Prawo Lamberta - prawo optyki określające zależność światłości od kierunku obserwacji:

Jeżeli pewna powierzchnia promieniuje lub rozprasza światło, to światłość I w kierunku tworzącym kąt θ z normalną do powierzchni promieniującej wyraża się wzorem

gdzie I₀ - światłość w kierunku prostopadłym do powierzchni promieniującej.

Jeżeli ośrodek absorbujący jest całkowicie optycznie jednorodny, a wiązka promieniowania monochromatyczna, to a=const i absorbancja jest proporcjonalna do grubości warstwy absorbującej (l).

A=a*l

Prawo to jest spełnione ściśle, gdy powierzchnia promieniująca jest ciałem doskonale czarnym.

Prawo Lamberta-Beera (prawo Beera-Lamberta-Bouguera) - opisuje pochłanianie promieniowania elektromagnetycznego przy przechodzeniu przez częściowo absorbujący i rozpraszający ośrodek.

Absorbancja jest proporcjonalna do stężenia roztworu i grubości warstwy absorbującej.

Ogólnie mówiąc, prawo to jest spełnione dla wiązki światła: a) monochromatycznej, b) skolimowanej, chociaż jest często używane także dla sytuacji wąskich przedziałów pasmowych, zwłaszcza jeżeli zależność spektralna atenuacji nie jest silna w tym paśmie. Rejestrowane natężenie I₀ jest również natężeniem światła monochromatycznego i skolimowanego. Wartość końcowa natężenia promieniowania I₁ jest mniejsza od I₀ o wartość natężenia promieniowania pochłoniętego (zaabsorbowanego). Prawo może być matematycznie sformułowane na kilka sposobów:

Absorpcja promienia światła przechodzącego przez kuwetę o na odcinku o długości l.

gdzie:

• A - absorbancja

• I₀ - natężenie światła padającego na ciało

• I₁ - natężenie światła po przejściu przez ciało

• ε - molowy współczynnik ekstynkcji

• l - droga jaką pokonuje światło w ciele

• c - stężenie molowe substancji absorbującej w roztworze

• α - molowy współczynnik absorpcji zwany poprawnie absorbancją molową

Właściwy współczynnik absorbancji - stosunek absorbancji do stężenia i grubości warstwy absorbującej równy liczbowo wartości roztworu o stężeniu 1kg*m i grubości warstwy 1m.

Molowy współczynnik absorbancji - stosunek absorbancji do stężenia roztworu i grubości warstwy absorbującej równy liczbowo wartości absorbancji roztworu o stężeniu 1mol*m i grubości warstwy 1m.

Wyznaczanie współczynników absorbancji dla wybranej analitycznej długości fali (przy której absorbancja jest największa) polega na wykonaniu pomiarów wartości absorbancji dla roztworów wzorcowych o znanych stężeniach składnika oznaczanego i określonej grubości warstwy absorbującej. Z otrzymanych wartości dla współczynnika absorpcji wylicza się średnią i wprowadza do wzoru.

Układ koloidalny (koloid, układ koloidowy, roztwór koloidalny) - niejednorodna mieszanina, zwykle dwufazowa, tworząca układ dwóch substancji, w którym jedna z substancji jest rozproszona w drugiej. Rozdrobnienie (czyli dyspersja) substancji rozproszonej jest tak duże, że fizycznie mieszanina sprawia wrażenie substancji jednorodnej, jednak nie jest to wymieszanie na poziomie pojedynczych cząsteczek.

W koloidach stopień dyspersji wynosi od 10⁵ do 10⁷ cm^-1 - wówczas wielkość cząstek fazy rozproszonej (zdyspergowanej) sprawia, że ważne są zarówno oddziaływania pomiędzy nią i fazą dyspergującą, jak i oddziaływania wewnątrz obu faz. Typowy układ koloidalny (tzw. koloid fazowy) składa się z dwóch faz:

• fazy ciągłej, czyli substancji rozpraszającej, zwanej też ośrodkiem dyspersyjnym albo dyspergującym,

• fazy rozproszonej, czyli substancji zawieszonej (zdyspergowanej) w ośrodku dyspersyjnym i w nim nierozpuszczalnej. (liofobowej, hydrofobowej).

