大学化学第3章水化学与水污染

第3章水化学与水污染本章学习要求

了解溶液的通性。

明确酸碱的近代概念，酸碱的解离平衡和缓冲溶液的概念，掌握有关pH的计算;了解配离子的解离平衡及其移动；

掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算；

了解胶体的聚沉、保护及表面活性剂的结构和应用；

了解水体的主要污染物的来源及其危害。3.1溶液的通性3.2水溶液中的单相离子平衡3.3难溶电解质的多相离子平衡3.4胶体与界面化学3.5水污染及其危害引言溶液（solution）广义地说，两种或两种以上物质彼此以分子或离子状态均匀混合所形成的体系称为溶液。溶液以物态可分为固态溶液和液态溶液。根据溶液中溶质的导电性又可分为电解质溶液和非电解质溶液。本章主要讨论液态的非电解质溶液。引言溶剂（solvent）和溶质（solute）如果组成溶液的物质有不同的状态，通常将液态物质称为溶剂，气态或固态物质称为溶质。如果都是液态，则把含量多的一种称为溶剂，含量少的称为溶质。引言混合物（mixture）多组分均匀体系中，溶剂和溶质不加区分，各组分均可选用相同的标准态，使用相同的经验定律，这种体系称为混合物，也可分为气态混合物、液态混合物和固态混合物。3.1溶液的通性溶液有两大类性质：1）与溶液中溶质的本性有关：溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性等；2）与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关————溶液的依数性，如溶液的蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为依数性。包括：稀溶液蒸气压的下降、沸点上升、凝固点下降和稀溶液的渗透压。（与纯溶剂比较）。3.1溶液的通性在液态的非电解质溶液中，溶质B的浓度表示法主要有如下四种：1.物质的量分数 2.质量摩尔浓度3.物质的量浓度4.质量分数组成的标度——溶剂A+溶质B3.1溶液的通性1.物质的量分数 (molefraction)溶质B的物质的量与溶液中总的物质的量之比称为溶质B的物质的量分数，又称为摩尔分数，单位为1。3.1溶液的通性2.质量摩尔浓度mB（molality）溶质B的物质的量与溶剂A的质量之比称为溶质B的质量摩尔浓度，单位是 。这个表示方法的优点是可以用准确的称重法来配制溶液，不受温度影响，电化学中用的很多。3.1溶液的通性3.物质的量浓度cB（molarity）溶质B的物质的量与溶液体积V的比值称为溶质B的物质的量浓度，或称为溶质B的浓度，单位是 ，但常用单位是 。3.1溶液的通性4.质量分数wB（massfraction）溶质B的质量与溶液总质量之比称为溶质B的质量分数，单位为1。3.1.1

非电解质溶液的通性

1.蒸气压下降在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。思考：蒸气压与温度有什么关系？答：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如：p(H2O,l,298K)=3167Pap(H2O,l,373K)=101.325kPa3.1.1

非电解质溶液的通性蒸气压下降溶液比纯溶剂蒸气压下降Δp=p＊

-p3.1.1

非电解质溶液的通性

1.蒸气压下降溶液中溶剂的蒸气压下降拉乌尔：在一定温度下，难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压下降Δp与溶质的摩尔分数成正比，而与溶质的本性无关。即：

Δp=pA·xB其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数，pA是纯溶剂的蒸汽压。若溶液的质量摩尔浓度为mB，则

式中，k为只与溶剂性质有关的常数。溶液中溶剂的蒸气压下降注意：1.该定律只适用于稀溶液，只能计算溶剂的蒸汽压2.若溶剂分子有缔合现象,其摩尔质量仍用其气态分子的摩尔质量.3.该定律适用于不挥发的非电解质溶液4.理想液态混合物：任一组分在全部浓度范围内都服从拉乌尔定律。即（A+B）:蒸气压下降的应用测定溶质分子的相对摩尔质量设质量为WB的溶质溶于质量为WA的溶剂中，则有：

干燥剂工作原理CaCl2、NaOH、P2O5等易潮解的固态物质，常用作干燥剂。因其易吸收空气中的水分在其表面形成溶液，该溶液蒸气压较空气中水蒸气的分压小，使空气中的水蒸气不断凝结进入溶液而达到消除空气中水蒸气的目的。

2.溶液的沸点上升沸点：液体蒸气压达到101.325kPa(1atm)时的温度。沸腾温度：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。固体表面的分子也能蒸发，具有一定的蒸气压。固体与其蒸气在密闭容器中可达到平衡。△Tbp

=Tbp–Tb=kbp•mKbp:溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol-1。

pT溶剂溶液101.325kPaTbpTbp<101.325kPa图3.1沸点上升示意图3.溶液的凝固点降低△Tfp

=Tfp－Tf

=kfp

mkfp

：溶剂的摩尔凝固点下降常数。特点Kfp,kbp只与溶剂种类有关同种溶剂：kfp

＞kbp凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相共存时的温度。pT溶剂溶液溶剂的液-固平衡线TfTfp图3.2凝固点下降示意图4.沸点和凝固点测定的应用

测定分子的相对分子质量以凝固点下降应用较多。因为kfp＞kbp，ΔTfp

＞ΔTbp，所以实验误差较小，且凝固时有结晶析出，易于观察。当溶质的相对摩尔质量MB很大时，由于ΔTf太小，准确性差，因此只适用于MB较大的情况。

防冻剂工作原理冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以降低水的凝固点，避免因结冰，体积膨胀而使水箱破裂。

冷冻剂工作原理工业冷冻剂如在冰水中加氯化钙固体,由于溶液中水的蒸气压小于冰的蒸气压,使冰迅速熔化而大量吸热,使周围物质的温度降低。食盐-冰（30gNaCl+100gH2O(s)）-22℃CaCl2-冰（42.5gCaCl2+100gH2O(s)）-55℃

低熔合金的制备利用固态溶液凝固点下降原理，可制备许多有很大的实用价值的合金。如33%Pb(mp.327.5℃)与67%Sn(mp.232℃)组成的焊锡，熔点为180℃，用于焊接时不会使焊件过热，还用作保险丝。又如自动灭火设备和蒸汽锅炉装置的伍德合金，熔点为70℃，组成为Bi：50%、Pb：25%、Sn：12.5%、Cd：12.5%。稀溶液的依数性例：在25.0g苯中溶入0.245g苯甲酸，实验测得凝固点降低值

