Wykład 8
Iloczyn rozpuszczalności
Koloidy
Iloczyn rozpuszczalności
Korzystając z tablicy rozpuszczalności związków (wykład 2 część 1)
oraz wykonując praktycznie reakcje w analizie kationów i anionów
stwierdziliśmy, że istnieje szereg soli oraz wodorotlenków metali,
które bardzo trudno rozpuszczają się w wodzie. Nie oznacza to
jednak, że nad wydzielonymi z roztworu osadami znajduje się
czysta chemicznie woda.
O tym, że w roztworze nad osadem znajduje się pewna ilość jonów
wchodzących w skład trudno rozpuszczalnej soli lub wodorotlenku
można przekonać się doświadczalnie.
Na2C2O4
H2O Ba(NO3)2
1
2 3
Osad CaSO4
Do trzech probówek wprowadzamy przesączony roztwór pobrany znad
osadu CaSO4.
Teraz do probówki 2 dodajemy Na2C2O4 a do probówki 3  Ba(NO3)2
Po wprowadzeniu do probówki 2 roztworu szczawianu sodu
a do probówki 3 roztworu azotanu (V) baru zaobserwujemy wydzielanie się
białych osadów.
Wskazuje to, że w otrzymany przesącz nie był czystą wodą,
lecz musiał zawierać jony Ca2+ oraz jony SO42-.
CaSO4 Ca2+ + SO42-
Stężenie obecnych w roztworze jonów pozwoliło na wytrącenie się
osadów szczawianu wapnia i siarczanu (VI) baru, zgodnie z
reakcjami:
Ca2+ + C2O42- CaC2O4
Ba2+ + SO42- BaSO4
Z przeprowadzonego doświadczenia można również wyciągnąć
wniosek, że powstałe w wyniku przeprowadzonych reakcji sole są
trudniej rozpuszczalne w wodzie niż siarczan wapnia.
Przedstawione doświadczenie pozwala także na stwierdzenie, że w
przypadku dodania do czystej wody trudno rozpuszczalnej soli- np.
BaSO4 w roztworze nad osadem pojawi się pewna ilość jonów Ba2+
i jonów SO42- (oczywiście mniejsza niż w przypadku jonów soli
CaSO4).
Jony Ba2+ i SO42- będą przechodzić do roztworu, aż do jego
nasycenia w danych warunkach temperatury i pozostawać będą w
równowadze z nie rozpuszczoną solą.
Ten stan równowagi można opisać równaniem:
BaSO4 (s) Ba2+ + SO42-
a stała równowagi tej reakcji wyrażona jako iloczyn stężeń produktów
do stężenia substratu przyjmie postać:
[Ba2+] . [SO42-]
K = [BaSO4]s
W podanym równaniu na stałą równowagi tej reakcji stężenie siarczanu
baru jest stałe (BaSO4 występuje w postaci osadu ), zatem
powyższe równanie można zapisać jako:
K . [BaSO4]s = [Ba2+] . [SO42-]
Iloczyn stałej K mnożonej wartość stałą jest też wielkością stałą,
nazywaną iloczynem rozpuszczalności o oznaczanym jako:
IR
Można także spotkać oznaczenia iloczynu rozpuszczalności jako:
Kso, Kir , Ir lub Ks
Przez iloczyn rozpuszczalności danej soli będziemy rozumieli iloczyn
stężeń molowych (podniesionych do potęg odpowiadających ich
współczynnikom stechiometrycznym w równaniu opisującym stan
równowagi) produktów dysocjacji trudno rozpuszczalnej soli w jej
roztworze nasyconym pozostającym w równowadze z osadem tej
soli.
Wartość iloczynu rozpuszczalności dla danej trudno rozpuszczalnej
soli jest wielkością stałą przy określonej temperaturze i danym
rozpuszczalniku.
