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1气体和溶液1
第一章气体和溶液
课题
第一章气体和溶液
课次
第一讲(2学时)
教学目的
掌握理想气体的状态方程式与分压定律的应用及有关计算
重点难点
1.理想气体的状态方程式的应用
2.分压定律的应用。
3.对分压定律的理解和应用
教学方法
讲授
课的类型
基础课
§1-1气体
一、理想气体的状态方程:
理想气体:
分子本身无体积,分子间无作用力
显然,理想气体只是一种人为的气体模型,并不客观存在。
其定义只是一个研究问题的标准。
适用范围:
高温低压
前面我们提到理气只是为了研究问题方便而设定的一种标准,但这一标准是具有一定适用范围的。
研究表明:
高温,低压条件下,实际气体接近理想气体。
低压:
压强小,体积大,单位体积中分子数少,分子本身体积相对于其所占据的体积可以忽略不计。
即相当于分子本身无体积。
高温:
分子热运动加剧,分子间距离增大,分子间作用力可忽略不计。
即相当于分子间无作用力。
在普化课程中,如不加以说明,气体均可视为理气。
在实际生活中,气体多为混合气体,接下来,我们学习理气方程
要求大家重点掌握的是理想气体的状态方程,其数学表达式为:
pV=nRT
各物理量的意义分别为:
p:
压强,化学上习惯称为压力,单位为pa或kpa
V:
体积,确切地说是气体分子占据的空间,并非气体分子本身的体积,单位为:
m3或dm3(L)
n:
摩尔数,物质的量,单位为:
mol
T:
热力学温度,绝对温度,单位:
K
以上介绍了公式中的变量,下面我们看看公式中唯一的常数R
R:
称为气体常数,数值为8.314,其单位可由状态方程推导得出:
R=pV/nT
若用国际标准单位,则为:
pa·m3·mol-1·K-1
但实际中常用的是:
kpa·dm3·mol-1·K-1
最简单的是:
J·mol-1·K-1
而焦耳J的来源可以由力学公式推出:
pV=pSh=Fh=W(J)
R的数值固定,但单位复杂,要特别注意p、V单位的对应。
要么两者全选国际标准单位,要么则都为常用单位。
接下来我们看理气方程
二、对单组分气体的应用:
1、变换式:
气体由状态Ⅰp1、V1、n1、T1=>状态Ⅱp2、V2、n2、T2
由状态方程可知:
p1V1=n1RT1,同理:
p2V2=n2RT2。
通过R联立得:
p1V1/n1T1=p2V2/n2T2,已知其中任意七个可求第八个。
若n恒定,n1=n2,则p1V1/T1=p2V2/T2,
若n、T恒定,n1=n2,T1=T2,则p1V1=p2V2,即波义耳定律。
若n、p恒定,n1=n2,p1=p2,则V1/T1=V2/T2,即查理定律。
若p、T恒定,T1=T2,p1=p2,则V1/n1=V2/n2,即阿佛加德罗定律。
……
对于变换式无需记忆,有理气方程推导即可。
例:
一敞口烧瓶在300K时,盛有一定量的理想气体,问:
需加热到多少K时,才能使1/3的气体逸出?
解:
加热后,气体受热膨胀,1/3气体逸出烧瓶,故烧瓶中气体的摩尔数由n变为2/3n,
对于剩余气体:
敞口:
p恒定,烧瓶:
V恒定,
由状态方程的变换式可得:
n1T1=n2T2,代入已知量,可得T2=450K。
这是气体物质的量变化的一个典型题,中学很少涉及。
其他变量的题型中学练习了很多,这就不再列举了。
除了在p、V、n、T改变时可应用理气方程外,还可用于求气体的ρ、M、m,这就需要理气方程的
2、应用式:
∵n=m/M,∴pV=(m/M)RT,
∵ρV=m,∴pV=(ρV/M)RT,即pM=ρRT,已知其中任意三个,可求第四个变量。
三、对混合气体的应用——分压定律:
要学习分压定律,首先来学习分压这个概念,
1、分压:
在相同温度下,组分气体i单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
下面我们来做个实验:
在气缸中充入N2和O2,温度为T,体积为V。
Ⅰ:
恒温,抽出N2:
氧气充满气缸,单独占有总体积V,则O2产生的压强为分压,根据理气方程,其表达式为
Ⅱ:
同理,抽出O2,N2产生的分压为
由此可知:
组分气体i的分压表达式为
当N2和O2单独存在于气缸中时,它们都对于气缸产生压力,那么当两者混合后产生的
压力是否等于各自产生的压力之和呢?