=0.205K。已知苯甲酸的摩尔质量为0.122kg.mol-1，苯的值为5.12K.mol-1，试求苯甲酸分子在苯溶液中的存在形态。解：根据式得：

mB是溶解态苯甲酸B的质量摩尔浓度，设苯甲酸在苯中分子形态的摩尔质量为MB,则解得

MB=0.245kg.mol-1

所得的摩尔质量近似为苯甲酸摩尔质量的2倍，所以苯甲酸在苯中以二聚分子的形式存在。5.溶液的渗透压渗透现象——溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散）π渗透压——阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示。在数值上，图3.3溶液渗透压示意图等渗溶液与反渗透等渗溶液反渗透若外加在溶液上的压力大于渗透压，则会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂体积增加，该过程叫反渗透。6.稀溶液的依数性难挥发非电解质稀溶液的性质与一定量溶剂中溶质分子的数目成正比,而与溶质本性无关的现象,称为稀溶液的依数性，也称稀溶液定律。

答：浓溶液中溶质的微粒数较多，溶质微粒间的相互作用及溶质微粒与溶剂分子间的相互作用复杂，使稀溶液定律的定量关系产生偏差。而在电解质溶液中，由于电解质的解离，使得稀溶液定律的定量关系不适用。思考：相同浓度的电解质溶液的蒸气压与非电解质比如何变化？答：其蒸气压下降，沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压的数值变化均比同浓度的非电解质大。6.稀溶液的依数性例：在300K时测得的某蔗糖水溶液的渗透压为252kPa。已知蔗糖的分子式为C12H22O11，水的密度近似为1000kg.m-3。试求：（1）蔗糖溶液的浓度cB；（2）该溶液的凝固点降低值；（3）在大气压力下，该溶液的沸点升高值。计算时可作适当近似。已知H2O的

解：（1）根据式可知

（2）首先将浓度从cB换算为mB，将溶液体积V近似作为溶剂体积,故，所以根据式，得

（3）同理，根据式，得

3.1.2

电解质溶液的通性

阿仑尼乌斯根据电解质溶液不服从稀溶液定律的现象，提出了电离理论。1903年他获得了诺贝尔化学奖。电离理论认为电解质分子在水溶液中解离成离子，使得溶液中的微粒数增大，故它们的蒸汽压、沸点、熔点的改变和渗透压数值都比非电解质大。附例3.1

将质量摩尔浓度均为0.10mol·kg-1的BaCl2,HCl,HAc,蔗糖水溶液的粒子数、蒸气压、沸点、凝固点和渗透压按从大到小次序排序:解：按从大到小次序排序如下：粒子数BaCl2→HCl→HAc→蔗糖蒸气压蔗糖→HAc→HCl→BaCl2沸点BaCl2→HCl→HAc→蔗糖凝固点蔗糖→HAc→HCl→BaCl2渗透压BaCl2→

HCl→HAc→蔗糖从部分电解质的0.1mol·kg-1溶液的凝固点下降数值与理论值的比较可以得到电解质溶液的偏差i

值电解质实测ΔT’f/K计算ΔTf/Ki=ΔT’f/ΔTfNaCl 0.348 0.186 1.87HCl 0.355 0.186 1.91K2SO4 0.458 0.186 2.46CH3COOH 0.188 0.186 1.01 可以看出，产生的偏差有以下规律：A2B(AB2)强电解质>AB强电解质>AB弱电解质>非电解质思考：你还能举例说明电离理论的其他应用吗？3.2

水溶液中的单相离子平衡

水溶液中的单相离子平衡一般分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。

根据解离度的大小，将电解质分为强电解质和弱电解质两类。强电解质在水中全部解离，而弱电解质在水溶液中只有部分解离，大部分仍以分子形式存在。弱电解质在水溶液中存在解离平衡。3.2.1

酸碱在水溶液中的解离平衡

1.酸碱的概念按先后次序，酸碱理论主要有以下几种：酸碱电离理论（阿氏水离子论）在水溶液中解离时所生成的正离子全部是H+的化合物是酸；所生成的负离子全部是OHˉ的化合物是碱。酸碱中和反应的实质是H++OHˉ=H2O。酸碱电离理论的缺陷：把酸、碱的定义局限于以水为溶剂的系统。无法解释NH3、Na2CO3均不含OHˉ，也具有碱性。溶剂理论

在任何溶剂中，凡能增加和溶剂相同阳离子的物质就是该溶剂中的酸；凡能增加和溶剂相同阴离子的物质就是该溶剂中的碱。纯水中的氢离子和氢氧根离子是由于水的自电离作用产生的：2H2O(l)H3O++OH–HCl可以增加水中氢离子的浓度，所以是酸；NaOH可以增加水中的氢氧根离子的浓度，所以是碱。酸碱质子理论凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。酸、碱可以是分子，也可以是离子。酸给出质子后可以再结合质子，因此酸给出质子后就变为碱：

酸质子+碱

(质子给予体）(质子接受体）如在水溶液中

HCl(aq）H+(aq)+Cl-(aq)HAc(aq)H+(aq)+Acˉ(aq)NH4+(aq) H+(aq)+NH3(aq)HCO3-(aq)H+(aq)+CO32-(aq)Al(H2O)63+H+(aq)+Al(H2O)5(OH-)2+

酸质子+碱共轭酸碱概念酸与对应的碱的这种相互依存、相互转化的关系称为酸碱共轭关系。酸失去质子后形成的碱被称为该酸的共轭碱；碱结合质子后形成的酸被称为该碱的共轭酸。共轭酸与它的共轭碱一起称为共轭酸碱对。例如:

共轭酸碱对

HAc+H2OH3O++Ac-(电离)HAc/Ac-,

H3O+/H2OH3O++NH3H2O+NH4(中和)NH4/NH3,H3O+/H2OH2O+CN-OH-+HCN(水解)HCN/CN-,H2O/OH-H2O+CO3

HCO3

+OHˉ(水解)HCO3/CO3,H2O/OH-2-–++–2-酸碱质子理论酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，可以解释NH3、Na2CO3以及NH4Cl等的酸碱性。两性物质:H2O,HCO3ˉ(所有酸式根)无盐的概念:NH4Cl(酸碱复合物)酸碱质子理论是概念的一场革新：酸碱电子理论凡能接受电子对的物质是酸，凡能给出电子对的物质是碱,也称为路易斯酸碱理论。

