http://klur.se/termo/api.php?action=feedcontributions&user=Per&feedformat=atomKFKA10 - Användarbidrag [sv]2024-03-28T14:14:47ZAnvändarbidragMediaWiki 1.29.1http://klur.se/termo/index.php?title=Fasj%C3%A4mvikter&diff=459Fasjämvikter2019-01-08T11:55:16Z<p>Per: /* Clapeyrons ekvation (alla fasövergångar) */</p>
<hr />
<div>En konsekvens av andra huvudsatsen är att vid jämvikt så är den kemiska potentialen för ett ämne lika i hela systemet, oavsett hur många faser som finns. Om den flytande och fasta fasen av ett ämne står i jämvikt med varandra är alltså den kemiska potentialen för ämnet lika i båda faserna. För att se detta, antag att den kemiska potentialen är högre i vätskefas än i fast fas, <math>\mu^l>\mu^s</math>, och titta på processen då en liten mängd, <math>dn</math>, överförs från vätska till fast fas. Summan av ändringen i Gibbs energi för vätskan och det fasta ämnet ges då av<br />
:<math>dG=dG_l+dG_s=-\mu^l\,dn+\mu^s\,dn=(\mu^s-\mu^l)\,dn<0</math><br />
där den sista olikheten följer av antagandet <math>\mu^l>\mu^s</math>. Processen, att molekyler överförs från vätskan till den fasta fasen, är alltså spontan eftersom den ger en negativ ändring i Gibbs energi. Jämvikt (d.v.s. att <math>dG=0</math>) kräver alltså att <math>\mu^l=\mu^s</math><br />
<br />
== Clapeyrons ekvation (alla fasövergångar) ==<br />
<br />
Antag att vi är vid en punkt (p, T) där jämvikt råder mellan två faser <math>\alpha</math> och <math>\beta</math>. Detta betyder alltså att vi befinner oss på någon av linjerna (fasgränserna) i det "vanliga" fasdiagrammet:<br />
<br />
https://www.chemguide.co.uk/physical/phaseeqia/pdusual.gif<br />
<br />
Enligt ovan gäller<br />
<br />
:<math>\mu^\alpha(p,T)=\mu^\beta(p,T)\;\;\;\;\;</math> (1)<br />
<br />
där vi förtydligat att den kemiska potentialen beror på tryck och temperatur.<br />
<br />
Vi frågar oss nu på vilket sätt vi kan ändra ''p'' och ''T'' så att jämvikt fortfarande gäller, d.v.s. att vi "följer linjen" i fasdiagrammet. En sådan ändring måste ju uppfylla<br />
<br />
:<math>d\mu^\alpha=d\mu^\beta</math><br />
<br />
eftersom (1) ska gälla både före och efter ändringen. Men vi vet från avsnittet om [[Gibbs_energi_och_kemisk_potential| tryck- och temperaturberoende för Gibbs energi]] att<br />
<br />
:<math>d\mu^\alpha=V_m^\alpha\,dp - S_m^\alpha\,dT</math><br />
:<math>d\mu^\beta=V_m^\beta\,dp - S_m^\beta\,dT</math><br />
<br />
där vi använt att kemiska potentialen är detsamma som molär Gibbs energi för vardera fasen, eftersom varje fas här består av en enda komponent. Kombination av de tre senaste ekvationerna ger<br />
<br />
:<math>V_m^\alpha\,dp - S_m^\alpha\,dT=V_m^\beta\,dp - S_m^\beta\,dT</math><br />
<br />
vilket kan förenklas till<br />
<br />
:<math>\left(V_m^\alpha-V_m^\beta\right)\,dp = \left(S_m^\alpha- S_m^\beta\right)\,dT</math><br />
<br />
Detta är alltså det samband som måste gälla mellan tryck- och temperaturändringarna <math>dp</math> och <math>dT</math> för att jämvikten ska bibehållas. Om vi inför beteckningen <math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta}</math> för differensen mellan <math>\beta</math> och <math>\alpha</math> och "dividerar" differentialerna för att få en derivata, erhålls Clapeyrons ekvation:<br />
<br />
:<math>\left(\frac{\partial p}{\partial T}\right)_{\alpha \rightleftharpoons \beta} = \frac{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} S_m}{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} V_m}</math><br />
<br />
där vi specificerat "riktningen" på den partiella derivatan genom att säga att jämvikten ska bibehållas, istället för att som vanligt hålla en variabel konstant (vi skulle här i och för sig ha kunnat säga att <math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} \mu</math> skulle vara konstant).<br />
<br />
Eftersom vi vet att för en reversibel fasövergång (alltså vid jämvikt) gäller att <math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} S_m = \Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m / T</math> kan vi också uttrycka Clapeyrons ekvation så här:<br />
<br />
:<math>\left(\frac{\partial p}{\partial T}\right)_{\alpha \rightleftharpoons \beta} = \frac{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m}{T\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} V_m}</math><br />
<br />
Ekvationen kan exempelvis användas för att beräkna hur ett ämnes smältpunkt beror på trycket. Eftersom <math>\Delta_{s\rightarrow l} H_m</math> alltid är positiv är det tecknet på volymsändringen som påverkar i vilken riktning smältpunkten ändras. För de flesta ämnen har vätskan större molvolym än den fasta fasen, vilket gör att smältpunkten stiger med ökande tryck. För vatten har som bekant den fasta fasen större molvolym än vätskan, vilket gör att smältpunkten tvärtom sjunker med ökande tryck.<br />
<br />
== Clausius-Clapeyrons ekvation (ena fasen gas) ==<br />
<br />
Om den ena fasen (låt oss säga <math>\beta</math>) är gas kan vi approximera volymsändringen enligt följande:<br />
<br />
:<math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} V_m \approx V_m^g \approx \frac{RT}{p}</math><br />
<br />
I den första approximationen försummar vi alltså molvolymen för den kondenserade fasen eftersom gasens molvolym är så mycket större. I den andra approximationen antar vi att gasen beter sig idealt. Insättning av detta uttryck i Clapeyrons ekvation ger<br />
<br />
:<math>\frac{1}{p}\left(\frac{\partial p}{\partial T}\right)_{\alpha \rightleftharpoons \beta} = \frac{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m}{RT^2}</math><br />
<br />
Genom kedjeregeln ser vi att vänsterledet även kan skrivas som en derivata av <math>\ln p</math>:<br />
<br />
:<math>\left(\frac{\partial \ln p}{\partial T}\right)_{\alpha \rightleftharpoons \beta} = \frac{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m}{RT^2}</math><br />
<br />
Clausius-Clapeyrons ekvation kan användas för att beräkna hur ett ämnes kokpunkt beror på trycket, eller omvänt hur ångtrycket beror på temperaturen. I specialfallet att <math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m</math> kan antas vara konstant i det aktuella temperaturintervallet kan differentialekvationen lösas med variabelseparation och vi får:<br />
<br />
:<math>\ln\frac{p_2}{p_1}=\frac{\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)</math><br />
<br />
Observera att <math>\Delta_{\alpha\rightarrow\beta} H_m</math> är samma sak som <math>\Delta_{vap} H</math> om vi tittar på övergången från vätska till gas. Om vi har uppmätt <math>p</math> och <math>T</math> för många punkter kan vi använda linjär regression för att bestämma <math>\Delta_{vap} H</math>.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=K43&diff=458K432018-12-18T23:08:41Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>Det kan underlätta för miniräknaren att du ändrar i formeln så att du låter s vara i nanometer och energin plottas i exempelvis attojoule (10<sup>-18</sup> Joule). Då kan funktionen skrivas in så här:<br />
<br />
H=4e-20<br />
r=5e-8<br />
k=6.3e-12<br />
L=3e-9<br />
<br />
y=1e18*(k*r*exp(-(x*1e-9)/L)-H*r/12/(x*1e-9))<br />
<br />
Om du ändå har svårt att få fram grafen på miniräknaren så finns den här:<br />
<br />
[[fil:uppg43.png]]</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Uppg43.png&diff=457Fil:Uppg43.png2018-12-18T23:05:02Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=K43&diff=456K432018-12-18T23:04:42Z<p>Per: Skapade sidan med 'Det kan underlätta för miniräknaren att du ändrar i formeln så att du låter s vara i nanometer och energin plottas i exempelvis attojoule (10<sup>-18</sup> Joule). Då k...'</p>
<hr />
<div>Det kan underlätta för miniräknaren att du ändrar i formeln så att du låter s vara i nanometer och energin plottas i exempelvis attojoule (10<sup>-18</sup> Joule). Då kan funktionen skrivas in så här:<br />
<br />
y=1e18*(k*r*exp(-(x*1e-9)/L)-H*r/12/(x*1e-9))<br />
<br />
Om du ändå har svårt att få fram grafen på miniräknaren så finns den här:<br />
<br />
[[fil:uppg43.png]]</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=455Inför föreläsningen2018-12-18T03:37:15Z<p>Per: /* Föreläsning 18, torsdag 20/12 */</p>
<hr />
<div>== Föreläsning 18, torsdag 20/12 ==<br />
<br />
Den sista föreläsningen ska vi ägna åt repetition, genom att lösa och diskutera 6 uppgifter som finns på Live under Slides, i dokumentet [https://liveatlund.lu.se/departments/bpc/KFKA10/KFKA10_2018HT_100_1_NML__1281/CourseDocuments/f18_exempeluppgifter.pdf f18_exempeluppgifter]. Det är jättebra att försöka lösa dem i förväg, men om ni inte hinner det så fundera åtminstone igenom hur ni ''skulle'' lösa dem. Kolla särskilt på uppgift 2 eftersom det är en bra illustration av vad ångtryck är. Fundera på vad som händer vid uppvärmningen, vad som kännetecknar den punkt då den sista vätskan förångas, och hur systemet ser ut då.<br />
