【正文】 旁邊看出，每個(gè)粒子似乎成為一個(gè)發(fā)光小點(diǎn)。當(dāng)粒子直徑接近1nm時(shí)，光在粒子上散射太弱，就不易看到光亮錐。所以有否丁達(dá)爾效應(yīng)是區(qū)別膠體與真溶液的最簡(jiǎn)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(nèi)，所以也有丁達(dá)爾效應(yīng)。 (3)電學(xué)性質(zhì)——電泳 由于膠體粒子帶電荷，在外加電場(chǎng)作用下，膠體粒子在分散介質(zhì)中的移動(dòng)稱為電泳。通過(guò)電泳實(shí)驗(yàn)，可判定膠體粒，子所帶的電荷，在生產(chǎn)上可利用電泳原理去除雜質(zhì)。 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(chǎng)中也不易沉降，這是由于膠體分子小，布朗運(yùn)動(dòng)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(jí)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(zhì)：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(lái)。 電解質(zhì)使溶狡聚沉作用的大小，既和電解質(zhì)濃度有關(guān)，也和電解質(zhì)的離子本性有關(guān)，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(fù)電荷膠體聚沉的幾種陽(yáng)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(dǎo)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(zhì)的能力，二可增加溶膠顆粒的動(dòng)能和相互碰撞的機(jī)會(huì)，其結(jié)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(lái)求氣體及易揮發(fā)性物質(zhì)的分子量。在一定溫度下，測(cè)得氣體壓力P、體積V及重量W，就可根據(jù)公式求出氣體的分子量。上述公式也可用來(lái)計(jì)算氣體的質(zhì)量或壓力。本方程在化學(xué)平衡、 化學(xué)動(dòng)力學(xué)、 化學(xué)熱力學(xué)中都有所應(yīng)用。 在使用本方程時(shí)，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(jiàn)化學(xué)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(guān)系，其要點(diǎn)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(dú)占據(jù)混合氣體所占的全部體積時(shí)，對(duì)器壁施加的壓力?？倝毫褪歉鹘M分氣體碰撞器壁所產(chǎn)生的壓力總和。(2)各組分氣體的分壓力等于其摩爾分?jǐn)?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(shū)中指出各組分氣體的分壓力等于體積分?jǐn)?shù)乘以總壓力。這里所指的體積分?jǐn)?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?jǐn)?shù)乘以總壓力： 道爾頓分壓定律在后面的溶液、化學(xué)平衡等章節(jié)中都有應(yīng)用。在溶液一章中的應(yīng)用主要是氣體在水中的溶解度與各氣體的分壓有關(guān)。在有關(guān)化學(xué)平衡計(jì)算中，運(yùn)用道爾頓分壓定律計(jì)算各組分氣體的分壓。在化工生產(chǎn)中經(jīng)常會(huì)遇到氣體混合物，利用氣體分壓定律來(lái)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(xué)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(cè)定。3. 能應(yīng)用化學(xué)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(jī)理，掌握影響電離平衡的因素；熟練掌握有關(guān)離子濃度的計(jì)算。4. 初步了解強(qiáng)電解質(zhì)理論，了解離子氛，活度，活度因子，離子強(qiáng)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(zhì)。掌握緩沖溶液pH的計(jì)算。6. 掌握各種鹽類(lèi)水解平衡的情況和鹽溶液pH的計(jì)算。（一）基本概念1．強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)有什么區(qū)別？ 在水溶液中能完全電離的稱為強(qiáng)電解質(zhì)，僅部分電離的稱為弱電解質(zhì)。2．什么叫電離度？如何表示？