H+׃OH=H2O

酸+碱=酸碱加合物(1)H3BO3H++H2BO3ֿ

(错误)H3BO3+H2O[B(OH)4]ˉ+H+

（硼酸是路易斯酸）Cu2++4NH3[Cu(NH3)4]2+

深蓝色酸碱加合物酸碱电子理论摆脱了酸必须含有H的限制，包括的范围更广。酸碱电子理论路易斯酸碱反应可用轨道表示为：电子对空轨道路易斯碱路易斯酸酸碱电子理论优点：以电子对的接受和给予来说明酸碱的属性和酸碱反应，摆脱了体系必须有H+和OH-原子。缺点：过于笼统，酸碱性的强弱不易掌握，相对强度没有统一的标度。另外，将Ag+、Cu2+等视为酸，不容易接收。2.

酸碱离子平衡及pH计算对于一元强酸HB，若原始浓度为c，则：对于一元强碱B，若原始浓度为c，则：强酸或强碱的浓度不是太稀（Ca≥10-6mol.dm-3或Cb≥

10-6mol.dm-3）时，水的离解不予考虑，可忽略。此时：酸碱离子平衡及pH计算除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液都存在解离平衡，其平衡常数称为解离常数Ka或Kb，其值可由热力学数据求算，也可由实验测定。同类型弱酸(碱)的相对强弱可由解离常数值的大小得出，如HF(3.53×10-4)和HAc(1.76×10-5)均为一元弱酸，但HF的酸性比HAc强。

HF,H2SO3,HNO2,H3PO4

一般称为中强酸。

一元弱酸和一元弱碱HAc(aq)==H+(aq)+Acˉ(aq)一元弱酸和一元弱碱的电离设一元弱酸HA的浓度为c,解离度为α HA=H++A-起始浓度 c 0 0平衡浓度c(1-α)ca

ca因此同理，对于一元弱碱：

溶液的酸度(H+离子浓度)常用pH表示，pH=–lgc(H+/c),溶液的碱度(OHˉ离子浓度)可用pOH表示。酸性和碱性常数Ka越大，酸性愈强；Kb愈大，碱性愈强这三种碱的强弱顺序为:

酸性和碱性常数由此可见：对于任何一种酸，若其本身的酸性越强，其Ka越大；则其共轭碱的碱性就越弱，Kb就越小。对于HCl强酸，HCl=H++Cl-

，它的共轭碱Cl-是一种极弱的碱，Kb小到测不出。酸性和碱性常数判断对错：①向HAc溶液中加水，将使平衡向正方向移动，导致溶液中的［Ｈ+］升高。

②相同体积，同一浓度的一元强酸和弱酸溶液，完全中和需要等量的碱。这一事实说明两种溶液中的［Ｈ+］是相同的。

例题附例3.1

已知HAc的Ka=1.76×10-5，计算3.0%米醋(含HAc浓度为0.50mol·dm-3)的pH。解：设米醋溶液中H+的平衡浓度为xmol·dm-3,则

HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)平衡浓度/mol·dm-30.50–x x xKa

=1.76×10-5∵Ka

/c＜10-4∴0.50–x≈0.5pH=–lgc(H+)/c

=–lg(2.97×10-3)=3–0.47=2.53例题例3.2

计算0.100mol·dm-3NH4Cl溶液中H+浓度及其pH。解：

NH4Cl(aq)=NH4+(aq)+Clˉ(aq)NH4+(aq)+H2O(l)=NH3(aq)+H3O+(aq)

Ka=5.65×10-10pH=–lgc(H+)/c=–lg(7.52×10-6)=5.12例：在氨水溶液中分别加入少量NH4Cl、NaOH、H2O时，NH3·H2O的α和溶液的pH值如何变化?引起这种变化的主要原因是什么?3

多元弱酸和多元弱碱多元弱酸(碱)的解离是分级进行的，每一级解离都有一个解离常数,以磷酸为例：一级解离：

二级解离：

三级解离：

说明式中，Ka,3<<K

a,2

<<K

a,1，每级解离常数差3～6个数量级。因此，H+浓度的计算以一级解离为主。

计算H+浓度时，当Ka,2

/K

a,1<10ˉ3时，可忽略二、三级解离平衡。

比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较它们一级解离常数值即可。思考：根据反应式H2S(aq)=2H+(aq)+S2ˉ

，H+浓度是S2ˉ

离子浓度的两倍，此结论是否正确？是错误的，H2S(aq)以一级电离为主，因此H2S溶液中c(H+)≈c(HSˉ)。

-例题思考：当Ka,1＞＞Ka,2时，二价酸根的浓度是否都等于Ka,2。附例3.3

已知H2CO3的Ka,1=4.30×10-7，K

a,2

=5.61×10-11,计算0.0200mol·dm-3H2CO3溶液中H+和的浓度及pH。解：∵Ka,2<<Ka,1，求c(H+)只需考虑一级电离pH=–lg9.27×10–5=4.03H2CO3H++HCO3 HCO3H++CO32‾

第一步解离生成的H+抑制了第二步解离，因此

c(H+)≈c(HCO3‾)≈9.27×10-5mol·dm-3

c(CO32‾)=Ka,2·c=5.61×10-11mol·dm-3例题求300mL0.50mol·L-1H3PO4和500mL0.50mol·L-1NaOH的混合溶液的pH值。解：先反应再计算反应继续反应—共轭酸碱解离常数之间关系根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(Kb)，可计算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。以Acˉ为例Acˉ(aq)+H2O(l)=HAc(aq)+OHˉ(aq)常温时，Kw=1.0×10ˉ14即Ka·K

b=Kw,Kw称为水的离子积常数Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq)=H+(aq)+Acˉ(aq)思考1：对于共轭酸碱的概念，若其共轭酸越强，则其共轭碱越弱。此结论正确吗？Ka、Kb互成反比，体现了共轭酸碱之间的强度对立统一的辨证关系。思考2：设有一个二元酸，其一级和二级解离常数分别为Ka,1和Ka,2，共轭碱的一级和二级解离常数分别为Kb,1和Kb,2，它们之间有何关系？已知Ka或Kb，可求共轭酸碱对中另一个碱或酸的Kb或Ka的值。在本题中，Ka,1·Kb,2=Kw，Ka,2·Kb,1=Kw。酸碱反应进行的程度设一酸HA和一碱B–起反应，生成碱A–和酸HB

