Значения рН некоторых веществ

Некоторые растворы электролитов являются лекарственными препаратами. Например, раствор Рингера - средство для восстановления электролитного баланса при кровопотере и прочих шоковых состояниях.

 Рис. 14. Раствор Рингера.

В составе раствора Рингера содержатся следующие соединения (из расчета на 1л раствора):

Активные вещества:

Хлорид натрия (NaCl) - 8,6 г;

Хлорид кальция (CaCl₂) - 0,33 г;

Хлорид калия (KCl) - 0,3 г.

Вспомогательные вещества:

Гидроксид натрия (NaOH);

Хлороводородная кислота (HCl);

Вода для инъекций.

В пересчете на химические единицы в составе раствора Рингера (1л) содержатся ионы:

Нaтрия (Na⁺) – 147 ммоль;

Кaлия (K⁺) – 4 ммоль;

Кaльция (Ca²⁺) - 2,25 ммоль;

Хлора (Cl^-) - 155,6 ммоль.

6. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ{\displaystyle \,{\mathsf {pH}}=-{\mathsf {lg}}[{\mathsf {H}}^{+}]=7,0.}

   Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называется гидролизом. Гидро – вода, лизис – разложение; или hydro – вода;    lysis –разложение.

   Причина гидролиза – в образовании слабого электролита (это могут быть молекулы, например, HNO₂  или ионы, например, HCO₃^- или FeOH⁺).

Следствием гидролиза – чаще бывает изменение рН среды в воде при растворении соли.

   Гидролиз по анионухарактерен для солей, образованных сильным основанием (щелочных и щелочноземельных металлов) и слабой  кислотой (HClO, CH₃COOH, HCN и др.).

Например, гидролиз ацетата натрия:

CH₃COONа ‹-----›  Na⁺ + CH₃COO^—

Ацетат- ион с ионом Н⁺ дает СН₃СООН – слабый электролит.

CH₃COONa + НОН ‹-----› NaOH + CH₃COOH

CH₃COO ^-- + Na⁺ +НОН ‹-----› Na ⁺ + OH^—  + CH₃COOH

CH₃COO^-- + НОН ‹-----› OH^-  + CH₃COOH

                                                                        рН > 7

Например, гидролиз карбоната натрия:

Na₂CO₃  ‹-----› 2Na⁺ + CO₃^2-

Na₂CO₃+ НОН ‹-----› NaOH + NaHCO₃

2 Na ⁺  +CO₃ ^2--+ НОН‹-----› Na ⁺ + OH^- + Na⁺ + HCO₃ ^---

CO₃ ^2--+ НОН‹-----› OH^- + HCO₃ ^–

                                                                                                 рН> 7;       a HCO₃ ^-  < a H₂CO₃

Или, гидролиз ацетата кальция:

 (CH₃COO)₂Сa‹-----› Ca²⁺ + 2 CH₃COO^-

кальция ацетат

(CH₃COO)₂Сa + 2HOH‹-----› Ca(OH)₂ + 2 CH₃COOH

2CH₃COO^-- + Сa²⁺ + 2HOH‹-----›   Ca²⁺ +2 OH^-  + 2 CH₃COOH

2CH₃COO^-- + 2HOH ‹-----› 2 OH^- + 2 CH₃COOH                 рН > 7

   Вывод: при гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты, образуется сильное основание и слабая кислота или кислая соль, если исходная соль образована многоосновной кислотой. При таком гидролизе происходит присоединение к иону кислотного остатка иона водорода от молекулы воды, с освобождением гидроксид - ионов;  рН при этом больше 7 (среда щелочная). Индикаторы меняют окраску: красный лакмус становится синим,  фенолфталеин – малиновым.

Гидролиз натрия сульфида (при разбавлении раствора и нагревании):

1-я ступень:

Na₂S  ‹-----› 2Na⁺ + S^2_

натрия сульфид

Na₂S+ НОН ‹-----› NaOH + NaHS

                                          гидросульфид натрия

2 Na ⁺  + S^2--+ НОН ‹-----›   Na ⁺ + OH^__ + Na⁺ +H S^---

S^2--+ НОН ‹-----›  OH^__ + HS ^-                                     рН> 7; 

2-я ступень:

NaHS + НОН ‹-----› NaOH + H₂ S

гидросульфид натрия

Na ⁺  + HS^--+ НОН ‹-----›  Na ⁺ + OH ^- + H₂ S

HS^--+ НОН ‹-----› OH^__ + H₂S                                    рН> 7;  

