【正文】 旁邊看出，每個粒子似乎成為一個發(fā)光小點。當粒子直徑接近1nm時，光在粒子上散射太弱，就不易看到光亮錐。所以有否丁達爾效應是區(qū)別膠體與真溶液的最簡便方法。高分子溶液由于分散相粒子大小落在膠體分散體系范圍內，所以也有丁達爾效應。 (3)電學性質——電泳 由于膠體粒子帶電荷，在外加電場作用下，膠體粒子在分散介質中的移動稱為電泳。通過電泳實驗，可判定膠體粒，子所帶的電荷，在生產上可利用電泳原理去除雜質。 4．膠體溶液的穩(wěn)定性和聚沉作用 膠體溶液能穩(wěn)定存在，即使在重力場中也不易沉降，這是由于膠體分子小，布朗運動激烈，膠粒表面帶有相同的電荷，膠粒之間有一種靜電斥力，因而使溶液趨向穩(wěn)定，即聚集穩(wěn)定性。由于膠體顆粒小，其體系具有很大的表面積，因而膠體粒子又具有聚集成較大顆級的傾向。膠體聚沉主要是破壞其聚集穩(wěn)定性。聚沉的方法一般有： (1)加入電解質：給帶電的膠體粒子創(chuàng)造了吸引帶相反電荷離子的有利條件，于是膠體粒子的凈電荷減少了，或者完全被中和，而膠體粒子間斥力減小，就容易聚成大粒子而沉降下來。 電解質使溶狡聚沉作用的大小，既和電解質濃度有關，也和電解質的離子本性有關，一般規(guī)律是：電荷越高，離子(水化離子)半徑愈小，聚沉能力越大。使帶負電荷膠體聚沉的幾種陽離子，按它們的能力大小，可排成下列次序 Al3+＞Fe3+＞H+＞Ca2+＞Mg2+＞K+＞Na+＞Li+ 使帶正電荷的膠體聚沉的幾種陰離子，按它們能力大小可排成下列次序：[Fe (CN)6]4＞[Fe (CN)6]3＞C rO42＞SO42＞NO3＞Cl (2)加入相反電荷溶膠：由于異性相吸，而導致電性中和，使粒子失去聚集穩(wěn)定性而聚沉。(3)加熱：一可降低膠核吸附電解質的能力，二可增加溶膠顆粒的動能和相互碰撞的機會，其結果必有利于聚沉。 體（1）．理想氣體狀態(tài)方程式理想氣體的狀態(tài)方程式表示為主要用它來求氣體及易揮發(fā)性物質的分子量。在一定溫度下，測得氣體壓力P、體積V及重量W，就可根據公式求出氣體的分子量。上述公式也可用來計算氣體的質量或壓力。本方程在化學平衡、 化學動力學、 化學熱力學中都有所應用。 在使用本方程時，必須特別注意R的數(shù)值及單位，R的值圍所用壓力和體積的單位不同而改變(詳見化學平衡一章)。 2）．道爾頓氣體分壓定律：是討論混合氣體中分壓力與總壓力的關系，其要點是： (1)混合氣體的總壓力等于各組成氣體的分壓力之和 P總=P1+P2+P3+ ......... 所謂分壓力，就是指各組成氣體在溫度不變、單獨占據混合氣體所占的全部體積時，對器壁施加的壓力?？倝毫褪歉鹘M分氣體碰撞器壁所產生的壓力總和。(2)各組分氣體的分壓力等于其摩爾分數(shù)乘以總壓力：上述公式可由理想氣體狀態(tài)方程推得： 有的書中指出各組分氣體的分壓力等于體積分數(shù)乘以總壓力。這里所指的體積分數(shù)是指同溫同壓下某一成分氣體的分體積與混合氣體的總體積之比。(3)各組分氣體的分壓等于其體積分數(shù)乘以總壓力： 道爾頓分壓定律在后面的溶液、化學平衡等章節(jié)中都有應用。在溶液一章中的應用主要是氣體在水中的溶解度與各氣體的分壓有關。