气体溶液和胶体.docx

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气体溶液和胶体

第一章气体溶液和胶体

1.1气体

1.1.1理想气体状态方程

1基本特征：

无限膨胀性和无限掺混性。

2理想气体：

将气体的分子假设为一个几何点，只有位置而无体积，并且气体分子之间没有相互作用力。

注：

低压、高温条件下的实际气体的性质非常接近于理想气体性质。

3理想气体状态方程：

高温低压下气体的p、V、T之间的关系。

即：

pV=nRT（1-1）

4物理意义：

1mol理想气体的体积和压力的乘积与温度的比值。

指定273.15K和101.3kPa为气体的标准状态，简写成STP。

5适用范围：

对于低压和远离沸点的高温时的多数气体可以用这个方程来描写，可以描写单纯一种气体或混合气体的整体行为。

6作用：

在已知三个变量的条件下可以求算第四个物理量，还可以求得气体的相对分子质量和密度。

【例1.1】某气体在293K和99.7kPa时，占有体积0.19dm3，质量为0.132g，求该气体的相对分子量，并指出它可能是何种气体。

【解】由理想气体状态方程pV=nRT，可得气体的摩尔质量为

气体的相对分子质量为17，表明该气体可能是NH3。

【例1.2】NH3（g）在67℃，106.64kPa下密度为多少?

【解】：

密度ρ=m（g）／V（dm3）=n×M／V

由（1．1）式得：

n／V=p／RT

ρ=pM／RT

已知NH3M=17.0gmol-1则

ρ=pM／RT==0.641gdm-3

1.1.2道尔顿（Dalton）分压定律

1分压：

在一定温度下，各组分气体单独占据与混合气体相同体积时所呈现的压力叫做该组分气体的分压。

2分压定律：

1801年英国化学家道尔顿（Dalton）通过实验发现，在一定温度下气体混合物的总压力等于其中各组分气体分压力之和。

用数学式表示为：

根据状态方程式有

pV＝nRTpiV＝niRT

两式相除得，

推论1：

某一组分气体的分压和该气体组分的摩尔分数成正比。

（1-2）

推论2：

理想气体在同温同压下摩尔数与体积成正比，因而各组分的摩尔分数等于它的体积分数。

3应用：

①通过气体体积分数也可以计算出气体组分的分压力。

②根据道尔顿分压定律，可以计算混合气体的总压力，也可以根据总压力计算组分气体的分压力。

4适用范围：

对于液面上的蒸气部分，道尔顿分压定律也适用，收集气体的分压为：

p气＝p总－p水

【例1.3】一容器中有4.4gCO2，14gN2和12.8gO2，气体的总压为202.6kPa，求各组分的分压。

【解】混合气体中各组分气体的物质的量

由道尔顿分压定律得

1.2液体

1.2.1气体的液化

1液化：

气体转变成液体的过程。

2条件：

降低温度或同时增加压力。

3原因：

降温或同时加压到一定程度，分子间引力大到足以使该物质达到液体运动状态时，气体就液化了。

4临界温度：

在加压下使气体液化所需的最高温度，用Tc表示。

5临界压力：

在临界温度时，使气体液化所要求的最低压力，用pc表示。

例如水的临界温度是647.2K，水的临界压力是22119.2kPa，

6临界体积：

在临界温度和临界压力下，1摩尔气态物质所占有的体积，用Vc表示。

Tc、pc和Vc统称为临界常数。

气体处于Tc、pc、Vc的状态称为临界状态，它是一种不稳定的特殊状态，处于这种状态的气体和液体之间的性质差别将消失。

注：

非极性分子之间作用力很小其临界温度都很低，难以液化；强极性分子具有较大的分子间力而比较容易液化。

1.2.2液体的气化：

液体升高温度变成气体的过程。

1蒸发：

液体变成蒸气或气体的过程。

蒸发指的是液体表面的气化现象。

2饱和蒸气压：

当蒸气变成液体的速率与液体变成气体的速率相等时，这时蒸气所产生的压力，简称蒸气压。

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。

•液体的本质：

蒸气压的大小与液体内部分子间相互作用力的强弱有关。

•温度：

温度升高，蒸气压升高；温度降低，蒸气压降低

•气体定律以及理想气体状态方程并不适用于蒸气。

蒸气压的大小同蒸气所占体积就没关系了。

②蒸气压是物质的一种性质，温度一定，蒸气压一定。

③气化热（蒸发热）：

液体在恒温恒压下气化或蒸发所必须吸收的热量。

该蒸发热一部分消耗于增加液体分子动能以克服分子间引力而逸出液面进入蒸气状态；另一部分消耗于气化时体积膨胀所作的功。

1.2.3液体的沸腾

1沸腾与沸点

（1）沸腾：

当蒸气压与外界大气压相等时，在整个液体中进行的气化过程。

沸腾是整个液体的气化，蒸发是液体表面的气化。

（2）沸点:

沸腾时液体保持着一定的温度，缩写为b.p。

正常沸点：

当外界气压为101.3kPa时，液体的沸点。

例如水的正常沸点是373.15K（100oC）。

（3）特点：

液体的沸点同外界气压密切相关。

外界气压升高，沸点升高；外界气压降低，沸点降低。

（4）作用：

减压蒸馏；高温消毒。

（5）过热液体：

温度超过沸点尚未沸腾的液体。

消除方法：

放几块小的沸石或带有棱角的碎瓷片，目的是利用沸石孔中存储的空气或磁片的尖锐棱角容易形成气泡，以避免过热现象的发生。

1.2.4相平衡

相：

在体系内部物理性质和化学性质完全均匀的部分称为相。

特点：

相与相之间在指定的条件下存在着明显的分界面。

体系内不论有多少种气体都只有一相，液体则视其互溶程度通常可以是一相、两相或三相共存；一般有一种固体便有一相；固态溶液（如金属合金）是一相。

相变：

当物质从一相转变成另一相。

气体的液化和液体的气化、液体的凝固和固体的熔化过程都是相变过程。

相平衡：

保持外界条件不变时，相变维持一种平衡状态。

液体的沸腾就是维持一定温度和压力时，气液两相间的相平衡。

相图：

两相达到相平衡时，它们的蒸气压必须相等，用压力对温度作图即得p-T图，它表示物质状态稳定存在的条件和相互间转变的情况。

1.2.5水的相图

水有三种存在状态，即水蒸气（气态）、水（液态）、冰（固态）。

图1-1为水的相图，属于单组分体系的相图。

相图的组成和意义分析：

（1）图中OA、OB和OC分别为固－气、固－液和液－气两相共存的相平衡曲线，每条线上的点表示处于两相平衡状态时的温度和压力。

OA是冰的升华线，OB为冰的熔化曲线，OC是水的蒸气压曲线。

（2）OC线不能任意延长，它终止于临界点C（647K，22119.2kPa）。

在临界点液体的密度与蒸气的密度相等，液态和气态之间的界面消失。

OA线在理论上可延长到绝对零度附近。

OB线不能无限向上延长。

OB线是向左倾斜的，它表明水的凝固点随着压力的增大而降低。

（3）相图中Ⅰ区为气相区；Ⅱ区为液相区；Ⅲ区为固相区。

相图中曲线所包围的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ区只能是一个相存在，叫单相区。

（4）O点是三条线的交点，是水蒸气、水和冰三者共存的相平衡点，称为三相点。

（5）OD是OC的延长线，是水和水蒸气的亚稳平衡线，代表过冷水的饱和蒸气压与温度的关系曲线，过冷水处于不稳定状态。

1.3分散系

1定义：

一种或几种物质分散在另一种物质中构成的混合体系。

2组成：

分散质（或分散相）－被分散的物质，特点：

不连续的。

分散剂（或分散介质）－容纳分散质的物质，特点：

连续的部分。

3分类：

按分散质的大小将分散系分成三大类：

①粗分散系

②分子分散系：

物质以分子、原子或离子状态分散于另一种物质中所构成的均匀而又稳定的体系－溶液。

③胶体分散系：

分散质颗粒大小介于溶液和粗分散系的一类分散系。

表1-1分散系按分散质粒子的大小分类

分散系类型粗分散系胶体分散系分子分散系

颗粒大小＞100nm100～1nm＜1nm

高分子溶液溶胶

分散质存在形式分子的大聚集体大分子小分子的聚集体小分子、离子或原子

主要性质不稳定很稳定稳定最稳定

多相单相多相均相

普通显微镜可见超显微镜可见电子显微镜也不可见

不能透过滤纸能透过滤纸不能透过半透膜能透过半透膜

实例泥浆血液Fe（OH）3溶胶糖水

1.4溶液

1定义：

物质以分子、原子或离子状态分散于另一种物质中所构成的均匀而又稳定的单相体系叫溶液。

2分类：

按溶液所处的状态可以有：

气体溶液：

O2溶于N2中的气体溶液

固体溶液。

5％的金属Ni溶于Cu中所铸成的镍币是固体溶液。

液体溶液：

溶液是由溶质和溶剂组成的。

由溶剂和溶质组成。

1.4.1溶液浓度的表示方法：

A表示溶剂，B表示溶质，

1.质量分数：

溶液中某一组分的质量与溶液总质量之比。

其数学表达式为：

ppm:

单位为mg∙kg-1。

ppb:

μg∙kg-1。

2.以物质的量表示溶质含量的浓度

（1）物质的量浓度：

物质的量浓度是指单位体积溶液中所含溶质物质的量，单位为mol∙dm-3。

用符号c表示，即：

（2）质量摩尔浓度：

质量摩尔浓度是指每kg溶剂中所含溶质的物质的量，单位为mol∙kg-1。

常用bB表示，其数学表达式为：

（3）摩尔分数：

溶液中某一组分物质的量与全部溶液的物质的量之比，用x来表示。

对于一个两组分溶液体系来说，溶质的摩尔分数与溶剂的摩尔分数分别为：

多组分体系中有。

注：

用质量摩尔浓度和摩尔分数表示溶液的浓度时，与体积无关，故它们不随温度而改变。

研究溶液性质时与温度无关，所以常用质量摩尔浓度和摩尔分数。

3各种浓度换算：

【例1.4】35.0％HClO4水溶液的密度为1.25g∙cm－3，已知HClO4的摩尔质量为100.4g∙mol－1，求其物质的量浓度和质量摩尔浓度。

【解】：

由mB＝ρVω及

可得

该溶液每kg含溶质质量为：

mB＝1000g×0.35＝350g；则溶剂质量为650g。

根据质量摩尔浓度计算公式得：

1.4.2稀溶液的依数性

溶液有两类不同的性质：

一类性质由溶质的本质决定，如溶液的颜色、导电性、酸碱性等；而另一类性质，如溶液的蒸气压下降、沸点升高、凝固点降低和渗透压仅决定于溶质的独立质点数，即溶液的浓度。

而且溶液越稀，这种性质表现得越有规律。

因而把这些性质叫做稀溶液的依数性。

依数性规律是难挥发的非电解质稀溶液的共性。

1.溶液的蒸气压下降

（1）定义：

纯溶剂中溶解有难挥发的非电解质溶质时，溶液的蒸气压总是低于同温度下纯溶剂的蒸气压的现象。

（2）原因：

如图1-2（a），这是由于难挥发的非电解质溶质溶入溶剂后，溶剂的部分表面被溶质所占据，单位面积上溶剂的分子数减少了,使单位时间内从溶液表面逸出液面的溶剂分子数比纯溶剂减少。

当达到平衡时，溶液液面上单位体积内气态分子数目比纯溶剂少，如图1-2（b）。

因此难挥发物质溶液的蒸气压必然低于纯溶剂的蒸气压。

溶质的粒子数越多，溶液的蒸气压越低，即溶液的蒸气压降低得越多。

（3）定律：

拉乌尔提出：

“在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压等于纯溶剂的饱和蒸气压与溶剂的摩尔分数的乘积”

表达式：

p＝p*•xA

式中，p为溶液的蒸气压；p*为纯溶剂的饱和蒸气压，xA为溶剂的摩尔分数。

∵xA＋xB＝1,

∴p＝p*•xA＝p*（1－xB）＝p*－p*•xB

又∵p*－p＝Δp

∴Δp＝p*•xB

推论：

“在一定温度下，稀溶液的蒸气压下降Δp和溶质的摩尔分数成正比”。

当xB＝0，xA＝1，即p＝p*

对于稀溶液，溶质很小，即n2<

（因为nA>>nB）

∴

由溶液的质量摩尔浓度的定义可知：

而∴

∴

注：

K是一个常数，其物理意义是bB＝1mol∙kg-1时溶液的蒸气压下降值。

所以，拉乌尔定律也可表示为：

在一定温度下，难挥发非电解质稀溶液的蒸气压下降与溶液的质量摩尔浓度成正比。

即溶液的蒸汽压下降只与溶液的质量摩尔浓度成正比，与溶质的本性无关。

，

2.溶液的沸点升高

（1）定义：

难挥发溶质的稀溶液，沸点比纯溶剂高。

（2）原因：

由于溶液蒸气压下降引起的。

如图1-3，当在水中加入难挥发性溶质时，溶液的蒸气压下降，在373.15K时，溶液的蒸气压低于101.3kPa，因而水溶液不能沸腾，只有继续升高温度，使溶液的蒸气压达到101.3kPa时，溶液才能沸腾。

