大学普通化学复习知识点.docx
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大学普通化学复习知识点
配浙大普通化学第五版复习，根据注册结构师考试摘选课本内容编辑。
.1物质的结构和物质状态
原子结构的近代概念；原子轨道和电子云；原子核外电子分布；原子和离子的电子结构；原子结构和元素周期律；元素周期表；周期；族；元素性质及氧化物及其酸碱性。
离子键的特征；共价键的特征和类型；杂化轨道与分子空间构型；分子结构式；键的极性和分子的极性；分子间力与氢键；晶体与非晶体；晶体类型与物质性质。
3.2溶液
溶液的浓度；非电解质稀溶液通性；渗透压；弱电解质溶液的解离平衡；分压定律；解离常数；同离子效应；缓冲溶液；水的离子积及溶液的pH值；盐类的水解及溶液的酸碱性；溶度积常数；溶度积规则。
3.3化学反应速率及化学平衡
反应热与热化学方程式；化学反应速率；温度和反应物浓度对反应速率的影响；活化能的物理意义；催化剂；化学反应方向的判断；化学平衡的特征；化学平衡移动原理。
3.4氧化还原反应与电化学
氧化还原的概念；氧化剂与还原剂；氧化还原电对；氧化还原反应方程式的配平；原电池的组成和符号；电极反应与电池反应；标准电极电势；电极电势的影响因素及应用；金属腐蚀与防护。
3.5；有机化学
有机物特点、分类及命名；官能团及分子构造式；同分异构；有机物的重要反应：
加成、取代、消除、氧化、催化加氢、聚合反应、加聚与缩聚；基本有机物的结构、基本性质及用途：
烷烃、烯烃、炔烃、；芳烃、卤代烃、醇、苯酚、醛和酮、羧酸、酯；合成材料：
高分子化合物、塑料、合成橡胶、合成纤维、工程塑料。
；第1章
热化学与能源
系统环境
按照系统与环境之间有无物质和能量交换，可将系统分成三类:
（1）敞开系统与环境之间既有物质交换又有能量交换的系统，又称开放系统。
（2）封闭系统与环境之间没有物质交换，但可以有能量交换的系统。
通常在密闭容器中的系统即为封闭系统。
热力学中主要讨论封闭系统。
（3}隔离系统与环境之间既无物质交换又无能量交换的系统，又称孤立系统。
绝热、密闭的恒容系统即为隔离系统。
系统中具有相同的物理性质和化学性质的均匀部分称为相。
所谓均匀是指其分散度达到分子或离子大小的数量级。
相与相之间有明确的界面，超过此相界面，一定有某些宏观性质（如密度、折射率、组成等）要发生突变。
系统的状态是指用来描述系统的诸如压力P、体积V温度T、质量M和组成等各种宏观性质的综合表现。
用来描述系统状态的物理量称为状态函数。
当系统的状态确定后，系统的宏观性质就有确定的数值，亦即系统的宏观性质是状态的单值函数。
系统的性质之间是有一定联系的，所以一般只要确定少数几个性质，状态也就确定了。
状态函数之间的定量关系式称为状态方程式。
状态函数按其性质可分为两类:
（1）广度性质（又称容量性质），系统的某性质等于各部分该性质之和，具有加和性。
体积、热容、质量熵、焓和热力学能等均是广度性质。
（2}强度性质此类性质不具有加和性，其量值与系统中物质的量多寡无关，仅决定于系统本身的特性。
温度与压力、密度、粘度等均是强度性质。
系统经过某过程由状态I变到状态ll之后，当系统沿该过程的逆过程回到原来状态时，若原来过程对环境产生的一切影响同时被消除（即环境也同时复原），这种理想化的过程称为热力学可逆过程。
例如，等温可逆、绝热可逆、可逆相变等。
实际过程都是不可逆过程。
可逆过程是在系统接近于平衡的状态下发生的无限缓慢的过程，
从实用的观点看，可逆过程最经济、效率最高。
很明显，系统的某种广度性质除以物质的量或质量（或任何两个广度性质相除）之后就成为强度性质。
状态函数的计算在热力学中很重要，而状态函数的变化值只取决于过程的始态与终态而与途径无关。
因此，在计算一过程状态函数的变化值时常常需要假设实现该过程的某一途径。
合成氨反应写成
可见，对同一反应方程式，不论选用哪种物质表示反应进度均是相同的。
同一反应，反应方程式写法不同，化学计量数就不同，因而进度也就不同，所以当涉及反应进度时，必须指明化学反应方程式。
