Skillnad mellan versioner av "Kolloider"
Per (Diskussion | bidrag) (→Elektrostatiska interaktioner) |
Per (Diskussion | bidrag) (→Elektrostatiska interaktioner) |
||
| Rad 115: | Rad 115: | ||
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. | 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. | ||
| − | 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. | + | 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. |
| + | |||
| + | Mer exakt ges | ||
:<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math> | :<math>u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}</math> | ||
| + | |||
| + | == Den totala interaktionen == | ||
| + | |||
| + | De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin: | ||
Versionen från 28 december 2017 kl. 11.06
Detta är en kort sammanfattning av ett stort område. För mer information, se wikipedia-artikeln Colloid och vidare länkar därifrån.
Kolloidala system, eller kolloider, är system som innehåller små partiklar fördelade i en 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.
Namnet kolloid infördes 1861 av den skotske kemisten Thomas Graham. En del kolloider är termodynamiskt stabila, men flertalet kolloider aggregerar efter hand samman till makroskopiska aggregat, se figur 1. Eftersom dessa makroskopiska aggregat som regel har en annan densitet än den omgivande kolloidala lösningen kommer de att avskiljas från lösningen i en sedimentationsprocess när de blivit tillräckligt stora.
Orsaken till att vissa kolloider är stabila och inte bildar fällningar, medan andra är instabila och faller ut, är skillnader i partikel-partikel interaktionerna mellan olika typer av kolloider. För vissa kolloider är partikel-partikel interaktionen alltid repulsiv, oberoende av avståndet mellan kolloiderna, se energiprofilen i figur 6-3. Dessa kolloider är termodynamiskt stabila.
För andra kolloider kan partikel- partikel interaktionen vara repulsiv på stora avstånd, men kraftigt attraktiv på korta avstånd, se figur 6-4. Dessa kolloider är inte termodynamiskt stabila och bildar för eller senare en fällning. Om energibarriären för en sammanslagning av de två partiklarna är hög kan det ta lång tid innan kolloiderna bildar en fällning.
Innehåll
Två typer av kolloider
Kolloider delas traditionellt in i grupperna, lyofila och lyofoba kolloider.
Lyofila kolloider bildas (dispergeras) spontant vid kontakt med dispersionsmedlet och är oftast termodynamiskt stabila inom ett stort koncentrationsintervall. Lyofila kolloider har ofta en hög ytladdningstäthet som stabiliserar kolloiderna från att aggregera. Interaktionen mellan lyofila kolloider ger oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 6-3.
Exempel på lyofila kolloider är:
- Miceller
- Enzymer
- Polyelektrolyter, d.v.s. polymerer med laddade monomerer (t.ex. polyakrylater i akrylfärg)
Lyofoba kolloider kräver energitillförsel för att bildas ( malning, dispergering ) och är inte termodynamiskt stabila. Dock kan vissa lyofoba kolloider vara dispergerade under ganska lång tid innan de fasseparerar. Interaktionen mellan lyofoba kolloider ger oftast upphov till en interaktionsprofil enligt figur 6-4. Exempel på lyofoba kolloider är:
- Finfördelade mineralpartiklar, t.ex. lerpartiklar
- Emulsioner
Klassificering av lyofoba kolloider
De lyofoba kolloiderna brukar betecknas med speciella benämningar beroende på fastypen på det dispergerade ämnet samt dispersionsmedlet, se följande tabell taget från Wikipedia:
| Kolloider | Mediets fas | |||
| fast | vätska | gas | ||
| Partiklarnas fas |
fast | fast sol | suspension (sol) | aerosol: rök |
| vätska | gel | emulsion | aerosol: dimma | |
| gas | fast skum | skum | (finns inte) | |
Interaktioner mellan kolloidpartiklar
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.
Van der Waals-interaktioner
Attraktiva Van der Waals-interaktioner finns mellan alla molekyler. XXXXX
För att beräkna van der Waals interaktionen mellan två kolloidala partiklar måste man ta hänsyn till interaktionen mellan alla molekyler i de två partiklarna. Om detta skall göras noggrant är detta en mycket komplicerad beräkning eftersom alla dipolerna i de två partiklarna kommer att påverka varandra. Som tur är går det emellertid att visa att som en god approximation kan inter- 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:
- Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}}
där Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle H} är den så kallade Hamakerkonstanten för det aktuella materialet.
Elektrostatiska interaktioner
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.
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 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
- Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle L_D=\sqrt{\frac{\epsilon_r \epsilon_0 R T}{2 F^2 I}}}
där Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle \epsilon_0} och Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle F} är fundamentala konstanter (vakuumpermittiviteten repsektive Faradays konstant), Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle \epsilon_r} är dielektricitetskonstanten (78,5 för vatten) och Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle I} är lösningens jonstyrka, vilken för 1:1-salter som t.ex. NaCl är detsamma som koncentrationen.
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.
Mer exakt ges
- Misslyckades med att tolka (MathML med SVG- eller PNG-återgång (rekommenderas för moderna webbläsare och tillgänglighetsverktyg): Ogiltigt svar ("Math extension cannot connect to Restbase.") från server "https://en.wikipedia.org/api/rest_v1/":): {\displaystyle u_{vdw}=\frac{H\cdot r}{12\cdot s}}
Den totala interaktionen
De två typerna av interaktioner (Van der Waals och elektriska dubbellagret) brukar slås samman till en sammanfattande formel enligt den så kallade DLVO-teorin:
