Вещество | рН |
Электролит в свинцовых аккумуляторах | <1,0 |
Желудочный сок | 1,0–2,0 |
Лимонный сок (5 % р-р лимонной кислоты) | 2,0±0,3 |
Пищевой уксус | 2,4 |
Кока - кола | 3,0±0,3 |
Яблочный сок | 3,0 |
Пиво | 4,5 |
Кофе | 5,0 |
Шампунь | 5,0 |
Чай | 5,5 |
Кожа здорового человека | 5,5 |
Кислотный дождь | < 5,6 |
Питьевая вода | 6,5–8,5 |
Слюна | 6,8–7,4 |
Молоко | 6,6–6,93 |
Чистая вода при 25 °C | 7,0 |
Кровь | 7,36–7,44 |
Сперма | 7,2–8,0 |
Морская вода | 8,0 |
Мыло (жировое) для рук | 9,0–10,0 |
Нашатырный спирт | 11,5 |
Отбеливатель (хлорная известь) | 12,5 |
Концентрированные растворы щелочей | >13 |
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 аниону характерен 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+ + CO32-
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+ + S2_
натрия сульфид
Na2S+ НОН ‹-----› NaOH + NaHS
гидросульфид натрия
2 Na + + S2--+ НОН ‹-----› Na + + OH__ + Na+ +H S---
S2--+ 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+ + PO43-
Na3 PO4+ НОН‹-----›NaOH + Na 2HPO4
3Na+ +PO43--+ НОН‹-----›Na+ + OH__ +2 Na+ + HPO42-
PO43--+ НОН‹-----›OH- + HPO42- рН> 7;
гидрофосфат - ион
2 ступень:
Na2 НPO4+ НОН‹-----›NaOH + NaH 2PO4
натрия гидрофосфат
2Na + +НPO42--+ НОН‹-----› Na + + OH__ + Na+ + H 2PO4 ---
НPO42--+ 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 катиону характерен 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+ +SO42—
(NH4)2 SO4. +2 H2O ‹-----› H 2SO4 + 2 NH4OH
2 NH4 ++ SO4 2-- + 2 HOH‹-----› 2 H + +SO42--- + 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+ + SO42---
Ступень:
2 ZnSO4 + 2HOH ‹-----› H2SO4+(ZnOH)2 SO4
гидроксоцинка сульфат
2 Zn 2+ +SO4 2---+ 2HOH ‹-----›2 H + + SO4 2- + 2 ZnOH+ + SO42-
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 длясоли, 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+ + CO32--
(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.