对于反应热q，负号表示放热，正号表示吸热。
现代常用的量热设备是弹式热量计（也称氧弹），可以精确的测得恒容条件下的反应热。
弹式热量计中环境所吸收的热可分为两个部分:
主要部分是加入的吸热介质水所吸收的，另一部分是金属容器等钢弹组件所吸收的。
表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。
由于反应热与系统的状态有关，所以写热化学方程式时注明反应热的同时，还必须注明物态、温度、压力、组成等条件。
习惯上，对不注明温度和压力的反应，皆指反应是在T=298.15K,p=100kPa下进行的。
应当指出，同一反应可以在定容或定压条样下进行，前述的弹式热量计测得的即是定容反应热qv，而在敞口容器中或在火焰热量计测得的是定压反应热qp。
一般若没有特别注明，’’实测的反应热（精确）”均指定容反应热qv，而“反应热”均指定压反应热qP。
将能量守恒定律应用于热力学中即称为热力学第一定律。
式（1.11）就是封闭系统的热力学第一定律的数学表达式。
它表示封闭系统以热和功的形式传递的能量，必定等于系统热力学能的变化。
热力学能既是系统内部能量的总和，所以是系统自身的性质，是状态函数。
系统处于一定的状态，其热力学能就有一定的数值，其变化量只决定于系统的始态和终态，而与变化的途径无关。
即热力学能具有状态函数的三个特点:
①状态一定，其值一定;②殊途同归，值变相等;③周而复始，值变为零。
系统与环境之间由T存在温度差而交换的能量称为热，并用q值的正、负号来表明热传递的方向。
若系统吸热，规定g为正值;系统放热，q为负值。
q的SI单位为J\。
系统与环境之间除热以外的其他形式传递的能量都叫做功。
以符号w表示，其SI单位为J。
规定系统得功，w为正值;系统做功，w取负值。
热力学中将功分为体积功和非体积功两类。
在一定外压下，由于系统的体积发生变化而与环境交换的功称为体积功（又称膨胀功）。
功和热都是过程中被传递的能量，它们都不是状态函数，其数值与途径有关。
但应注意:
根据热力学第一定律，它们的总量（q+w）与状态函数热力学能的改变量U相等，只由过程的始态和终态决定，而与过程的具体途径无关。
I.定容反应
式（1.12）表明:
定容反应热全部用于改变系统的热力学能，或说定容反应热等于系统热力学能的增量（也称改变量）。
定容反应热也只取决于始态和终态，这是定容反应热的特点。
式子（1.13）是热力学函数焓H的定义式，H是状态函数u,p,V的组合，所以焓H也是状态函数。
式（1..14）中△H是焓的增量，称为焓变.显然，焓变与u相同，其SI单位为J。
在定压过程中，如焓变小于零，表示系统放热;若焓变则为吸热反应。
故定压反应热也只取决于始态和终态，这是等压反应热的特点。
可以得出:
在恒容或恒压条件下，化学反应的反应热只与反应的始态和终态有关，而与变化的途径无关，后来称为盖斯定律。
可得出同一反应的qp和qv的关系为
对于只有凝聚相（液态和固态）的系统，
1.热力学标准状态与物质的标准摩尔生成焓
物质的热力学标准态强调物质的压力必为标准压力pe，对温度并无限定。
单质和化合物的相对焓值，规定在标准状态时由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的焓变叫做该物质的标准摩尔生成焓。
一般选T=298.15K为参考温度。
生成焓是说明物质性质的重要数据，生成焓的负值越大，表明该物质键能越大，对热越稳定。
2。
反应的标准摩尔焓变
在标准状态时反应的摩尔焓变叫做该反应的标准摩尔焓变，298.15K温度下标准摩尔反应焓等于同温度下各参加反应物质的标准摩尔生成焓与其化学计量数（有正负区别）乘积的总和。
求反应的摩尔焓变除注明系统的状态（T，p，物态等）外，还必须指明相应的反应计量方程式。
若系统的温度不是298.15K，反应的焓变会有些改变，但一般变化不大，即反应的焓变基本不随温度而变。
第2章
化学反应的基本原理与大气污染