Ⅲ:
混合气体亦是理气,状态方程同样适用。
∴p=nRT/V=(
+
)RT/V=(
RT/V)+(
RT/V)=
+
∴总压等于分压之和。
这就是
2、分压定律:
⑴混合气体的总压等于各组分气体的分压之和。
其数学表达式为p=p1+p2+……=∑pi
由piV=niRT,pV=nRT,可知:
pi/p=ni/n=xi,这个比值定义为xi,称为组分气体i的摩尔分数。
∴pi=p·xi
这是分压定律的第二种表达式,可叙述为:
⑵——组分气体的分压等于相同温度下总压与该组分气体摩尔分数之积。
组分气体单独占有总体积时的压力称为分压,pi,
……承受总压力……体积称为分体积,Vi。
对于组分气体pi、ni、V、T=>p、ni、Vi、T
对组分气体应用理气方程,ni、T恒定时,pi·V=p·Vi
∴pi/p=Vi/V=ψi,ψi称为体积分数
∴pi=p·Vi/V
这是分压定律的第三种表达式,可叙述为:
⑶——组分气体的分压等于同温下总压与该组分气体体积分数之积。
例:
将273K,9.87×104pa下的N22.00cm3与323K,5.33×104pa下的O250.00cm3混合于273K,50.00cm3的容器中,求:
总压和各气体的摩尔分数xi。
解:
求总压力可通过求各组分气体的分压,题目中给出的两压力,是否为分压?
条件:
同温,同容,显然,已知压力不是分压。
故首先应换算为分压,即使组分气体与混气同温同容。
对N2,n、T恒定,p1V1=p2V2
∴
=p1V1/V2=9.87×104×2.00/50.00=3.95×103pa
对O2,n、V恒定,p1/T1=p2/T2,
∴
=p1T2/T1=5.33×104×273/323=4.50×104pa
∴p总=
+
=4.90×104pa
∴
=
/p=3.95×103/4.90×104=0.08,
=0.92
3、适用范围:
分压定律适用于互不作用的混合气体。
互不作用:
气体混合后不改变摩尔数。
如:
N2和O2。
但对于相互作用的气体要具体分析,如:
NH3和HCl。
例:
2mol的NH3和1mol的HCl,3mol的N2混合后总压为p,则氮气的分压为:
3/4p。
解:
NH3和HCl按摩尔比1:
1反应后,各消耗1mol,生成NH4Cl固体,所以混合后气体的摩尔数为1molNH3
和3molN2,所以氮气的分压为摩尔分数3/4与总压之积。
作业、讨论题、思考题:
[思考题]:
什么是理想气体?
实际气体与理想气体更接近的条件是什么?
[习题]
1、25℃时,用排水取气法收集2.00dm3的O2,总压力由气压计测得为102kPa,求O2的物质的量
2、27℃在3.0dm3容器装入0.0200molH2,22.0gCO2和4.00gO2,求此混合气体的总压力和各种气体的分压力。
课后小结:
1、通过本次课的学习要求学生了解理想气体的定义及特点,
2、重点掌握理想气体状态方程和分压定律计算和应用。
§1-2溶液
1、教学目的:
1、掌握系统、相和分散系的概念
2、了解分散系的分类
3、掌握稀溶液的依数性
4、了解溶胶的性质
2、教学重点:
分子分散系稀溶液的依数性
3、教学难点:
1.难挥发非电解质稀溶液的依数性的理解2.拉乌尔定律3.渗透压
一、分散系
系统、相和分散系的概念,溶液的特性及分类
分散体系:
由一种或几种物质分散到另一种物质中所形成的体系。
其中被分散的物质称为分散质,起分散作用的物质称为分散剂。
分散剂分散质
气
液
固
气
气体混合物
云、雾
烟、尘
液
汽水、肥皂泡
牛奶、原油
泥浆、溶胶
固
面包、泡沫塑料
肉冻、珍珠
合金、红宝石
1、相:
定义:
体系中任何具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分。
均匀:
指其分散度达到分子或离子大小的数量级。
分类:
按体系中相数的多少可分为
单相体系:
体系中只有一相,
多相体系:
体系中含有多相,
区别:
有无明显界面,无则为单相体系,有则为多相体系。
例:
在一烧杯中,盛有NaCl溶液,在其中放一冰块,则在溶液和气体之间,固气和固液之间均有明显的界面,所以体系中共有三相,气、液、固。
显然,聚集状态不同,一定属于不同相。
那么,聚集状态相同,是否一定为同相呢?