在有關化學平衡計算中，運用道爾頓分壓定律計算各組分氣體的分壓。在化工生產中經常會遇到氣體混合物，利用氣體分壓定律來研究這些氣體混合物也是非常方便的。另外，用排水集氣法在水面上收集所得氣體，常含有飽和的水蒸氣，在這種情況下所讀出的壓力，是混合氣體的壓力。第九章 酸堿平衡 教學要求： 1. 了解酸堿理論發(fā)展的概況。2. 掌握溶液酸度的概念和pH的定義，熟悉pH與氫離子濃度的相互換算。了解溶液pH的近似測定。3. 能應用化學平衡原理，分析水，弱酸，弱堿的電離平衡；掌握多元酸堿電離的機理，掌握影響電離平衡的因素；熟練掌握有關離子濃度的計算。4. 初步了解強電解質理論，了解離子氛，活度，活度因子，離子強度等概念。5. 了解緩沖溶液的組成；緩沖作用原理；緩沖溶液的性質。掌握緩沖溶液pH的計算。6. 掌握各種鹽類水解平衡的情況和鹽溶液pH的計算。（一）基本概念1．強電解質與弱電解質有什么區(qū)別？ 在水溶液中能完全電離的稱為強電解質，僅部分電離的稱為弱電解質。2．什么叫電離度？如何表示？電離度表示弱電解質在水溶液中電離的程度。3．什么叫表觀電離度?什么叫活度和活度系數(shù)?“表觀電離度”是反映強電解質(或離子濃度大的)溶液中離子間相互牽制作用的強弱程度?！盎疃取笔菑婋娊赓|溶液中離子的理想濃度或熱力學濃度，用它來代替真實濃度可以滿足質量作用定律。人們常通俗地去理解為單位體積內表觀上含有的離子濃度。也就是離子的有效濃度，用符號“a”來表示。它與真實濃度c之間的關系為： a =fcf 稱為活度系數(shù)，通常它是小于1的數(shù)(在特殊情況下亦可大于1)。當溶液中離子濃度越大，f 值越小，反映離子間相互牽制作用越強；反之離子濃度越小，f 值越接近于1。對弱電解質溶液，忽略離子間的相互作用，即把 f 值作為1，這時不用“活度”而用濃度概念。 (二)一元弱酸、弱堿的電離平衡 1．電離平衡常數(shù) 通常用Ki表示，對于弱酸用Ka表示，對于弱堿用Kb表示。 HAcH++Ac Ka=[H+][Ac]/[HAc]NH3?H2ONH4++OH Kb=[ NH4+][ OH]/[ NH3?H2O 2．Ki的物理意義是什么？ 它表示弱電解質分子在水溶液中電離成離子趨勢的大小；因此Ki能反映它們酸、堿性的相對強弱程度。α = [H+]/c = (Ki/c)1/2 這種關系稱為稀釋定律。 3．影響電離平衡的因素有哪些? (1)溫度的影響。Ki與溫度有關，但由于弱電解質電離的熱效應不大，在較小的溫度范圍內一般溫度變化不影響它的數(shù)量級，所以在室溫范圍內，通常忽略溫度的影響。 (2)同離子效應。加入含有相同離子的強電解質會使弱電解質的。減小。 (3)鹽效應。加入不含相同離子的強電解質，會使弱電解質的α增大。 4．一元弱酸、弱堿電離平衡體系中[H+]、[OH]的計算。 (1)一般常用近似解。條件為α＜5％，或C／K＞380一元弱酸[H+]的計算公式為；一元弱堿[OH]的計算公式為C為弱酸或弱堿的初始濃度。(2)精確解。當α＞5％，或C/Ki＜380時；解法之一，求解一元二次方程。公式為 [H+]與[OH]亦可用pH值表示，它們的換算關系為pH＝log[H+]， pOH＝log[OH]， pH+pOH＝14.解法之二：用逼近法 。