Гидролиз натрия фосфата (при разбавлении раствора и нагревании):

1 ступень:

Na₃PO₄  ‹-----› 3Na⁺ + PO₄^3-

Na₃ PO₄+ НОН‹-----›NaOH + Na ₂HPO₄

3Na⁺  +PO₄^3--+ НОН‹-----›Na⁺ + OH^__ +2 Na⁺ + HPO₄^2-

PO₄^3--+ НОН‹-----›OH^- + HPO₄^2-                                                               рН> 7;

                                           гидрофосфат - ион

2 ступень:

Na₂ НPO₄+ НОН‹-----›NaOH + NaH ₂PO₄

натрия гидрофосфат

2Na ⁺  +НPO₄^2--+ НОН‹-----› Na ⁺ + OH^__ + Na⁺ + H ₂PO₄ ^---

НPO₄^2--+ НОН‹-----› OH^- + H ₂PO₄^-                                                   рН> 7;                                                                                                                             дигидрофосфат - ион

3 ступень:

NaН₂PO₄+ НОН‹-----›NaOH+ H₃PO₄

натрия дигидрофосфат

Na ⁺  +Н ₂PO₄^--+ НОН‹-----› Na ⁺ + OH^__ + H ₃PO₄

Н ₂PO₄ ^- + НОН ‹-----› OH^__ + H₃PO₄                             рН > 7

При обычных условиях гидролиз идет только по первой ступени.

    Гидролиз по катионухарактерен длясоли, образованной сильной кислотой (серной, азотной, хлороводородной, бромоводородной, иодоводородной) и слабым основанием (гидроксидом аммония, цинка, алюминия, железа (+2), железа (+3), марганца (+2), меди (+2), хрома (+3), висмута (+3), свинца (+2), сурьмы (+3)  др.

Например, гидролиз   аммония хлорида  

NH₄Cl ‹-----› NH₄⁺ + Cl^—

Ион аммония с гидроксид - ионом образует слабый электролит – NH₄OH.

NH₄Cl  + H₂O ‹-----› HCl + NH₄OH

NH₄ ⁺+ Cl^-- + H₂O ‹-----› H ⁺ + Cl^- + NH₄OH

NH₄ ⁺ + H₂O ‹-----› H ⁺+ NH₄OH;                                        pH < 7

Гидролиз аммония сульфата

(NH₄)₂SO₄‹-----›2  NH₄⁺ +SO₄^2—

(NH₄)₂ SO₄. +2 H₂O ‹-----›     H ₂SO₄ + 2 NH₄OH

2 NH₄ ⁺+ SO₄ ^2-- + 2 HOH‹-----›  2 H ⁺ +SO₄^2--- + 2 NH₄OH

2 NH₄ ⁺ + 2HOH ‹-----›   2H ⁺+ 2 NH₄OH;                            pH < 7

Гидролиз нитрата алюминия (при разбавлении раствора и нагревании):

Al(NO₃)₃  ‹-----› Al³⁺ + 3 NO₃^-

1 ступень:

Al(NO₃)₃ + HOH‹-----›  AlOH (NO₃)₂+ H NO₃

              гидроксоалюминия нитрат

Al³⁺ + 3 NO₃^— + HOH ‹-----›  H⁺ + NO₃^- + AlOH²⁺ +2 NO₃^—

                                  гидроксоалюминия - катион

Al³⁺   + HOH‹-----›  H⁺ + AlOH²⁺

2 ступень:

AlOH(NO₃)₂ + HOH ‹-----› Al(OH)₂ NO₃+ H NO₃

                            дигидроскоалюминия нитрат

AlOH²⁺ + 2 NO₃^— + HOH ‹-----›  H⁺ + NO₃^— + Al(OH)₂⁺ +NO₃^—         

                                                   дигидроксоалюминия- катион

AlOH²⁺ + HOH ‹-----› H⁺+ Al(OH)₂⁺

3 ступень:

Al(OH)₂NO₃ + HOH‹-----›   Al(OH)₃+ HNO₃

Al(OH)₂ ⁺ + NO₃^— + HOH‹-----›   H⁺ + NO₃^- + Al(OH)₃

Al(OH)⁺₂+ HOH‹-----›   H⁺   + Al(OH)₃

По второй  и третей ступени  гидролиз идет незначительно.