HA+B–A–+HB同时，碱A–和酸HB也可以反应生成碱B–

和酸HA。平衡时：若K＞1，则平衡朝着生成A–+HB的方向移动，这时Ka(HA)＞Ka(HB)。说明一个酸只能与其共轭酸比该酸还弱的碱反应。共轭酸碱解离常数之间关系酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。酸的相对强弱和碱的相对强弱：水解盐电离出来的离子，与水电离出的H+或OH-结合成弱电解质的过程叫做盐类的水解。

水解过程中，溶液的PH值经常发生变化。例如：由于弱电解质HAc的生成和存在，溶液中[H+]<[OH-]，溶液显碱性。

HAc水解又如：由于弱电解质NH3·H2O的生成和存在，溶液中[OH-]<[H+]，溶液显酸性。

水解又如：双水解时，溶液的酸碱性就要根据两种离子与OH-和H+的结合能力来决定，也就是与酸碱平衡常数有关。溶液pH的实验测定：

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pH计（酸度计）

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4.缓冲溶液和pH的控制HAc(aq)+H2O(l)H3O+(aq)+Ac–(aq)平衡移动方向Ac–(aq)NH4Ac(aq)(aq)+同离子效应：在弱电解质溶液中，加入与其含有相同离子的易溶强电解质而使弱电解质的解离度降低的现象。例题例3.3

在0.100mol·dm-3HAc溶液中加入一定量固体NaAc，使NaAc的浓度等于0.100mol·dm-3，求该溶液中H+浓度，pH和HAc的解离度α。解：设已解离的HAc的浓度为xmol·dm-3 HAc=H++Ac‾起始浓度/mol·dm-3 0.1 00.1平衡浓度/mol·dm-30.1–x

x0.1+x

c(H+)=xmol·dm-3=1.76×10-5mol·dm-3,pH=4.75与例3.1相比,同离子效应使αHAc从1.34%降为0.018%,c(H+)从1.34×10-3mol·dm-3

减少到1.76×10-5mol·dm-3(降低76倍)。缓冲溶液弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸所组成的溶液具有一个重要性质，该溶液的pH在一定范围内不因稀释或外加少量酸或碱而发生显著变化，即对外加的酸和碱具有缓冲能力，这种溶液称作缓冲溶液。以HAc和NaAc的混合溶液为例: NaAc==Na++Ac-

HAc(aq)=H+(aq)+Ac-(aq)系统中大量HAc、Acˉ存在，使H+相对较少。当溶液中加入少量强酸时，H+与Acˉ结合生成HAc，使H+的浓度保持基本不变。若往系统中加入少量强碱，则H+与OH-结合生成H2O，使HAc解离平衡右移，HAc的浓度减少，而H+的浓度仍保持基本不变。缓冲溶液实验：加入1滴(0.05ml)1mol·L-1HCl加入1滴(0.05ml)1mol·L-1NaOH50ml纯水pH=7pH=3 pH=1150mLHAc—NaAc[c(HAc)=c(NaAc)=0.10mol·L-1]pH=4.74

pH=4.73pH=4.75缓冲溶液：具有能保持本身pH值相对稳定性能的溶液(也就是不因加入少量强酸或强碱而显著改变pH值的溶液)。缓冲溶液

缓冲作用原理加入少量强碱：缓冲溶液加入少量强酸：

当达到新平衡时，c(HA)略有增加，c(A–)略有减少，

变化不大，因此溶液的c(H3O+)或pH值基本不变。

缓冲作用原理缓冲溶液缓冲溶液的pH当加入大量的强酸或强碱，使溶液中的Ac‾或HAc耗尽，则溶液将失去缓冲能力。组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAc–Ac‾又称为缓冲对。可用通式表示缓冲对之间存在的平衡： 共轭酸=共轭碱+H+例题附例3.440.00cm31.000mol·dm-3HAc与20.00cm31.000mol·dm-3NaOH混合，求混合液的pH?解：HAc+NaOH=NaAc+H2O由于HAc过量，反应平衡后生成0.02000mol的Acˉ，并剩余0.02000molHAc，溶液总体积为60cm3。于是已知HAc的pKa为4.76因此例题解：50.00cm3缓冲溶液中加入盐酸后总体积为50.05cm3，加入的1.000mol·dm‾3盐酸由于稀释，浓度变为：由于加入的H+的量相对于溶液中Acˉ的量而言很小，可认为加入的H+完全与Acˉ结合成HAc分子。于是c(HAc)=(0.1000+0.001)mol·dm‾3=0.101mol·dm‾3,c(Acˉ)=(0.1000–0.001)mol·dm‾3=0.099mol·dm‾3附例3.5已知若在50.00cm3含有0.1000mol·dm‾3的HAc和0.1000mol·dm‾3NaAc缓冲液中，加入0.050cm31.000mol·dm‾3盐酸，求其pH。说明计算结果表明，50cm3HAc-NaAc缓冲溶液中，若加入少量的强酸(0.05cm31.0mol·dm-3的盐酸)，溶液的pH由4.76降至4.74，仅改变0.02；但若在50cm3纯水中加入0.05cm31.0mol·dm-3HCl溶液，则由于H+的浓度约为0.001mol·dm-3，pH等于3。即pH改变了4个单位。思考：缓冲溶液的缓冲能力与哪些因素有关？缓冲能力主要与以下因素有关：缓冲溶液中共轭酸的pKa值：缓冲溶液的pH在其pKa值附近时，缓冲能力最大。缓冲对的浓度：缓冲对的浓度均较大时缓冲能力较大。缓冲对的浓度比:1:1或相近(0.1~10)时,缓冲能力较大。缓冲溶液的选择和配制