Dla ogólnego równania soli o wzorze AmBn
AmBn m An+ + n Bm-
Iloczyn rozpuszczalności definiowany jest jako:
IR = [An+]m .[Bm-]n
Przykłady:
dla BaSO4
IR = [Ba 2+] . [SO4 2-] = 1,1 . 10 -10 (mol/dm3)2 (temp.2980K).
dla soli o wzorze Ag3PO4
IR = [Ag+]3 . [PO43-] = 1,8 . 10 -18 ( mol/dm3)4 (temp.2980 K)
Jak widać z podanych przykładów jednostki, w których wyrażona jest
wartość IR zależą od wykładników potęgowych, dlatego też w praktyce
wartość IR podawana jest bez miana.
Analogiczne równanie jak dla soli można przedstawić dla trudno
rozpuszczalnych wodorotlenków
M(OH)n Mn+ + n[ OH- ]
IR = [Mn+] . [OH-]n
Znajomość wartości iloczynów rozpuszczalności dla wybranych związków
trudno rozpuszczalnych pozwala na ich porównywanie pod kątem
rozpuszczalności.
Istotne jest zdefiniowanie wyrażeń opisujących iloczyn rozpuszczalności
związków
Równanie dysocjacji trudno Wyrażenie opisujące iloczyn
rozpuszczalności
rozpuszczalnego zwiÄ…zku
ZwiÄ…zki dysocjujÄ…ce na dwa jony:
AgBr Ag+ + Br -
IR = [Ag+ ] . [Br -]
BaSO4 Ba2+ + SO42- IR = [Ba2+ ] . [SO42-]
z równania dysocjacji wynika , że stężenia równowagowe kationów i
anionów jonów są sobie równe [kationów] =[anionów] = x mol/dm3
Zatem wyrażenie oznaczające IR przyjmuje postać
IR = x . x. = x2 czyli x = " IR
Równanie dysocjacji trudno Wyrażenie opisujące iloczyn
rozpuszczalności
rozpuszczalnego zwiÄ…zku
ZwiÄ…zki dysocjujÄ…ce na trzy jony:
PbCl2 Pb2+ + 2Cl-
IR = [Pb2+ ] . [Cl -]2
Ag2Cr2O7 2Ag+ + Cr2O72-
IR = [Ag+ ]2 . [Cr2O72-]
z równań dysocjacji wynika , że stężenia równowagowe kationów i
anionów jonów nie są sobie równe. W przypadku PbCl2 jeżeli stężenie
kationów oznaczymy jako x , to stężenie anionów, które jak wynika
równania dysocjacji jest dwa razy większe będzie wynosiło 2x, a
iloczyn IR przyjmuje postać
IR = x . (2x)2 = 4x3
Natomiast dla Ag2Cr2O7 stężenie anionów oznaczamy jako x, wówczas
stężenie kationów wynosi zgodnie z równanie dysocjacji 2x a iloczyn
rozpuszczalności przyjmuje postać:
3
IR
IR = (2x)2 . x = 4x3
=
x
4
Zatem dla obu przypadków
Równanie dysocjacji trudno Wyrażenie opisujące iloczyn
rozpuszczalności
rozpuszczalnego zwiÄ…zku
Związki dysocjujące więcej jonów:
Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
IR = [Fe3+ ] . [OH -]3
z równań dysocjacji wynika , że stężenia równowagowe kationów i
anionów jonów nie są sobie równe. W przypadku Fe(OH)3 jeżeli
stężenie kationów oznaczymy jako x , to stężenie anionów, które jak
wynika równania dysocjacji jest trzy razy większe będzie wynosiło 3x,
a iloczyn IR przyjmuje postać
IR = x . (3x)3 = 27x4
StÄ…d:
4
IR
=
x
27
Aby trudno rozpuszczalny związek wytrącił się w postaci osadu
iloczyn stężeń jonów (podniesionych do odpowiednich potęg)
musi być równy lub większy niż wartość iloczynu
rozpuszczalności, czyli :
dla soli:
[An+]m.[Bm-]n e" IR
dla wodorotlenków:
[Mn+] . [OH-]n e" IR
Przykłady obliczeń związane z iloczynem rozpuszczalności
Przykład 1
Oblicz stężenie jonów Pb2+ oraz SO42- w roztworze nasyconym PbSO4
znajdującym się w równowadze z osadem tej soli, jeżeli wiadomo, że
iloczyn rozpuszczalności tej soli w temp. 2980K ma wartość 1,8 . 10 -8
Stan równowagi między roztworem a osadem jest opisany równaniem:
PbSO4“! Pb2+ + SO42-
Wyrażenie na iloczyn rozpuszczalności przyjmuje postać:
IR = [Pb 2+] . [SO4 2-] = 1,8 . 10 -8
[Pb 2+] = [SO42-]
StÄ…d:
.