Гидролиз цинка сульфата  (при разбавлении раствора и нагревании):

ZnSO₄‹-----›Zn²⁺ + SO₄^2---     

1 ступень:   

2 ZnSO₄ + 2HOH ‹-----› H₂SO₄+(ZnOH)₂ SO₄

                                                гидроксоцинка сульфат

2 Zn ²⁺  +SO₄ ^2---+ 2HOH ‹-----›2 H ⁺ + SO₄ ^2- + 2 ZnOH⁺ + SO₄^2-

                                                                    гидроксоцинка - катион

2 Zn ²⁺  + 2HOH ‹-----›2 H ⁺ + 2 ZnOH⁺ ;                                

                                                                pH < 7

 2 ступень:

(ZnOH)₂ SO₄+ 2HOH ‹-----› H₂SO₄ +2 Zn(OH)₂

2 ZnOH⁺ +SO₄ ^2---+ 2HOH ‹-----›2 H ⁺ + SO₄ ^2- + 2 Zn(OH)₂

2 ZnOH⁺ + 2HOH ‹-----› 2 H ⁺ + 2 Zn(OH)₂

   Вывод: при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, образуется сильная кислота и слабое основание или основная соль в том случае, если соль образована многокислотным основанием. При таком типе гидролиза происходит присоединение иона металла к гидроксид - иону воды с освобождением ионов водорода рН< 7 (кислая). Индикаторы меняют свою окраску: синий лакмус окрашивается в красный цвет,  метиловый оранжевый – розовый.

   Смешанный гидролиз (по катиону и аниону)характерен для соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

а) соль образована однокислотным основанием и одноосновной кислотой.

Например, ацетат аммония – CH₃COONH₄

CH₃COONH₄   ‹-----› NH₄⁺  +CH₃COO^---

CH₃COONH₄ + HOH  ‹-----› NH₄OH + CH₃COOH

CH₃COO^-- + NH₄⁺ + HOH ‹-----› NH₄OH + CH₃COOH

                                                                       a( CH₃COOH) ~ a( NH₄OH) ~ 7

б) Соль образована многоосновной кислотой и однокислотным основанием.

Например, карбонат аммония – (NH₄)₂CO₃

(NH₄)₂CO₃ ‹-----› 2 NH₄⁺ + CO₃^2--

(NH₄ )₂ CO₃ + HOH ‹-----› NH₄OH + NH₄H CO₃        

                                                     аммония гидрокарбонат

2NH₄ ⁺ + CO₃ ^2--+ HOH ‹-----›  NH₄OH + NH₄ ⁺ +HCO₃^--

NH₄ ⁺ + CO₃ ^2--+ HOH ‹-----›  NH₄OH +H CO₃^--

                                       pH слабо-щелочная, т.е. a (NH₄OH) > a (HCO₂^-)

в) соль образована одноосновной кислотой и многокислотным основанием.

Например, ацетат свинца – (СH₃COOH)₂Pb:

(СH₃COO)₂Pb ‹-----› Pb²⁺ + 2 СH₃COO^-

(СH₃COO)₂Pb + HOH‹-----›   CH₃COOH + PbOH ( CH₃COO)

                                                            гидроксосвинца ацетат  

2СH₃COO^-  + Pb²⁺ + HOH ‹-----› CH₃COOH + PbOH⁺ + CH₃COO^-

                                                                  гидроксосвинца - катион

СH₃COO^--  + Pb²⁺ + HOH ‹-----› CH₃COOH + PbOH⁺

pH – слабо -кислая, т.е. a(CH₃COOH) > a (PbOH⁺)

   Вывод: при гидролизе соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, образуется:

а) слабая кислота и слабое основание; 

б) слабое основание и кислая соль;

в) слабая кислота и основная соль.

  Необратимый гидролиз – разновидность последнего (смешанного гидролиза) солей. Такой гидролиз характерен для соли, образованной слабыми основаниями и кислотами. Он может быть тогда, когда одно вещество выпадает в осадок, а второе выделяется в виде газа.  Необратимому гидролизу подвергаются все растворимые сульфиды: магния, алюминия, хрома; карбонаты алюминия, железа (II), хрома, цинка, меди (II); силикаты аммония, магния, меди (II), ртути (II), железа (II), алюминия.

                          Al₂ S₃ + 6 HOH -----› 2 Al(OH)₃ ↓+ 3 H₂S ↑                       

Эти соли в водном растворе не существуют, т.к. полностью подвергается гидролизу.