(三)多元弱酸的電離平衡 要記住多元弱酸的電離是分步進行的，以硫氫酸為例： 第一步電離：H2SH++HS Ka1=105 第二步電離： HSH++S2 Ka2=1012Ka1》Ka2，可見以第一步電離為主，體系中[H+]決定于第一步電離，因此計算公式:當C/Ka1＞380時，[H+]＝(Ka1C)1/2，[S2+]＝Ka2(四)緩沖溶液 1．什么叫緩沖溶液? 能夠抵抗外來少量強酸、強堿入侵或被適當稀釋而本身pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液。 2．哪些體系具有緩沖能力? 通常下列三類體系具有緩沖能力：①弱酸及其鹽，如HAcNaAc；②弱酸及其鹽，如NH3H2ONH4Cl； ③多元弱酸的酸式鹽及其次級鹽。如NaHCO3Na2CO3；NaH2PO4Na2HPO4；Na2HPO4Na3PO4。此外，濃度較高的強酸或強堿亦具有緩沖能力。 3．緩沖溶液的pH如何計算? (1)弱酸及其鹽(如HAcNaAc)體系的計算公式：(2)弱堿及其鹽(如NH3H2ONH4Cl)體系的計算公式：(3)多元弱酸的酸式鹽及其次系級鹽(如：Na2HPO4Na3PO4)體系的計算公式： 式中Ka3是磷酸的第三級電離常數(shù)。 這里要特別注意的是用多元酸的哪一級電離平衡常數(shù)，要視緩沖體系的組成而定，切勿隨便亂用。如對NaHCO3Na2CO3體系，則用碳酸的Ka2。 (五)鹽類水解及其溶液中[H+]、[0H]的計算 強酸強堿鹽不水解，所以其水溶液呈中性。其它各類鹽均有程度不同的水解，在計算各類鹽水溶液中[H+]、[OH]時，首先要求出各類鹽的水解平衡常數(shù)Kh，因為它在手冊上是查不到的。 1．弱酸、強堿鹽的水解及溶液中[OH]的計算例如：NaAc2．強酸、弱堿鹽的水解及溶液中[H+]的計算例如：NH4Cl C為鹽的濃度3．弱酸、弱堿鹽的水解及[H+]的計算例如：NH4Ac由于 [NH4+]＝[Ac]， [NH3H2O]＝[HAc]，則4．多元弱酸鹽的水解及[H+]、[OH]的計算例如 Na2CO3是分步水解由于Kh1》Kh2，所以[H+]或[OH]決定于第一步水解。它的[OH]計算公式即為C為鹽的濃度5．高價金屬離子的水解是分步進行的，而且以第一步水解為主。例如： 實際上高價Fe3+離子的水解過程是相當復雜的，它們在水溶液中是以多種形式的水合離子存在。可簡單地表示為：[Fe（H2O）6]3++H2O[Fe（H2O）5OH]2++H3O+[Fe（H2O）5OH]2+ +H2O [Fe（H2O）4（OH）2]+ +H3O+[Fe（H2O）4（OH）2]+ +H2O [Fe（H2O）3（OH）3] +H3O+(六)酸堿理論1． 阿侖尼烏斯的水離子論 在溶液中能電離出H+離子的物質稱為酸，能電離出OH離子的物質為堿。H+ + OH H2O上述反應稱為中和反應。 2．布朗斯特勞萊的質子論凡是化學反應中能放出質子(即氫離子)的物質稱為酸；接受質子的物質稱為堿。它的酸堿關系是共軛關系：酸、堿反應是質子的轉移過程，沒有鹽的概念。 例如：其中 HAcAc 、NH4+NH3為共軛酸堿對。=Kw。 3．路易斯的廣義酸堿理論電子論反應中接受電子對的物質稱為酸，提供電子對的物質稱為堿。第十章 沉淀平衡 教學要求：1. 掌握Ksp的意義及溶度積規(guī)則。2. 