)
(mol/dm3
1,8 . 10-8
1,34 10-4
[Pb2+] = [SO42-] = IR = =
Znając stężenie soli [PbSO4] =[Pb 2+] = [SO4 2-] i masę molową PbSO4 można
podać rozpuszczalność tej soli (g/100 g rozpuszczalnika) 
czyli przyjęty zwyczajowo sposób podawania rozpuszczalności związków.
Ponieważ rozpuszczalność trudno rozpuszczalnych związków jest bardzo
mała- uprawnionym przy takich obliczeniach jest założenie, że gęstość roztworu
jest równa gęstości rozpuszczalnika  w tym przypadku wody.
Masa molowa PbSO4 = 303,26 g/mol
Rozpuszczalność PbSO4 w podanych warunkach temperatury wynosi:
1,34 . 10 -4 mol/dm3 . 303,26 g/mol = 0,0406 g/dm3
czyli
4,06 . 10 -3 g/100cm3
Przykład 2
Obliczyć iloczyn rozpuszczalności Ag3PO4 wiedząc, że rozpuszczalność tej soli
w wodzie w temperaturze 293 0K wynosi 6,5 . 10 -4 g/100 cm3 rozpuszczalnika.
Masa molowa Ag3PO4 wynosi 419 g/mol.
Skoro rozpuszczalność tej soli wynosi 6,5 . 10 -4 g/100 cm3, to znaczy , że w
1000cm3 (1 dm3) rozpuszcza siÄ™ 6,5 . 10 -3 g/dm3 soli.
Stan równowagi między roztworem a osadem soli opisuje równanie
Ag3PO4“! 3Ag+ + PO43-
Wyrażenie na iloczyn rozpuszczalności przybiera postać:
IR = [Ag+]3 . [PO43- ]
Stężenie molowe Ag3PO4 naszym roztworze jest równe:
csoli = 6,5 . 10 -3 g/dm3 : 419 g/mol = 1,551 . 10-5 mol/dm3,
ponieważ jeden mol soli dysocjuje na jeden mol anionów PO43-, to stężenie
tych anionów odpowiada stężeniu soli,
natomiast stężenie kationów Ag+ jest 3 razy większe niż stężenie soli (bo
każdy mol soli daje w wyniku dysocjacji 3 mole kationów Ag+), stąd
stężenie [Ag+] = 3csoli
stężenie [PO43-] = csoli
Zatem
.
IR = (3csoli)3 . Csoli = 27 csoli4 = 27 (1,551. 10 -5) 4 = 1,56 . . 10-18 (mol/dm3)4
Przykład 3
Czy wytrąci się osad PbI2 jeżeli do 200 cm3 roztworu Pb(NO3)2 o stężeniu
0,01mol/dm3 dodamy 200 cm3 roztworu NaI o stężeniu 0,02 mol/dm3. Iloczyn
rozpuszczalności PbI2 = 7,1 . 10-9
Reakcja przebiegajÄ…ca w roztworze:
Pb(NO3)2 + 2NaI PbI2“! + 2NaNO3
W uproszczonej formie jonowej:
Pb2+ + 2 I- PbI2“! (utworzony osad pozostaje w równowadze z jonami
tworzÄ…cymi osad)
Wyrażenie na iloczyn rozpuszczalności ma postać:
IR = [Pb2+ ] . [I-]2
Aby odpowiedzieć na pytanie, czy osad wytrąci się, należy określić iloczyn
stężeń kationów Pb2+ oraz anionów I- i porównać go z wartością iloczynu
rozpuszczalności dla tej soli.
W tym celu należy określić stężenia kationów Pb2+ oraz anionów I- w roztworze.