    Соли сильных оснований и сильных кислот (хлориды, сульфаты, нитраты щелочных и щелочноземельных металлов) гидролизу не подвергаются, так как не образуют слабого электролит,  рН – нейтральная, индикаторы в таком растворе цвет не меняют.

Степень гидролиза

  Степень гидролиза(h) – это отношения числа молекул, подвергшихся гидролизу к общему числу растворенных молекул соли.

   c₁

h = ----- * 100%

   c

   Степень гидролиза зависит:

а) от температуры при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, т.к. диссоциация воды с повышением температуры возрастает, вследствие чего усиливается взаимодействие ионов соли с ионами воды.

б) от концентрации (разбавлении) раствора,  чем меньше концентрация (больше разбавление), тем больше степень гидролиза.

   Усиление гидролиза (смещение равновесия вправо - может произойти полный гидролиз по всем ступеням, хотя обычно он не идет до конца):

· При нагревании;

· При разбавлении;

· При удалении одного из продуктов гидролиза, например, если образуется кислота, то нужно добавить щелочь и связать катионы водорода в воду.

    Подавление гидролиза (смещение равновесия вправо):

· Охлаждение раствора;

· Увеличение концентрации раствора;

· Добавление одного из продуктов гидролиза, например, одноименного иона.

                                                                               Рис.15.   Хранение раствора натрия 

                                                              гидрокарбоната в склянках темного стекла.

   Жидкие лекарственные средства хранят изолированно в защищенном от света месте, при температуре в пределах от 0 °С до 40 °С (предохраняя от гидролиза).

   Гидролизу подвергаются не только соли, но и органические соединения – сложные эфиры и амиды карбоновых кислот. Например,

СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О -----› СН₃СООН + С₂Н₅ОН

этилацетат                   уксусная     этанол

                                     кислота

СН₃СОNН₂+ Н₂О -----› СН₃СООН + NН₃

ацетамид                 уксусная

                                 кислота

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

   Буферные растворы (англ. - buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов. рН буферных растворов мало изменяется при прибавлении к ним небольших количеств сильного основания или сильной кислоты, а также при разбавлении и концентрировании.

  Буферные растворы находятся в водах мирового океана, почвенных растворах и живых организмах. Эти системы выполняют функции регуляторов, поддерживающих активную реакцию среды при определенном значении, необходимом для успешного протекания реакций обмена веществ. Буферные растворы классифицируются на кислотные и основные. Примером первых может быть ацетатная буферная система (СН₃СООН + CH₃COONa):                              

СН₃СООН + Н₂О ↔ Н₃О⁺ + СН₃СОО^-

СН₃СООNa → Na⁺ + CH₃COO^-

 вторых — аммиачная (NH₄OH + NH₄Cl):

NH₃ + H₂O ↔ OH^- + NH₄⁺

NH₄Cl → Cl^- + NH₄⁺

   Различают естественные и искусственные буферные растворы. Естественным буферным раствором является кровь. Она содержит карбонатную, фосфатную, белковую, гемоглобиновую буферные системы. Искусственным буферным раствором может быть ацетатный буфер, состоящий из СН₃СООН.

    В крови постоянство водородного показателя рН (химический гомеостаз) поддерживается тремя независимыми буферными системами: бикарбонатной, фосфатной и белковой.

   Карбонатная буферная система. Она определяется постоянством соотношения угольной кислоты и ее кислой соли, например: H₂CO₃ /NaHCO₃. Данное соотношение постоянно поддерживается в пропорции 1/20. В том случае, если в организме образуется или в него поступает сильная кислота (например, HCI) происходит следующая реакция:

NaHCO₃ + HC1→ NaC1 + H₂CO₃

  При этом избыток  NaC1 легко выделяется почками, а угольная кислота под влиянием фермента карбоангидразы распадается на воду и углекислый газ, избыток которого быстро выводится легкими.  При поступлении во внутреннюю среду организма избытка щелочных продуктов (например, NaOH) реакция идет по-другому:

H₂CO₃ + NaOH → NaHCO₃ + H₂O

  Уменьшение концентрации угольной кислоты компенсируется снижением выведения углекислого газа легкими.

