1. Предмет коллоидной химии. Основные свойства коллоидных растворов. Мера дисперсности. Гетерогенность коллоидных систем

16. Устойчивость и коагуляция дисперсных систем. Влияние электролитов. 
Образование лиофобных дисперсных систем сопровождается увеличением 
свободной поверхностной энергии, поэтому дисперсные системы термодинамически 
неустойчивы. В то же время при определенных условиях они могут сохраняться в 
течение длительного времени. 
Различают два вида относительной устойчивости дисперсных систем: 
седиментационная и агрегативная. Седиментационная устойчивость – это 
способность дисперсной системы сохранять неизменным во времени распределение 
частиц по объему системы, т. е. способность системы противостоять действию силы 
тяжести. 
Седиментационная устойчивость дисперсных систем определяется, главным 
образом, размерами частиц дисперсной фазы: 
1)лиофобные золи (10
-7 
– 10
-5 
см) – седиментационно устойчивые системы, для них 
характерна диффузия, обеспечивающая равномерное распределение частиц по объему 
системы; 
2)микрогетерогенные системы (10
-5 
– 10
-3 
см) – в них устанавливается 
седиментационно-диффузионное 
равновесие, 
для 
которого 
характерно 
гипсометрическое распределение частиц по объему системы; 
3)грубодисперсные (более 10
-3
см) – седиментационно неустойчивые системы, в них 
происходит быстрая седиментация. 
Агрегативная устойчивость – это способность дисперсной системы сохранять 
неизменной во времени степень дисперсности, т. е. размеры, частиц и их 
индивидуальность. При нарушении агрегативной устойчивости происходит 
коагуляция. Коагуляцией называется процесс слипания частиц с образованием крупных 
агрегатов.
Причины коагуляции: изменение температуры, действие электрического и 
электромагнитного полей, действие видимого света, облучение элементарными 
частицами, механическое воздействие, добавление электролитов и др. 
Наибольшее влияние вызывает коагуляция электролитами. Правила коагуляции: 

---

1. Все электролиты, взятые в определенной концентрации, способны коагулировать 
лиофобные золи. 
2. Для того, чтобы началась явная коагуляция, необходимо, чтобы концентрация 
электролита превысила некоторую минимальную величину, называемую порогом 
коагуляции. Согласно теоретическим расчетам Дерягина и Ландау порог 
коагуляции м/б вычислен так: 
п =
𝐶∗ℇ
3 
∗(𝑘𝑇)
5
𝐴
2
∗𝑒
6
𝑍
6
ммоль/л 
П – порог коагуляции золя; С – константа, слабо зависящая от асимметрии 
электролита, т.е. отношения зарядов катиона и аниона; ℇ
- диэлектрическая 
проницаемость раствора; к – постоянная Больцмана; Т – температура; А – постоянная 
Ван-дер-Ваальса; е – заряд электрона; Z – валентность коагулирующего иона. 
Чем меньше порог коагуляции, тем больше коагулирующая способность 
электролита. 
3. Коагулирующим действием обладает не весь электролит, а только тот ион, заряд 
которого совпадает по знаку с зарядом противоиона мицеллы лиофобного золя. 
Этот ион называют ионом-коагулянтом. 
4. Чем выше валентность коагулирующего иона, тем меньше порог коагуляции. Это 
известное правило Шульце-Гарди, или правило значности. 
5. Коагулянт всегда уносит с собой из раствора некоторую часть коагулировавшего 
его иона.