第五章水溶液中的化学反应和水体保护.ppt

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1、工程化学基础 第五章 水溶液中的化学反应 和水体保护,安徽工业大学材料科学与工程学院无机非金属材料工程系,5、1弱酸弱碱溶液,一、酸碱理论 目前有四种酸碱理论。1887年瑞典化学家阿仑尼乌斯提出的酸碱电离理论。1905年美国科学家佛兰克林提出的酸碱溶剂理论。1923年丹麦化学家布朗斯特和英国化学家劳莱提出的酸碱质子理论。以及同一年，美国化学家路易斯提出的酸碱电子理论。,阿仑尼乌斯的酸碱电离理论：在水溶液中电离出阳离子全部是H+ 的物质为酸，电离出阴离子全部是OH - 的物质为碱。 酸碱质子理论：能提供质子的物质为酸，能与质子结合的物质为碱。,讨论： 1、酸碱范围：分子、正离子或负离子。 有些物

2、质既可以提供质子作为酸，又可以接受质子作为碱，称为酸碱两性物。 例：H2PO4-, HSO4-, H2O， 2、酸碱共轭关系： 例： HClO4 = H+ + ClO4- HCl = H+ + Cl - HAc = H+ + Ac -,酸给出质子后余下的部分就是碱，碱结合质子后就变成了酸，这种关系可以表示为： 酸 = H+ + 碱 （酸碱半反应式） 酸和碱这种相互依赖的关系称为共轭关系。酸失去质子后形成的碱称为该酸的共轭碱，碱结合质子后形成的酸称为该碱的共轭酸。在酸碱半反应式中，彼此只相差一个质子的两种物质，就是共轭酸碱对。,酸给出质子能力越强，则酸性越强，是强酸；其相应的共轭碱接受质子的能力

3、就越弱，是弱碱。反之，碱接受质子的能力越强，则其共轭酸给出质子的能力就越弱。 3、酸碱反应。 例： HCL + NH3 = Cl - + NH3+ 酸1 碱2 碱1 酸2 实质是质子在两对共轭酸碱之间的转移或传递。 酸1 + 碱2 = 碱1 + 酸2,4、酸、碱的相对强弱。 比较酸或碱的离解常数Ka或Kb， Ka或Kb值越大，酸（碱）性越强。 在水溶液中，共轭酸碱对有 KaKb= Kw。 酸碱的电子理论：能给出电子对的物质都是碱（Lewis碱、广义碱）；能接受电子对的物质都是酸 （Lewis酸、广义酸）。,二、弱酸、弱碱的解离平衡及解离常数 弱酸、弱碱是指一些在水溶液中只能部分离解而不能完全离

4、解的酸、碱，溶液中始终存在着已离解的离子和未离解的酸、碱分子之间的平衡。 （1）、一元弱酸溶液的离解平衡。 以HA代表一元弱酸，A-为该弱酸的酸根，HA水溶液中存在的离解反应为 HA + H2O = H3O+ + A- K(HA) = C(H +)C(A-) / C(HA) = C(H +)C(A-) / Co(HA) - C(H +),K(HA)称为HA的离解常数或电离常数。 C(H +) = C(A-) K(HA) = C2 (H +) / Co(HA) - C(H +) 弱酸溶液中Co(HA) C(H +)， Co(HA) - C(H+) Co(HA) 得到近似公式， K(HA) = C

5、2 (H +) / Co(HA) C(H+) = K(HA) Co(HA)1/2,使用近似公式的条件为：Co(HA) / K(HA)400，即 5%，计算误差2%。 为离解度（电离度）： = 已离解的分子数 / 原有分子总数 = C(H +) / Co(HA) = K(HA) / Co(HA)1/2 稀释定律：弱酸的浓度越小，离解度越大。（与Co(HA)呈反比）,例、实验测得0.02mol/L某酸溶液的pH值为3.23，求该一元酸的电离度和离解常数。 解： pH = 3.23 C(H+) = 5.8910-4 (mol/L) = 5.8910-4/0.02 = 2.9 % K(HA) = C2