      Фосфатная буферная система действует за счет поддержания постоянства соотношения одно- и двуметаллической соли фосфорной кислоты. В случае натриевых солей (дигидрофосфата и гидрофосфата натрия) это соотношение выглядит следующим образом: NaH₂PO₄ / Na₂HPO₄, и поддерживается в пропорции 1/4. При взаимодействии этой системы с кислыми продуктами образуется дигидрофосфат натрия и хлорид натрия:

NaH₂PO₄+ НС1 → Na₂HPO₄ + NaC1

   А при реакции со щелочными продуктами образуется однозамещенный гидрофосфат натрия и вода:

Na₂HPO₄+ NaOH → NaH₂PO₄+ Н₂О

   Избытки продуктов обеих реакций удаляются почками.

  Белковая буферная система способна проявлять свои свойства за счет амфотерности белков, которые в одном случае реагируют со щелочами как кислоты (в результате реакции образуются щелочные альбумины), а в другом – с кислотами как щелочи (с образованием кислых альбуминов).

                                        СООН + NaOH → СООNa+ Н₂О

БЕЛОК

                                        NH₂ + HC1 → NH₄C1

  Гемоглобиновая буферная система в значительной степени обеспечивает буферную емкость крови. Это связано с тем, что оксигемоглобин (HbО₂) является гораздо более сильной кислотой, чем восстановленный гемоглобин (Hb). В венозных капиллярах в кровь поступает большое количество кислых продуктов распада, она обогащается углекислым газом, что сдвигает ее реакцию в кислую сторону. Но одновременно в этих же участках микроциркуляторного русла происходит восстановление гемоглобина, который, становясь при этом более слабой кислотой, отдает значительную часть связанных с ним щелочных продуктов. Последние, реагируя с угольной кислотой, образуют бикарбонаты.

Концентрация водородных ионов в крови, которая определяется как рН крови, является одним из параметров гомеостаза; колебания в норме возможны в очень узких пределах от 7,35 до 7,45. Стоит отметить, что смещение рН за указанные пределы приводит к развитию ацидоза (смещение в кислую сторону) или алколоза (в щелочную сторону). Организм способен сохранять жизнедеятельность, если рН крови не выходит за пределы 7,0-7,8.

  Буферные системы используют в химическом анализе.

  Например, аммиачный буфер (рН = 9) применяют для открытия катионов и анионов (проведение качественных реакций):

открытие катиона магния (или фосфат – иона):

                                              NH₄C1

MgSO₄ + Na₂HPO₄ + NH₄OH ---------------› MgNH₄PO₄↓ + Na₂SO₄ + H₂O

                                                       аммония-магния фосфат

                                                                                белый осадок

открытие катиона кальция:

                                             NH₄C1,70C

СаС1₂ +К₄[Fe (CN)₆]+2NH₄OH --------------›Ca(NH₄)₂[Fe(CN)₆]↓+2KC1+2KOH

                                             аммония-кальция гексацианоферрат (II)

                                                                      белый осадок

Аммиачный буферный раствор используют для количественного анализа по методу комплексонометрии. Этот раствор поддерживает рН=10, в этих условиях проводят титрование с индикатором КХТС (кислотный хромовый темно-синий). С аммиачным буфером определяют количественное содержание Са²⁺ , Мg²⁺, Zn²⁺ и другие.

  Также аммиачный буферный раствор применяют при осаждении карбонатов бария, стронция, кальция и отделения их от ионов магния; при осаждении сульфидов никеля, кобальта, цинка, марганца, железа; а также при выделении гидроокисей алюминия, хрома, бериллия, титана, циркония, железа и т.п.

Ацетатный буферный раствор (рН = 5) применяют при осаждении осадков, неосаждаемых в кислых или щелочных растворах. Вредное влияние кислот подавляет ацетат натрия, который вступает в реакцию с сильной кислотой.  

Например, в ионной форме Н⁺ + СН₃СОО^- → СН₃СООН.

   Формиатный буферный раствор (НСООН + НСООNа; рН = 2) применяют при отделении  ионов цинка, осаждаемых в виде ZnS в присутствии ионов кобальта, никеля, марганца, железа, алюминия и хрома.

   Фосфатный буферный раствор  (рН = 8) используют при проведении многих реакции окисления-восстановления.

  Для успешного применения буферных смесей в целях анализа необходимо помнить о том, что не всякая буферная смесь пригодна для анализа. Буферную смесь выбирают в зависимости от ее назначения. Она должна удовлетворять определенному качественному составу, а ее компоненты должны присутствовать в растворе в определенных количествах, так как действие буферных смесей зависит от соотношения концентрации их компонентов.

