частиц коллоидных и истинных растворов, можно разделить их смесь: подбирают пористую перепонку (перга­ментную бумагу, животный пузырь) с таким мелкими порами, через которые коллоидные частицы пройти не могут, а проходят только молекулы и ионы. Та­кой способ освобождения золя от частиц истинного раствора называется диали­зом; прибор -диализатор.