ЕЛЕКТРИЧНИЙ ЗАРЯД КОЛОЇДНИХ ЧАСТИНОК ТА
ЕЛЕКТРОКІНЕТИЧНІ ЯВИЩА. СТІЙКІСТЬ І КОАГУЛЯЦІЯ КОЛОЇДНИХ СИСТЕМ
План
1. Механізм виникнення електричного заряду колоїдних частинок. Будова подвійного електричного шару.
2. Будова міцели. Електродинамічний та електрокінетичний потенціали.
3. Електрокінетичноі явища: електрофорез, електроосмос, потенціал протікання, потенціал осідання.
4. Стійкість колоїдних розчинів. Фактори стійкості. Коагуляція і фактори, що її зумовлюють. Поріг коагуляції та його визначення. Правило Шульце-Гарді.
5. Коагуляція повільна і швидка. Коагуляція золів сумішшю електролітів. Взаємна коагуляція. Явище звикання. Колоїдний захист.
Механізм виникнення електричного заряду колоїдних частинок. Будова подвійного електричного шару.
Електричні властивості колоїдних систем зумовлені наявністю на поверхні частинок дисперсної фази подвійного електричного шару (ПЕШ) іонів. Подвійний електричний шар може утворитися внаслідок вибіркової адсорбції одного із іонів електроліту, який міститься в розчині, за рахунок поверхневої дисоціації функціональних груп або орієнтації полярних молекул на міжфазній межі.
Наприклад, при утворенні золю AgJ за реакцією між AgNO3 і КJ на мікрокристаліках AgJ адсорбуються іони, які добудовують його кристалічну решітку. Це іони, які входять до її складу (Ag+, J–), або ізоморфні (Cl–, Br–, CNS–). Якщо в надлишку нітрат срібла, то адсорбуватися будуть іони срібла. При цьому тверда фаза заряджається позитивно. Надлишкові аніони 
притягуються до адсорбованих іонів Ag+ внаслідок кулонівської взаємодії. Таким чином, на межі поділу фаз утворюється подвійний електричний шар, подібний конденсатору. Іони внутрішньої обкладки (Ag+) називаються потенціалвизначаючими, іони зовнішньої обкладки () — протиіонами. Якщо в надлишку KJ, то адсорбуються іони J–, а іони К+ — протиіони.
Виникнення подвійного шару внаслідок поверхневої дисоціації можна розглянути на прикладі утворення золю діоксиду кремнію. Поверхневі молекули SiO2 взаємодіють з дисперсійним середовищем, утворюючи полікремнієву кислоту. Остання дисоціює, іони Н+ переходять в рідку, фазу, але внаслідок електростатичного притягання утворюють з поверхневими силікат-іонами подвійний шар. Отже, в цьому випадку потенціалвизна-чаючими є силікат-іони, а протиіонами — іони Н+.
І нарешті, ще одним способом утворення подвійного шару є орієнтація полярних молекул на міжфазній межі. Наприклад, при одержанні водних емульсій вуглеводнів з вживанням в якості стабілізатора звичайного мила, молекули емульгатора орієнтовані на міжфазній межі таким чином, що вуглеводневі ділянки направлені до дисперсної фази, а полярні групи — до води. При цьому потенціалвизначаючими іонами є аніони жирних кислот з порівняно довгими вуглецевими радикалами, а протиіонами — катіони лужного металу.
Будова подвійного електричного шару
Першу модель подвійного електричного шару запропонував Г. Гельмгольц (1879). У відповідності і цією моделлю подвійний шар є плоским конденсатором, одна обкладка якого міститься в твердій фазі, а друга — в розчині. Потенціал в такому подвійному шарі падає лінійно, як і потенціал v плоскому конденсаторі.