<br />
== Föreläsning 17, onsdag 19/12 ==<br />
<br />
OBS! Obligatorisk närvaro och obligatorisk [[Litteraturuppgift | förberedelseuppgift]].<br />
<br />
== Föreläsning 14, måndag 10/12 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi avsluta det allmänna avsnittet om ytspänning genom att prata om Youngs ekvation och kapillärstigning. Läs gärna kompendietexten om ytspänning som finns på Live.<br />
<br />
Därefter ska vi gå igenom adsorption och speciellt Gibbs adsorptionsekvation. En text till detta avsnitt finns på wiki-sidan: [[Adsorption]]. Detta är det klart svåraste området i ytkemidelen av kursen, och det är därför vi går igenom det redan på den andra föreläsningen, för att det ska finnas gott om tid att få hjälp på övningarna. De återstående två föreläsningarna kommer sedan i huvudsak beskriva kvalitativa fenomen.<br />
<br />
Jag har även lagt ut preliminära slides för föreläsningen, om det underlättar för någon.<br />
<br />
== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=454Inför föreläsningen2018-12-18T03:35:31Z<p>Per: /* Föreläsning 17, onsdag 20/12 */</p>
<hr />
<div>== Föreläsning 18, torsdag 20/12 ==<br />
<br />
Den sista föreläsningen ska vi ägna åt repetition, genom att lösa och diskutera 6 uppgifter som finns på Live under Slides, i dokumentet f18_exempeluppgifter. Det är jättebra att försöka lösa dem i förväg, men om ni inte hinner det så fundera åtminstone igenom hur ni ''skulle'' lösa dem. Kolla särskilt på uppgift 2 eftersom det är en bra illustration av vad ångtryck är. Fundera på vad som händer vid uppvärmningen, vad som kännetecknar den punkt då den sista vätskan förångas, och hur systemet ser ut då.<br />
<br />
== Föreläsning 17, onsdag 19/12 ==<br />
<br />
OBS! Obligatorisk närvaro och obligatorisk [[Litteraturuppgift | förberedelseuppgift]].<br />
<br />
== Föreläsning 14, måndag 10/12 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi avsluta det allmänna avsnittet om ytspänning genom att prata om Youngs ekvation och kapillärstigning. Läs gärna kompendietexten om ytspänning som finns på Live.<br />
<br />
Därefter ska vi gå igenom adsorption och speciellt Gibbs adsorptionsekvation. En text till detta avsnitt finns på wiki-sidan: [[Adsorption]]. Detta är det klart svåraste området i ytkemidelen av kursen, och det är därför vi går igenom det redan på den andra föreläsningen, för att det ska finnas gott om tid att få hjälp på övningarna. De återstående två föreläsningarna kommer sedan i huvudsak beskriva kvalitativa fenomen.<br />
<br />
Jag har även lagt ut preliminära slides för föreläsningen, om det underlättar för någon.<br />
<br />
== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=453Inför föreläsningen2018-12-18T03:35:11Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>== Föreläsning 18, torsdag 20/12 ==<br />
<br />
Den sista föreläsningen ska vi ägna åt repetition, genom att lösa och diskutera 6 uppgifter som finns på Live under Slides, i dokumentet f18_exempeluppgifter. Det är jättebra att försöka lösa dem i förväg, men om ni inte hinner det så fundera åtminstone igenom hur ni ''skulle'' lösa dem. Kolla särskilt på uppgift 2 eftersom det är en bra illustration av vad ångtryck är. Fundera på vad som händer vid uppvärmningen, vad som kännetecknar den punkt då den sista vätskan förångas, och hur systemet ser ut då.<br />
<br />
== Föreläsning 17, onsdag 20/12 ==<br />
<br />
OBS! Obligatorisk närvaro och obligatorisk [[Litteraturuppgift | förberedelseuppgift]].<br />
<br />
== Föreläsning 14, måndag 10/12 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi avsluta det allmänna avsnittet om ytspänning genom att prata om Youngs ekvation och kapillärstigning. Läs gärna kompendietexten om ytspänning som finns på Live.<br />
<br />
Därefter ska vi gå igenom adsorption och speciellt Gibbs adsorptionsekvation. En text till detta avsnitt finns på wiki-sidan: [[Adsorption]]. Detta är det klart svåraste området i ytkemidelen av kursen, och det är därför vi går igenom det redan på den andra föreläsningen, för att det ska finnas gott om tid att få hjälp på övningarna. De återstående två föreläsningarna kommer sedan i huvudsak beskriva kvalitativa fenomen.<br />
<br />
Jag har även lagt ut preliminära slides för föreläsningen, om det underlättar för någon.<br />
<br />
== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=452Kolloider2018-12-17T21:01:17Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm (eller upp till 100 mikrometer för vissa typer av emulsioner). I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_aggregering.png|frame|400px|Figur 1: Schematisk bild av aggregering och efterföljande sedimentering.]]<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider ''aggregerar'' efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 2. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 3: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 3. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 2.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 3.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell tagen från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|200px|Figur 4: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att, approximativt, attraktionsenergin är omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan interaktionen mellan olika molekyler anses additiv. För enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 5 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 6: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 6. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
<br />
http://nsb.wikidot.com/local--resized-images/c-9-5-5-4/Emulsion%202.jpg/medium.jpg<br />
<br />
Figur 7. Schematisk bild av o/w-emulsion (vänster) och w/o-emulsion (höger) med emulgeringsmedlets amfifila molekyler utritade i extremt överdriven storlek. ''Image attributed to: http://nsb.wikidot.com/printer--friendly//c-9-5-5-4''<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=451Kolloider2018-12-17T21:00:53Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se t.ex. wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm (eller upp till 100 mikrometer för vissa typer av emulsioner). I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_aggregering.png|frame|400px|Figur 1: Schematisk bild av aggregering och efterföljande sedimentering.]]<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider ''aggregerar'' efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 2. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 3: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 3. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 2.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 3.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell tagen från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|200px|Figur 4: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att, approximativt, attraktionsenergin är omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan interaktionen mellan olika molekyler anses additiv. För enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 5 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 6: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 6. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
<br />
http://nsb.wikidot.com/local--resized-images/c-9-5-5-4/Emulsion%202.jpg/medium.jpg<br />
<br />
Figur 7. Schematisk bild av o/w-emulsion (vänster) och w/o-emulsion (höger) med emulgeringsmedlets amfifila molekyler utritade i extremt överdriven storlek. ''Image attributed to: http://nsb.wikidot.com/printer--friendly//c-9-5-5-4''<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=450Kolloider2018-12-17T20:59:59Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se t.ex. wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm (eller upp till 100 mikrometer för vissa typer av emulsioner). I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_aggregering.png|frame|400px|Figur 1: Schematisk bild av aggregering och efterföljande sedimentering.]]<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider ''aggregerar'' efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 2. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 3: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 3. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 2.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 3.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell tagen från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|200px|Figur 4: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att, approximativt, attraktionsenergin är omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan interaktionen mellan olika molekyler anses additiv. För enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 5 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 6: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 6. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