6、(H+) / Co(HA) = (5.8910-4)2 / 0.02 = 1.7310-5 答：。,一元弱碱溶液的离解常数 B + H2O = HB+ + OH- K(B) = C(OH-)C(HB+) / C(B) = C2(OH-) / Co(B) - C(OH-) 近似处理 Co(B) - C(OH-) Co(B) 近似公式 C(OH-) = K(B) Co(B)1/2,多元酸溶液的离解平衡 多元酸是指能离解出两个或两个以上H+的酸，如H2S, H2CO3, H3PO4,。 多元酸的离解是分步进行的，称为分级离解。每一级反应都有相应的离解常数。 以H2S水溶液为例： 一级离解反应 H2S

7、 + H2O = H3O+ + HS-,K1(H2S) = C(H+)C(HS-) / C(H2S) = 1.3210-7 二级离解反应 HS- + H2O = H3O+ + S-2 K2(H2S) = C(H+)C(S-2) / C(HS-) = 7.110-15 总的离解反应 H2S + 2H2O = 2H3O+ + S-2 K(H2S) = C2(H+)C(S-2) / C(H2S) = K1(H2S)K2(H2S) = 9.410-22,多元弱酸溶液的酸性主要源于酸的一级离解，二级离解出来的C(H+)与一级离解出来的C(H+)相比微不足道。比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较一级离解常数

8、。计算多元弱酸溶液的酸性，也可以只计算一级离解反应，就象一元弱酸。,三、同离子效应和缓冲溶液 例：在0.1mol/L HAc溶液中加入NaAc使浓度为0.1mol/L，计算并对比加入NaAc前后溶液中HAc的离解度？ 解：加NaAc前 HAc + H2O = H3O+ + Ac- 0.1-x x x K(HAc)= x2/0.1-x x2/0.1 = 1.7510-5 x = 1.33310-3(mol/L) =1.33310-3/0.1 =1.333 %,加NaAc后 HAc + H2O = H3O+ + Ac- 0.1-x * x* 0.1+x* K(HAc)= x*(0.1+x*)/0.

9、1-x* x*0.1/0.1 = x* = 1.7510-5 * =1.7510-5/0.1 =0.0175 % 比较加入NaAc前后的变化。,同离子效应：在弱电解质溶液中，由于加入与其具有相同离子的强电解质而使电离平衡逆向移动，从而降低了弱电解质的离解度，这种效应称为同离子效应。 一实验结果(pH)如下 1滴1mol/L HCl 1滴1mol/L NaOH 50 ml H2O 7.0 3.0 11.0 50ml溶液 4.76 4.75 4.77 (溶液为0.1mol/L HAc和0.1mol/L NaAc等量混合液),弱酸及其盐或弱碱及其盐的混合溶液能在一定程度上对外来酸或碱起缓冲作用，这种

10、具有保持pH值相对稳定性能的溶液称为缓冲溶液。 缓冲溶液通常是由弱酸(或弱碱)与其共轭碱（酸）所组成，组成缓冲溶液的一对共轭酸碱称为缓冲对。 其中一种物质和外来H+作用，另一种则能和外来OH-作用,作用的结果，使溶液中C(H+)或C(OH-)变化不大。,缓冲溶液酸、碱度的计算实际上就是同离子效应的平衡组成的计算，整理成公式为： 弱酸及其盐组成的缓冲溶液： C(H+) = Ka C(酸)/C(盐) pH = p Ka - lg C(酸)/C(盐) 弱碱及其盐组成的缓冲溶液： C(OH-) = Kb C(碱)/C(盐) pOH = p Kb - lg C(碱)/C(盐),例：在50ml 0.5mo