2、、相与物态的关系:
气态:
纯气、混气,单相,例如:
NO2+CO2;
液态:
互溶,单相,例如:
NaClaq,EtOH+H2O;
不互溶,多相,例如:
CCl4+H2O,C6H6+H2O;
固态:
合金,单相,例如:
黄铜,青铜
固体混合物,多相,例如:
黑火药-S+C+HNO3;
3、相变和相平衡:
相变:
不同相之间互相转化的过程。
例如:
液相-蒸发-气相,气相-液化-液相,这两过程都属于相变。
在敞口容器中,蒸发过程一直进行到全部液体蒸干为止,但在密闭容器中,情况就完全不同。
如:
用一个罩子罩在盛水烧杯上方。
很明显,此时罩中存在气液两相,其界面为液体表面,罩形成了一个密闭容器。
所以当液体分子从表面蒸发为气体,留在罩中,一段时间后,气体分子越来越多,密布在液体上方,进入液面即液化,v液化增大,当v蒸发=v液化时,此时有一分子液相水变为气相,就有一分子气相水变为液相,气、液的量就不变了,达到了动态平衡,叫相平衡。
相平衡:
正逆相变过程速率相等的状态。
除了前面提到的气液相平衡外,还有固液、固气等相平衡
补充:
液体的蒸发、冷凝及饱和蒸气压
蒸发:
液体变成蒸气或气体的过程就叫做液体的蒸发。
冷凝:
蒸气变成液体的过程叫液化或冷凝
饱和蒸气压:
汽液平衡共存时蒸气产生的压力。
[讲解]当冷凝速率与蒸发速率相等时,液体中和蒸气中的分子数都不再改变,体系达到了一种平衡状态。
表面上看,液体和蒸气的量、温度、压力、密度等宏观性质不再发生变化,微观上蒸发和冷凝仍在进行,只是速率相等而已,液面上的蒸气分子不再增多,达到饱和,所以这种平衡是动态平衡。
这时蒸气所产生的压力叫做饱和蒸气压,简称蒸气压。
注:
液体的饱和蒸气压的特性:
①蒸气压的大小仅与液体的本质和温度有关,而与液体的数量以及液面上空间的体积无关。
②蒸气压是物质的一种性质,不论是在开口容器还是在密闭容器中,只要温度一定,蒸气压就是一个固定的值。
但必须在密闭容器中,而且要在气液共存的情况下来测量蒸气压。
③液体的气化热或蒸发热-摩尔蒸发热:
使液体在恒温恒压下气化或蒸发所必须吸收的热量,称为液体的气化热或蒸发热。
3、液体的沸点和凝固点
沸点:
当液体的蒸气压等于外界的大气压时的温度。
注:
1)正常沸点:
当外界大气压为一个标准大气压时的沸点。
2)液体的沸点和外界大气压成正比关系
凝固点:
当固体的蒸气压等于液体的蒸气压时的温度。
常用的浓度表示方法
符号
定 义
摩尔分数
(B)
n(B)为B的物质的量,n为所有物质的物质的量的总和
质量摩尔浓度
b(B)
b(B)=
n(B)为B的物质的量,m(A)为溶剂的质量
物质的量浓度
c(B)
c(B)=
n(B)为B的物质的量,V为溶液的体积
质量百分比浓度
w(B)
w(B)=
m(B)为B物质的质量,m为溶液的质量
二、稀溶液的依数性
溶液的性质不同于溶剂,又不同于溶质,溶液的性质可分为两大类:
一类决定于溶液中溶质的本性,如溶液的颜色,酸碱性,导电性等等。
另一类决定于溶液中的独立质点数,而与溶质的本身性质无关,我们把这一类性质称为依数性。
依数性:
是依溶质的质点数而改变的性质。
之所以要强调“稀”溶液,是因为在浓溶液中,溶质大量存在,难免会有缔合等其他现象产生,使溶液中质点数发生变化,进而使依数性也产生变化。
稀溶液的依数性包括:
溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点下降和渗透压四个主要方面,下面我们逐一研究。
1、蒸气压下降:
1)蒸气压p*:
一定温度下,密闭容器中,气液相变达平衡时,蒸气所具有的压强叫做液体的饱和蒸气压,简称蒸气压。
蒸气压的大小只决定于液体的本性和温度,而与液体的量和蒸气的体积无关。
一定温度下,每种液体都有确定的蒸气压。
如:
20℃,H2O:
2.36kpa,EtOH:
5.85kpa。
所以相同温度下,蒸气压大的气体,挥发性强。
温度改变,液体的蒸气压也改变,如:
30℃,H2O:
4.25kpa。
温度升高,蒸气压增大。
100℃,H2O:
101kpa。
溶液和纯液体一样,具有饱和蒸气压。
两者的蒸气压有什么联系和区别吗?