<br />
http://nsb.wikidot.com/local--resized-images/c-9-5-5-4/Emulsion%202.jpg/medium.jpg<br />
<br />
Figur 7. Schematisk bild av o/w-emulsion (vänster) och w/o-emulsion (höger) med emulgeringsmedlets amfifila molekyler utritade i extremt överdriven storlek. ''Image attributed to: http://nsb.wikidot.com/printer--friendly//c-9-5-5-4''<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Huvudsida&diff=449Huvudsida2018-12-17T20:58:26Z<p>Per: /* Extramaterial */</p>
<hr />
<div>Detta är startpunkten för extramaterialet i kursen KFKA10 Termodynamik och ytkemi. Den kommer att uppdateras gradvis under kursens gång.<br />
<br />
== Extramaterial ==<br />
<br />
'''Termodynamik:'''<br />
*[[Gaser]]<br />
*[[Extensiva och intensiva storheter]]<br />
*[[Termodynamik med differentialer]]<br />
*[[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]]<br />
*[[Fundamentalekvationerna]]<br />
*[[Gibbs energi och kemisk potential]]<br />
*[[Fasjämvikter]]<br />
*[[Ideal lösning]]<br />
*[[Kolligativa egenskaper]]<br />
*Kemisk jämvikt. Finns på Live under kompendieutdrag, [https://liveatlund.lu.se/departments/bpc/KFKA10/KFKA10_2018HT_100_1_NML__1281/CourseDocuments/Kemisk_jamvikt.pdf direktlänk]<br />
<br />
'''Ytkemi:'''<br />
*Gränsytan mellan olika faser, ytspänning. Finns på Live under kompendieutdrag, [https://liveatlund.lu.se/departments/bpc/KFKA10/KFKA10_2018HT_100_1_NML__1281/CourseDocuments/ytspanning.pdf direktlänk]<br />
*[[Adsorption]]<br />
*[[Surfaktanter]]<br />
*[[Kolloider]]<br />
<br />
'''Övrigt:'''<br />
*[[MATLAB-övningar]]<br />
<br />
== Litteraturuppgift ==<br />
<br />
[[Litteraturuppgift]] (Kort uppgift om tillämpningar av termodynamik och ytkemi. Inlämning senast 18/12)<br />
<br />
== Kunskapskrav och tentamensmodell==<br />
<br />
*[[Kunskapskrav]]<br />
<br />
== Länkar ==<br />
<br />
*[http://klur.se/termupp TermUpp (automaträttade inlämningsuppgifter)]<br />
*[http://klur.se/termomini Interaktiv miniräknare ]<br />
<br />
== Rättelser ==<br />
<br />
*[[Rättelser till Atkin's Chemical Principles]]<br />
*[[Rättelser till Mortimer's Physical Chemistry]]<br />
<br />
== Rekommendationer inför föreläsningarna ==<br />
[[Inför föreläsningen]]<br />
<br />
== Ledningar ==<br />
OBS! Tanken med denna vägledning är att man ska få ledtrådar när man kört fast på någon uppgift. Om du ofta måste använda vägledningarna tyder det på att du inte förstått alla begrepp i kurslitteraturen, och det kan då vara bättre att läsa mer där.<br />
<br />
Tänk på att det oftast är väl värt tiden att sitta och klura på uppgifterna, eller att prata med en kompis. Använd ledningarna sparsamt! Uppgifter med fetstil har hjälp i två nivåer, först en ledtråd och sedan att det går att visa mer hjälp.<br />
<br />
*Tema 1 : [[3B.11]], [[3B.41]], [[3C.3]], [[3C.5]], [[K1]], [[K2]], [[K3]]<br />
*Tema 2 : [[4B.5]], [[4B.9]], [[4B.13]], [[K4]], '''[[4C.3]]''', '''[[4C.13]]''', [[4C.15]]<br />
*Tema 3 : [[K5]], [[K6]], [[K7]]<br />
*Tema 4 : [[K8]], [[K9]], [[K10]], [[K11]], [[K12]]<br />
*Tema 5 : [[4F.3]], [[4F.5]], [[4F.7]], [[4F.13]], [[K13]], '''[[4F.17]]''', '''[[4H.13]]'''<br />
*Tema 6 : [[4H.9]], [[4H.3]], [[4I.1]], '''[[4I.9]]''', '''[[K14]]''', '''[[K15]]'''<br />
*Tema 7 : [[4J.17]], [[K16]], '''[[K17]]'''<br />
*Tema 8 : [[5A.7]], '''[[5A.11]]''', '''[[5.17]]''', [[5.27]], [[K18]], [[K19]], '''[[K20]]'''<br />
*Tema 9 : [[5C.1]], [[5C.11a]], [[5C.13]], '''[[K21]]''', '''[[K22]]'''<br />
*Tema 10 : [[K23]], '''[[K24]]''', [[K25]], [[K26]]<br />
*Tema 11 : [[5C.5]], [[K27]], [[K28]], [[K29]]<br />
*Tema 12 : [[5G.15]], [[5G.21]], [[5I.5]], '''[[5I.19]]''', [[5J.1]], [[5J.5]], '''[[5.41]]''', '''[[5.43]]''', '''[[5.47]]''', [[K30]]<br />
*Tema 13 : [[K31]], [[K32]], [[K33]], '''[[K34]]'''<br />
*Tema 14 : [[K35]], [[K36]], '''[[K37]]''', '''[[K38]]''', '''[[K39]]'''<br />
*Tema 15 : [[K40]], [[K41]]<br />
*Tema 16 : [[K42]], [[K43]]</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_distdef.png&diff=448Fil:Kolloider distdef.png2018-12-17T20:56:50Z<p>Per: Per laddade upp en ny version av Fil:Kolloider distdef.png</p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=447Kolloider2018-12-17T20:54:02Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm (eller upp till 100 mikrometer för vissa typer av emulsioner). I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_aggregering.png|frame|400px|Figur 1: Schematisk bild av aggregering och efterföljande sedimentering.]]<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider ''aggregerar'' efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 2. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 3: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 3. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 2.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 3.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell tagen från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|200px|Figur 4: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att, approximativt, attraktionsenergin är omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan interaktionen mellan olika molekyler anses additiv. För enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 5 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 6: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 6. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
<br />
http://nsb.wikidot.com/local--resized-images/c-9-5-5-4/Emulsion%202.jpg/medium.jpg<br />
<br />
Figur 7. Schematisk bild av o/w-emulsion (vänster) och w/o-emulsion (höger) med emulgeringsmedlets amfifila molekyler utritade i extremt överdriven storlek. ''Image attributed to: http://nsb.wikidot.com/printer--friendly//c-9-5-5-4''<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_aggregering.png&diff=446Fil:Kolloider aggregering.png2018-12-17T20:36:15Z<p>Per: Per laddade upp en ny version av Fil:Kolloider aggregering.png</p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=445Kolloider2018-12-17T20:35:53Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm (eller upp till 100 mikrometer för vissa typer av emulsioner). I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_aggregering.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på aggregering och därefter sedimentering p.g.a. densitetsskillnad.]]<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider ''aggregerar'' efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 2. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 3: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 2.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 3.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|200px|Figur 4: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 5 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 6: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 6. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
<br />
http://nsb.wikidot.com/local--resized-images/c-9-5-5-4/Emulsion%202.jpg/medium.jpg<br />
<br />
Figur 7. Schematisk bild av o/w-emulsion (vänster) och w/o-emulsion (höger) med emulgeringsmedlets amfifila molekyler utritade i extremt överdriven storlek. ''Image attributed to: http://nsb.wikidot.com/printer--friendly//c-9-5-5-4''<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör, samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=444Kolloider2018-12-17T20:14:19Z<p>Per: /* Interaktioner mellan kolloidpartiklar */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan partiklar i en suspension ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals-<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör, samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=443Kolloider2018-12-17T20:12:52Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
=== Den totala interaktionen ===<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör, samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=442Kolloider2018-12-17T20:12:05Z<p>Per: /* Emulsioner */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