Розвитком теорії будови подвійною електричного шару були роботи Л. Гуї (1910) і Д. Чепмена (1913). За їх моделлю протиіони утворюють не плоский, а розмитий шар, причому концентрація зарядів у ньому плавно падає із збільшенням відстані від поверхні. Шар протиіонів у теорії Гуї—Чепмена називається дифузним шаром. Його формування визначається з одного боку електростатичним притяганням до поверхні, а з другого — тепловим рухом, який розсіює іони по всьому об’єму рідкої фази.
Основи сучасної теорії подвійного електричного шару були розроблені О. Штерном (1924). У відповідності з цією теорією формування шару протиіонів визначається не тільки електростатичною взаємодією із зарядженою поверхнею, але й адсорбцією. Адсорбційні сили діють на дуже коротких відстанях. Теорія також враховує, що протиіони мають певний розмір. Тому частина протиіонів міститься на молекулярній відстані (δ) від поверхні, вони зв’язані з поверхнею електростатичними і адсорбційними силами. Цей шар, подібний шару Гельмгольца, називають адсорбційним шаром, його товщина приймається рівною діаметру протиіона. Друга частина протиіонів, необхідна для компенсації потенціалвизначаючих іонів, утворює дифузний шар, який має ті ж властивості, що і дифузний шар Гуї-Чепмена, і товщину якого визначають рівнянням:
(16.1)
де ε — діелектрична проникність середовища; ε0 — діелектрична стала; F — число Фарадея; І— іонна сила розчину.
Заряд твердої поверхні характеризує величину поверхневого потенціалу φ0; який експериментально визначають як електродний потенціал. Падіння потенціалу в ПЕШ складається з падіння потенціалу φδ в дифузній частині ПЕШ і різниці потенціалів (φ0 — φδ між потенціалвизначаючим і адсорбційним шаром. Причому, частина φ0 потенціалу дає значення електрокінетичного або ζ, (дзета)-потенціалу, який відповідає різниці потенціалів між межею сковзання рідини і глибиною розчину. Межа сковзання — це межа між нерухомою, зв’язаною з поверхнею, і рухомою частинами подвійного шару, тобто межа між частинкою, здатною до руху в електричному полі, і оточуючою рідиною. Електрокінетичний потенціал розраховується за експериментальними даними за рівнянням Гельмгольца— Смолуховського:
(16.2)
(16.3)
де — в’язкість середовища; — лінійна швидкість руху фаз;
Е — напруженість електричного поля; к — питома електрична провідність середовища; — об’ємна швидкість руху середовища; І — сила струму.
2. Будова міцели. Електродинамічний та електрокінетичний потенціали.
Теорія подвійного електричного шару Штерна дозволила пояснити будову частинок дисперсної фази колоїдної системи. Золь складається з міцел та інтерміцелярної рідини. Міцела — це структурна колоїдна одиниця, інтерміцелярна рідина — дисперсійне середовище, що розділяє міцели і містить електроліти, не-електроліти і поверхнево-активні речовини.
Міцела — це кристалик дисперсної фази з оточуючим його подвійним електричним шаром. Тверда фаза, яка міститься всередині міцели, називається агрегатом, агрегат з потенціалвизначаючими іонами — ядром міцели. Ядро разом з адсорбційним шаром утворює частинку або гранулу, яка оточена дифузним шаром.
Вплив різних факторів на товщину дифузійного шару протийонів і на величину електрокінетичного потенціалу.
Відзначимо деякі, найбільш характерні, властивості електрокінетичного потенціалу. Передусім, його величина залежить від концентрації електролітів, присутніх у розчині. Збільшення концентрації іонів у розчині призводить до зменшення товщини дифузного шару і супроводжується зменшенням величини електрокінетичного потенціалу, в той час як величина поверхневого потенціалу φ0 залишається незмінною. Із цього факту стає зрозумілою суть ізоелектричного стану системи, коли дифузний шар під впливом збільшення концентрації електролітів стискається до товщини δ і ζ– потенціал стає рівним нулю.