这种在给定条什下能自动进行的反应或过程叫做自发反应或自发过程。
“自发过程都是热力学的不可逆过程”。
这是一切自发过程的共同特征，也是热力学第二定律的基础。
应注意:
自发并不意味迅速。
反应能否自发进行，还与给定的条件有关。
但是热力学第一定律无法说明化学反应进行的方向，热力学第二定律的主要任务之一是研究过程方向和限度。
为此要引进新的热力学状态函数熵S和吉布斯函数G。
这就是说，系统倾向于取得最大的混乱度（或无序度）。
系统内物质微观粒子的混乱度（或无序度）可用熵来表达，或者说系统的熵是系统内物质微观粒子的混乱度或无序度）的量度，以符号S表示之。
系统的熵值越大，系统内物质微观粒子的混乱度越大。
热力学第二定律的统计表达为：
在隔离系统中发生的自发进行反应必伴随着熵的增加，或隔离系统的熵总是趋向于极大值。
这就是自发过程的热力学准则，称为熵增加原理。
上式表明:
在隔离系统中，能使系统熵值增大的过程是自发进行的;熵值保持不变的过程，系统处于平衡状态（即可逆过程）。
这就是隔离系统的熵判据。
热力学第三定律:
在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都等于零。
（i）对同一物质而言，气态时的熵大于液态时的，而液态时的熵又大于固态时的。
（2）同一物质在相同的聚集状态时，其熵值随温度的升高而增大。
（3）一般说来，在温度和聚集状态相同时，分子或晶体结构较复杂（内部微观粒子较多）的物质的熵大于（由同样元素组成的）分子或晶体结构较简单（内部微观粒子较少）的物质的熵。
（4）混合物或溶液的熵值往往比相应的纯物质的熵值大
利用这些简单规律，可得出一条定性判断过程熵变的有用规律:
对于物理或化学变化而论，几乎没有例外，一个导致气体分子数增加的过程或反应总伴随着熵值增大。
熵是状态函数，反应或过程的熵变，只跟始态和终态有关，而与变化的
途径无关。
反应的标准摩尔熵变其计算及注意点与焓变的相似。
可忽略温度的影响，可认为反应的熵变基本不随温度而变。
G=H-TS
式中吉布斯函数G是状态函数H和T.S的组合，当然也是状态函数。
对于等温过程:
反应自发性的判断
根据化学热力学的推导可以得到，对于恒温、恒压不做非体积功的一般反应，其自发性的判断标准（称为最小自由能原理）为
应当指出，如果化学反应在恒温恒压条件下，除体积功外还做非体积功w。
则吉布斯函数判据就变为（热力学可推导出）:
此式的意义是在等温、等压下，一个封闭系统所能做的最大非体积功（一w‘）等于其吉布斯自由能的减少（一△G）。
热力学等温方程可表示为
理想气体的分压定律有两个关系式。
第一，混合气体的总压力p等于各组分气体分压力p‘之和。
第二，混合气体中某组分气体的分压力等于混合气体的总压力p与该组分气体的摩尔分数之乘积，即
只有在高温低压时，才可近似按理想气体处理。
反应的标准摩尔吉布斯函数变的计算及应用
（1）与物质的焓相似，物质的吉布斯函数也采用相对值。
在标准状态时，由指定单质生成单位物质的量的纯物质时反应的吉布斯函数变.叫做该物质的标准摩尔生成吉布斯函数。
而任何指定单质的标准摩尔生成吉布斯函数为零。
反应的标准摩尔吉布斯函数变等于同温度下各参加反应物质的标准摩尔生成吉布斯函数与其化学计量数乘积的总和。
但应注意，反应的焓变与熵变基本不随温度而变，而反应的吉布斯函数变则是温度的线性函数。
平衡系统的性质不随时间而变化。
例如，达到化学平衡时，系统中每种物质的分压力或浓度都保持不变。
实验表明，在一定温度下，当化学反应处于平衡状态时，以其化学反应的化学计量数（绝对值）为指数的各产物与各反应物分压或浓度的乘积之比为一个常数。
例如，对于一般化学反应
Kp与Kc分别称为压力平衡常数与浓度平衡常数，
Kp，与Kc都是有量纲的量，且随反应的不同,量纲也不同，给平衡计算带来很多麻烦，为此一律使用标准平衡常数Ke（常简称平衡常数）。
对于理想气体反应系统:
标准平衡常数Ke是量纲为1的量。
Ke数值决定于反应的本性、温度以及标准态的选择，而与压力或组成无关。