=== Typer av emulsioner ===<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör, samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
=== Tillverkning ===<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (''dispergering''), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* ''Kondensering'', då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* ''Fasinvertering'', då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
=== Stabilitet ===<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* ''Flockulering'' (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* ''Koalescens'' (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=441Kolloider2018-12-17T20:07:31Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.<br />
<br />
==Emulsioner==<br />
<br />
En emulsion är en kolloid bestående av vätskedroppar dispergerade i en annan vätska. Vätskorna måste naturligtvis vara i stort sett olösliga i varandra för att detta ska kunna ske. Detta betyder att termodynamiskt sett så befinner vi oss i ett tvåfasområde där Gibbs energi är lägre när de två vätskorna ligger i två separata faser än om de bildade en lösning. Eftersom finfördelade droppar nödvändigtvis har större total ytarea än bulk (se uppgift K42), och därmed också större ytenergi, är en vanlig emulsion <b>inte termodynamiskt stabil</b>. Termodynamiskt stabila system av vätskedroppar i vätska kallas för mikroemulsioner eftersom de typiskt har mindre droppstorlek (i kombination med lämpligt emulgeringsmedel), dessa kommer inte diskuteras vidare här.<br />
<br />
De viktigaste typerna av emulsioner benämns "olja i vatten" (o/w) och "vatten i olja" (w/o). Den första typen består av droppar av opolära molekyler i vatten, medan den andra typen består av vattendroppar i en opolär vätska. I båda fallen behövs också mindre mängder av en tredje komponent som kallas emulgeringsmedel (eller emulgerare). Det är ofta en surfaktant vars molekyler är amfifila och adsorberar till ytskiktet mellan de två faserna, orienterade på lämpligt sätt (det hydrofila huvudet mot vattenfasen och den hydrofoba svansen mot oljefasen). <br />
<br />
Emulgeringsmedlet kan sägas ha två huvudsyften: <br />
* att sänka ytspänningen mellan dropparna och det omgivande mediet och därmed minska ytenergin för emulsionen<br />
* att fungera som en fysisk barriär som hindrar vätskedropparna att komma i kontakt med varandra<br />
<br />
Exempel på o/w-emulsioner är mjölk och bearnaise-sås. Exempel på w/o-emulsioner är smör, samt många solskyddsprodukter. Vilken typ av emulsion som erhålls beror inte bara på proportionerna utan även andra faktorer som t.ex. emulgeringsmedlet. Exempelvis kan majonnäs ha ett fettinnehåll på uppemot 80% men det är ändå en o/w-emulsion.<br />
<br />
En emulsion kan tillverkas på flera olika sätt:<br />
* Mekanisk finfördelning (dispergering), då bulkfasen slås sönder i en slags kvarn.<br />
* "Kondensering", då man har det opolära ämnet löst i ett "halvpolärt" lösningsmedel, som t.ex. etanol, och sedan minskar lösligheten genom att t.ex. späda ut etanolen med vatten under speciella betingelser.<br />
* Fasinvertering, då man går från exempelvis en o/w-emulsion till en w/o-emulsion genom tillsatser, eller genom mekanisk bearbetning om man redan har en sammansättning som gör den "andra" typen mer stabil. Ett exempel är när grädde vispas till smör, som är den mer stabila typen av emulsion för den sammansättning som grädden har.<br />
<br />
Stabiliteten för en emulsion kan i vissa fall förutsägas genom DLVO-modellen, även om förekomsten av emulgeringsmedlet naturligtvis komplicerar saken. För emulsioner brukar man skilja på två typer av aggregering:<br />
<br />
* Flockulering (reversibel aggregering), då dropparna lägger sig intill varandra men utan att slå sig samman. Om vätskorna har olika densitet så kan det dessutom ske ''gräddbildning'' (om dropparna lägger sig på ytan) eller ''sedimentering'' (om de sjunker). Dessa processer kan motverkas genom att minska partikelstorleken så att aggregeringen hindras av vanlig Brownsk rörelse. Det är detta man gör genom homogenisering av mjölk.<br />
* Koalescens (irreversibel aggregering), då dropparna slår sig samman till större droppar och så småningom till hela bulkfaser. Processen kallas ofta ''koagulering'' när det handlar om proteiner.<br />
<br />
<br />
r det ofta.<br />
<br />
* Koalescens</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=440Kolloider2018-12-17T18:48:58Z<p>Per: /* Den totala interaktionen */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>K_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_distdef.png&diff=439Fil:Kolloider distdef.png2018-12-17T18:47:32Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=438Kolloider2018-12-17T18:46:47Z<p>Per: /* Interaktioner mellan kolloidpartiklar */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>k_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_def.png&diff=437Fil:Kolloider def.png2018-12-17T18:45:50Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_dlvo.png&diff=434Fil:Kolloider dlvo.png2018-12-17T18:41:16Z<p>Per: Per laddade upp en ny version av Fil:Kolloider dlvo.png</p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=433Kolloider2018-12-17T18:36:29Z<p>Per: /* Den totala interaktionen */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_def.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>k_{el}=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter tillräckligt mycket salt.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_dlvo.png&diff=432Fil:Kolloider dlvo.png2018-12-17T18:34:40Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=431Kolloider2018-12-17T18:34:26Z<p>Per: /* Den totala interaktionen */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_def.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_dlvo.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>k_el=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter salt.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=430Kolloider2018-12-17T18:32:14Z<p>Per: /* Den totala interaktionen */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_def.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 4: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 4 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna. Det finns även ett (ofta grunt) minimum utanför barriären. <br />
<br />
Denna energibarriär är orsaken till att en kolloidal suspension kan vara kinetiskt stabil över mycket lång tid, trots att den inte är termodynamiskt stabil. Om två partiklar skulle komma riktigt nära varandra ("innanför" barriären), så skulle de omedelbart aggregera eftersom Gibbs energi där blir mindre och mindre ju närmare de kommer. Men om barriären är hög blir det osannolikt att partiklarna hamnar så nära varandra, eftersom partiklarna repellerar varandra utanför barriären (Gibbs energi minskar med ökande avstånd). Minimat utanför barriären anger då det mest optimala avståndet mellan partiklarna i suspensionen, som befinner sig i ett "metastabilt" tillstånd. <br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 5: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar vid olika koncentrationer av NaCl. Gibbs interaktionsenergi har dividerats med den "termiska energin" k<sub>B</sub>T, där k<sub>B</sub> är Boltzmanns konstant. Parametrarna för systemet i detta exempel är: <math>r=50</math> nm, <math>H=3\cdot 10^{-20}</math> J, <math>k_el=3\cdot 10^{-20}</math> J/m och <math>T=300</math> K.]]<br />
<br />
Eftersom den elektriska repulsionen (men inte van der Waals-attraktionen) påverkas av Debye-längden, kommer formen och höjden på energibarriären att variera med saltkoncentrationen i lösningen. Detta illustreras i figur 5. Ett vanligt sätt att få en suspension (eller emulsion) att aggregera är därför att öka saltkoncentrationen. Exempelvis koagulerar mjölk om man tillsätter salt.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=429Kolloider2018-12-17T16:17:31Z<p>Per: /* Interaktioner mellan kolloidpartiklar */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_def.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 3: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 3 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=427Kolloider2018-12-17T16:14:49Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
[[Fil:kolloider_distdef.png|frame|400px|Figur 3: Definitioner av avstånd i formlerna för interaktionsenergi mellan två partiklar.]]<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 3: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 3 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=426Kolloider2018-12-17T15:32:18Z<p>Per: /* Elektrostatiska interaktioner */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är lösningsmedlets dielektricitetskonstant (t.ex. 78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, som ges av:<br />