Inny rodzaj koloidów to koloidy cząsteczkowe, gdzie fazą rozproszoną są makrocząsteczki, np. polimery (np. żelatyna, skrobia, białka) - nie występuje wówczas wyraźna granica fazowa, bo cząsteczki rozpuszczalnika mogą wnikać do wewnątrz makrocząsteczki - większość koloidów cząsteczkowych powstaje w sposób samorzutny w wyniku rozpuszczania w rozpuszczalniku (koloidy liofilowe, hydrofilowe). Niektóre ich właściwości są inne niż właściwości koloidów fazowych.

Układy koloidalne z fazą ciągłą w postaci gazu to gazozole, natomiast z fazą ciągłą w postaci cieczy to liozole. Ciała stałe i ciecze przenikające się wzajemnie to żele.

Wyróżnia się następujące rodzaje układów koloidalnych:

Ośrodek rozpraszający	Substancja rozpraszana	Rodzaj	Przykład
Gaz	Gaz	-*	-*
		Ciecz	aerozol ciekły	mgła
		Ciało stałe	aerozol stały	dym
	Ciecz	Gaz	piana	piana mydlana
		Ciecz	emulsja	lakier do paznokci, mleko, majonez
		Ciało stałe	zol, zawiesina koloidalna (suspensja), roztwór koloidalny	Ag kol w H2O
	Ciało stałe	Gaz	piana stała	pumeks, styropian
		Ciecz	emulsja stała	opal
		Ciało stałe	zol stały (pirozol)	szkło rubinowe

*Nie występują układy koloidalne, w których gaz rozproszony jest w gazie (gazy tworzą wyłącznie roztwory rzeczywiste).

Żele - niektóre roztwory koloidalne np. roztwory wodne żelatyny, krochmalu, mydła, kauczuku w bezenie, itp. samorzutnie mogą przejść ze stanu ciekłego w stan zbliżony do ciała stałego. Osiąga sie go często przez obniżenie temperatury.
Ten stan układu koloidalnego od typowego przykładu - żelatyny - nosi nazwę żelu. Żele mogą być organiczne, są bardziej elastyczne i nieorganiczne, mniej elastyczne np. wodorotlenek żelaza, silikażel.
Elastyczny żel na skutek własności adsorpcyjnych może pochłaniać ośrodek dyspersyjny w wyniku czego zwiększa się objętość. Proces ten nosi nazwę pęcznienia żelu.
Żele charaktertyzują się różnymi zdolnościami do pęcznienia. Niektóre żele pęcznieją w sposób nieograniczony i mogą przechodzić w zol.

Emulsją jest układ koloidalny, w którym ośrodek rozpraszający i substancja rozproszona jest cieczą a wielkość kropelek cieczy rozproszonej dochodzi nawet do 10^-3 cm. Są to układy termodynamiczne nietrwałe i odnoszą się do układów dwóch nierozpuszczających się wzajemnie się cieczy. Emulsje łatwo ulegają koalescensji, czyli łączeniu się kropelek cieczy rozproszonej w większe krople. W celu zapobieżeniu koalescencji dodaje się emulgatorów.
Podstawowym warunkiem utworzenia emulsji w układzie dwóch cieczy jest całkowity brak lub bardzo mała ich wzajemna rozpuszczalność.
Typ utworzonej emulsji zależy od emulgatora. Działanie emulgatorów polega na zmniejszaniu międzyfazowego napięcia powierzchniowego pomiędzy kropelkami substancji rozproszonej a cieczy rozpraszającej. Emulgatory hydrofilowe o małych cząsteczkach (mydła sodowe i potasowe, trójetanoloamina i inne) daja emulsje typu O/W. Emulgatory hydrofobowe (stearyniany magnezu, wapnia) dają emulsję typu W/O.
Jedną z codziennie spotykanych emulsji jest mleko, w którym kropelki tłuszczu rozproszone są w roztworze wodnym soli sodu, wapnia i potasu. Rolę emulgatora, odgrywa białko kazeina.
Piana jest to układ koloidalny uzyskany w wyniku zdyspergowania w cieczy substancji gazowej. Banieczki gazu rozdzielone są cieniutkimi warstwami cieczy. Istnieją także piany stałe. Trwałość pian zależy od wzmocnienia błonek oddzielających banieczki gazu cieńkimi warstewkami substancji powierzchniowo-czynnej.
W technice piany wytwarza się zwykle przez doprowadzenie powietrza do cieczy przez małe otwory (np. szkło porowate) lub w wyniku mechanicznego wstrząsania i mieszania cieczy z powietrzem.
Trwałe piany znalazły zastosowanie między innymi w pożarnictwie i w procesach wzbogacania rud metodą flotacji.
Znane są także układy dyspersyjne, w których ośrodkiem dyspersyjnym jest ciało stałe, a fazą rozproszoną gaz. Są to tzw. piany stałe (pirozole). Znalazły one zastosowanie do produkcji materiałów izolacyjnych: izolacja cieplna - materiały ciepłoochronne, izolacja akustyczna - materiały dźwiękoszczelne np. pianobeton, pianogazosylikot, szkło piankowe, pianoplasty (np. styropian). Pianą stałą występującą w przyrodzie jest pumeks.
Areozole otrzymuje się przez rozproszenie substancji stałej (dymy) albo cieczy (mgły) w gazie.