Величина електрокінетичного потенціалу залежить не тільки від концентрації іонів електроліту, але і від їх валентності, причому, виключну роль в цьому випадку грають протиіони, тобто іони, заряд яких протилежний заряду твердої поверхні або самої частинки. Здатність, протиіонів знижувати величину ζ-потенціалу швидко зростає з валентністю протиіона. Розряджаюча здатність іонів однакової валентності також різна. Так, катіон впливає тим більше, чим більший його об’єм. Для іонів лужних металів отримуємо такий ряд: Li+ < Na+ < К+ < Rb+ < Cs+. Це пояснюється тим, що із збільшенням об’єму іона збільшується його по-ляризовність, що дозволяє йому ближче підійти до поверхні. Збільшення радіуса іона також призводить до зменшення його ступеню гідратації, що сприяє входженню іона в гельмгольцівський адсорбційний шар. Особливо великий вилив на ζ-потенціал виявляють одновалентні органічні катіони (основних фарбників та алкалоїдів). Вони легко поляризуються, що зумовлює можливість їх переважного входу в гельмгольцівський шар та зниження ζ-потенціалу.
Дослідження впливу різних іонів на величину ζ-потенціалу привело до відкриття явища перезарядки і різного знаку поверхневого і електрокінетичного потенціалу для однієї й тієї ж межі поділу. Дослід показав, що водневі іони, іони вищої валентності, а також ряд аніонів не тільки здатні дуже знизити величину ζ-потенціалу, але й викликати зміну його знаку. Схема, яка пояснює зміну окремих іонів пояснюється тим, знаку ζ-потенціалу що вони по відношенню до поверхні мають не тільки електростатичний, але й значний адсорбційний потенціал. Така специфічна адсорбція пов’язана з поляризовністю цього іона, або з поляризацією іонів та молекул, які містяться на поверхні. Межа сковзання між зв’язаними та вільними протиіонами відповідає АВ. Крива падіння потенціалу 2 відсікає на лінії АВ деякий відрізок, розташований під віссю абсцис. Це відповідає негативному значенню ζ-потенціалу. Останнє вказує на те, що в адсорбційній частині ПЕШ міститься надлишок аніонів, що і дає ζ < 0. Крива 1 характеризує змінення потенціалу до перезарядки. Тут ζ-потенціал має позитивне значення
Електрокінетичноі явища: електрофорез, електроосмос, потенціал протікання, потенціал осідання
Електрокінетичними називають явища, які полягають в тому, що частинки або рідина рухаються під дією різниці потенціалів, або, навпаки, різниця потенціалів виникає внаслідок руху частинок або рідини.
Електрокінетичні явища класифікуються таким чином:
1) електрокінетичні явища першого роду — відносне переміщення фаз під дією різниці потенціалів, до них належать: а) електрофорез — рух частинок дисперсної фази в нерухомому дисперсійному середовищі; б) електроосмос — рух рідини відносно твердої поверхні пористих мембран;
2) електрокінетичні явища другого роду — виникнення різниці потенціалів внаслідок вимушеного відносного руху фаз, до них належать: а) потенціал седиментації — виникнення різниці потенціалів при русі частинок в нерухомій рідині; б) потенціал протікання — виникнення різниці потенціалів при русі рідини відносно нерухомої твердої поверхні.
Електрофорез
У 1808 році професор Московського університету Ф. Ф. Рейсе провів два цікавих експерименти, які лягли в основу дослідження електричних властивостей дисперсних систем. В першому досліді він у мокру глину занурив дві скляні трубки, заповнив їх водою і помістив в них електроди. При пропусканні сталого струму частинки глини рухались до позитивного електрода. Це явище назвали електрофорезом.
Механізм електрофорезу полягає в тому, що під дією електричного поля подвійний шар іонїв розривається на межі сковзання, частинка набуває заряду і рухається до протилежно зарядженого електрода, протиіони дифузного шару рухаються у протилежний бік.