11、l/L HAc溶液中加入50ml 0.2mol/L NaOH溶液，计算溶液的pH值，以及将1ml 1mol/L HCl和NaOH溶液分别加入该溶液后的pH值。 解：C(Ac-) = C(OH-) = 500.2/100 = 0.1(mol/L) C(HAc) = (500.5 - 500.2)/100 = 0.15(mol/L) pH = p K(HAc)- lg C(HAc)/C(Ac-) = 4.76 - lg 0.15/0.1 = 4.58,加入HCl后，H+与Ac-作用生成HAc C(HAc) = (0.15100 + 11)/101 = 0.1584(mol/L) C(Ac-) =

12、(0.1100 - 11)/101 = 0.0891(mol/L) pH = 4.76 - lg 0.1584/0.0891 = 4.51 pH = 0.07,加入NaOH后，OH-与HAc作用生成Ac- C(HAc) = (0.15100 - 11)/101 = 0.1386(mol/L) C(Ac-) = (0.1100 + 11)/101 = 0.1089(mol/L) pH = 4.76 - lg 0.1386/0.1089 = 4.66 pH = 0.08 答：。,讨论： 1、缓冲溶液的pH值主要决定于缓冲溶液中弱酸的p Ka或弱碱的p Kb。选择缓冲溶液时，应选择所需控制pH值相应

13、的弱酸或弱碱。例；缓冲溶液为pH = 9.0，即pOH = 5.0，选NH3-NH4Cl，因为p K(NH3)= 4.74。 2、当C(酸)/C(盐)比值从0.1变化到10时，缓冲溶液pH值变化为p Ka1之间。在一定范围内选择不同的比值，可得到不同pH值的缓冲溶液。 3、缓冲能力与酸(碱)、盐的浓度有关，浓度越大时，缓冲能力也较大。,四、pH的测定 1、pH试纸法。 2、pH计（酸度计）法。,5、2水溶液中的沉淀溶解反应和配位反应 一、溶度积 在饱和BaSO4溶液中，存在下列平衡： BaSO4(S)= Ba2+(aq) + SO42- (aq) 称为沉淀-溶解平衡（多相离子平衡）。 K= K

14、sp(BaSO4)= C(Ba2+)C(SO42-) Ksp:溶度积常数，简称溶度积。,对应一般沉淀-溶解反应，通式为： AmBn(S)= mAn+(aq)+ nBm-(aq) Ksp(AmBn)= Cm(An+)Cn(Bm-) 二、溶度积和溶解度(S)的关系 （1）MA型难溶电介质（AgCl,BaSO4） MA = Mn+ + An- S S (mol/L) Ksp(AM)= C(Mn+)C(An-)= S2 S = Ksp1/2(AM),（2）MA2型Mg(OH)2,CaF2 M2A型Ag2CrO4,Ag2CO3 MA2 = M2n+ + 2An- S 2S Ksp(AM2)= C(M2n

15、+)C2(An-)= S(2S)2 =4S3 S = (Ksp(AM2)/4)1/3 溶度积常数只能用来估计和比较相同类型的难溶电介质的溶解度大小。所谓相同类型是指正、负离子数相同。对于不同类型的难溶电介质就不能简单的直接比较了，要以溶解度来比较。,例、根据Mg(OH)2的溶度积(Ksp(Mg(OH)2)= 2.710-11)计算： （1）Mg(OH)2在水中的溶解度； （2）Mg(OH)2在0.010mol/LNaOH溶液中的溶解度； （3）Mg(OH)2在0.010mol/LMgCl2溶液中的溶解度。 解：（1）S = Ksp(Mg(OH)2)/41/3= 1.8910-4(mol/L),