若我们配制一杯稀的蔗糖水溶液与纯水一起放入罩中,一段时间后,纯水烧杯中液面下降,糖水杯中液面却升高了。
原因:
糖水中有蔗糖分子,液相均匀,故界面也有蔗糖大分子存在,它们占据了溶液的部分表面。
在相同时间内,由于表面溶质分子的阻挡,从纯水表面逸出的水分子数多于从溶液表面的,因此纯水表面的蒸气压大于溶液表面的,p*>p,水分子向糖水方向移动,糖水上方的液化加快,液面升高,纯水上方气体分子数减少,蒸气压减小,继续蒸发,液面下降。
从上述实验中可知:
溶液的蒸气压低于纯溶剂蒸气压。
两者之间的差值用Δp表示,称为蒸气压下降。
2)Δp=p*-p
其中,p*:
纯溶剂的蒸气压,p:
溶液的蒸气压,实际上是溶液中溶剂的p,蒸发的是水分子。
另外:
溶液的浓度越大,其Δp越大,p越小。
这一点很好理解,溶液的浓度大,则溶质分子占据液体表面也大,使蒸发出的气体分子减少,则p减少,p*不变,Δp增大。
接下来,我们看浓度是如何影响溶液的蒸气压的,这就是:
3)拉乌尔定律:
在一定温度下,难挥发的非电解质稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压与溶液中溶剂摩尔分数的乘积:
p=p*·xA,
对于二组分体系:
xA+xB=1,p=p*(1-xB)=p*-p*xB,∴Δp=p*xB。
在一定温度下,难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶质的摩尔分数成正比。
条件:
定温,难挥发,非电解质,稀溶液。
2、溶液的沸点升高:
1)沸点:
液体的蒸气压等于外压强时的温度。
由于溶液的蒸气压低于纯溶剂的,那么当纯溶剂达到沸点时,p*=pe,则溶液的p 即: 溶液的沸点高于纯溶剂,其差值用ΔTb表示,称为沸点升高。 2)ΔTb的定义: ΔTb=Tb-Tb*, Tb: 溶液的蒸气压p=pe时的温度,Tb*: 纯溶剂的蒸气压p=pe时的温度,也叫作正常沸点。 ΔTb是受蒸气压所影响的,它也会和浓度有关。 3)拉乌尔定律: ΔTb=Tb-Tb*=Kb·bB。 难挥发、非电解质、稀溶液的沸点升高和溶液的质量摩尔浓度成正比。 其中,Kb: 称为摩尔沸点升高常数 物理意义: bB=1mol·kg-1时沸点升高的度数。 单位: K·kg·mol-1 特点: 只与溶剂的种类有关,而与溶质性质无关。 3、凝固点下降: 1)凝固点: 把固体放在密封的容器内,固体和它的蒸气之间也能达到平衡,此时固体也具有一定的蒸气压。 固体的蒸气压也随温度升高而增大。 纯液体凝固点: 液相的蒸气压与固相蒸气压相等时的温度。 溶液的凝固点: 溶液的蒸气压与固相纯溶剂蒸气压相等时的温度。 溶液的凝固点低于溶剂的,其差值用ΔTf表示,称为凝固点下降。 2)ΔTf的定义: ΔTf=Tf*-Tf, Tf: 溶液的凝固点,Tf*: 纯溶剂凝固点。 ΔTf是受蒸气压所影响的,它也会和浓度有关。 3)拉乌尔定律: ΔTf=Tf*-Tf=Kf·bB。 难挥发、非电解质、稀溶液的凝固点下降和溶液的质量摩尔浓度成正比。 其中,Kf: 称为摩尔凝固点下降常数 物理意义: bB=1mol·kg-1时凝固点下降的度数。 单位: K·kg·mol-1 特点: 只与溶剂的种类有关,而与溶质性质无关。 从ΔTb=Kb·bB,ΔTf=Kf·bB,想到对于Δp是否也能统一到这一形式呢? 我们来研究一下。 