《水化学与水污染》PPT课件

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1、第5章水化学与水污染本章学习要求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的计算掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算；了解水体的主要污染物的来源及其危害。5.1溶液的通性5.2水溶液中的单相离子平衡5.3难溶电解质的多相离子平衡5.4水污染及其危害5.2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

2、存在解离平衡。5.2.1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。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

3、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

4、++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+CO3HCO3+OHˉ(水解)HCO3/CO3,H2O/OH-2-–++–2-酸碱质子理论扩大了酸碱的范围，它比电离理论更广泛，其酸碱的定义只以H+为判据，与溶剂无关，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

5、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++H2BO3(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。2.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

6、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αHA=H++A-起始浓度c00平衡浓度c(1-α)caca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。例题附例5.1已知HAc的Ka=1.76×10

7、-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–xxxKa=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5.2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)=NH

8、3(aq)+H3O+(aq)Ka=5.65×10-10pH=–lgc(H+)/c=–lg(7.52×10-6)=5.123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<