<br />
:<math>I=\frac{1}{2}\sum_i c_i \cdot z_i^2</math><br />
<br />
där summan går över alla jonslag, <math>z_i</math> är jonens laddning (+1, -2 etc.) och <math>c_i</math> är koncentrationen av jonslaget. Vi ser på formeln att för 1:1-salter som t.ex. NaCl är jonstyrkan detsamma som totalkoncentrationen, medan exempelvis en CaCl<sub>2</sub>-lösning med koncentrationen 1 mol/m<sup>3</sup> har jonstyrkan <math>I=\frac{1}{2} \left(1\cdot 2^2+2\cdot (-1)^2\right)=3</math> mol/m<sup>3</sup>.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdning.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 3: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 3 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_elvdw.png&diff=425Fil:Kolloider elvdw.png2018-12-17T13:23:28Z<p>Per: Per laddade upp en ny version av Fil:Kolloider elvdw.png</p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_repattrint.png&diff=424Fil:Kolloider repattrint.png2018-12-17T13:22:53Z<p>Per: Per laddade upp en ny version av Fil:Kolloider repattrint.png</p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_elvdw.png&diff=423Fil:Kolloider elvdw.png2018-12-16T02:20:35Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=422Kolloider2018-12-16T02:15:22Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>G_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>G_{el} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdningar.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>G_{tot} = G_{el}+G_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
[[Fil:kolloider_elvdw.png|frame|400px|Figur 3: Interaktionsprofiler för två sfäriska partiklar.]]<br />
<br />
<br />
I figur 3 är <math>G_{el}</math>, <math>G_{vdw}</math> och <math>G_{tot}</math> för interaktionen mellan två sfäriska partiklar inritade som funktion av avståndet ''s'' mellan partiklarna. Som framgår av figuren dominerar van der Waals interaktionen, <math>G_{vdw}</math>, på korta avstånd. På lite längre avstånd ger <math>G_{el}</math> ofta upphov till en energibarriär som sedan försvinner på större avstånd mellan partiklarna.</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=421Kolloider2018-12-16T02:04:36Z<p>Per: /* Den totala interaktionen */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>u_{ele} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdningar.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin (formulerad på 1940-talet av Deryagin, Landau, Verwey och Overbeck):<br />
:<math>u_{DLVO} (s) = u_{ele}+u_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
I figur 3 är</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=420Kolloider2018-12-16T02:01:11Z<p>Per: /* Elektrostatiska interaktioner */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället bilda ett mer kompakt dubbellager. Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>u_{ele} \approx K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
där <math>K_{el}</math> är en konstant som bl.a. beror på partiklarnas ytladdningar.<br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:<br />
:<math>u_{DLVO} (s) = u_{ele}+u_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=419Kolloider2018-12-16T01:41:40Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 2: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället . Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>u_{ele}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:<br />
:<math>u_{DLVO} (s) = u_{ele}+u_{vdw}=K_{el}\cdot r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=418Kolloider2018-12-16T01:39:57Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 1. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv för alla avstånd.]]<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 2. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
[[Fil:kolloider_repattrint.png|frame|400px|Figur 1: Exempel på partikel-partikel interaktion som är repulsiv på stora avstånd men attraktiv på korta avstånd.]]<br />
<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i två grupper: lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 1.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 2.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
I fortsättningen ska vi förutsätta att vi menar lyofoba kolloider, om inget annat anges.<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. De beror på att de tillfälliga inducerade dipoler, vilka uppstår när elektronmolnen fluktuerar slumpmässigt, tenderar att rikta in sig med varandra så att den genomsnittliga elektrostatiska attraktionen mellan molekylerna blir attraktiv. För polära molekyler, som t.ex. vatten, finns även effekten att molekylerna tenderar att lite oftare ligga så att de permanenta dipolerna riktar in sig med varandra. Gemensamt för dessa attraktioner är att attraktionsenergin är approximativt omvänt proportionell mot avståndet upphöjt till 6.<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är det en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=-\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället . Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna, som avtar exponentiellt med växande avstånd mellan partiklarna och samtidigt är proportionell mot partiklarnas storlek:<br />
<br />
:<math>u_{ele}=K_{el}\cdot\r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right)</math><br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:<br />
:<math>u_{DLVO} (s) = u_{ele}+u_{vdw}=K_{el}\cdot\r\cdot\exp\left(-\frac{s}{L_D}\right) -\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_aggregering.png&diff=417Fil:Kolloider aggregering.png2018-12-16T00:52:10Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_repattrint.png&diff=416Fil:Kolloider repattrint.png2018-12-16T00:50:18Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Fil:Kolloider_repint.png&diff=415Fil:Kolloider repint.png2018-12-16T00:49:36Z<p>Per: </p>
<hr />
<div></div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=414Kolloider2018-12-16T00:37:22Z<p>Per: /* Klassificering av lyofoba kolloider */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 6-3. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 6-4. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i grupperna, lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 6-3.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 6-4.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''Kolloider'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. XXXXX<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är detta en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället . Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna.<br />
<br />
Mer exakt ges <br />
<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Kolloider&diff=413Kolloider2018-12-16T00:36:08Z<p>Per: /* Klassificering av lyofoba kolloider */</p>
<hr />
<div>''Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln [https://en.wikipedia.org/wiki/Colloid Colloid] och vidare länkar därifrån.''<br />
<br />
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en<br />
kontinuerlig fas. Med ”små” menas här att åtminstone en av partikelns, eller aggregatets, dimensioner är i storleksområdet 1-1000 nm. I en del litteratur kallas istället själva partiklarna kolloider.<br />
<br />
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är<br />
termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en<br />
annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen<br />
i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.<br />
<br />
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila<br />
och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider.<br />
För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet<br />
mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 6-3. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.<br />
<br />
För andra kolloider kan partikel-<br />
partikel interaktionen vara repulsiv på<br />
stora avstånd, men kraftigt attraktiv på<br />
korta avstånd, se figur 6-4. Dessa<br />
kolloider är inte termodynamiskt<br />
stabila och bildar för eller senare en<br />
fällning. Om energibarriären för en<br />
sammanslagning av de två partiklarna<br />
är hög kan det ta lång tid innan<br />
kolloiderna bildar en fällning.<br />
<br />
== Två typer av kolloider ==<br />
<br />