当Ke值越大，说明该反应进行得越彻底，反应物的转化率越高。
标准平衡常数可从标准热力学函数求得。
不必依靠实验，利用标准热力学函数可从理论上计算标准平衡常数。
在书写平衡常数表达式和应用式（2.24）时要特别注意以下几点:
（1）Ke表达式可直接根据化学计量方程式写出，而不论其反应的具体途径如何，只考虑平衡时气体的分压和溶质的浓度，而且总是将产物的写在分子上、反应物的写在分母上。
（2）Ke的数值与化学计量方程式的写法有关，
多重平衡规则
多重平衡规则:
如果某个反应可以表示为两个或更多个反应的总和，则总反应的平衡常数等各反应平衡常数的乘积。
即，如果
这种因条件的改变使化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。
平衡移动原理:
假如改变平衡系统的条件之一，如浓度、压力或温度，平衡就向能减弱这个改变的方向移动。
应用这个规律，可以改变条件，使所需的反应进行得更完全。
范特霍夫等压方程式
影响反应速率的因索可概括为三类:
一是反应物的本性，二是反应物的浓度和系统的温度、压力、催化剂等宏观量，三是光、电、磁等外场。
上述定义的反应速率的最大优点是其量值与所研究反应中物质B的选择无关，即可选择任何一种反应物或产物来表达反应速率，都可得到相同的数值。
当注意，说到反应速率，与反应进度一样，必须给出化学反应方程式。
因为化学计量数与化学反应方程式的写法有关。
实验证明，在给定温度条件下，对于元反应（即一步完成的反应，又称基元反应），反应速率与反应物浓度（以化学反应方程式中相应物质的化学计量数为指数）的乘积成正比。
这个定量关系（习惯上称为质量作用定律）可用反应速率方程来表达。
对于通式:
式中，比例常数k称为该反应的速率常数，对于某一给定反应在同一温度、催化剂等条件下，k是一个不随反应物浓度而改变的定值。
速率方程中各反应物浓度项指数之和（n=a+b）称为反应级数。
由一个元反应构成的化学反应称为简单反应，元反应是组成一切化学反应的基木单元;而由两个或两个以上元反应构成的化学反应称为复合反应。
反应物消耗一半所需的时间，称为半衰期，符号为t1/2.
可概括出一级反应的三个特征
（1）ln（c）对t作图得一直线〔斜率为一k）。
（2）半衰期与反应物的起始浓度无关。
（当温度一定时，t1/2是与k成反比的一个常数）。
（3）速率常数k具有（时间）一1的量纲，（其SI单位为s-1）
阿仑尼乌斯根据大量实验和理论验证，提出反应速率与温度的定量关系式（见图2.3）:
式中A为指前因子，与速率常数k有相同的量纲;Ea叫反应的活化能（也称阿仑尼乌斯活化能），常用单位为KJ'mol-1。
A与Ea都是反应的特性常数，基本与温度无关，均可由实验求得;R为摩尔气体常数}k1和k2分别为温度T1和T2时的速率常数。
阿仑尼乌斯公式至今乃是从k求活化能Ea的重要方法。
活化能的大小反映了反应速率随温度变化的程度。
活化能较大的反应，温度对反应速率的影响较显着，升高温度能显着地加快反应速率;活化能较小的反应则反之。
应当指出，并不是所有的反应都符合阿仑尼乌斯公式。
活化能的物理意义就在于需要克服这个能垒。
即在化学反应中破坏旧键所需的最低能量。
这种具有足够高的能量，可发生有效碰撞或彼此接近时能形成过渡态（活化络合物）的分子叫做活化分子。
活化络合物分子与反应物分子各自平均能量之差.称为活化能。
一个系统或化合物是否稳定，首先要注意到稳定性可分为热力学稳定性和动力学稳定性两类。
一个热力学稳定系统必然在动力学上也是稳定的。
但一个热力学上不稳定的系统，由于某些动力学的限制因素（如活化能太高），在动力学上却是稳定的（如上述的合成氨反应等）。
对这类热力学判定可自发进行而实际反应速率太慢的反应，若又是我们所需要的，就要研究和开发高效催化剂，促使其反应快速进行。
加快反应速率的方法
从活化分子和活化能的观点来看，增加单位体积内活化分子总数可加快反应速率。
（1}增大浓度即增大单位体积内的分子总数，从而增大活化分子总数。
!