電離度表示弱電解質(zhì)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(qiáng)電解質(zhì)(或離子濃度大的)溶液中離子間相互牽制作用的強(qiáng)弱程度。“活度”是強(qiáng)電解質(zhì)溶液中離子的理想濃度或熱力學(xué)濃度，用它來(lái)代替真實(shí)濃度可以滿足質(zhì)量作用定律。人們常通俗地去理解為單位體積內(nèi)表觀上含有的離子濃度。也就是離子的有效濃度，用符號(hào)“a”來(lái)表示。它與真實(shí)濃度c之間的關(guān)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(dāng)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(qiáng)；反之離子濃度越小，f 值越接近于1。對(duì)弱電解質(zhì)溶液，忽略離子間的相互作用，即把 f 值作為1，這時(shí)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(duì)于弱酸用Ka表示，對(duì)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(zhì)分子在水溶液中電離成離子趨勢(shì)的大??；因此Ki能反映它們酸、堿性的相對(duì)強(qiáng)弱程度。α = [H+]/c = (Ki/c)1/2 這種關(guān)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(guān)，但由于弱電解質(zhì)電離的熱效應(yīng)不大，在較小的溫度范圍內(nèi)一般溫度變化不影響它的數(shù)量級(jí)，所以在室溫范圍內(nèi)，通常忽略溫度的影響。 (2)同離子效應(yīng)。加入含有相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)會(huì)使弱電解質(zhì)的。減小。 (3)鹽效應(yīng)。加入不含相同離子的強(qiáng)電解質(zhì)，會(huì)使弱電解質(zhì)的α增大。 4．一元弱酸、弱堿電離平衡體系中[H+]、[OH]的計(jì)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(jì)算公式為；一元弱堿[OH]的計(jì)算公式為C為弱酸或弱堿的初始濃度。(2)精確解。當(dāng)α＞5％，或C/Ki＜380時(shí)；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(guān)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(jìn)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(jiàn)以第一步電離為主，體系中[H+]決定于第一步電離，因此計(jì)算公式:當(dāng)C/Ka1＞380時(shí)，[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(lái)少量強(qiáng)酸、強(qiáng)堿入侵或被適當(dāng)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(lèi)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(jí)鹽。如NaHCO3Na2CO3；NaH2PO4Na2HPO4；Na2HPO4Na3PO4。此外，濃度較高的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿亦具有緩沖能力。 3．緩沖溶液的pH如何計(jì)算? (1)弱酸及其鹽(如HAcNaAc)體系的計(jì)算公式：(2)弱堿及其鹽(如NH3H2ONH4Cl)體系的計(jì)算公式：(3)多元弱酸的酸式鹽及其次系級(jí)鹽(如：Na2HPO4Na3PO4)體系的計(jì)算公式： 式中Ka3是磷酸的第三級(jí)電離常數(shù)。 這里要特別注意的是用多元酸的哪一級(jí)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(duì)NaHCO3Na2CO3體系，則用碳酸的Ka2。 (五)鹽類(lèi)水解及其溶液中[H+]、[0H]的計(jì)算 強(qiáng)酸強(qiáng)堿鹽不水解，所以其水溶液呈中性。其它各類(lèi)鹽均有程度不同的水解，在計(jì)算各類(lèi)鹽水溶液中[H+]、[OH]時(shí)，首先要求出各類(lèi)鹽的水解平衡常數(shù)Kh，因?yàn)樗谑謨?cè)上是查不到的。 1．弱酸、強(qiáng)堿鹽的水解及溶液中[OH]的計(jì)算例如：NaAc2．強(qiáng)酸、弱堿鹽的水解及溶液中[H+]的計(jì)算例如：NH4Cl C為鹽的濃度3．弱酸、弱堿鹽的水解及[H+]的計(jì)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(jì)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(jì)算公式即為C為鹽的濃度5．