有Δp=p*·xB=p*·nB/(nA+nB) 若是稀溶液,则nA>>nB,∴nA+nB≈nA,Δp=p*·nB/(nA+nB)≈p*·nB/nA=p*·nB/(mA/MA)=p*·bB·MA 在一定温度下,一定溶剂的p*、MA均为定值,故上式可写为: Δp=Kp·bB。 其中,Kp: 称为摩尔蒸气压下降常数 物理意义: bB=1mol·kg-1时蒸气压下降的度数。 单位: pa·kg·mol-1 特点: 只与溶剂的种类有关,而与溶质性质无关。 沸点向右走,稀溶液的沸点升高 凝固点向左走,凝固点下降 AB为纯水的蒸气压曲线,A′B′为稀溶液的蒸气压曲线,AC为冰的蒸气压曲线,A为水的凝固点 溶液的沸点上升: 凝固点下降: 4、渗透压: 1)渗透: 某物质粒子通过半透膜单向扩散的现象。 半透膜: 有选择性地通过某些粒子的膜。 如: 羊皮纸、细胞膜、火棉胶等。 例如: 在连通器的两边,分别装入溶液和纯溶剂,用半透膜隔开。 一段时间后,我们会发现溶液一侧的液面升高了。 随着溶液方面的升高,液柱的静压力增大,使溶液中的水分子通过半透膜的速度加快。 当压力达到一定值时,水从两个方向通过半透膜的速率相等,此时渗透达平衡。 若将溶液与纯溶剂用半透膜隔开,在溶液上加一个与液柱产生压力相等的额外压力就能使渗透达平衡,从而阻止渗透,这个额外压力就是: 2)渗透压——为阻止渗透而施加的最小额外压力。 3)范特何夫定律: πV=nRT ∴π=(n/V)RT=cRT,在这里要特别提醒大家: 注意π的单位为kpa。 说明: 若溶液为稀溶液,溶剂为水,可近似认为: c≈bB。 4)渗透的产生条件: 有半透膜,浓度差或温度差。 所以渗透压与溶质本性无关。 二、依数性的应用: 2、定性判断: 前面研究依数性时都限定了条件: 难挥发、非电解质、稀溶液,主要针对的是非电解质,但实际生活中常见的多为电解质溶液,两者有何差别呢? 我们知道: 依数性和质点数有关,而质点数又是通过浓度来确定的。 比较浓度均为1mol·kg-1的C12H22O11和NaCl溶液: 1个C12H22O11产生1个粒子,1mol则产生NA,1个NaCl产生2个粒子,Na+和Cl—,1molNaCl产生2NA。 所以: 对于非电解质溶液,知道其浓度就等于知道了粒子数,而对于电解质溶液,由其浓度不能直接得到粒子数,还需要考虑到电离情况。 所以只要我们明确了电解质的电解情况,给溶液的浓度乘以一个系数,也能由浓度来估计出质点数,从而定性了解依数性。 这个系数用i表示,称为范特何夫系数。 作业、讨论题、思考题: [思考题] 1、提高水的沸点可采取什么方法? 2、稀溶液的沸点是否一定比纯溶剂高? 为什么? 3、积雪的路面上撒盐,利用了什么原理? 课后小结: 通过这次课的学习,要求学生重点掌握稀溶液的依数性的有关计算,特别是依数性间的互求,同时能利用依数性的有关知识解释实际问题,熟悉电解质溶液依数性的计算。 §1-3胶体溶液 溶液和胶体是物质的不同存在形式,在自然界中普遍存在,与工农业生产以及人类生命活动过程有着密切的联系。 广大的江河湖海就是最大的水溶液,生物体和土壤中的液态部分大都为溶液或胶体。 溶液和胶体是物质在不同条件下所形成的两种不同状态。 例如NaCl溶于水就成为溶液,把它溶于酒精则成为胶体。 按分散相粒子的大小,通常有三种分散系统 1.分子分散系统。 分散相与分散介质以分子或离子形式彼此混溶,没有界面,是均匀的单相,分子半径在1nm以下。 2.胶体分散系统。 分散相粒子的半径在1nm~100nm之间,目测是均匀的,但实际是多相不均匀系统。 固体分散在水中的溶胶为本节主要介绍的胶体。 纳米材料,感冒病毒等。 3.粗分散系统。 