Kolloider delas traditionellt in i grupperna, lyofila och lyofoba kolloider.<br />
<br />
'''Lyofila kolloider''' bildas (dispergeras) spontant vid<br />
kontakt med dispersionsmedlet och är oftast<br />
termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög<br />
ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att<br />
aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 6-3.<br />
<br />
Exempel på lyofila kolloider är:<br />
*[[Surfaktanter|Miceller]]<br />
*Enzymer<br />
*Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)<br />
<br />
'''Lyofoba kolloider''' kräver energitillförsel för<br />
att bildas ( malning, dispergering ) och är<br />
inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa<br />
lyofoba kolloider vara dispergerade under<br />
ganska lång tid innan de fasseparerar.<br />
Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger<br />
oftast upphov till en interaktionsprofil enligt<br />
figur 6-4.<br />
Exempel på lyofoba kolloider är:<br />
*Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar<br />
*Emulsioner<br />
<br />
==Klassificering av lyofoba kolloider ==<br />
<br />
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på<br />
fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:<br />
<br />
{| border="1" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse;"<br />
|- bgcolor="#c0ffff" style="border: 1px #aaa solid;"<br />
|-<br />
| align="center" colspan="2" rowspan="2" | '''[[Kolloid]]er'''<br />
| colspan="3" align="center" | '''Mediets fas'''<br />
|-<br />
| '''fast'''<br />
| '''vätska'''<br />
| '''gas'''<br />
|-<br />
| rowspan="3" align="center" | '''Partiklarnas<br />fas'''<br />
| '''fast'''<br />
| fast sol<br />
| suspension (sol)<br />
| aerosol (rök)<br />
|-<br />
| '''vätska'''<br />
| gel<br />
| emulsion<br />
| aerosol (dimma)<br />
|- <br />
| '''gas'''<br />
| fast skum<br />
| skum<br />
| (finns inte)<br />
|}<br />
<br />
== Interaktioner mellan kolloidpartiklar ==<br />
<br />
De viktigaste typerna av interaktioner i kolloidkemin är attraktiva Van der Waals-krafter (som ibland kallas dispersionskrafter) samt elektrostatiska krafter (oftast repulsiva) mellan laddade partiklar. Dessa två typer ingår i den så kallade DLVO-teorin (se nedan). Andra typer av interaktioner som kan förekomma är steriska hinder (ett annat ämne hindrar partiklarna från att komma för nära varandra), solvationskrafter (lösningsmedlets molekyler orienterar sig på ett visst sätt) och syra-bas-krafter.<br />
<br />
=== Van der Waals-interaktioner ===<br />
<br />
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. XXXXX<br />
<br />
För att beräkna van der Waals<br />
interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan<br />
alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är detta en mycket<br />
komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka<br />
varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter-<br />
aktionen mellan olika molekyler anses additiv. För några enkla geometrier kan då den totala interaktionsenergin beräknas genom integrering. Speciellt, för sfäriska partiklar med radien ''r'' på ett avstånd ''s'' gäller:<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
där <math>H</math> är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.<br />
<br />
=== Elektrostatiska interaktioner ===<br />
<br />
En kolloidpartikel får oftast en elektriskt laddad yta när den befinner sig i vatten, antingen på grund av lättlösta joner som "lossnar" från partikeln eller genom syra-basjämvikter som uppstår i vattnet. I vattnet finns då åtminstone de joner som "lossnat" eller på annat sätt skulle neutralisera partikeln, de så kallade motjonerna, men ofta även andra jonslag, alla med en viss koncentration som förstås beror på vilka salter man tillsatt till lösningen.<br />
<br />
Joner med motsatt laddning jämfört med den laddade ytan attraheras förstås till ytan. Den enklaste modellen för detta vore att ett lager av motjoner ligger<br />
tätt intill den laddade ytan och neutraliserar den. Ytans laddningar och motjonernas laddningar skapar då ett "elektriskt dubbellager". Så ser det dock inte ut i verkligheten, eftersom entropin tenderar att få jonerna att sprida ut sig. En mer korrekt bild är att vi har en högre koncentration av motjoner och en lägre koncentration av medjoner i ett område som sträcker sig en bra bit utanför ytan. Vi talar om ett ''diffust elektriskt dubbellager''. Det går att visa att för måttliga ytladdningar och envärda joner beskrivs jonernas fördelning bra av Poisson-Boltzmanns ekvation, som för en plan vägg ger en karakteristisk "tjocklek", ''Debye-längden'', på det diffusa elektriska dubbellagret. Debye-längden kan beräknas med formeln<br />
<br />
:<math>L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}</math><br />
<br />
där <math>\epsilon_0</math> och <math>F</math> är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), <math>\epsilon_r</math> är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och <math>I</math> är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.<br />
<br />
Man kan visa att två partiklar av samma typ (låt oss säga positivt laddade) börjar växelverka elektrostatiskt ungefär när deras respektive dubbellager börjar överlappa, d.v.s. när avståndet blir i storleksordningen två Debyelängder. På längre avstånd än så uppfattar partiklarna varandra som i stort sett oladdade (p.g.a. att motjonerna neutraliserar ytladdningen) och ingen nämnvärd omorganisation av jonerna behövs. När partiklarna kommer närmare varandra, däremot, så tvingas jonfördelningen att avvika från den mest fördelaktiga fördelningen (Poisson-Boltzmann-fördelningen) och istället . Detta är entropiskt ofördelaktigt och ger upphov till en repulsiv kraft mellan partiklarna.<br />
<br />
Mer exakt ges <br />
<br />
<br />
:<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math><br />
<br />
== Den totala interaktionen ==<br />
<br />
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=412Inför föreläsningen2018-12-07T15:24:53Z<p>Per: /* Föreläsning 14, måndag 10/12 */</p>
<hr />
<div>== Föreläsning 14, måndag 10/12 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi avsluta det allmänna avsnittet om ytspänning genom att prata om Youngs ekvation och kapillärstigning. Läs gärna kompendietexten om ytspänning som finns på Live.<br />
<br />
Därefter ska vi gå igenom adsorption och speciellt Gibbs adsorptionsekvation. En text till detta avsnitt finns på wiki-sidan: [[Adsorption]]. Detta är det klart svåraste området i ytkemidelen av kursen, och det är därför vi går igenom det redan på den andra föreläsningen, för att det ska finnas gott om tid att få hjälp på övningarna. De återstående två föreläsningarna kommer sedan i huvudsak beskriva kvalitativa fenomen.<br />
<br />
Jag har även lagt ut preliminära slides för föreläsningen, om det underlättar för någon.<br />
<br />
== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=411Inför föreläsningen2018-12-07T15:13:29Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>== Föreläsning 14, måndag 10/12 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi avsluta det allmänna avsnittet om ytspänning genom att prata om Youngs ekvation och kapillärstigning. Läs gärna kompendietexten om ytspänning som finns på Live.<br />
<br />
Därefter ska vi gå igenom adsorption och speciellt Gibbs adsorptionsekvation. En text till detta avsnitt finns på wiki-sidan: [[Adsorption]]<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Huvudsida&diff=410Huvudsida2018-12-05T10:12:54Z<p>Per: /* Litteraturuppgift */</p>
<hr />
<div>Detta är startpunkten för extramaterialet i kursen KFKA10 Termodynamik och ytkemi. Den kommer att uppdateras gradvis under kursens gång.<br />
<br />
== Extramaterial ==<br />
<br />
'''Termodynamik:'''<br />
*[[Gaser]]<br />
*[[Extensiva och intensiva storheter]]<br />
*[[Termodynamik med differentialer]]<br />
*[[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]]<br />
*[[Fundamentalekvationerna]]<br />
*[[Gibbs energi och kemisk potential]]<br />
*[[Fasjämvikter]]<br />
*[[Ideal lösning]]<br />
*[[Kolligativa egenskaper]]<br />
*Kemisk jämvikt. Finns på Live under kompendieutdrag, [https://liveatlund.lu.se/departments/bpc/KFKA10/KFKA10_2018HT_100_1_NML__1281/CourseDocuments/Kemisk_jamvikt.pdf direktlänk]<br />
<br />
'''Ytkemi:'''<br />
*Gränsytan mellan olika faser, ytspänning. Finns på Live under kompendieutdrag, [https://liveatlund.lu.se/departments/bpc/KFKA10/KFKA10_2018HT_100_1_NML__1281/CourseDocuments/ytspanning.pdf direktlänk]<br />
*[[Adsorption]]<br />
*[[Surfaktanter]]<br />
*Kolloider (material ej färdigt)<br />
