Conditions de stabilité colloïdale

Conditions de stabilité colloïdale

La formation des agrégats dépend de la possibilité de collage entre les particules initialement dispersées dans la phase liquide. Dans un système liquide-solide, deux grandeurs principales entrent en jeu et peuvent influer sur le collage lors du rapprochement des particules : – les forces de van der Waals ; – les forces électrostatiques.

Les forces de Van der Waals

Les forces attractives intermoléculaires connues sous le nom de forces de van der Waals, englobent un ensemble de forces qui sont : – les forces d’induction ou forces de Debye-Van der Waals ; – les forces d’orientation ou forces de Keesom-Van der Waals ; – les forces de dispersion ou forces de London-Van der Waals. Les deux premières forces (orientation et induction) sont d’origine électrostatique ; elles interviennent si l’une des molécules est polaire. Les forces de dispersion agissent indépendamment de la polarité.En termes d’énergie, l’expression des interactions entre deux corps de rayon r1 et r2, distants d’une longueur d, entre leurs surfaces est (Hamaker 1937) :

La polarité 

La polarité est la caractéristique d’une molécule dont les charges négatives et positives sont concentrées les unes à l’opposé des autres, aux deux extrémités de la molécule. L’électronégativité est à l’origine de la polarité de certaines molécules. Une molécule polaire est caractérisée par son moment dipolaire : plus celui-ci est élevé, plus la molécule est polaire (il est nul pour les molécules apolaires). La polarité (ou non) des groupements de surface d’une particule influe sur son affinité avec le milieu dispersant. Les surfaces polaires ont une grande affinité pour les solvants polaires, et inversement. Dans le cas de l’eau, la polarité de la molécule H2O implique que les surfaces hydrophiles soient polarisées (exemple : oxydes métallique). Au contraire, une surface non polarisée est typiquement hydrophobe (exemple : charbon). 

Répulsion des double-couche électriques

 Une particule chargée immergée dans un électrolyte, induit par électro-neutralisation l’organisation d’un nuage ionique de contre-ions qui l’enveloppe. Ce nuage se structure en une double couche (Figure III-1) : • La couche de STERN est constituée des contre-ions adsorbés sur la surface de la particule. • La couche diffuse est composée de contre-ions non adsorbés. Leur concentration y décroît exponentiellement et de manière concentrique en s’éloignant de la particule (Figure III-2). La limite entre les deux couches est appelée plan externe de Helmotz. La distribution des contre-ions dans la double couche diffuse est modélisée par l’équation de Poisson-Boltzmann CemOA : archive ouverte d’Irstea / Cemagref 55 (Eq III-2) (Barrow, 1973), où le solvant est considéré comme un continuum idéal de constante diélectrique (ε)

Théorie DLVO et concentration critique de coagulation 

Pour qu’il y ait une agrégation entre particules il faut que deux conditions soient réunies : – que les particules entrent en collision ; – suivant les conditions (hydrodynamiques, physico-chimiques) du milieu, il faut qu’elles puissent rester collées. La première condition nécessite que les particules soient mises en mouvement les unes par rapport aux autres. Pour que la deuxième condition soit remplie, il faut qu’à l’occasion d’un choc, il existe une certaine attraction entre les particules. Lorsque deux particules se rapprochent, il existe un potentiel d’interaction total entre les deux surfaces. L’allure de ce potentiel d’interaction dépend de la nature des particules et des conditions physico-chimiques du solvant. Toutefois, on peut toujours distinguer deux cas : interactions attractives ou interaction répulsives. 

La théorie DLVO

 Le modèle DLVO (d’après les noms de ses auteurs Derjaguin, Landau, Verwey et Overbeek) suppose que l’énergie potentielle d’interaction entre deux surfaces chargées est donnée par la somme de deux contributions : une interaction attractive due aux forces de van der Waals–London et une interaction répulsive due aux charges électrostatiques de même signe (Figure III-3). La dispersion colloïdale sera stable si l’interaction répulsive domine l’interaction attractive. Cette interaction électrostatique diminue par écrantage du champ électrique si la concentration en électrolyte dans la suspension augmente. Lorsque la force ionique (i.e. pression osmotique) du solvant est faible, la couche diffuse des particules est très épaisse, et les répulsions d’origine électrostatique sont importantes. Cette répulsion est forte, dominant le système qui lui confère une stabilité des particules dispersées. Dans le cas contraire, lorsque la force ionique de l’électrolyte est élevée, la couche diffuse se comprime, ce qui réduit la portée des forces de répulsion électrostatique. Dans ce cas les forces de Van der Waals attractives aux courtes distances deviennent prédominantes, et favorisent le collage des particules entrant en collision. Des agrégats se forment, de taille croissante, et sont soumis à la sédimentation gravitaire. La dispersion est déstabilisée. En fonction de la force ionique et de son influence sur la contribution électrostatique répulsive, on distingue les cas suivants (Figure III-3) : a : les surfaces se repoussent, la dispersion est stable ; b à d : les particules se placent au minimum d’énergie secondaire et commencent à s’agréger ; e : les particules s’agrègent rapidement.

La concentration critique de coagulation (CCC)

La concentration critique de coagulation (CCC) est la concentration de sel qu’il est nécessaire d’ajouter à une suspension colloïdale pour qu’elle soit déstabilisée (Van Olphen, 1977 ; Adachi, 1995 ; Gardner, 1999). Cette déstabilisation est due à l’annulation des forces de répulsions entre les particules colloïdales. La CCC ( ρ ∞ ) est d’autant plus basse que la valence du sel (z) est importante