Bufory - roztwory, których wartość pH po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów albo zasad, jak i po rozcieńczeniu wodą prawie się nie zmienia. Roztwór buforowy to mieszanina kwasu i zasady czyli mieszanina protonodawcy i protonobiorcy według teorii Brønsteda.

Mechanizm działania buforu najłatwiej jest prześledzić na przykładzie układu słabego kwasu i komplementarnej do niego soli. W tym przypadku głównym źródłem silnej zasady (A-) nie jest słabo dysocjujący kwas lecz mocno zdysocjowana sól (XA):

XA ⇌ X⁺(aq) + A^-(aq) (1)

Niezależnie od wyjściowych składników bufora, po ich rozpuszczeniu w wodzie i częściowej dysocjacji tworzy się równowaga słabego kwasu (HA) i sprzężonej z nim mocnej zasady (A-):

HA(aq) + H₂O ⇌ H₃O⁺(aq) + A^-(aq) (2)

która jest odpowiedzialna za odporność buforu na zmiany pH.

Ze względu na dużą ilość jonów A^- dostarczanych w reakcji (1) przez sól, równowaga opisana równaniem (2) jest bardzo silnie przesunięta w stronę kwasu (HA). Można powiedzieć, że w tego rodzaju buforze niemal cała ilość jonów A^- pochodzi z soli, zaś słaby kwas (HA) pozostaje w roztworze w formie prawie niezdysocjowanej. Zadaniem soli jest więc w sumie blokowanie dysocjacji słabego kwasu.

W momencie dodania do roztworu buforowego silnej zasady, reaguje ona z jonami hydroniowymi (H₃O⁺(aq)), które jednak są natychmiast regenerowane przez dysocjację kwasu (HA), którą uruchamia właśnie fakt znikania jonów hydroniowych w równowadze opisanej równaniem (2). W momencie dodania silnego kwasu, silna zasada sprzężona (A-), która występuje cały czas w dużym stężeniu po prostu reaguje z tym kwasem i w rezultacie pH całego układu się nie zmienia.

Ze względu na rolę jaką pełnią w czasie reakcji roztwory buforowe ważna jest umiejętność wyznaczania ich pH (bardzo przydatna przy sporządzania roztworu). Wykorzystuje się w tym celu wzór Hendersona-Hasselbalcha, który wiąże ze sobą pH, stałą dysocjacji kwasowej oraz stężenia molowe roztworu:

gdzie:

K_a - stała dysocjacji kwasowej donora

c - stężenie protonodawcy/protonobiorcy

oraz:

pH = − log[H ⁺ ]

pK_a = − logK_a

Roztwory buforowe służą do utrzymania stosunkowo stałego odczynu roztworów. Stosuje się je do wielu przemysłowych procesów, wymagających utrzymywania w miarę stałego pH - np. przy produkcji barwników, leków syntetycznych oraz w procesach fermentacyjnych. Wiele buforów jest też stosowanych do kontrolowania pH gotowych produktów spożywczych, kosmetyków i leków. Niektóre bufory (np. boranowy) są same stosowane jako substancje lecznicze - np. do przemywania poparzonej skóry lub oczu.