Однак при спостеріганні електрофорезу здається, що вся рідина рухається до одного електрода. Це тому, що для утворення подвійного шару потрібна дуже мала кількість електроліту. Так, наприклад, було встановлено, що при електрофорезі золю сульфіду миш’яку, стабілізованого сірководнем, на 0,67 г частинок, які виділилися на аноді, виявилося тільки 10-5 г водню, що виділився на катоді. Звідси свого часу був зроблений неправильний висновок про односторонність електрофорезу.
Швидкість електрофорезу залежить від величини електрокінетичного (ζ-дзета) потенціалу і визначається рівнянням Гельмгольца—Смолуховського:
(16.6)
це uо — лінійна швидкість руху фаз; ε — діелектрична проникність середовища; εо — діелектрична стала, що дорівнює 8,85 . 10–12 Ф/м; Е — напруженість електричного поля; ζ–дзета-потенціал; η — в’язкість середовища.
Швидкість руху дисперсної фази, віднесена до одиниці напруженості електричного поля, називається електрофоретичною рухомістю і визначається
(16.7)
де h — шлях, пройдений дисперсною фазою (частинкою) за час t; l — відстань між електродами; V — прикладена різниця потенціалів.
Частіше рівняння Гельмгольца—Смолуховського записують відносно ζ–потенціалу (16.2).
Експериментальне електрофорез досліджують шляхом спостерігання за переміщенням окремих частинок в електричному полі при допомозі мікроскопа (мікроелектрофорез), або за зміщенням межі поділу колоїдна система—дисперсійне середовище до одного із електродів (макроелектрофорез). Останній метод називається методом рухомої межі.
За цим методом електрофорез провадять в U-подібній градуйованій трубці, що має внизу кран з’єднаний гумовим шлангом зі скляною лійкою в яку наливають досліджуваний золь. В U-подібну трубку наливають необхідну кількість (~ 1/3 трубки) бокової рідини (ультрафільтрат золю, або розчин електроліту з електричною провідністю, рівною провідності золю), вставляють електроди і, обережно відкриваючи кран, домагаються чіткої межі золь—бокова рідина. Після занурення електродів у рідину кран закривають і вимірюють час t, за який межа під дією електричного поля підніметься на певну відстань h.
Електроосмос
У другому досліді Рейсе заповнив середню частину U-подібної трубки товченим кварцем, налив води, занурив електроди і пропустив сталий струм. Через деякий час рівень води в коліні з негативним електродом підвищився, а в другому коліні — знизився. Це явище одержало назву електроосмосу.
Механізм елекроосмосу можна пояснити таким чином. На кнутрішній поверхні капілярів мембрани внаслідок поверхневої дисоціації утворюється подвійний електричний шар. При накладенні електричного поля дифузний шар протиіонів по межі ско-цзання рухається паралельно нерухомому адсорбційному шару до електрода відповідного знаку, при цьому з ним рухається і певна частина дисперсійного середовища, бо між гідратною оболонкою іона і оточуючою рідиною діють сили молекулярного тертя. До протилежного електрода рухаються ті іони з об’єму рідини, які мають знак, протилежний знаку протиіонів.
Швидкість руху дисперсійного середовища, віднесена до одиниці напруженості електричного поля, називається електроосмотичною рухомістю і визначається:
(16.8)
де — об’ємна швидкість течії середовища ; S — площа поперечного перерізу капілярів; I— сила струму; R — електричний опір; к — питома електрична провідність.
В цьому випадку ζ–потенціал обчислюють за рівнянням:
(16.9)
Експериментальне електроосмос досліджують за перенесенням рідини через мембрану (капілярно-пористі матеріали, діафрагму) до одного із електродів.
Потенціал протікання
У 1859 році Квінке відкрив явище, протилежне електроосмосу — при протіканні під тиском рідини через пористу мембрану виникла різниця потенціалів, яку назвали потенціалом протікання.