W roztworze Pb(NO3)2 liczba moli jonów Pb2+ wynosi:
n(Pb2+ ) = c . V = 0,01 mol/dm3 . 0,200 dm3 = 2 . 10-3 mola
W roztworze NaI liczba moli jonów I- wynosi:
n(I-) = c . V = 0,02 mol/dm3 . 0,200 dm3 = 4 . 10-3 mola
Po zmieszaniu obu roztworów sumaryczna objętość otrzymanego roztworu:
200cm3 + 200cm3 = 400cm3 = 0,400dm3
Stąd stężenie kationów Pb2+ w otrzymanym roztworze:
[Pb2+ ] = (2 . 10-3 mola) : 0,400dm3 = 5 . 10-3 mol/dm3
a stężenie anionów I- odpowiednio:
[I-] = (4 . 10-3 mola) : 0,400 dm3 = 0,01 mol/dm3
Obliczmy:
.
[Pb2+ ] [I-]2 = 5 . 10-3 . (0,01)2 = 5 . 10-7 (mol/dm3)3
Wartość otrzymanego iloczynu [Pb2+ ] . [I-]2 jest większa od iloczynu
rozpuszczalności tej soli, zatem osad wytrąci się.
Czynniki wpływające na rozpuszczalność substancji trudno
rozpuszczalnej
Efekt wspólnego jonu
Jeżeli do roztworu nasyconego np. AgI wprowadzimy pewną ilość KI ,
to w roztworze zwiększy się stężenie jonów I-.
Ponieważ wartość IR = [Ag+] . [I-] = 8,5. 10-17 musi pozostać stała,
to stężenie jonów Ag+ w roztworze ulegnie zmniejszeniu, gdyż
zwiÄ…zane one zostanÄ… przez wprowadzone dodatkowo jony I-,
a tym samym wytrąci się pewna ilość osadu AgI.
Dodatek wspólnego jonu (takiego jak jeden z obecnych już w
roztworze nasyconym) zmniejsza rozpuszczalność związku-
powodując wytracenie się dodatkowej ilości osadu, czyli
wytrąca się więcej osadu.
 Efekt solny
Wprowadzenie do nasyconego roztworu zwiÄ…zku trudno
rozpuszczalnego soli obojętnej, nie posiadającej wspólnych jonów
z jonami soli trudno rozpuszczalnej znajdujÄ…cej siÄ™ w tym roztworze,
powoduje wzrost rozpuszczalności soli (wynika, to ze wzrostu liczby
oddziaływujących ze sobą jonów , co wpływa na ich  stężenie czynne ,
czyli aktywność, która jest mniejsza, niż wynika to ze stężenia
roztworu). Ponieważ aktywność jonów jest definiowana jako:
a = f. c, a wartość f (współczynnik aktywności) maleje ze wzrostem
tzw. mocy jonowej roztworu, dla zachowania stałej wartości
IR, stężenie jonów soli trudno rozpuszczalnej w roztworze wzrasta.
Oznacza to wzrost rozpuszczalności związku trudno
rozpuszczalnego.
 Wpływ stężenia jonów wodorowych
W przypadku niektórych związków znaczący wpływ na ich
rozpuszczalność ma odczyn roztworu- a ściślej biorąc stężenie
jonów wodorowych.
Przykładem takich związków są trudno rozpuszczalne wodorotlenki.
np.:Fe(OH)3, , Al(OH)3, Zn(OH)2
Zgodnie z równaniem:
Fe(OH)3 Fe3+ + 3OH-
Wyrażenie opisujące iloczyn rozpuszczalności ma postać
IR = [Fe3+ ] . [OH- ]3
Dodatek mocnego kwasu (a więc jonów H+) do nasyconego roztworu
Fe(OH)3 wiąże jony OH- , co prowadzi do wzrostu stężenia Fe3+
w roztworze (dla zachowania wartości IR ) i do rozpuszczenia pewnej
ilości osadu wodorotlenku.
Reguła przekory
Dowiedzieliśmy się, że dodatek do nasyconego roztworu soli trudno
rozpuszczalnej pozostającej w równowadze z osadem powoduje (co
wynika za zachowania wartości iloczynu rozpuszczalności)
zmniejszenie stężenia drugiego z jonów  i wytrącenie dodatkowej
ilości trudno rozpuszczalnej soli.