Do najważniejszych buforów należą:

• bufor wodorowęglanowy: H₂CO₃; HCO−3

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5-6

• bufor amonowy: NH₃•H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8-11

• bufor fosforanowy: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5-8

Bufory utrzymują ściśle określone pH ustroju wszystkich organizmów, którego zachwianie może spowodować śmierć organizmu. Bufory krwi zdrowego człowieka utrzymują pH w granicach: 7,35-7,45. Wartości pH poniżej wartości 7,35 określane są jako kwasica, zaś powyżej 7,45 jako zasadowica.

W organizmach ludzkich znaczącą rolę pełnią bufory:

• białczanowy (ok. 3% pojemności buforowej krwi)

• hemoglobinianowy (ok. 21% pojemności buforowej krwi)

• fosforanowy (ok. 6% pojemności buforowej krwi)

Adsorpcja — to proces wiązania się cząsteczek, atomów lub jonów na powierzchni lub granicy faz fizycznych, powodujący lokalne zmiany stężenia. Adsorpcji nie należy mylić z absorpcją, która jest procesem wnikania do wnętrza fazy. Adsorpcję, absorpcję i wymianę jonową przyjęło się wspólnie nazywać procesami sorpcji.

Najczęściej terminem adsorpcja określa się proces wiązania substancji gazowej na powierzchni substancji ciekłej lub stałej, lub też proces wiązania substancji ciekłej na powierzchni substancji stałej. Może mieć charakter chemiczny (chemisorpcja - reakcja chemiczna) lub fizyczny (adsorpcja fizyczna, lub niezbyt precyzyjnie fizysorpcja). Adsorpcja ma charakter powierzchniowy, czym różni się od absorpcji polegającej na pochłanianiu w całej objętości. Często procesy adsorpcji oraz absorpcji występują równocześnie i mówimy wtedy o sorpcji. Substancja gromadząca się na powierzchni to adsorbat, substancja przyjmująca to adsorbent.

Adsorpcja może zachodzić z fazy nieruchomej w warunkach statycznych lub z fazy ruchomej w warunkach dynamicznych. Zdolność adsorpcyjna to masa adsorbatu, która może być zaadsorbowana przez jednostkę masy adsorbentu. Jest ona zależna od wielu zmiennych i wyznaczana doświadczalnie dla danego płynu i warunków ( ciśnienie, temperatura, rodzaj i czas zetknięcia).

Zjawisko może mieć charakter monowarstwowy (tzn. jednowarstwowy) - np. chemisorpcja jest z reguły monowarstwowa - lub wielowarstwowy (poliwarstwowy), np. adsorpcja par przy ciśnieniu bliskim ciśnieniu pary nasyconej, gdy następuje samorzutna kondensacja pary.

Adsorbat - to substancja, która może być adsorbowana na powierzchni adsorbentu w procesie adsorpcji.

Adsorbent - to ciało o bardzo rozwiniętej powierzchni, na której zachodzi proces polegający na powierzchniowym wiązaniu cząsteczek płynu (cieczy lub gazu) przez cząsteczki ciała stałego, zwany adsorpcją. Powoduje to zatężanie substancji rozcieńczonej (adsorbatu). Adsorbenty możemy podzielić według różnych cech:

• dyspersji:

• o dużej dyspersji zewnętrznej, tj. nieporowate (dymy, sadze, powierzchnia rzędu 100 - 500 m²/g)

• o dużej dyspersji wewnętrznej, tj. porowate (węgiel aktywny, silikażel, sita molekularne, zeolity) powierzchnia rzędu 10 - 1000 m²/g i więcej)

• rodzaju adsorpcji:

• adsorpcja fizyczna - cząstki adsorbentu nie zmieniają swoich własności

• adsorpcja chemiczna (chemisorpcja) - tworzenie powierzchniowych związków chemicznych z adsorbentem

• rozmiaru porów:

• adsorbenty mikroporowate (<2 nm)

• adsorbenty mezoporowate (2-50 nm)

• adsorbenty makroporowate (>50 nm)

Izoterma Langmuira to podstawowa izoterma adsorpcji.