效率通常并不高，而且是有限度的。
（2}升高温度（3降低活化能
通常可选用催化剂以改变反应的历程，提供活化能能垒较低的反应途径。
催化剂（又称触媒）是能显着增加化学反应速率，而本身的组成、质量和化学性质在反应前后保持不变的物质。
催化剂的主要特性有:
（l）能改变反应途径，降低活化能，使反应速率显着增大。
（催化剂参与反应后能在生成最终产物的过程中解脱出来，恢复原态，但物理性质如颗粒度、密度、光泽等可能改变。
）
（2）只能加速达到平衡而不能改变平衡的状态。
即同等地加速正向和逆向反应，而不能改变Ke。
（3）有特殊的选择性。
一种催化剂只加速一种或少数几种特定类型的反应。
（4）催化剂对少量杂质特别敏感。
这种杂质可能成为助催化剂，也可能是催化毒物
用热、光或引发剂等使反应引发，就能通过活性中间物（如自由基）的不断再生而使反应像锁链一样，一环扣一环持续进行的一类复合反应称为链反应。
所有的链反应都可认为由链的引发、链的传递和链的终止三个阶段组成。
水化学与水污染
溶液由溶质和溶剂组成。
（溶质是盐，溶剂是水）
溶液的通性，在这里只扼要讨论由不同的难挥发性溶质B和溶剂A组成的溶液都会引起溶液的蒸气压下降、沸点上升和凝固点下降，以及溶液渗透压等。
非电解质溶液的通性
1.溶液的蒸气压下降2.溶液的沸点上升和凝固点下降
溶液的沸点上升和凝固点下降是由于溶液中溶剂的蒸气压下降所引起的。
所谓质量摩尔浓度m是指在1Kg溶剂中所含溶质的物质的量.
3.渗透压渗透必须通过一种膜来进行，这种膜上的微孔只允许溶剂（水）的分子通过，而不允许溶质的分子通过，因此叫做半透膜.。
渗透压是为维持被半透膜所隔开的溶液与纯溶剂之间的渗透平衡而需要的额外压力。
如果外加在溶液上的压力超过了渗透压，则反而会使溶液中的溶剂向纯溶剂方向流动，使纯溶剂的体积增加，这个过程叫做反渗透。
难挥发的非电解质稀溶液的渗透压与溶液的浓度及热力学温度成正比。
这一方程的形式与理想气体方程完全相似，R的数值也完全一样，但气体的压力和溶液的渗透压产生的原因是不同的。
气体由于它的分子运动碰撞容器壁而产生压力，但溶液的渗透压是溶剂分子渗透的结果。
对同浓度的溶液来说，其沸点高低或渗透压大小的顺序为：
A2B或AB2型强电解质溶液>AB型强电解质溶液>弱电解质溶液>非电解质溶液
凡符合以上4种依数性定律的溶液叫做理想溶液。
其各组分混合成溶液时，没有热效应和体积的变化。
稀溶液近乎理想状态。
但是，稀溶液定律所表达的这些依数性与溶液浓度的定量关系不适用于浓溶液或电解质溶液。
水溶液中的单相离子平衡一般可分为酸、碱的解离平衡及配离子的解离平衡两类。
20世纪80年代之前主要应用电离理论。
该理论认为:
解离时所生成的正离子全部都是H*的化合物叫做酸;所生成的负离子全部都是DH一的化合物叫做碱。
电离理论对化学发展起了很大的作用，但有其局限性。
酸碱质子理论认为:
凡能给出质子的物质都是酸;凡能与质子结合的物质都是碱。
简单地说，酸是质子的给体，碱是质子的受体。
酸碱质子理论对酸碱的区分只以质子H+为判据。
“酸中包含碱，碱可以变酸”这种相互依存、相互转化的关系被叫做酸碱的共扼关系。
酸失去质子后形成的碱叫做该酸的共扼碱，碱结合质子后形成的酸叫做该碱的共扼酸。
酸碱质子理论不仅适用于水溶液，还适用于含质子的非水系统。
它可把许多平衡归结为酸碱反应，所以有更广的适用范围和更强的概括能力。
除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱溶液中存在着解离平衡，其平衡常数K叫做解离常数，也可分别用Ka和Kb表示，其值可用热力学数据算得，也可实验测定。
式（3.8}表明:
溶液的解离度近似与其浓度平方根呈反比。
即浓度越稀，解离度越大，这个关系式叫做稀释定律。
式中，Ka1和Ka2分别表示H2S的一级解离常数和二级解离常数。
一般情况下，二元酸的Ka1<因此，计算多元酸的H+浓度时，可忽略二级解离平衡，与计算一元酸H+浓度的方法相同，即应用式（3.9）作近似计算，不过式中的Ka应改为Ka1。