当分散相粒子大于100nm,目测是混浊不均匀系统,放置后会沉淀或分层。 溶胶的特性 1.特有的分散程度。 粒子的大小在1~100nm之间,因而扩散较慢,不能透过半透膜,渗透压低。 2.多相不均匀性 粒子是由许多离子或分子聚结而成,结构复杂,有的保持了该难溶盐的原有晶体结构,而且粒子大小不一,与介质之间有明显的相界面,比表面很大。 3.易聚结不稳定性 因为粒子小,比表面大,表面自由能高,是热力学不稳定系统,有自发降低表面自由能的趋势,即小粒子会自动聚结成大粒子。 1.3.1溶胶的制备 制备溶胶必须使分散相粒子的大小落在胶体分散系统的范围之内(颗粒直径在1~100nm的分散质),并加入适当的稳定剂。 各种典型的晶体物质都可以用降低其溶解度或选用适当的分散剂的方法制成溶胶制备方法大致可分为两类: 分散法: 用机械、化学等方法使固体的粒子变小。 将大颗粒分散质与分散剂一起在胶体磨中研磨,使大颗粒分散质分细至胶粒大小,如工业上制取胶体石墨。 凝聚法: 借助化学反应或通过改变溶剂,使单个分子或离子聚集成较大的胶体粒子。 如将硫的酒精溶液逐滴滴加到水中制得硫溶胶。 1.3.2溶胶的性质: 溶胶所具有的特性是与胶体粒子的大小分不开的。 1.动力学性质 在超显微镜下观察溶胶,可以看到代表溶胶粒子的发光点在不断地作无规则的运动,这种现象称为布朗(Brown)运动 布朗运动是分散介质的分子由于热运动不断地由各个方向同时撞击胶粒时,其合力未被相互抵消引起的,因此在不同时间,指向不同的方向,形成了曲折的运动(图1-7)。 当然,溶胶粒子本身也有热运动,我们所观察到的布朗运动,实际上是溶胶粒子本身热运动和分散介质对它撞击的总结果。 溶胶粒子的布朗运动导致其扩散作用,它可以自发地从粒子浓度大的区域向粒子浓度小的区域扩散。 但由于溶胶粒子比一般的分子或离子大得多,故它们的扩散速度比一般的分子或离子要慢得多。 在溶胶中,溶胶粒子由于本身的重力作用而会沉降,沉降过程导致粒子浓度不均匀,即下部较浓上部较稀。 布朗运动会使溶胶粒子由下部向上部扩散,因而在一定程度上抵消了由于溶胶粒子的重力作用而引起的沉降,使溶胶具有一定的稳定性,这种稳定性称为动力学稳定性。 2.光学性质 将一束聚光光束照射到胶体时,在与光束垂直的方向上可以观察到一个发光的圆锥体,这种现象称为丁铎尔(Tyndall)现象或丁铎尔效应(见图1—5)。 当光束照射到大小不同的分散相粒子上时,除了光的吸收之外,还可能产生两种情况: 一种是如果分散质粒子大于入射光波长,光在粒子表面按一定的角度反射,粗分散系属于这种情况;另一种是如果粒子小于入射光波长,就产生光的散射。 这时粒子本身就好像是一个光源,光波绕过粒子向各个方向散射出去,散射出的光就称为乳光。 由于溶胶粒子的直径在1~100nm之间,小于入射光的波长(400~760nm),因此发生了光的散射作用而产生丁铎尔现象。 分子或离子分散系中,由于分散质粒子太小(<1nm),散射现象很弱,基本上发生的是光的透射作用,故丁铎尔效应是溶胶所特有的光学性质。 3.电学性质 ⑴电泳在U型电泳仪内装入红棕色的Fe(OH)3溶胶,溶胶上方加少量的无色NaCl溶液,使溶液和溶胶有明显的界面(图1-8)。 插入电极,接通电源后,可看到红棕色的Fe(OH)3溶胶的界面向负极上升,而正极界面下降。 这表明Fe(OH)3溶胶粒子在电场作用下向负极移动,说明Fe(OH)3溶胶胶粒是带正电的,称之为正溶胶。 如果在电泳仪中装入黄色的As
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- 气体 溶液