Ta teoria kinetyczna zakłada, że adsorbat może tworzyć na powierzchni adsorbentu tzw. monowarstwę cząsteczek oddziaływujących z miejscami adsorpcyjnymi (oddziaływanie "pionowe") a nie oddziaływajacymi (albo słabo oddziaływającymi) ze sobą (oddziaływania "poziome"). Cząsteczki adsorbatu obecne w fazie gazowej uderzają w powierzchnię - prawdopodobieństwo zaadsorbowania rośnie wraz z dostępną wolną powierzchnią. Zaadsorbowane cząsteczki charakteryzuje pewne prawdopodobieństwo desorpcji (proces przeciwny do adsorpcji). Oba prawdopodobieństwa zależą od temperatury i wielkości energii adsorpcji. Wraz z ciśnieniem rośnie częstość uderzeń cząsteczek w powierzchnię, a wraz z ilością zaadsorbowanych cząsteczek maleje dostępna powierzchnia.

W założeniach równania jest: brak możliwości tworzenia wielowarstwy, stałość energii adsorpcji (powierzchnia energetycznie jednorodna, czyli homogeniczna), zaniedbywalność oddziaływań bocznych.

równanie izotermy Langmuira 

gdzie: a - adsorpcja rzeczywista, a_m - wielkość adsorpcji odpowiadająca zapełnieniu monowarstwy, K - stała równowagi adsorpcji, p - ciśnienie adsorbatu

Izoterma Freundlicha to równanie o charakterze eksperymentalnym opisujące dobrze adsorpcję na powierzchniach heterogenicznych (energetycznie niejednorodnych) oraz na adsorbentach mikroporowatych.

Różne formy równania Freundlicha dla adsorpcji z fazy gazowej:

• a = kp^{1 / n}

• a = a_m(Kp)^m

• a = a_m(p / p_s)^m

gdzie: a - adsorpcja rzeczywista, a_m - wielkość adsorpcji odpowiadająca zapełnieniu warstwy adsorpcyjnej lub zapełnieniu mikroporów, k - stała, K - stała równowagi adsorpcji, p - ciśnienie adsorbatu, x = p/p_s - tzw. ciśnienie względne (p_s - ciśnienie pary nasyconej), n,m - empirycznie określone tzw. parametry heterogeniczności (m = 1/n ≤ 1 - im wartość m jest mniejsza tym większa jest niejednorodność energetyczna układu adsorpcyjnego).

Równanie to stosuje się szczególnie do adsorpcji na mikroporowatych węglach aktywnych z rozcieńczonych roztworów wodnych związków organicznych - w powyższych równaniach należy zastąpić ciśnienie stężeniem:

• a = kc^{1 / n}

• a = a_m(Kc)^m

• a = a_m(c / c_s)^m

Należy zwrócić uwagę na fakt, że ograniczonej zgodności danych adsorpcji z równaniem izotermy Freundlicha można oczekiwać dla praktycznie dowolnych układów eksperymentalnych (przybliżenie fragmentu krzywej odcinkiem prostej).

Punkt izoelektryczny, pI - wartość pH, przy której populacja cząsteczek posiadających grupy funkcyjne mogące przyjmować jednocześnie dodatni i ujemny ładunek elektryczny (np. aminokwasy) zawiera średnio tyle samo ładunków dodatnich co ujemnych, na skutek czego ładunek całkowity całej populacji wynosi zero. Stężenie jonu obojnaczego przyjmuje wtedy maksymalną wartość, a stężenia form anionowej i kationowej mają jednakowe, minimalne stężenie. W przypadku związków słabo rozpuszczalnych występują wtedy też niezdysocjowane cząsteczki.