中强酸，Ka1较大,在按一级解离平衡计算H+浓度时，不能应用式（3.9）进行计算（即不能认为c一x=c）}需按解一元二次方程得到。
与一元酸相仿，一元碱的解离平衡中:
当a很小时
一般化学手册中不常列出离子酸、离子碱的解离常数，但根据已知分子酸的Ka（或分子碱的Kb），可以方便地算得其共扼离子碱的Kb（或共轭离子酸的Ka）。
H+（aq）和OH一（aq）的浓度的乘积是一常数，叫做水的离子积，用Kw表示，在常温（22C）时，Kw=1.0x10-14。
任何共扼酸碱的解离常数之间都有同样的关系，即KaKb=Kw
在弱酸溶液中加入该酸的共扼碱，或在弱碱的溶液中加入该碱的共扼酸时，可使这些弱酸或弱碱的解离度降低。
这种现象叫做同离子效应。
这种溶液具有一种很重要的性质，其pH能在一定范围内不因稀释或外加的少量酸或碱而发生显着变化。
也就是说，对外加的酸和碱具有缓冲的能力。
这种对酸和碱具有缓冲作用或缓冲能力的溶液叫做缓冲溶液。
所以缓冲溶液的缓冲能力是有一定限度的。
缓冲溶液的pH取决于缓冲对或共扼酸碱对中的Ka值以及缓冲对的两种物质浓度之比值。
缓冲对中任一种物质的浓度过小都会使溶液丧失缓冲能力。
因此两者浓度之比值最好趋近于1。
如果此比值为1，则
由中心原子或中心离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，又称为络离子。
含有配离子的化合物称为配位化合物，简称配合物（又称络合物）。
配盐是配合物中的一种，它由两部分组成:
一部分是配离子它几乎已经失去了简单离子原有的性质;另一部分是带有与配离子异号电荷的离子，它们仍保留着原有的性质。
配盐在水中能充分解离;但配离子却类似于弱电解质，是一类难解离的物质，在水溶液中只有少量解离存在着解离平衡。
对于同一类型的配离子来说，K越大，表示配离子越易解离，即配离子越不稳定。
所以配离子的K又称为不稳定常数，用Ki表示。
配离子的稳定性也可用配离子的稳定常数Kf来表示，
上式表明:
难溶电解质的饱和溶液中，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叫做溶度积常数，简称溶度积。
对于同一类型的难溶电解质，可以通过溶度积的大小来比较它们的溶解度大小。
在相同温度下，溶度积越大，溶解度也越大;反之亦然。
但对于不同类型的难溶电解质，则不能认为溶度积小的，溶解度也一定小。
溶度积规则
当混合两种电解质的溶液时，若有关的两种相对离子浓度（以溶解平衡中该离子的化学计量数为指数）的乘积（即反应商Q）大于由该两种有关离子所组成的难溶物质的溶度积（即Ks），就会产生该物质的沉淀:
若溶液中相对离子浓度的乘积小于溶度积，则不可能产生沉淀。
根据溶度积规则，只要设法降低难溶电解质饱和溶液中有关离子的浓度，使离子浓度乘积小于它的溶度积，就有可能使难溶电解质溶解。
常用的方法有下列几种。
（1）利用酸碱反应
（2）利用配位反应（3）利用氧化还原反应
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。
根据分散相颗粒的大小，大致可以将分散系分为三种类型，如表3.6所示。
溶解度，在一定温度下，某固态物质在100g溶剂中达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂中的溶解度。
在这里要注意：
如果没有指明溶剂，通常所说的溶解度就是物质在水里的溶解度。
其中R为溶质，Mm+和Nn-分别为电离出来的阳离子和阴离子，其离子积可表示为：
K=[Mm+]n·[Nn-]m
胶体（溶胶）是高度分散的不均匀（多相）系统，所以溶胶是热力学不稳定系统，粒子间有相互聚集而降低其表面积的趋势，即具有聚集
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