据所需pH选择缓冲对缓冲溶液的pH不仅取决于缓冲对中共轭酸的Ka，还取决于缓冲对中两种物质浓度的比值。缓冲对中任一物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力，故两者浓度之比最好趋近于1，此时缓冲能力最强。当c(共轭酸)=c(共轭碱)时，pH=pKa因此选择缓冲体系时，应选择共轭酸的pKa与要求的pH相近的缓冲对。一般认为，当缓冲对的浓度比在0.1和10之间才具有缓冲作用，因此，缓冲溶液的pH和pKa之间有以下关系：pH=pKa±1常用缓冲溶液缓冲溶液共轭酸碱对pKa缓冲范围HCO2H/NaOHHCO2H

-HCO2–3.752.75~4.75CH3CO2H/CH3CO2NaHAc

-Ac

–4.753.75~5.75NaH2PO4/Na2HPO4H2PO4

-HPO42–7.216.21~8.21NH3·H2O/NH4ClNH4+-NH39.258.25~10.25NaHCO3/Na2CO3HCO3–-CO32–10.259.25~11.25Na2HPO4/NaOHHPO42–

-PO43–12.6611.66~13.66

常用缓冲溶液的缓冲范围例题附例3.6：要配制10cm3pH=5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1.0mol·dm-3的HAc和NaAc溶液各多少毫升？由于两者浓度相同，因此只需体积比和总体积满足：V(HAc)/V(NaAc)=0.562又V(HAc)+V(NaAc)=10cm3因此：V(HAc)=3.6cm3；V(NaAc)=6.4cm3解：附例3.7：1.比较同浓度Na2S,NaAc,NaCN,Na2CO3溶液pH的大小。(已知有关的Ka,Kb)2.定性比较0.10mol.dm-3

下列溶液的pH(根据化学知识)。HAc,HAc+NaAc,H3PO4,NaAc,Na2CO3,NaOH3.2.2配离子的解离平衡配位化合物的基本概念3.2.2配离子的解离平衡配离子和配位化合物由中心离子或中心原子和若干个中性分子或它种离子（称为配位体）通过配位键结合而成的复杂离子叫做配离子（络离子），如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+。含有配离子的化合物称为配位化合物(配合物，络合物)。如[Cu(NH3)4]SO4，配离子与简单离子具有很不相同的性质。如

CuSO4+2NaOH→Cu(OH)2+Na2SO4 CuSO4+NH3(过量)→[Cu(NH3)4]SO4（深蓝色） [Cu(NH3)4]SO4+NaOH→无沉淀1.

配离子的组成可解离的配合物也称配盐，配盐由两部分组成：

配离子由中心原子(或中心离子)与配位体以配位键结合的、带电荷的原子团。配离子不再具有简单离子原有的性质；

带有与配离子异号电荷的离子该部分仍保留其原有的性质配盐在水中可完全解离：如Cu(NH3)4]SO4→[Cu(NH3)4]2++SO42-配离子类似于弱电解质，是难解离的物质，在水溶液中仅少量解离，并存在着解离平衡。[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3配合物的定义简单配合物：每个配位体上只有一个配位原子。如：复杂配合物：又叫螯合物，每个配位体上含有两个或两个以上配位原子。如：二乙二胺合铜（Ⅱ）离子螯合物比一般配合物更稳定，不易解离。

配合物简单配合物复杂配合物配合物的组成内界：中心原子与配位体构成配合物的内配位层，称为内界，通常放在方括号内，即配离子部分。外界：方括号外的其他部分称为外界。内界与外界之间以离子键结合。配位数：方括号内与中心原子配位的配位原子的个数，称为配位数。

形成体配位原子配体配位数K3[Fe(CN)6]内界外界配合物的组成

形成体（中心原子）通常是金属离子和原子，也有少数是非金属元素，例如：Cu2+，Ag+，Fe3+，Fe，Ni，BⅢ，PⅤ……配合物的组成

形成体（中心原子）通常是金属离子和原子，也有少数是非金属元素，例如：Cu2+，Ag+，Fe3+，Fe，Ni，BⅢ，PⅤ……

配位体通常是非金属的阴离子或分子，例如：F－，Cl－，Br－，I－，OH－，CN－，H2O，NH3，CO……

配位原子：与形成体成键的原子。单基配位体：配位体中只有一个配位原子。多基配位体：具有两个或多个配位原子的配位体。例如：乙二胺（en）配合物的组成

常见的多基配位体乙二酸根（草酸根）OOCCOO2–••••乙二胺四乙酸根EDTA（Y4－）4–••••••••••••配位数配位数：配位原子数。常见的有2、4、6等

单基配体：形成体的配位数等于配位体的数目；

多基配体：形成体的配位数等于配位体的数目与基数的乘积。例如：2+Cu2+的配位数等于4。配位数[Ca(EDTA)]2－或CaY2－Ca2+的配位数为6，配位原子分别是4个O，2个N。配合物的命名配酸：×××酸配碱：氢氧化×××配盐：先阴离子后阳离子，简单酸根加“化”字，复杂酸根加“酸”字。配合物的命名原则：

配体名称列在中心元素之前，配体数目用倍数词头二、三、四等数字表示（配体数为一时省略），不同配体名称之间以“•”分开，在最后一个配体名称之后缀以“合”字。形成体的氧化值用带括号的罗马数字表示(氧化值为0时省略)。配体数配体名称合形成体名称（氧化态值）以二、三、四表示不同配体“•”分开以罗马数字Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ表示配合物的命名原则配体次序：先离子后分子，例如：K[PtCl3NH3]：三氯•氨合铂(Ⅱ)酸钾；同是离子或同是分子，按配位原子元素符号的英文字母顺序排列，例如：[Co(NH3)5H2O]Cl3：氯化五氨•水合钴(Ⅲ)；配位原子相同，少原子在先；配位原子相同，且配体中含原子数目又相同，按非配位原子的元素符号英文字母顺序排列，例如：[PtNH2NO2(NH3)2]：氨基•硝基•二氨合铂(Ⅱ)；先无机后有机，例如：K[PtCl3(C2H4)]：三氯•乙烯合铂(Ⅱ)酸钾。配合物的命名原则硫酸四氨合铜(Ⅱ)三硝基•三氨合钴(Ⅲ)五羰(基)合铁(三)氯化五氨•水合钴(Ⅲ)硝酸羟基•三水合锌(Ⅱ)五氯•氨合铂(Ⅳ)酸钾氢氧化四氨合铜(Ⅱ)六氯合铂(Ⅳ)酸六异硫氰根合铁(Ⅲ)酸钾乙二胺四乙酸根合钙(Ⅱ)配离子的解离平衡常数当忽略浓度量纲时，可简化为：[Cu(NH3)4]2+配离子总的解离平衡可简单表示为：

[Cu(NH3)4]2+

Cu2++4NH3其总的解离常数K解离或Ki(InstabilityConstant)为配离子的稳定常数对于同一类型的配离子，K解离越大，配离子越易解离即越不稳定。因此，配离子的解离平衡常数又称作不稳定常数，用Ki(K

不稳)表示。显然，配离子的稳定性可以用稳定常数Kf(FormationConstant或K生成)表示，定义：2.