Sytuacja taka może mieć miejsce w dwóch przypadkach:

• w roztworze istnieją wyłącznie jony obojnacze

• w roztworze istnieje taka sama liczba anionów i kationów

W punkcie izoelektrycznym cząsteczki mają:

• najmniejszą rozpuszczalność

• najmniejszą lepkość

• najmniejsze ciśnienie osmotyczne

Wartość ta jest oznaczana najczęściej w odniesieniu do białek i aminokwasów, metodami polarymetrycznymi, chromatograficznymi (ogniskowanie chromatograficzne, ang. chromatofocusing, CF) i elektroforetycznymi (ogniskowanie izoelektryczne, ang. isoelectrofocusing, IEF). Ponadto istnieje możliwość wyznaczenia wartości teoretycznej dla białek na podstawie równania Hendersona-Hasselbacha.

Dla aminokwasu zawierającego jedną grupę aminową i jedną grupę karboksylową wartość pI można obliczyć w prosty sposób na podstawie wartości pKa1 i pKa2 danej cząsteczki:

W pH poniżej pI białka mają ładunek dodatni, zaś powyżej ich ładunek jest ujemny. Ma to duże znaczenie w czasie rozdziału metodą elektroforezy. pH żelu elektroforetycznego zależy od użytego buforu. Jeżeli pH buforu jest wyższe od pI białka, to będzie ono migrować w kierunku anody (ujemny ładunek - anion, jest przyciągany do niej). Z drugiej strony jeśli pH buforu jest niższe od pI białka będzie ono się poruszać w kierunku ujemnie naładowanej strony żelu (kationy będą wędrować do katody). Białko nie będzie migrować jeśli pH buforu i pI danego białka będą sobie równe.

Wskaźniki stosowane w alkacymetrii

Chemicznymi wskaźnikami pH są słabe kwasy lub słabe zasady organiczne, które reagując z wodą tworzą układy sprzężone kwas-zasada. Wskaźniki te dzieli się na:

• dwubarwne, np. oranż metylowy; wprowadzając do roztworu wskaźnik dwubarwny obserwuje się zabarwienie właściwe dla kwasu lub sprzężonej zasady albo też zabarwienie przejściowe, świadczące o obecności obu postaci obok siebie; zaletą wskaźników dwubarwnych jest to, że pH, przy którym następuje zmiana ich barwy nie zależy od ich stężenia w środowisku reakcji

• jednobarwne, np. fenoloftaleina; we wskaźnikach jednobarwnych barwa pojawia się nagle przy ściśle określonym pH, które można obliczyć, jednakże stężenie wskaźników jednobarwnych ma zasadniczy wpływ na to, w jakim przedziale pH nastąpi zmiana zabarwienia, trzeba je zatem dokładnie odmierzać.

Wskaźniki zarówno jednobarwne jak i dwubarwne można stosować same lub w mieszaninie z obojętnymi barwnikami, które pozwalają lepiej zaobserwować zmiany barwy - są to wskaźniki mieszane. Stosuje się też mieszaniny wskaźników, które zmieniają barwę w szerokim zakresie pH i pozwalają na szybkie, orientacyjne określenie pH. Są to wskaźniki uniwersalne. Muszą one też być zaopatrzone w skalę barw odpowiadających określonym wartościom pH. W przypadku, gdy roztwór jest zabarwiony stosuje się wskaźniki fluorescencyjne, które zmieniają barwę fluorescencji lub zaczynają fluoryzować przy określonym pH.

Wskaźniki pH stosuje się w postaci roztworów wodnych lub etanolowych oraz w postaci papierków wskaźnikowych, czyli wąskich pasków bibuły nasyconych roztworem wskaźnika. Najczęściej stosowane są papierki wskaźnikowe nasycone wskaźnikiem uniwersalnym.

Na działanie wskaźników zasadniczy wpływ mają:

• temperatura roztworów używanych do miareczkowania;

• obecność w roztworach rozpuszczalników organicznych;

• obecność w roztworze substancji koloidalnych, zwłaszcza białek, które mogą wywołać adsorpcję wskaźnika na koloidzie lub tworzyć z nim kompleksy.

---