16、（2）Mg(OH)2在0.010mol/LNaOH溶液中的溶解度 2.710-11=S(2S+0.01)2 2S+0.010.01 S=2.710-11/0.0001=2.710-7(mol/L) （3）Mg(OH)2在0.010mol/LMgCl2溶液中的溶解度 2.710-11=(S+0.02)(2S)2 S+0.020.02, S=(2.710-11/0.08)1/2 =1.8410-5(mol/L) 答：。 注意：1、区分在纯水中的溶解度和在盐中有同离子效应时的溶解度计算方法。 2、由于同离子效应的存在，溶解度大大降低。,三、溶度积规则 难溶电介质的沉淀-溶解反应通式为： AmBn(S

17、)= mAn+(aq)+ nBm-(aq) Ksp(AmBn)= Cm(An+)Cn(Bm-) 改变任一组分离子的浓度，平衡态则被破坏，根据平衡移动原理，可以用来判断移动方向。,溶度积规则： Q Ksp 有沉淀从溶液中析出， Q Ksp 溶液为不饱和溶液，无沉淀析出。若原来有沉淀物存在，则沉淀能溶解。 Q = Ksp 溶液为饱和溶液，多相离子反应处于平衡状态。,使一种离子先沉淀，而使其它离子在另一种条件下沉淀的现象称为分步沉淀或选择性沉淀。 例：在Cl-和I-均为0.01mol/L的溶液中逐滴加入AgNO3溶液，哪一种离子先沉淀？第二种离子开始沉淀时，第一种离子浓度为多少？ 解：计算AgCl和

18、AgI开始沉淀时Ag+浓度 C（Ag+）= Ksp(AgCl)/C（Cl-） =1.810-10/0.01=1.810-8(mol/L),C#（Ag+）= Ksp(AgI)/C（I-） =8.310-17/0.01=8.310 -15(mol/L) 显然，AgI首先沉淀，当AgCl开始沉淀时， C（Ag+）= 1.810-8(mol/L) C（I-）= Ksp(AgI)/C（Ag+） =8.310-17/1.810-8=4.610-9(mol/L) 对于同类型沉淀来说，Ksp越小越先沉淀, Ksp差别越大，后沉淀离子浓度越小，分离效果越好。,沉淀的转化 PbCrO4(S) + (NH4)2S(

19、aq) = PbS(S) + (NH4)2CrO4(aq) 黄色 黑色 一种沉淀转化为另一种沉淀的过程称为沉淀的转化。 K=C(CrO42-)/C(S2-)C(Pb2+)/C(Pb2+) = Ksp(PbCrO4)/ Ksp(PbS) =1.810-14/3.410-23 =5.21013,PbS Ksp比 PbCrO4的Ksp小的多，PbS是比PbCrO4更难溶的电介质，这个反应进行的比较彻底。 BaCO3(S) + K2CrO4(aq) = BaCrO4(S) + K2CO3(aq) K= Ksp(BaCO3)/ Ksp(BaCrO4) =8.110-9/1.610-10=51 这个K较小

20、，因为Ksp相差不多。在C(CO32-)50C(CrO42-)转化才能发生。,三、配位解离平衡 1、配位化合物的离解反应 可溶性的配合物溶于水后，其内界和外界间的作用相似于强电解质, 溶于水后全部离解。配离子则与弱电解质相似，在水溶液中以较稳定的结构存在，是一种难离解的物质。 将中心原子和配体混合后，则发生配合反应。 例：Cu+2 + 2NH3 = Cu(NH3)4+2,正反应为配合反应，平衡常数为配合常数KS，又称为稳定常数，K稳表示。逆反应为离解反应，平衡常数为离解常数Kd，也称为配合物的不稳定常数，用K不表示。 配合物的配合反应和离解反应都是分级进行的，每一级都有一个配合常数或离解常数。