高價(jià)金屬離子的水解是分步進(jìn)行的，而且以第一步水解為主。例如： 實(shí)際上高價(jià)Fe3+離子的水解過(guò)程是相當(dāng)復(fù)雜的，它們?cè)谒芤褐惺且远喾N形式的水合離子存在。可簡(jiǎn)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(zhì)稱為酸，能電離出OH離子的物質(zhì)為堿。H+ + OH H2O上述反應(yīng)稱為中和反應(yīng)。 2．布朗斯特勞萊的質(zhì)子論凡是化學(xué)反應(yīng)中能放出質(zhì)子(即氫離子)的物質(zhì)稱為酸；接受質(zhì)子的物質(zhì)稱為堿。它的酸堿關(guān)系是共軛關(guān)系：酸、堿反應(yīng)是質(zhì)子的轉(zhuǎn)移過(guò)程，沒(méi)有鹽的概念。 例如：其中 HAcAc 、NH4+NH3為共軛酸堿對(duì)。=Kw。 3．路易斯的廣義酸堿理論電子論反應(yīng)中接受電子對(duì)的物質(zhì)稱為酸，提供電子對(duì)的物質(zhì)稱為堿。第十章 沉淀平衡 教學(xué)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(zhuǎn)化的條件。3. 熟悉有關(guān)溶度積常數(shù)的計(jì)算。 (一)溶度積概念 例如，難溶電解質(zhì)AmBn在水溶液中有如下平衡：根據(jù)化學(xué)平衡原理，它的平衡常數(shù)可表達(dá)為 Ksp = [A]m[B]n式中Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡(jiǎn)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(guān)離子濃度如何變化，它總是一個(gè)常數(shù)。因此，溶度積與溶解度之間可以相互換算。 (換算時(shí)要注意把溶解度和離子濃度用 mol．11單位表示。) 例如：對(duì)A2B型難溶鹽，其Ksp與溶解度S (mol．11的互換關(guān)系如下：難溶鹽的Ksp值亦是它溶解度大小的一種標(biāo)志，但由于它與溶解度的定義不同，所以用它來(lái)比較一些難溶鹽溶解度大小時(shí)，必須要類(lèi)型相同。如AgCl和Ag2CrO4類(lèi)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(jiàn)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(jiǎn)稱離子積)為[A]m[B]n＜KspAmBn時(shí)，此溶液為未飽和溶液，無(wú)沉淀生成或原有沉淀繼續(xù)溶解； [A]m[B]n＝KspAmBn時(shí)，此溶液為飽和溶液，即沉淀與溶解達(dá)成平衡； [A]m[B]n＞KspAmBn時(shí)，為過(guò)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(zhì)、氣體、配合物，或利用氧化還原。其目的同是為了降低有關(guān)離子濃度，使其離子積小于相應(yīng)的Ksp。(三)沉淀平衡中的同離子效應(yīng)及鹽效應(yīng)同離子效應(yīng)是指在難溶電解質(zhì)的溶液中加入含有相同離子的易溶電解質(zhì)，使得難溶電解質(zhì)的溶解度降低的效應(yīng)。鹽效應(yīng)是指加入不含相同離子的易溶電解質(zhì)，使得難溶電解質(zhì)溶解度增大的效應(yīng)。該原理，（特別是同離子效應(yīng)）常應(yīng)用于離子分離及沉淀洗滌中。(四)分步沉淀與共沉淀當(dāng)溶液中同時(shí)存在兩種或兩種以上離子與某一沉淀劑反應(yīng)而產(chǎn)生沉淀時(shí)，離子積先達(dá)到其溶度積的難溶鹽首先沉淀出來(lái)，離子積尚未達(dá)到其溶度積的則不沉淀。這就稱為分步沉淀。當(dāng)不斷地加入沉淀劑，第一種沉淀越來(lái)越多，其相應(yīng)離子濃度越來(lái)越低，而沉淀劑的離子濃度越來(lái)越升高，當(dāng)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(dá)到其溶度積時(shí)，則第二種難溶鹽亦開(kāi)始沉淀，這時(shí)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(jì)）。已知KspAgCl＝1010，KspAgI＝1017，由于AgCl和AgI為同類(lèi)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(dāng)在上述溶液中加入AgNO3時(shí)，AgI首先達(dá)到它的溶度積開(kāi)始沉淀。此時(shí)體系中[Ag+]的濃度為這時(shí)對(duì)Cl離子來(lái)說(shuō)尚未達(dá)到其溶度積，所以只有AgI沉淀。這種情況稱為分步沉淀。當(dāng)不斷加入AgNO3，AgI不斷沉淀出來(lái)，[I]離子濃度不斷減小，[Ag+]離子濃度不斷增大，當(dāng)[Ag+]離子濃度增大到此時(shí)[Ag+]離子濃度既滿足[Ag+][Cl]