配离子解离平衡的移动思考：在什么情况下可以促使配离子解离？加入可以与配离子中的中心离子或配体生成更难解离的化合物降低溶液中中心离子或配体的浓度，使配离子不断解离。

降低中心离子的浓度

[Cu(NH3)4]2+

Cu2++4NH3

+

Na2S→Na++S2-→CuS↓

降低配体的浓度

[Cu(NH3)4]2+

Cu2++4NH3+

HCl→

Cl-+H+=NH4+

3.3难溶电解质的多相离子平衡可溶电解质的解离平衡是单相体系的离子平衡。难溶电解质在水溶液中，存在固体和溶液中离子之间的平衡，即多相离子平衡。难溶盐的定义：习惯上将100gH2O中溶解度小于0.01g的物质称作难溶物。

难溶强电解质溶解与沉淀过程3.3.1溶度积和多相离子平衡溶度积在一定温度下，溶解与结晶速率相等时，便建立了固体和溶液中离子之间的动态平衡，称为多相离子平衡或溶解平衡，此时的溶液称为饱和溶液。如CaCO3在水中的溶解度虽小，但仍有一定数量的Ca2+、CO32-存在于溶液中。同时，溶液中的Ca2+与CO32-又会结合而不断析出。

CaCO3(s)=Ca2+(aq)+CO32-(aq)当温度一定时，其离子浓度的乘积为一常数，这个平衡常数Ks(旧称Ksp)称为溶度积常数，简称溶度积。平衡常数表达式为

溶度积和溶解度的关系难溶电解质的溶度积和溶解度都表示其溶解能力的大小。若溶解度以smol·dm-3表示AB型难溶物质，如AgCl,CaCO3,BaSO4等，有

CaCO3(s)=Ca2+(aq)+CO32-(aq)平衡浓度/mol·dm-3

s

sKs(CaCO3)=s2A2B型或A2B型难溶物质，如Ag2CrO4，Mg(OH)2等，有

Ag2CrO4(s)=2Ag+(aq)+CrO42-(aq)平衡浓度/mol·dm-32s

sKs(Ag2CrO4)=(2s)2s=4s3思考：可以用Ks的大小判断溶解度的大小吗？同类型的物质可以判断，不同类型时不能判断。溶度积和溶解度的关系例:25度时，试求AgCl和Ag2CrO4的溶解度。解：设AgCl的溶解度为S1mol.l-，Ag2CrO4的溶解度为S2mol.l-

S1S1二、溶度积和溶解度的关系同理

2S2S2所以S1＜S2，Ag2CrO4的溶解度大于AgCl的溶解度。（它们溶解后都是完全电离的）溶度积和溶解度的关系已知室温时AgBr的溶解度是8.8×10-7mol/L，MgNH4PO4溶解度是6.3×10-5mol/L，求AgBr、MgNH4PO4的溶度积？∵溶解的AgBr可认为完全电离∴[Ag+]=[Br-]=8.8×10-7mol/LKsp[AgBr]=[Ag+][Br-]=(8.8×10-7)2=7.7×10-13AgBr(固)

Ag++Br-解：同理

MgNH4PO4(固)

Mg2++NH4++PO43-

因为溶解的Mg(NH4)PO4可认为完全电离，∴[Mg2+]=[NH4+]=[PO43-]=6.3×10-5mol/L∴Ksp[Mg(NH4)PO4]=[Mg2+][NH4+][PO43-]=(6.3×10-5)3=2.5×10-13

对同类型的难溶电解质，可用溶度积Ks的大小来比较溶解度s的大小。但不同类型的难溶电解质则不宜直接用溶度积Ks的大小来比较溶解度s的大小。如：溶度积 CaCO3 AgCl Ag2CrO4

Ks 8.7×10-9 1.56×10-10 9×10-12

s 9.4×10-51.25×10-51.31×10-4关系式 3.3.2溶度积规则及其应用1.溶度积规则

AnBm(s)=nAm+(aq)+mBn-(aq)Qc为任意状态下有关离子浓度的乘积即浓度商Qc

＞Ks

有沉淀析出直至达饱和Qc=Ks

溶解达平衡，饱和溶液(3.20)Qc＜Ks无沉淀析出，或沉淀溶解溶度积规则可用于判别沉淀的发生或溶解第三节溶度积规则PbCrO4(s)2.溶度积规则的应用附例3.7：废水中Cr3+的浓度为0.010mol·dm-3,加入固体NaOH使之生成Cr(OH)3沉淀,设加入固体NaOH后溶液体积不变，计算：

1)开始生成沉淀时，溶液OH-离子的最低浓度;2)若要使Cr3+的浓度小于4.0mg·dm-3(7.7×10-5mol·dm-3)以达到排放标准，此时溶液的pH最小应为多少？解：1)Cr(OH)3(s)=Cr3+(aq)+3OHˉ(aq)要生成沉淀时，

Qc

>

Ks，设c(OHˉ)=xc(Cr3+)·c(OHˉ)3=0.010x3>6.3×10-31，得

x>

4.0×10-10mol·dm-32)7.7×10-5x36.3×10-31,解得

x

2.0×10-9mol·dm-3pOH=–lgc(OHˉ)<8.7，即pH≧14–8.7=5.32.溶度积规则的应用返回例：(aq)CO(aq)Ba

(s)BaCO2323-++①加酸利于BaCO3

的溶解。23

)(COQQc<-②加BaCl2

或Na2CO3或

促使23

)(COQc>-QBaCO3的生成。2.溶度积规则的应用返回例题：25℃时，晴纶纤维生产的某种溶液中，为6.0×10-4mol·L-1。若在40.0L该溶液中，加入0.010mol·L-1BaCl2溶液10.0L，问是否能生成BaSO4

沉淀？如果有沉淀生成，问能生成BaSO4多少克？最后溶液中是多少？

在难溶电解质溶液中，产生沉淀的唯一条件是：

溶液中离子浓度的乘积大于该物质的溶度积。2.溶度积规则的应用返回2.溶度积规则的应用返回(aq)SO

(aq)Ba

(s)BaSO2424-++2.