<br />
'''Övrigt:'''<br />
*[[MATLAB-övningar]]<br />
<br />
== Litteraturuppgift ==<br />
<br />
[[Litteraturuppgift]] (Kort uppgift om tillämpningar av termodynamik och ytkemi. Inlämning senast 18/12)<br />
<br />
== Kunskapskrav och tentamensmodell==<br />
<br />
*[[Kunskapskrav]]<br />
<br />
== Länkar ==<br />
<br />
*[http://klur.se/termupp TermUpp (automaträttade inlämningsuppgifter)]<br />
*[http://klur.se/termomini Interaktiv miniräknare ]<br />
<br />
== Rättelser ==<br />
<br />
*[[Rättelser till Atkin's Chemical Principles]]<br />
*[[Rättelser till Mortimer's Physical Chemistry]]<br />
<br />
== Rekommendationer inför föreläsningarna ==<br />
[[Inför föreläsningen]]<br />
<br />
== Ledningar ==<br />
OBS! Tanken med denna vägledning är att man ska få ledtrådar när man kört fast på någon uppgift. Om du ofta måste använda vägledningarna tyder det på att du inte förstått alla begrepp i kurslitteraturen, och det kan då vara bättre att läsa mer där.<br />
<br />
Tänk på att det oftast är väl värt tiden att sitta och klura på uppgifterna, eller att prata med en kompis. Använd ledningarna sparsamt! Uppgifter med fetstil har hjälp i två nivåer, först en ledtråd och sedan att det går att visa mer hjälp.<br />
<br />
*Tema 1 : [[3B.11]], [[3B.41]], [[3C.3]], [[3C.5]], [[K1]], [[K2]], [[K3]]<br />
*Tema 2 : [[4B.5]], [[4B.9]], [[4B.13]], [[K4]], '''[[4C.3]]''', '''[[4C.13]]''', [[4C.15]]<br />
*Tema 3 : [[K5]], [[K6]], [[K7]]<br />
*Tema 4 : [[K8]], [[K9]], [[K10]], [[K11]], [[K12]]<br />
*Tema 5 : [[4F.3]], [[4F.5]], [[4F.7]], [[4F.13]], [[K13]], '''[[4F.17]]''', '''[[4H.13]]'''<br />
*Tema 6 : [[4H.9]], [[4H.3]], [[4I.1]], '''[[4I.9]]''', '''[[K14]]''', '''[[K15]]'''<br />
*Tema 7 : [[4J.17]], [[K16]], '''[[K17]]'''<br />
*Tema 8 : [[5A.7]], '''[[5A.11]]''', '''[[5.17]]''', [[5.27]], [[K18]], [[K19]], '''[[K20]]'''<br />
*Tema 9 : [[5C.1]], [[5C.11a]], [[5C.13]], '''[[K21]]''', '''[[K22]]'''<br />
*Tema 10 : [[K23]], '''[[K24]]''', [[K25]], [[K26]]<br />
*Tema 11 : [[5C.5]], [[K27]], [[K28]], [[K29]]<br />
*Tema 12 : [[5G.15]], [[5G.21]], [[5I.5]], '''[[5I.19]]''', [[5J.1]], [[5J.5]], '''[[5.41]]''', '''[[5.43]]''', '''[[5.47]]''', [[K30]]<br />
*Tema 13 : [[K31]], [[K32]], [[K33]], '''[[K34]]'''<br />
*Tema 14 : [[K35]], [[K36]], '''[[K37]]''', '''[[K38]]''', '''[[K39]]'''<br />
*Tema 15 : [[K40]], [[K41]]<br />
*Tema 16 : [[K42]], [[K43]]</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Litteraturuppgift&diff=409Litteraturuppgift2018-12-05T10:11:01Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>Runt omkring oss finns mängder av praktiska tillämpningar av termodynamik och ytkemi. I denna uppgift ska du läsa översiktligt (wikipedia) om '''tre tillämpningar som jag valt ut''' och svara på några enkla faktafrågor om dessa. Därefter väljer du '''en av dessa tillämpningar''' för fördjupning, och läser ytterligare någon eller några texter om denna (förslag på texter finns nedan). Under föreläsningen den 19/12 diskuterar vi de här tillämpningarna gruppvis och fångar upp vad ni har kommit fram till. <br />
<br />
Om du är mer intresserad av någon annan tillämpning kan du välja att i fördjupningsdelen läsa om den istället, och i så fall redovisa kortfattat för den under föreläsningen. Grunduppgiften att besvara frågor om de tre tillämpningarna nedan är dock ändå obligatorisk.<br />
<br />
När du läser, leta speciellt efter kopplingar till kursen. Vilka termodynamiska eller ytkemiska principer används, och vad finns det för parametrar att variera? Försök även att bilda dig en uppfattning om vad det finns för fördelar och nackdelar med teknikerna, så att ni sedan gruppvis kan diskutera och försöka avväga dessa. Tänk på vem som skrivit texterna; kan informationen vara partisk eller vinklad på något sätt? (jag har dock inte medvetet valt sådana texter).<br />
<br />
Du kan välja andra artiklar att läsa. Hittar du något särskilt intressant så maila gärna en länk så lägger jag till den så att andra kan använda källan.<br />
<br />
== Avsaltning ==<br />
<br />
*[https://en.wikipedia.org/wiki/Desalination Wikipedia: '''Desalination''']<br />
*[https://www.ctc-n.org/technologies/seawater-desalination Climate technology centre & network: '''Seawater desalination''']<br />
*[https://www.technologyreview.com/s/533446/desalination-out-of-desperation/ D. Talbot: '''Desalination out of Desperation'''] (MIT Technology review)<br />
<br />
Titta framför allt på destillering respektive omvänd osmos och försök gärna jämföra metoderna.<br />
<br />
== Flotation ==<br />
*[https://en.wikipedia.org/wiki/Froth_flotation Wikipedia: '''Froth flotation''']<br />
*[http://nptel.ac.in/courses/103103033/module6/lecture6.pdf P. Ghosh: '''Froth flotation'''] (utdrag ur lärobok, sid 1-10 mest intressant)<br />
*[https://link.springer.com/content/pdf/10.1385/1-59259-820-x:431.pdf Wang, Fahey & Wu: '''Dissolved air flotation'''] (bokkapitel, avsnitt 1.1 och 3.1 mest intressant)<br />
<br />
Fundera på likheter och skillnader för de olika användningarna av flotation.<br />
<br />
== Oljedispersanter ==<br />
<br />
*[https://en.wikipedia.org/wiki/Oil_dispersants Wikipedia: '''Oil dispersants''']<br />
*[https://response.restoration.noaa.gov/about/media/what-have-we-learned-about-using-dispersants-during-next-big-oil-spill.html D. Helton (National Oceanic and Atmospheric Administration): '''What Have We Learned About Using Dispersants During the Next Big Oil Spill?''']<br />
*[http://masgc.org/oilscience/oil-spill-science-dispersant-bkgrnd.pdf Mississippi-Alabama Sea Grant Consortium: '''Chemical dispersants and their role in oil spill response''']<br />
<br />
Fundera över om det är bra eller dåligt.<br />
<br />
= Frågor =<br />
<br />
Alla frågorna ligger i ett google-formulär. Du måste besvara alla frågorna innan du skickar formuläret.<br />
<br />
Alla svaren finns i de tre wikipedia-artiklarna länkade ovan. Alla rätt krävs för godkänt, annars kontaktas du via epost och får lämna in skriftlig komplettering.<br />
<br />
'''OBS! Frågorna ska besvaras individuellt! Sista svarsdatum är 18/12''' (fram till midnatt går bra)<br />
<br />
[https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSfdXJ891kKm-RY-G0SwT5QXfjV5niKz8MIaoLSnpOMRAok2bw/viewform?usp=sf_link Klicka för att svara på frågorna]<br />
<br />
När du läst någon eller några ytterligare texter ska du också ange vilka du läst genom att svara även på följande formulär (med bara en fråga):<br />
<br />
[https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSc1AIN3DPyqM3HOu5cP_p-NAiglLqtUfdixu0nSj202YZ4YSA/viewform?usp=sf_link Klicka för att ange vad du läst]</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=408Inför föreläsningen2018-11-30T14:37:16Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg, samt vid behov repetera avsnitt 5G i boken. Sen kommer vi titta på hur jämvikter beror på temperatur och tryck, detta står i avsnitt 5J i boken.<br />
<br />
Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man blir säker. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Perhttp://klur.se/termo/index.php?title=Inf%C3%B6r_f%C3%B6rel%C3%A4sningen&diff=407Inför föreläsningen2018-11-30T14:05:50Z<p>Per: </p>
<hr />
<div>== Föreläsning 12, måndag 3/12 ==<br />
<br />
På den sista föreläsningen på termodynamikdelen av kursen ska vi utnyttja det vi vet om aktivitet för att gå igenom den termodynamiska beskrivningen av kemisk jämvikt. Vi kommer att följa kompendietexten om Kemisk jämvikt som ligger på Live@Lund, så jag rekommenderar att läsa igenom den i förväg. Som ni ser finns det en mängd rekommenderade uppgifter på kemisk jämvikt, det mesta är repetition från den tidigare kemikursen och kan skippas om de känns för lätta. Men det brukar vara nyttigt att göra ganska många uppgifter, så man får upp farten. <br />
<br />
<br />
== Föreläsning 10, måndag 26/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi fortsätta prata om destillation (s 370-371 i boken). Vi ska göra en annan tolkning av de tillståndsdiagram vi tittade på under föreläsning 9, nämligen för att avgöra om en eller två faser är stabila vid olika punkter. Det är ett sätt att tänka som jag tror är nytt för er men som kommer vara till nytta, bli.a. i senare kurser. Det är helt kvalitativt och inte särskilt svårt, men jag rekommenderar att titta i förväg i extramaterialet om [[Ideal lösning]] eftersom det kan vara svårbegripligt första gången man ser det. Där finns också ett avsnitt om avvikelse från ideal lösning där begreppet aktivitetsfaktor presenteras, vilket vi också ska gå igenom på måndag. <br />
<br />