Це явище зумовлене наявністю ПЕШ на межі поділу фаз. При протіканні під тиском рідини через пористу діафрагму йде деформація ПЕШ і іони дифузного шару зміщуються в напрямку потоку рідини. Внаслідок цього руху зарядів вздовж межі виникає поверхневий струм і різниця потенціалів на кінцях капілярів діафрагми; ця різниця потенціалів, в свою чергу, приводить до появи струму провідності в зворотному напрямку. Різниця потенціалів збільшується, доки ці струми не зрівняються. З цього моменту вона приймає стале значення:
(16.10)
де р — тиск, який визиває течію рідини.
Дорн у 1878 році виявив, що при осіданні суспензії кварцу під дією сили тяжіння виникає різниця потенціалів між рівнями різної висоти. При осіданні дисперсних частинок під дією сили тяжіння подвійні електричні шари, які оточують частинку, деформуються за рахунок тертя об шар рідини. Внаслідок цього дифузні іони відстають від частинок, які рухаються, і по висоті виникає різниця потенціалів.
Стійкість колоїдних розчинів. Фактори стійкості. Коагуляція і фактори, що її зумовлюють. Поріг коагуляції та його визначення. Правило Шульце-Гарді.
Стійкість колоїдної системи — це здатність її зберігати незмінною в часі структуру, тобто дисперсність і рівномірний розподіл дисперсної фази.
За М. П. Пєсковим розрізняють два види стійкості — кінетичну та агрегативну. Кінетична, або седиментаційна, стійкість — це здатність протистояти силі тяжіння. Основними умовами цієї стійкості є висока дисперсність та інтенсивний броунівський рух. Агрегативна стійкість — це здатність протистояти агрегації частинок. До факторів, які зумовлюють агрегативну стійкість, належать: електростатичний — електростатичне відштовхування частинок, пов’язане з наявністю на поверхні частинки подвійного електричного шару іонів; адсорбційно-сольватний — утворення на поверхні частинок сольватних шарів із молекул дисперсійного середовища або молекул чи іонів стабілізатора, які перешкоджають їх злипанню; структурно-механічний — стабілізація колоїду адсорбованими шарами (плівками) з колоїдних поверхнево-активних або високомолекулярних речовин.
Коагуляцією називають зменшення дисперсності системи в результаті злипання частинок дисперсної фази. Коагуляція може відбуватися внаслідок старіння системи, зміни температури, механічної дії, дії електромагнітного поля та ін. Однак найбільш важливе теоретичне і практичне значення має коагуляція під дією електролітів.
Про коагуляцію золів під дією електролітів було відомо ще першим дослідникам колодних систем (Ф. Сельмі, Т. Грем, М. Фарадей, Г. І. Бор-шов). У подальшому завдяки роботам Г. Шульце, У. Гарді, Г. Фрейнд-ліха, М. П. Пєскова, А. В. Думанського, Б. В. Дерягіна та ін. були встановлені закономірності коагуляції електролітами, відомі під назвою правил коагуляції:
1. Коагуляцію викликають будь-які електроліти, але з помітною швидкістю вона починається при досягненні певної концентрації. Мінімальна концентрація електроліту, при перевищенні якої спостерігається коагуляція, називається «порогом коагуляції». Поріг коагуляції у виражають у ммоль/л:
(17.1)
Величину, зворотну порогу коагуляції, називають «коагулюючою здатністю». Коагулююча здатність Vк— це об’єм золю, скоагульованого 1 моль електроліту. Початок коагуляції можна визначити за різними ознаками: за зміною забарвлення золю, виникненням каламуті, початком виділення осаду і т. д. Завжди необхідно вказувати умови, за яких визначений поріг коагуляції.
2. Коагулюючу дію має лише той іон електроліту, заряд якого протилежний заряду колоїдної частинки. Коагулююча здатність іона тим більша, чим більший його заряд. Ця залежність називається правилом Шульце—Гарді, тому що вона вперше була встановлена Шульце у 1882 році і підтверджена Гарді у 1900 році, при вивченні коагуляції гідрозолей сульфіду миш’яку. Для цього золю Шульце знайшов таке співвідношення коагулюючої здатності одно-, дво- і тризарядних катіонів: 1:20:350. Отже, прямо пропорціональної залежності між зарядом іона і його коагулюючою здатністю немає; коагулююча здатність зростає набагато швидше, ніж заряд.