Sytuacja taka występuje nie tylko w przypadku zachowania stałej
wartości iloczynu rozpuszczalności, lecz stanowi bardziej ogólną,
powszechnie obowiązującą w przyrodzie , regułę przekory.
Regułę tę sformułował Henri Le Chatelier a teoretycznie
uzasadnił Karl Braun, dlatego też często nazywana jest ona regułą
Le Chateliera- Brauna.
Regułę tę można sformułować następująco:
Jeżeli stan równowagi układu zostanie zakłócony poprzez działanie
czynnika zewnętrznego, to w układzie zajdą zmiany zmierzające do
zmniejszenia wpływu tego czynnika i osiągnięcia nowego stanu
równowagi.
Zatem układ znajdujący się w stanie równowagi przeciwdziała
zmianom zmierzającym do naruszenia tej równowagi.
Koloidy - charakterystyka
Układ koloidalny  układ składający się z przynajmniej dwóch
składników (faza rozpraszająca i faza rozproszona).
Faza rozpraszająca (dyspersyjna) występuje w nadmiarze w stosunku
do fazy zdyspergowanej (rozproszonej).
W literaturze spotyka się z różnymi wymiarami fazy rozproszonej,
jednak koloidy charakteryzują się znaczenie większymi rozmiarami
cząstek rozpraszanych w stosunku do fazy rozpraszającej niż ma to
miejsce w przypadku roztworów właściwych. (Przyjmuje się, że
rozmiary czÄ…stek fazy rozproszonej mieszczÄ… siÄ™ w granicach 1-
500nm).
Układami koloidowymi są układy, których cząstki mają wymiar
koloidowy w odniesieniu do:
wszystkich trzech wymiarów przestrzennych (koloidy kuliste  układ
mono- lub izodyspersyjny np. Ag)
dwóch wymiarów (koloidy płaskie- blaszkowate, układ
polidyspersyjny np. Fe(OH)3 )
jednego wymiaru (koloidy nitkowate, układ polidyspersyjny, V2O5,
białka)
Innym podziałem koloidów jest podział na:
Koloidy fazowe Koloidy czÄ…steczkowe
(eukoloidy)
Układ utworzony w wyniku Układ zawierający dużo
skupienia pewnej liczy jonów pojedynczych cząsteczek
lub czÄ…steczek o rozmiarach koloidowych
np. (AgCl )x (Au)y np. białka, skrobia, celuloza, garbniki
[ Fe(OH)3]z
,
x, y, z > 100
Zestawienie cech charakterystycznych układów dyspersyjnych
Doświadczenie Roztwór Układ Zawiesina
koloidowy
lub zjawisko
Obserwacja czÄ…stek fazy niewidzialne niewidzialne widzialne
rozproszonej w mikroskopie
Obserwacja czÄ…stek fazy niewidzialne widzialne widzialne
rozproszonej w
ultramikroskopie
Ruchy Browna nie występują występują nie występują
Efekt Tyndalla nie występuje występuje występuje
Dializa zachodzi nie zachodzi nie zachodzi
Dyfuzja zachodzi zachodzi nie zachodzi
Przechodzenie przez faza faza faza
sączek z bibuły rozproszona rozproszona rozproszona
przechodzi przechodzi nie
przechodzi
Rozdział przez wirowanie nie zachodzi czasem zachodzi
zachodzi
Klasyfikacja koloidów
Wśród wielu sposobów klasyfikacji koloidów na uwagę zasługuje
zaproponowana przez Ostwalda dzieląca koloidy ze względu na
stan skupienia faz rozpraszajÄ…cej i rozproszonej.
Najczęściej mamy do czynienia z układami koloidowymi, w których
fazą rozpraszającą jest ciecz. Układy takie to liozole (lub zole).
Gdy fazę dyspersyjną stanowi woda mówimy o hydrozolach.
Gdy fazą rozpraszającą jest gaz  układ nazywamy gazozolem,
a gdy faza stała - zolem stałym.