（3）公式：

若Tb*、Tb分别为纯溶剂的沸点和溶液的沸点，则沸点升高

ΔTb＝Tb*－Tb，实验表明，ΔTb值与Δp成正比：

ΔTb＝kb•bB（1-3）

式中，kb为溶剂摩尔沸点升高常数，单位为K∙kg∙mol－1；Kb只取决于溶剂本身的性质，而与溶质无关，不同溶剂的Kb值不同。

表1-2列出了几种常用溶剂的摩尔沸点升高常数。

【例1.5】373.15K时使0.02mol蔗糖溶于0.98mol水中，溶液的沸点为多少？

【解】该蔗糖水溶液的质量摩尔浓度为，

由ΔTb＝Kb∙bB得

ΔTb＝1.134mol∙kg－1×0.512K∙mol－1∙kg＝0.590K

沸点为373.15K＋0.590K＝373.74K。

【例1.6】已知纯苯的Tb*为353.25K,将2.67g萘（C10H8）溶于100g苯中，测得该溶液的沸点升高了0.531K，试求苯的Kb。

【解】萘的摩尔质量为128g∙mol－1

由ΔTb＝Kb∙bB

得

Kb＝2.55K•kg•mol－1

若已知溶剂的Kb值，就可从沸点升高求溶质的摩尔质量。

3.溶液的凝固点降低

（1）定义：

难挥发非电解质溶液的凝固点低于纯溶剂的凝固点的现象。

（2）凝固点：

溶液的凝固点就是溶液的液相与溶剂固相两相平衡时的温度，此时溶液的蒸气压与溶剂固体的蒸气压相等。

（3）原因:

主要原因是溶液的蒸汽压降低所致，当在水中加入难挥发的非电解质后，其蒸汽压下降，而此时冰的蒸汽压不变，高于溶液的蒸汽压，固液两相平衡被破坏，冰向水转化，固液不能同时共存，要防止冰的熔化同时要保持固液两相同时共存，方法是降低温度，但随着温度的降低，固液两相的蒸汽压同时降低，当温度下降到某一点时，冰水的蒸汽压可达到平衡，此时冰水共存，此时的温度即为液体的凝固点，此凝固点必然低于纯水的凝固点。

（4）公式：

实验证明，在稀溶液中凝固点的降低值也只与溶质的质量摩尔浓度成正比。

即：

ΔTf＝Kf∙bB（ΔTf＝Tf*－Tf）（1-4）

式中，ΔTf为溶液的凝固点降低；Kf为凝固点摩尔降低常数，单位为K∙kg∙mol－1。

Kf也只取决于溶剂的性质，而与溶质的性质无关。

常见溶剂的Kf见表1-2。

【例1.7】为防止水箱结冰，可加入甘油以降低其凝固点，如需使凝固点降低到270.00K，在100g水中应加入甘油多少g?

（甘油的M＝92g∙mol－1）

【解】ΔTf＝Tf*－Tf＝273.15K－270.00k＝3.15K

根据ΔTf＝Kf∙bB

∴

因甘油的M=92g∙mol－1，故100g水中应加入的甘油质量为

mB＝M×nB＝92g∙mol－1×0.169mol＝15.55g

【例1.8】将0.749g谷氨酸溶于50.0g水中，测得凝固点为272.96K，计算谷氨酸的摩尔质量。

【解】ΔTf＝Tf*－Tf=273.15K－272.96K=0.188K

根据ΔTf＝Kf∙bB

M＝148g∙mol－1

（5）作用：

①根据溶液的沸点升高和凝固点降低，可以测定物质的M。

②解释生命现象。

例如，蒸气压下降，减少蒸发，凝固点降低，从而使植物表现出一定的抗旱性和抗寒性，仍保持生命力。

③致冷剂。

如30g食盐和70g冰混合，体系的温度可降至251K。

4.溶液的渗透压

（1）渗透现象：

溶剂分子通过半透膜进入溶液的自发过程。

如图1-4所示可知产生渗透现象必须具备两个条件：

一是有半透膜，二是半透膜两侧存在溶液浓度差。

（2）渗透压：

为阻止渗透进行（渗透速率相等）而施于溶液液面上的额外压力（等于平衡时玻璃管内液面高度所产生的静水压力）。

如图1-5。

用符号Π表示，单位为Pa或kPa。

特点:

当半透膜内外溶液浓差越大，渗透作用越强。

当膜内外溶液浓度相等时，渗透作用便不会发生，这种渗透压相同的溶液称为等渗溶液。

（3）公式：

范特霍甫总结大量实验结果指出：

“稀溶液的渗透压与浓度和绝对温度的关系同理想气体方程式一致”，表示为：

ΠV＝nRT或Π＝cRT（1-5）

（4）作用：

①可以计算蛋白质等生物大分子的相对分子质量,比凝固点下降法灵敏。

如溶质的质量为mB，测得渗透压为Π，溶质的摩尔质量为M，则，

【例1.9】某蛋白质饱和水溶液，每升含蛋白质5.18g，在T＝298.15K时测得其渗透压为0.413kPa，求此蛋白质的摩尔质量。

【解】根据

∴

【例1.10】由实验测得人体血液的凝固点降低值ΔTf是0.56K，求在体温37℃时的渗透压。

（已知Kf＝1.86K∙kg∙mol－1）

【解】根据ΔTf＝Kf∙bB

∴

当溶液很稀时，有c≈bB

根据Π＝cRT

Π＝0.30mol∙kg－1×8.314kPa∙dm3∙mol－1∙K－1×（273＋37）K

＝776kPa

②渗透现象在植物有机体的许多生理过程中有着很重要的作用。

植物吸收水分和养料；“浓肥烧死苗”的现象。

③工业上的应用：

如电渗析法和反渗透技术进行浓缩、海水、咸水的淡化，工业废水处理及浓缩溶液等。

1.5胶体溶液

1.5.1表面积和表面能

1比表面：

单位体积内物质的表面积。

与物质的分散度有关，也同物质的数量和粒子的形状有关系。

它的一个重要特点就是具有很大的比表面，具有某些特殊的性质。

2表面能：

如果把液体里面的分子拉到表面上来，就要供给这些分子足够的能量克服向内的吸引力，环境对体系作功称为表面功，属于有用功。

在任何两相界面上均存在着表面能。

体系的比表面越大，表面能也越大。

1.5.2吸附作用

1降低能量的途径：

一是减小表面积，二是将其它物质吸附聚集在胶体固体颗粒的表面。

2吸附作用：

一种或几种分子聚集在界面上并使其在界面上的浓度与相内浓度不一样的现象叫做吸附。

分为：

（1）分子吸附。

非电解质和弱电解质溶液的吸附可以看成分子吸附。

一般地说，极性吸附剂易于吸附溶液中极性较大的组分，非极性吸附剂易于吸附非极性的组分。

（2）离子吸附。

强电解质溶液的吸附是离子吸附。

在强电解质溶液中，固体吸附剂对溶质离子的吸附，称为离子吸附，它又分为离子选择吸附和离子交换吸附两种。

①离子选择性吸附：

吸附剂从溶液中选择吸附某种离子。

规律：

固体吸附剂优先吸附与其结构相似极性相近的离子。

③离子交换吸附或离子交换：

对阳离子的交换能力大致有下列顺序：

A13+＞Ca2+＞K+；Cs+＞Rb+＞K+＞Na+＞H+＞Li+

对阴离子的交换能力次序为：

PO43－＞C2O42－＞F－；CNS－＞F－＞Br－＞C1－＞NO3－＞C1O4－＞CH3COO－

③应用：

土壤学中养分吸收得；工业上离子交换树脂；除臭。

1.5.3.溶胶的性质

1.光学性质如果将一束强光射入胶体时，我们在光束垂直的方向上可以看一条发亮的光柱，这种现象称为丁达尔（Dyndal）效应。

成因：

丁达尔效应的产生，是由于胶体粒子对光的散射形成的。

由于胶体溶液中，分散相颗粒的大小在1～100nm，可见光波长范围为400～700nm，故可见光通过溶胶时将发生散射。

2.动力学性质

布朗运动:

胶体颗粒不断地作无规则运动。

成因：

这是由于周围分散剂的分子不均匀地撞击胶体颗粒，使其运动不断改变方向、改变速度。

胶体粒子本身也有热运动，是二者的总结果。

3.电学性质：

电动现象

（1）电泳：

在电场作用下胶体粒子在溶液中的移动现象。

带正电的胶粒向负极移动。

带负电的胶粒向正极移动。

（2）电渗：

在外电场作用下胶体溶液中液相的移动现象。

（3）成因：

胶体粒子带电。

胶体粒子带电主要有两种原因：

①吸附带电。

胶体粒子会选择性地吸附某些离子而带电。

例如利用FeCl3水解制备Fe（OH）3胶体溶液时，Fe（OH）3优先吸附FeO＋而带正电荷。

As2S3优先吸附HS－，而带负电荷。

②电离带电。

胶体粒子表面上的分子可以电离，电离后的粒子即带电。

例如硅酸溶胶，SiO32－留在胶粒表面上而H+进入液相中，使得胶体粒子带负电荷。

（3）应用：

生物科学中用电泳来分离蛋白质及核酸，例如，正常血红蛋白中两处能离解的氨基酸被不能离解的氨基酸取代，成为不正常的血红蛋白，它比正常血红蛋白少两个电荷，是导致镰刀形细胞贫血这种遗传病的原因。

用电泳法可将这两种血红蛋白分离。

1.5.4胶团结构

1结构:

例如Fe（OH）3的胶团结构为：

（见图1-11）

式中m为Fe（OH）3分子数，n为电位离子数，m>>n

又如As2S3的结构为:

｛[As2S3]m∙nHS－∙（n-x）H+｝x-∙xH+。

硅酸的胶体结构为:

［SiO2∙yH2O]m∙nHSiO3－∙（n-x）H＋}x-∙xH＋。

2特点：

胶粒带电，胶团不带电。

1.5.5溶胶的稳定性

1.动力稳定性由于强烈的布朗（Brown）运动克服了重力的作用,再加上扩散作用，从而阻止了胶体粒子的下沉，说明溶胶具有动力稳定性。

2.聚集稳定性因为胶粒上都带有相同符号的电荷，它们只能接近到某一定距离，因此不会聚集在一起。

3.溶剂化作用由于胶核吸附电位离子，吸引水分子形成溶剂化保护膜。

它既可以降低胶粒的表面，又可以阻止胶粒之间的接触，从而提高了溶胶的稳定性。

1.5.6溶胶的凝结

1凝结或聚沉:

胶体粒子因聚集而变大，从分散系中沉淀出来的过程。

2成因：

溶胶的浓度太大；加热；长时间地放置；加入电解质。

对于价数相同的离子，离子半径大的离子凝结能力。

例如具有相同正电荷的碱金属离子和碱土金属离子对As2S3溶胶的凝结能力顺序为：

Ba2＋＞Sr2＋＞Ca2＋＞Mg2＋；Cs＋＞Rb＋＞K＋＞Na＋＞Li＋；

这种次序称为感胶离子序。

带相反电荷的两种溶胶混合在一起时，也会发生凝结作用,即相互凝结。

明矾净水就是由于明矾水解生成的带正电荷A1（OH）3胶体与带负电荷的泥土胶体的相互凝结，从而使水变清。

1.6高分子溶液和凝胶

1.6.1高分子溶液

由摩尔质量在10000以上的许多天然物质如淀粉、纤维素等，及人工合成的塑料、人工树脂等高分子化合物溶于水或其它溶剂中所得的溶液称为高分子溶液。

高分子溶液具有真溶液和溶胶溶液的双重性。

但高分子溶液与溶胶尚有不同之处。

主要表现在：

1.高分子化合物具有强烈的溶剂化作用:

高分子溶液是均相体系，溶胶是多相体系。

2.高分子溶液的形成若将高分子化合物放在合适的溶剂中，由于高分子化合物的强烈溶剂化作用，它能自动地分散成为溶液。

如蛋白质、淀粉等溶于水。

3.高分子溶液在本质上是聚集稳定的体系稳定的原因主要是由于粒子外面有一层很厚的溶剂化膜，从而阻止了它们之间的集结。

其次，有些高分子物质带电也是一个稳定因素，但只是次要的。

而溶胶的稳定性主要靠胶粒带电的作用。

4.高分子溶液丁达尔效应比溶胶小，但具有很大的粘度。

5.高分子溶液具有一定的抗电解质聚沉的能力，所以在高分子溶液中加入少量电解质时，其稳定性不受影响。

但加入大量电解质使高分子溶液凝结的过程，叫做盐析。

在肥皂制造工业中，得到的高级脂肪酸盐是胶状物，需要加入大量NaCl等电解质才能凝成块状就是利用盐析。

1.6.2凝胶

胶体溶液在适当的条件下可以不完全凝结，整个体系成为一种弹