3. У неорганічних іонів з однаковим зарядом коагулююча дія зростає із зменшенням гідратації. Наприклад, в ряду одновалентних катіонів і аніонів коагулююча активність і гідратація змінюються таким чином:
зростання коагулюючої активності зростання коагулюючої активності
|
|
Li+ Na+ К+ Rb+ Cl– Br– J– CNS–
зростання ступеня гідратаціїі зростання ступеня гідратації
Такі ряди, в яких іони однакового заряду розташовуються за зменшенням ступеня гідратації, називаються ліотропними. Ступінь гідратації зменшується, а коагулююча дія збільшується із зростанням радіуса іона.
4. У органічних іонів коагулююча дія зростає з підвищенням
адсорбційної здатності.
5. Початку коагуляції відповідає зниження ζ-потенціалу до критичної величини (~ 30 мВ).
6. В осаді, утвореному при коагуляції, завжди присутні іони, які її викликали.
Коагуляція повільна і швидка
Швидкість коагуляції визначається зміною частинкової конценрації золю за одиницю часу.
Теорію швидкої коагуляції розробив польський учений Смо-луховський. У відповідності з цією теорією процес швидкої коагуляції іде таким чином, що одинарні частинки при зіткненні утворюють подвійну, потім подвійна частинка, зіткнувшись з одинарною, утворює потрійну частинку і т.д. Можливі зіткнення і складних частинок, але одночасне зіткнення трьох і більше частинок в розрахунок не приймалось в зв’язку з малою ймовірністю такої події. Процес коагуляції Смолуховський розглядав як реакцію другого порядку:
(17.2)
Розділивши змінні, одержуємо:
(17.3)
Інтегруючи (17.3 )в межах від vо до v і від 0 до τ, маємо:
(17.4)
Звідки частинкова концентрація золю в момент г дорівнює:
(17.5)
Вводячи час половинної коагуляції θ, з рівняння (17.4), замінивши в ньому v на і τ на в, одержимо:
(17.6)
Тоді, об’єднуючи (17.5) і (17.6), отримаємо вираз для частинкової концентрації золю в даний момент часу τ.
(17.7)
За рівнянням (17.7), знаючи v0 і і/для різних значень τ, можна розрахувати θ, а потім за (17.6) — k. Смолуховський вивів рівняння, яке зв’язує константу швидкості коагуляції з коефіцієнтом дифузії D і радіусом сфери притягання р (критична відстань, на яку повинні наблизитися частинки, щоб відбулося злипання):
k = 4πDp. (17.8)
Теорія Смолуховського була експериментальне підтверджена у численних дослідженнях.
Коагуляція золів сумішшю електролітів.
При коагуляції сумішами електролітів спостерігаються три ефекти: адитивність дії, антагонізм і синергізм електролітів.
Адитивність полягає в тому, що кожний електроліт діє незалежно. Якщо поріг для одного електроліту дорівнює γ1, а для другого — γ2, то для коагуляції треба взяти γ2 молів першого електроліту, або γ2 — другого, або їх суміш з половинних кількостей:
Адитивність характеризується рівнянням: (17.8)
де c1 і с2 — концентрації електролітів.
При антагонізмі електролітів вони ніби протидіють один одному, і для коагуляції золю їх потрібно більше, ніж за правилом адитивності Синергізмом називають посилення коагулюючої дії одного електроліту при додаванні другого В цьому випадку для коагуляції їх треба додати менше, ніж за правилом адитивності.
Адитивність спостерігається у іонів однакового заряду і близьких за властивостями (К+ і Na+ С1– і Вг–) Прикладом антагонізму може бути коагуляція золю AgJ сумішами Al(NO3)3 і K2SO4, Th(NO3)4 і Na2SO4. Синергізм виявляється, наприклад, при дії суміші LiCI і СаСІ2 на золь HgS.