Typy układów koloidalnych w zależności od stanu skupienia fazy
rozproszonej i rozpraszajÄ…cej
Faza Faza Typ układu Przykłady
rozpraszajÄ…ca koloidowego
rozproszona
gaz faza stała aerozol stały dym, kurz
gaz ciecz aerozol ciekłymgła, chmury
ciecz gaz piana bita śmietana, piana
mydlana, beza
ciecz ciecz emulsja majonez
ciecz faza stała zol farby, atrament
faza stała gaz piana stała pumeks
faza stała ciecz emulsja stała lody, ser, masło
faza stała faza stała zol stały niektóre stopy, szkło
barwne
Innym kryterium podziału koloidów jest zdolność do oddziaływania
czÄ…stek fazy zdyspergowanej z czÄ…steczkami fazy rozpraszajÄ…cej.
A tego względu dzielimy koloidy na :
Koloidy liofilowe Koloidy liofobowe
CzÄ…stki fazy rozproszonej
CzÄ…stki fazy rozproszonej
nie Å‚Ä…czÄ… siÄ™ z czÄ…steczkami
chętnie łączą się z cząsteczkami
fazy dyspergujÄ…cej , lub Å‚Ä…cza siÄ™
fazy dyspergujÄ…cej,
w niewielkim stopniu,
gdy fazÄ… rozpraszajÄ…cÄ… jest
gdy fazÄ… rozpraszajÄ…cÄ… jest
H2O  koloidy hydrofilowe.
H2O  koloidy hydrofobowe.
CzÄ…stki koloidalne otoczone
Cząstki koloidowe posiadają małe
czÄ…steczkami rozpuszczalnika
powinowactwo do rozpuszczalnika
Przykładami koloidu
i na swojej powierzchni gromadzÄ…
hydrofilowego sÄ…:
Å‚adunek elektryczny.
roztwory białka, roztwory skrobi.
Przykładami koloidów hydrofobowych są:
roztwory tlenków metali i wodorotlenków
metali
Budowa czÄ…stek koloidowych
Badając roztwory koloidowe stwierdzono, że pomiędzy poszczególnymi
cząstkami koloidowymi a ośrodkiem rozpraszającym tworzy się podwójna
warstwa elektryczna.
Cząstki koloidowe posiadają najczęściej jednoimienny ładunek elektryczny
(dodatni lub ujemny) wynikający z obecności określonych grup funkcyjnych
w cząstkach koloidowych (np. koloidy białkowe ) lub też będący wynikiem
selektywnej adsorpcji jonów określonego rodzaju z ośrodka dyspersyjnego.
Zaadsorbowane na czÄ…stce koloidowej jony stanowiÄ… tzw. warstwÄ™
adsorpcyjną, natomiast zewnętrzną część stanowi ruchliwa warstwa
dyfuzyjna. JÄ…dro czÄ…stki koloidowej wraz z warstwÄ… adsorpcyjnÄ… i warstwa
dyfuzyjnÄ… stanowi micelÄ™ koloidowÄ…,
Znak ładunku cząstek nie jest ich cechą charakterystyczną i zależy od
warunków powstawania miceli.
Różnicę potencjałów istniejącą pomiędzy warstwą dyfuzyjną a roztworem (w
którym ładunki obu znaków są w równowadze) określa się jako potencjał
elektrokinetyczny. Potencjał elektrokinetyczny można wyznaczyć
doświadczalnie.
Otrzymywanie koloidów
Układy koloidowe otrzymuje się na ogół metodami:
dyspersyjną (rozdrabnianie większych cząstek na mniejsze)
kondensacyjną (łączenie mniejszych cząstek w większe agregaty).
Koloidy liofilowe mogą być otrzymywane na drodze rozpuszczania.
Układy koloidalne oczyszcza się z domieszek substancji tworzących
roztwory rzeczywiste (elektrolity, substancje niskoczÄ…steczkowe
krystaliczne) metodÄ… dializy lub elektrodializy (dializa prowadzona w
polu elektrycznym, co przyspiesza ruch jonów do roztworu wodnego).