Vi kommer också säga något om destillationslabben så det är bra om ni läst igenom handledningen till den.<br />
<br />
== Föreläsning 9, fredag 23/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi prata om ideala lösningar, Raoults lag och destillering. Detta beskrivs bra i boken (s. 364-371, observera dock [[Rättelser till Atkin's Chemical Principles | felet i figur 5C.11]]), men vi kommer gå djupare och förklara sambandet utifrån kemisk potential. Kolla därför även gärna extramaterialet om [[Ideal lösning]].<br />
<br />
<br />
== Föreläsning 8, onsdag 21/11 ==<br />
<br />
På onsdagens föreläsning ska vi fortsätta prata om fasjämvikter och ge exempel på hur vi använder Clapeyrons ekvation för smältpunktens tryckberoende och Clausius-Clapeyrons ekvation för sambandet mellan temperatur och ångtryck. En bra förberedelse är att läsa tillhörande avsnitt i boken, särskilt avsnitt 5A inklusive härledningen av Clausius-Clapeyrons ekvation på s 352, samt extramaterialet om [[Fasjämvikter]]. Även labbhandledningen för destillationslabben är relevant.<br />
<br />
Jag kommer även nämna något om den uppgiften på datorlabben där man ska titta i gasmodell.m.<br />
<br />
== Föreläsning 7, måndag 19/11 ==<br />
<br />
På måndagens föreläsning ska vi slutföra resonemanget om drivkrafterna för att processer sker, och sedan titta på hur Gibbs energi beror på temperaturen och trycket, genom att utnyttja de så kallade fundamentalekvationerna. Därefter ska vi introducera begreppet kemisk potential, som vi kommer ha stor nytta av genom återstoden av kursen. Troligen kommer vi också börja prata om fasjämvikter, för att ha gott om tid för räkneexempel på onsdag när vi ska avsluta avsnittet om enkomponentsystem.<br />
<br />
Som förberedelse, läs gärna extramaterialet om [[Gibbs energi och kemisk potential]] eftersom detta står ganska kortfattat och utspritt i boken (hänvisningar till boken finns i extramaterialet). Härledningen av [[fundamentalekvationerna]] är frivillig läsning. Fasjämvikter beskrivs översiktligt på de sidor som står listade till onsdagens föreläsning (349-363) medan vår mer matematiska beskrivning finns i extramaterialet om [[Fasjämvikter]].<br />
<br />
== Föreläsning 6, fredag 16/11 ==<br />
<br />
På fredagens föreläsning ska vi utnyttja det vi vet om entropi för att repetera den övergripande teorin för värmemaskiner och värmepumpar som ni gjorde grundligt på fysiken. Sedan ska vi gå igenom teorin till datorlabben (Värmepump), som låter oss titta tillbaka på adiabatisk expansion med de nya verktyg vi har nu. Det är därför bra om ni har läst handledningen i förväg och tänkt igenom om ni har några frågor. Om ni är osäkra på programmering rekommenderar jag också att göra några förberedande [[MATLAB-övningar]] före datorövningen på måndag.<br />
<br />
Därefter ska vi titta på Gibbs och Helmholtz energier och deras betydelse. Som förberedelse för det rekommenderas sidorna i boken (321-332, 335-336) som handlar om Gibbs energi. Det kommer inte finnas med uppgifter om Helmholtz energi på tentan.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 5, onsdag 14/11 ==<br />
<br />
Onsdagens föreläsning kommer vi att ägna åt entropi, både hur den praktiskt beräknas och dess betydelse i termodynamikens andra huvudsats. I denna del täcks kursinnehållet i stort sett av texten i Chemical principles, med enda skillnaden att vi använder oss av det kraftfulla verktyget vi lärt oss tidigare, differentialkalkyl, för att beräkna entropiändringar även i problem där exempelvis värmekapaciteten inte är konstant. En bra förberedelse är därför att läsa de angivna avsnitten i boken (296-307, 314-319, och gärna även det mellanliggande avsnittet om den statistiska definitionen).<br />
<br />
Observera också att extramaterialet om [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]] har kompletterats efter måndagens föreläsning med ett sista stycke som förklarar molekylärt varför Joule-Thomson-effekten orsakar just en kyleffekt för normala gaser.<br />
<br />
== Inför Föreläsning 4, måndag 12/11 ==<br />
<br />
Som ni märker går det ganska fort framåt och det är viktigt att hänga med, både på det nya materialet vi gått igenom på föreläsningarna och det som ni förutsätts repetera själva, framför allt hur man räknar ut reaktionsentalpin för kemiska reaktioner, genom Hess lag och genom att använda standardbildningsentalpier från tabeller (kap. 4D). Och även hur smält- och ångbildningsentalpier används.<br />
<br />
Vi kommer på måndag gå igenom hur vi kan räkna ut reaktionsentalpin vid en annan temperatur (CP s 285-286) och även ta något mer exempel där vi räknar ut både entalpi och inre energi. Därefter ska vi gå över på helt nya saker som vi kan beräkna med hjälp av differentialer, bl.a. titta lite närmare på de icke-ideala termer som finns i uttrycken för inre energi och entalpi. Vi kommer att följa den text som ligger i extramaterialet, [[Differentialer för fasta ämnen och vätskor]], så det är lämpligt att ha läst igenom denna i förväg.<br />
<br />
== Viktiga koncept från första veckan ==<br />
<br />
Som lite hjälp att testa dig själv listar jag några viktiga koncept, ta gärna en stund och tänk igenom att du verkligen förstår dem. Det mesta är sånt som täcks bra i CP, så om du är osäker så passa på att läsa de rekommenderade sidorna där som hörde till de första tre föreläsningarna. Men det är också viktigt att förstå den något mer matematiska beskrivningen som finns i extramaterialet:[[Termodynamik_med_differentialer]].<br />
<br />
*Tillståndsekvationer<br />
*Kompressionsfaktorn, hur den varierar med trycket och den molekylära orsaken till denna variation<br />
*Ångtryck<br />
*Kritisk temperatur (den högsta temperatur där vätska kan förekomma)<br />
*Skillnaden på temperatur och värme.<br />
*Inre energi (vad ingår?)<br />
*Två sätt att överföra energi:<br />
**VÄRME: överföring av energi som sker som resultat av en temperaturskillnad<br />
**ARBETE: överföring av energi som sker som resultat att ett objekt rör sig mot en motriktad kraft. Arbete kan alltid användas för att lyfta en vikt.<br />
*Uppdelningen av världen i system och omgivning. Skillnaden på öppet, slutet och isolerat system. Ett slutet system kan ha begränsningar i energiutbytet: <br />
** en "fast gräns" gör att volymen är konstant och inget tryck-volymsarbete sker<br />
** en "adiabtisk gräns" gör att ingen värmeöverföring sker.<br />
** Ett isolerat system är sålunda ett slutet system vars gräns är både fast och adiabatisk.<br />
*Värme som tillförs till systemet och arbete som utförs på systemet definieras som positiva tal (inom fysik används ibland motsatt konvention för arbetet).<br />
*En tillståndsfunktion är en storhet som bara beror på systemets aktuella tillstånd och inte på vad som har hänt tidigare. Exempel på tillståndsfunktioner är volym (V), tryck (p), temperatur (T), inre energi (U), entalpi (H), entropi (S) och Gibbs energi (G). Däremot är värme och arbete INTE tillståndsfunktioner.<br />
*Första huvudsatsen säger att ändringen i ett systems inre energi är lika med summan av tillförd energi i form av såväl värme som arbete.<br />
*Den inre energin hos ett isolerat system är alltså konstant eftersom varken arbete eller värme utbyts med omgivningen.<br />
*Tryck-volymsarbetet kan beräknas som trycket multiplicerat med volymsändringen, men bara om trycket är konstant. Minustecknet framför behövs för att uppfylla konventionen att arbete utfört på systemet ska vara positivt (om systemet t.ex. har ökat i volym har det utfört arbete på omgivningen och arbetet ska vara negativt).<br />
*Värmekapacitet, särskilt de mer [[Termodynamik_med_differentialer#V.C3.A4rmekapacitet|exakta definitionerna]] i form av partiella derivator.<br />
*Vi kan tala om värmekapaciteten för systemet, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | extensiv storhet]] som beror av mängden. Vi kan också tala om den specifika värmekapaciteten (per kg) eller den molära värmekapaciteten (per mol) för ett ämne, då är det en [[Extensiva och intensiva storheter | intensiv storhet]] som inte beror av mängden (precis som t.ex. densitet).<br />
*Definitionen av entalpi: H=U+pV<br />
*Att entalpin är användbar när man arbetar vid konstant tryck eftersom skillnaden i entalpi då motsvarar tillförd värme.<br />
*Isoterm expansion<br />
*Adiabatisk expansion<br />
<br />
== Inför föreläsning 1, måndag 5/11 ==<br />
<br />
Fundera över vad energi är. <br />
<br />
Läs gärna avsnitten om gaser (147-166) och tillståndsekvationer (179-182) i Atkins och [[Gaser | extramaterialet]].<br />
<br />
Om du förstår begreppet partialtryck så kommer den här kursen gå galant!</div>Per