Взаємна коагуляція відбувається при змішуванні золів з протилежно зарядженими частинками. Встановлено,, що золі виявляють максимальний вплив один на одного, якщо сумарний заряд їх частинок дорівнює нулю. Електростатичне притягання — -не єдина причина взаємної коагуляції. Спостерігається взаємна коагуляція однойменне заряджених золів, яку пояснюють хімічною і адсорбційною взаємодією.
Явище звикання золів. Колоїдний захист
Якщо до золю додавати електроліт невеликими порціями, то коагуляція настає при більшій концентрації електроліту, ніж при одноразовому його додаванні. Це явище називається звиканням золю. Причиною звикання золю може бути повільна адсорбція іонів, заряджених однойменне з частинкою, яка призводить до збільшення заряду останньої.
При додаванні до ліофобних золів високомолекулярних речовин стійкість їх значно підвищується. Це явище називається колоїдним захистом.
Механізм захисної дії полягає в утворенні адсорбційного шару з високомолекулярної речовини. Захисний шар забезпечує сольватацію частинки, сольватні шари створюють великий розклинюючий тиск і перешкоджають злипанню частинок. Захисна дія підсилюється при утворенні в дисперсійному середовищі достатньо міцної об’ємної структури.
Захисна дія кількісно характеризується захисним числом, яке дорівнює числу міліграмів високомолекулярної речовини, яке захищає 10 мл золю від коагуляції при додаванні до нього 1 мл 10%-ного розчину NaCl.
Захисне число називають «золотим», «срібним», «рубіновим», «залізним» і т.д. в залежності від того, який золь приймають за стандарт. Але ні «золоте», ні «рубінове», ні будь-яке інше число не можуть бути однозначною характеристикою стабілізатора, бо захисна дія його на той чи інший золь дуже специфічна і залежить від цілого ряду факторів: дисперсності золю, рН системи, молярної маси стабілізатора та ін.
Найбільшу захисну дію чинять білки (желатин, казеїнат натрію, альбумін), менше вона виражена у крохмалю, декстрину, сапонінів.
Велике значення має колоїдний захист для біології та фармації. Білки крові захищають гідрофобні речовини, які містяться в ній, від коагуляції. При послабленні захисної дії білків холестерин відкладається на стінках судин, утворюються камені в нирках, печінці і т. д. Колоїдний захист використовують при виготовленні лікарських препаратів. Прикладом можуть бути протаргол і коларгол — колоїдні препарати срібла, захищені білками.
Якщо кількість високомолекулярної речовини, доданої, до золю, дуже мала, то можливе не підвищення, а зниження стійкості. Це явище одержало назву сенсибілізації. Сенсибілізацію можна пояснити нейтралізацією поверхневого заряду частинки протилежно зарядженим макроіоном або одночасною адсорбцією макроіона на кількох частинках, при цьому молекула білка як місток зв’язує їх. Містковим механізмом пояснюють агрегацію еритроцитів крові.
Джерела інформації:
1. Мороз А.С., Яворська Л.П., Луцевич Д.Д. та ін. Біофізична та колоїдна хімія. – Вінниця: Нова книга, 2007. – 600 с.
2. Кабачний В.І., Осипенко Л.К., Грицан Л.Д. та ін. Фізична та колоїдна хімія – Х.: Прапор, В-во УкрФА, 1999. – 368 с.
3. Кабачний В.І., Осипенко Л.К., Грицан Л.Д. та ін. Фізична та колоїдна хімія. Збірник задач. – Х.: Золоті сторінки, 2001. – 207 с.
4. Вовокотруб Н.П., Смик С.Ю., Бойко Р.С. Практикум з фізичної та колоїдної хімії. Електронний навчальний посібник, 2002. – 257 с.
5. Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994. – 280 с.
6. Матеріали сайту http://www.tdmu.edu.te.ua/