Trwałość układów koloidowych
ZnajdujÄ…ce siÄ™ w bezustannym chaotycznym ruchu (ruchy Browna) czÄ…stki
koloidów zderzając się ze sobą mogą sięłączyć w większe skupiska, co
może prowadzić do wytracania się fazy rozproszonej w postaci osadu lub
żelu.
Proces powstawania osadu lub żelu nosi nazwę koagulacji. Powstawanie
dużych kłaczków w procesie koagulacji nosi nazwę flokulacji.
Na proces koagulacji wpływają następujące czynniki:
dodatek elektrolitu,
dodatek koloidu o ładunku przeciwnym, co powoduje rozładowanie cząstek,
naÅ›wietlanie radiochemiczne (np. promieniowanie ² powoduje koagulacjÄ™
zoli dodatnich),
działanie mechaniczne (mieszanie, wytrząsanie),
ogrzewanie (np. ścinanie się białka),
dehydratacja lub desolwatacja przez dodanie środków odwadniających, np.
alkoholu lub acetonu,
odparowanie lub wymrażanie ośrodka dyspersyjnego.
Procesem odwrotnym do procesu koagulacji jest peptyzacja.
koagulacja
Koloid koagulat
peptyzacja (np.żel)
Proces peptyzacji może być przeprowadzony w wielu przypadkach (ale
nie we wszystkich). Odwracalność koagulacji jest zależna od
charakteru koloidu (liofilowy czy liofobowy) i rodzaju czynnika
koagulujcego (np. koagulacja koloidów liofilowych, wywołana
odparowaniem rozpuszczalnika jest odwracalna, a w przypadku
koloidów hydrofobowych  nieodwracalna).
Ruchy Browna to chaotyczne ruchy cząstek w płynie (cieczy lub gazie),
wywołane zderzeniami tych cząstek z cząsteczkami płynu.
Ruchy Browna są tym intensywniejsze, im mniejsza jest lepkość cieczy
i rozmiary cząstek zdyspergowanych oraz im wyższa jest temperatura płynu.
Autorami matematycznego opisu ruchów Browna byli niezależnie Albert
Einstein i Marian Smoluchowski.
Robert Brown Albert Einstein
Marian Smoluchowski
1773-1858 1879-1955
1872 -1917
Roztwór koloidalny
- efekt Tyndalla
Efekt Tyndalla zjawisko fizyczne
polegające na rozpraszaniu światła,
przez koloid lub zawiesinÄ™
z wytworzeniem charakterystycznego
stożka świetlnego
(następuje to na skutek uginania się
promieni świetlnych na cząstkach
fazy rozproszonej). Intensywność
John Tyndall
efektu jest tym większa, im większa
1820-1893
jest różnica między współczynnikiem
załamania fazy rozproszonej
i ośrodka rozpraszającego.
Zależy również od długości
rozpraszanej fali  silniej rozpraszane
są krótsze.
Dializa - zdolność przechodzenia niektórych cząsteczek i jonów przez błonę
półprzepuszczalną, rozdzielającą dwa roztwory. Przez błonę przechodzą do
czystej wody czÄ…steczki i jony o niewielkich rozmiarach , natomiast czÄ…stki
koloidalne z uwagi na swoje rozmiary nie przechodzą przez pory błony.
.
Dializa - zdolność przechodzenia niektórych cząsteczek i jonów przez błonę
półprzepuszczalną, rozdzielającą dwa roztwory. Przez błonę przechodzą do
czystej wody czÄ…steczki i jony o niewielkich rozmiarach , natomiast czÄ…stki
koloidalne z uwagi na swoje rozmiary nie przechodzą przez pory błony.
.
Metoda dializy znajduje zastosowanie w medycynie.
W nefrologii stosuje się zabiegi dializacyjne u pacjentów ze niewydolnością
nerek. Zabieg ten umożliwia usunięcie większości szkodliwych produktów
przemiany materii, takich jak np. mocznik.
Zabiegi hemodializy wykorzystywane są w leczeniu niektórych zatruć,
wówczas celem zabiegu jest usunięcie toksycznej substancji znajdującej się
w krwi.