沉淀的溶解沉淀溶解的条件：降低溶度积常数中相关离子的浓度，使得Qc＜Ks

利用酸碱反应CaCO3(s)→Ca2++CO32-+

H+H2O+CO2↑c(CO32-)下降，Qc＜Ks，CaCO3溶解。又如：部分金属硫化物FeS、ZnS、MnS、NiS等能溶于稀酸：

ZnS+2H+Zn2++H2S↑

利用络合（配位）反应AgCl(s)+NH3→[Ag(NH3)2]++Clˉc(Ag+)下降,使得Qc＜Ks

利用氧化还原反应另有一些金属硫化物如Ag2S、CuS、PbS等，其Ks太小，不溶于非氧化性酸，但可加入氧化性酸，极大地降低了Sˉ离子的浓度，使之溶解。3PbS+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O3.同离子效应在难溶电解质饱和溶液中，加入含有与难溶物组成中相同离子的强电解质，使难溶电解质的溶解度降低的现象称为同离子效应。同离子效应使得Qc>Ks，例如在AgCl饱和液中加入NaCl时，由于Clˉ离子的大量存在，使AgCl的溶解度下降。

AgCl(s)==Ag++Clˉ NaCl==Na++Clˉc(Clˉ)上升，使得Qc>Ks(AgCl)，此时c(Ag+)下降即AgCl的溶解度下降。思考:AgCl(s)在0.01mol.dm-3下列溶液中的溶解度比在水中大的是()(1)KCN

(2)AgNO3(3)NH3(4)NaCl3附例3.8：计算BaSO4在0.100mol·dm-3Na2SO4溶液中的溶解度，并与其在水中的溶解度比较。Ks(BaSO4)=1.08×10-10解：设smol·dm-3为BaSO4在0.1mol·dm-3Na2SO4溶液中的溶解度

BaSO4(s)=Ba2++SO42-平衡浓度/mol·dm-3

s

s+0.1Ks=s(s+0.1)0.1s=1.08×10-10解得：s=1.08×10-9BaSO4在纯水中的溶解度为somol·dm-3so==1.04×10-5溶解度降低了约104(一万)倍。同离子效应的应用

工业上生产Al2O3

的过程Al3++OHˉ→Al(OH)3→Al2O3

加入适当过量的沉淀剂Ca(OH)2，可以使溶液中Al3+沉淀完全。思考：过量沉淀剂改为NaOH行吗？

铅用作阳极材料又如，在硫酸或硫酸盐介质中进行电镀或其他电化学处理时，常可以用廉价的铅电极取代昂贵的铂电极用作阳极材料。就是由于存在大量的硫酸根离子，因同离子效应使得铅电极表面的硫酸铅极难溶解。盐效应AgCl在KNO3溶液中的溶解度(25℃

)0.000.001000.005000.01001.2781.3251.3851.427

盐效应：在难溶电解质溶液中，加入易溶强电解质而使难溶电解质的溶解度增大的作用。

产生原因：由于离子浓度增大，离子间作用力增强，离子间接触机会反而减少，使沉淀难以产生。同离子效应与盐效应①当时，增大，S(PbSO4)显著减小，同离子效应占导；②当时，增大，S(PbSO4)缓慢增大，盐效应占主导。

一般盐效应比同离子效应的影响小很多，如果浓度不大，可以不考虑盐效应。酸效应溶液的酸度对沉淀溶解度的影响称为酸效应。对Na2SO4、AgCl等强酸盐沉淀，酸效应影响最小；对CaCO3，CaC2O4等弱酸盐沉淀，盐的溶解度会显著增加。例如，在CaC2O4饱和溶液中加入酸，由于CaC2O4存在下列多相平衡：若使溶液中浓度增加，可与溶液中结合，不断减少，促使不断溶解。配合效应在沉淀平衡体系中．若加入适当的配合剂，被沉淀的离子与配合剂发生配合反应，也会使沉淀平衡朝着溶解方向移动。使难溶电解质溶解度增大。这种因加入配合剂使沉淀溶解度改变的作用称为配合效应。当加入配合剂氨水时，发生了如下配合反应：使溶液中Ag＋离子浓度降低，促使AgCl逐渐被溶解。

现以AgCl沉淀平衡为例：4、沉淀的生成（1）沉淀产生的条件在难溶电解质溶液中，若Q>Ksp，将会有沉淀生成，这是产生沉淀的必要条件。完全沉淀：没有绝对不溶的物质，当析出沉淀后，总有一部分残留在溶液中，当溶液中这种物质的离子浓度小于10-5mol/l时，认为已经沉淀完全。（2）完全沉淀方法①选择适当沉淀剂，使沉淀物的溶解度尽可能小。如：沉淀Ag+，可用NaCl作沉淀剂，因为它的溶度积小。②加入适当过量沉淀剂，利用同离子效应，使沉淀完全，一般过量10%--20%。③控制溶液PH值。对于生成难溶氢氧化物或硫化物的反应，必须控制溶液的PH值。例题例:在5ml浓度为0.002mol/lNa2SO4溶液中，加入5ml浓度为0.02mol/lBaCl2溶液，计算硫酸根离子是否沉淀完全。

解：混合后由于稀释，所以有沉淀生成。

由于所以钡离子过量，

设硫酸根离子在溶液中残留浓度为Xmol/l,0.009+xx所以可以认为硫酸根离子完全沉淀。

例题解：混合后，Ｍg2+、NH3、OH－的浓度分别为：25℃时，在10mL0.10mol·L－1MgSO4

溶液中加入20mL0.10mol·L－1NH3

溶液，问有无Mg(OH)2沉淀生成？已知

=[Mg(OH)2]=5.1×10－12,=(NH3)=1.8×10－5。例题Mg(OH)2沉淀-溶解反应的反应商为：因此两种溶液混合后有Mg(OH)2

沉淀生成。由于分步沉淀如果溶液中含有两种或两种以上离子，都能与某种沉淀剂生成难溶强电解质沉淀，当加入该沉淀剂时就会先后生成几种沉淀，这种先后沉淀的现象称为分步沉淀。实现分步沉淀的最简单方法是控制沉淀剂的浓度。

分步沉淀分步沉淀5、沉淀的溶解（1）利用酸碱反应（2）利用配合反应（3）利用氧化还原反应根据溶度积规则，在含有沉淀的难溶强电解质的饱和溶液中，如果能降低难溶强电解质的阳离子浓度或阴离子的浓度，使，则沉淀就会溶解。（1）利用酸碱反应通过酸碱反应，使反应产物生成水、弱酸、弱碱或气体。（2）利用配合反应通过配合反应，加入配合剂，形成配离子，降低离子浓度。（3）利用氧化还原反应利用氧化还原反应，加入氧化剂，与溶液中某一离子发生氧化还原反应，以降低其离子浓度。6.