Рис.16. Ацетатный буферный раствор

КОЛЛОИДНЫЕ РАСТВОРЫ

    Материальная основа современной цивилизации и самого существования человека и всего биологического мира связана с дисперсными системами. Человек живет и работает в окружении дисперсных систем. Воздух, особенно воздух рабочих помещений, - это дисперсная система. Многие пищевые продукты, полупродукты и продукты их переработки представляют дисперсные системы (молоко, мясо, хлеб, масло, маргарин). Многие лекарственные вещества производятся в форме тонких суспензий или эмульсий, мазей, паст или кремов (протаргол, колларгол, желатиноль и др.)

  Дисперсными являются все живые системы. Мышечные и нервные клетки, волокна, гены, вирусы, протоплазма, кровь, лимфа, спинномозговая жидкость - все это,  высокодисперсные образования. Протекающие в них процессы управляются физико-химическими закономерностями, которые изучает физикохимия дисперсных систем.

   Дисперсными называют системы, в которых вещество находится в состоянии более или менее высокой раздробленности и равномерно распределено в окружающей среде. Науку о высокодисперсных системах называют коллоидной химией. В основе живого вещества лежат соединения, находящиеся в коллоидном состоянии.

  Дисперсная система состоит из дисперсионной среды и дисперсной фазы.

  По своей физико-химической природе все жидкие лекарственные формы являются свободными всесторонне дисперсными системами, в которых лекарственные вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в жидкой дисперсионной среде.

   В зависимости от степени измельчения дисперсной фазы и характера связи ее с дисперсионной средой (растворителем) различают такие физико-химические системы как:

- истинные растворы низко- и высокомолекулярных соединений;

- коллоидные растворы (золи);

- суспензии и эмульсии.

  Существует несколько классификаций дисперсных систем, основанных на различных признаках дисперсных систем.

1.По агрегатному состоянию дисперсионной среды все дисперсные системы можно свести к 3 типам.

 - дисперсные системы с газообразной дисперсионной средой - аэрозоли (дым, воздух рабочих помещений, облака и т.д.).

 - дисперсные системы с жидкой дисперсионной средой - лиозоли (пены; эмульсии; суспензии; пыль, попавшая в дыхательные пути; кровь; лимфа; моча; молоко представляют собой гидрозоли).

 - дисперсные системы с твердой дисперсионной средой - солидозоли (пемза, силикагель, сплавы).

2.Вторая классификация группирует дисперсные системы в зависимости от размера частиц дисперсной фазы.

   Коллоидные системы могут быть газообразными, жидкими и твердыми. Наиболее распространены и изучены жидкие (лиозоли). Коллоидные растворы для краткости обычно называют золями. В зависимости от природы растворителя - дисперсионной среды, т.е. воды, спирта или эфира, лиозоли называют соответственно гидрозоли, алкозоли или этерозоли.

   По интенсивности взаимодействия частиц дисперсной фазы и дисперсионной среды золи делят на 2 группы:

- лиофильные - интенсивное взаимодействие, в результате которого образуются развитые сольватные слои, например, золь протоплазмы, крови, лимфы, крахмала, белка и т.д.;

 - лиофобные золи - слабое взаимодействие частиц дисперсной фазы с частицами дисперсионной среды.

   Золи металлов, гидроксидов, практически все классические коллоидные системы. ВМС и растворы ПАВ выделяют в отдельные группы.

Всякий коллоидный раствор является микрогетерогенной, многофазной, высоко- и полидисперсной системой с высокой степенью дисперсности.

   Условием образования коллоидного раствора является нерастворимость вещества одной фазы в веществе другой, ибо только между такими веществами могут существовать физические поверхности раздела. По силе взаимодействия между частицами дисперсной фазы различают свободно-дисперсные и связнодисперсные системы. Примером последних  являются биологические мембраны.

Классификация дисперсных систем:

I. По дисперсности

1. Грубодисперсные – частицы, размер которых составляет более 10-5 м. Частицы видны в обычный микроскоп, оседают под действием силы тяжести, не проходят через бумажные фильтры (пены, грунт, сахар, суспензии, эмульсии, взвеси)

2. Среднедисперсные (микрогетерогенные) – размер частиц от 10^-7 до 10^-5 м

3. Высокодисперсные (коллоидные) – размеры частиц 10^-7 – 10^-9 м (сок растений, космическая пыль). Частицы таких систем нельзя обнаружить микроскопом. Обладают особыми молекулярно-кинетическими и другими свойствами, что обуславливает верхнюю границу их размеров.

II. По агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

Таблица 5.