掌握沉淀生成，溶解或轉化的條件。3. 熟悉有關溶度積常數(shù)的計算。 (一)溶度積概念 例如，難溶電解質AmBn在水溶液中有如下平衡：根據化學平衡原理，它的平衡常數(shù)可表達為 Ksp = [A]m[B]n式中Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。 溶度積常數(shù)是溫度的函數(shù)。它在一定溫度下不管溶液中有關離子濃度如何變化，它總是一個常數(shù)。因此，溶度積與溶解度之間可以相互換算。 (換算時要注意把溶解度和離子濃度用 mol．11單位表示。) 例如：對A2B型難溶鹽，其Ksp與溶解度S (mol．11的互換關系如下：難溶鹽的Ksp值亦是它溶解度大小的一種標志，但由于它與溶解度的定義不同，所以用它來比較一些難溶鹽溶解度大小時，必須要類型相同。如AgCl和Ag2CrO4類型不同，前者為AB型，后者為A2B型。AgCl的Ksp＝1．61010＞Ag2CrO4的Ksp＝1012。而它們的溶解度AgCl的S=1．3105mol．l1＜Ag2CrO4的S＝6．3105mol．l1，可見它們的Ksp值大小與S值大小順序不相一致。 (二)溶度積規(guī)則 溶度積規(guī)則是指在難溶鹽AmBn的溶液中如果它們離子濃度的乘積(簡稱離子積)為[A]m[B]n＜KspAmBn時，此溶液為未飽和溶液，無沉淀生成或原有沉淀繼續(xù)溶解； [A]m[B]n＝KspAmBn時，此溶液為飽和溶液，即沉淀與溶解達成平衡； [A]m[B]n＞KspAmBn時，為過飽和溶液，有沉淀生成。利用該規(guī)則：(1)可判斷體系中有否沉淀生成。(2) 使原有沉淀想法溶解。一般采用生成弱電解質、氣體、配合物，或利用氧化還原。其目的同是為了降低有關離子濃度，使其離子積小于相應的Ksp。(三)沉淀平衡中的同離子效應及鹽效應同離子效應是指在難溶電解質的溶液中加入含有相同離子的易溶電解質，使得難溶電解質的溶解度降低的效應。鹽效應是指加入不含相同離子的易溶電解質，使得難溶電解質溶解度增大的效應。該原理，（特別是同離子效應）常應用于離子分離及沉淀洗滌中。(四)分步沉淀與共沉淀當溶液中同時存在兩種或兩種以上離子與某一沉淀劑反應而產生沉淀時，離子積先達到其溶度積的難溶鹽首先沉淀出來，離子積尚未達到其溶度積的則不沉淀。這就稱為分步沉淀。當不斷地加入沉淀劑，第一種沉淀越來越多，其相應離子濃度越來越低，而沉淀劑的離子濃度越來越升高，當沉淀劑的離子濃度升高到與溶液中另一種離子濃度的離子積亦達到其溶度積時，則第二種難溶鹽亦開始沉淀，這時就稱為共沉淀。例如：．01mol/L I離子的溶液中逐滴加入AgNO3溶液（體積變化如忽略不計）。已知KspAgCl＝1010，KspAgI＝1017，由于AgCl和AgI為同類型難溶鹽， 由它們Ksp值的大小可判斷AgI的溶解度小于AgCl。所以當在上述溶液中加入AgNO3時，AgI首先達到它的溶度積開始沉淀。此時體系中[Ag+]的濃度為這時對Cl離子來說尚未達到其溶度積，所以只有AgI沉淀。這種情況稱為分步沉淀。當不斷加入AgNO3，AgI不斷沉淀出來，[I]離子濃度不斷減小，[Ag+]離子濃度不斷增大，當[Ag+]離子濃度增大到此時[Ag+]離子濃度既滿足[Ag+][Cl]