沉淀的转化一种沉淀向另一种更难溶的沉淀转化的过程称为沉淀的转化，如：

PbCl2+2Iˉ=PbI2↓+2Clˉ

白 黄Ks(PbCl2)=1.6×10-5 Ks(PbI2)=1.39×10-8沉淀转化应用：锅炉中的锅垢的主要成分为CaSO4(Ks=7.10×10-5),由于CaSO4不溶于酸，难以除去。若用Na2CO3溶液处理，可转化为更难溶但质地疏松、易溶于酸的物质——CaCO3(Ks=4.96×10-9)

，从而可以容易地用醋酸等弱酸清除。在实际应用中用盐酸来代替醋酸。6.

沉淀的转化沉淀的转化的应用废水处理含Hg2+废水可以用硫化物进行处理，但若用易溶硫化物如Na2S等进行处理时，处理后的水中存在大量的硫离子，造成新的污染。利用沉淀转化的方法，如用FeS处理含Hg2+废水，则可以解决这个问题。FeS(s)+Hg2+(aq)

=HgS(s)+Fe2+(aq),K⊝=7.91033因过量的FeS不溶于水，可以过滤除去。3.4

胶体与界面化学一种或几种物质分散在另一种物质中所形成的系统称为分散系统，简称分散系。分散系中被分散的物质称为分散相。分散相所处的介质称为分散介质。思考：用淀粉和水制成的淀粉糊是一种分散系统。请指出该分散系统中的分散相和分散介质。在淀粉糊中，分散相是淀粉颗粒，分散介质是水。3.4.1分散系分类

按分散相粒子的大小分类：

分子分散体系：分散相粒子的直径小于10-9m，属于真溶液。例如氯化钠、葡萄糖等水溶液。

胶体分散体系：分散相粒子的直径在10-9m~10-7m之间，属于胶体。例如蛋白质、核酸等水溶液。

粗分散体系：分散相粒子的直径大于10-7m，易聚沉。例如牛奶，豆浆，泥浆等。

按胶体与水的亲合力分类：憎液溶胶分散相粒子与水的亲合力较弱，如AgI胶体等。亲液溶胶分散相粒子与水的亲合力较强，如蛋白质、淀粉等。1.胶体的结构以碘化银胶体为例：AgNO3+

KI(过量)→

KNO3+AgI↓

过量的KI用作稳定剂胶团的结构表达式：(AgI)mI-K+(AgI)m

胶核[(AgI)m·nIˉ·(n-x)K+]x-

胶粒[(AgI)m·nIˉ·(n-x)K+]x-·xK+

胶团同一种胶体，胶粒的结构可以因制备方法的不同而不同。胶体的核心部分是不溶于水的粒子，称为胶核。胶核是电中性的。胶核上吸附了大量离子形成紧密层，称为胶粒。由于吸附的正、负离子不相等，因此胶粒带电。胶粒周围分散着与胶粒带相反电荷的离子(自然也有其它离子)。胶粒及其带相反电荷的离子构成胶体的基本结构单元——胶团。附图3.4胶体结构示意图

2.

胶体的稳定性胶体是热力学不稳定系统。但胶体能够长时间不发生沉降而稳定存在，原因主要有：

胶体粒子的布朗运动。思考：胶体的稳定性如何？胶体粒子带有电荷的原因：胶体是一高度分散的系统，胶体粒子的总表面积非常大，因而具有高度的吸附能力，并能选择性地吸附某种离子。

胶体粒子带有电荷，胶粒之间有很强的相互排斥。思考：在上例碘化银胶体的制备中，为何吸附Iˉ而不是K+？答：在碘化银胶核的表面，碘化银优先吸附和组成有关的Iˉ。3.4.2

胶体的聚沉与保护

胶体的聚沉使胶粒聚集成较大的颗粒而沉降的过程称为胶体的聚沉。促使胶体聚沉的因素有：

加入电解质：电解质中带有与胶粒异号电荷的离子导致了溶胶的聚沉。

使溶胶在一定时间内完全聚沉所需电解质的最小浓度称为聚沉值，单位mmol·dm-3。电解质与胶粒异号电荷的离子的价数越高，聚沉效率越大，聚沉值越小。

将两种带异号电荷的溶胶混合

加热

胶体的保护加入某些高分子化合物，如动物胶、蛋白质、淀粉等3.4.3

表面活性剂凡能显著降低两相之间表面张力的物质称表面活性剂。表面活性剂的结构特点：表面活性剂具有两类性质完全不同的基团：亲水基团和亲油基团（疏水基团）。水相油相

双亲分子结构表面活性剂在两相界面作定向排列。使得两相之间的表面张力大大降低。图3.5表面活性剂在两

相界面的排列1.

表面活性剂分类表面活性剂通常也按亲水基团的化学结构来分类，亲水基团是离子结构的称为离子型，亲水基团是共价结构的称为非离子型。离子型表面活性剂又可分为阳离子型(亲水基团是阳离子)、阴离子型(亲水基团是阴离子)和两性型(亲水基团既有阳离子又有阴离子)表面活性剂。显然阳离子型和阴离子型的表面活性剂不能混用，否则可能会发生沉淀而失去活性作用。2.

表面活性剂举例阴离子表面活性剂R-OSO3Na

硫酸酯盐R-SO3Na

磺酸盐RCOONa

羧酸盐R-OPO3Na2

磷酸酯盐两性表面活性剂R-NHC