21、 一级配合反应 Cu+2 + NH3 = Cu(NH3)+2 逆反应为四级离解反应,KS 1 = C(Cu(NH3)+2)/C(Cu+2)C(NH3) = K -1d 4 二级配合反应 Cu(NH3)+2 + NH3 = Cu(NH3)2+2 逆反应为三级离解反应 KS 2 = C(Cu(NH3)2+2)/C(Cu(NH3)+2)C(NH3) = K -1d 3,三级配合反应 Cu(NH3)2+2 + NH3 = Cu(NH3)3+2 逆反应为二级离解反应 KS 3 = C(Cu(NH3)3+2)/C(Cu(NH3)2+2)C(NH3) = K -1d 2 四级配合反应 Cu(NH3)3+2

22、+ NH3 = Cu(NH3)4+2 逆反应为一级离解反应,KS 4 = C(Cu(NH3)4+2)/C(Cu(NH3)3+2)C(NH3) = K -1d 1 每一级的稳定常数KS 1, KS 2,称为逐级稳定常数，它们的乘积为总反应的稳定常数，称为积累稳定常数KS 或。 讨论：1. KS = 1/Kd ,互为倒数。 2. KS 值越大，表示到达平衡时，配离子平衡浓度越大，稳定性越高。Kd值越大，则相反。,3.对于相同配位数的配离子，可用KS 比较它们的稳定性。配位数不同，属不同类型，不能用KS 直接比较。 4.配离子逐级稳定常数之间一般差别不大，常是比较均匀地逐级减小。例Cu(NH3)4+

23、2, p454表，这点与多元弱酸的分级离解不同。,例、在6mol/L NH3溶液1升中溶解了0.1mol CuSO4，求溶液中各组分的浓度。 解： Cu+2 + 4NH3 = Cu(NH3)4+2 平衡 0.1-x 6-4x x KS = 2.11013 = x/(0.1-x)(6-4x)4 由于KS值很大，反应平衡时，x值也较大，因此不能近似认为：0.1-x0.1,6-4x6。解此题要解一元五次方程.,此题KS值很大，NH3过量，平衡时Cu+2很少，通常将x设为一个很小的数，以便近似处理。 Cu+2 + 4NH3 = Cu(NH3)4+2 平衡 x 5.6+4x 0.1-x KS = 2.1

24、1013 = 0.1-x/x(5.6+4x)4 x = 4.810-18 C(Cu+2) = 4.810-18mol/L, C(NH3)= 5.6mol/L C(Cu(NH3)4+2) = C(SO4-2) = 0.1mol/L 答：。,二、配位平衡的转化 Fe(H2O)6+3_ Fe(SCN)+2_FeF3 黄 红 无 Fe(SCN)+2 + 3F- = FeF3 + SCN- K = C(FeF3)C(SCN-)/C(Fe(SCN)+2) C3(F-)C(Fe+3)/ C(Fe+3) = (FeF3)/(Fe(SCN)+2) =1.21012/8.9102 = 1.3109,四、配位反应的

25、应用 1、利用配离子的特殊颜色鉴别物质 2、用于溶解难溶电解质 3、改变和控制离子浓度的大小 4、掩蔽有害物质,5.3相平衡和非水溶液中的化学反应 一、水溶液的气液平衡 实验：在液体中加入任何一种难挥发的物质时，液体的蒸汽压便下降，在同一温度下，纯溶剂蒸汽压与溶液蒸汽压之差，称为溶液的蒸汽压下降（p）,亨利定律：对于恒温下的稀溶液，如果平衡时的气相压力不大，那么溶质的气体分压pB与溶质的摩尔分数xB成正比，即 pB = KH pB 其中KH为亨利常数，大小取决于温度、溶剂及溶质本性。,二、溶液中的气液和液液平衡 1、相图 （1）完全互溶的气液平衡 乙醇水系统的温度组成图：,a线表示了液相中组成

26、x(或y)与温度的平衡关系，a线下方的区域为液相区； b线表示了气相中组成x(或y)与温度的平衡关系，b线上方的区域为气相区； 介于两线间的区域则为气液共存区。 对x(C2H5OH)0.3的水乙醇溶液加热到84.7（图中C点），溶液溢出第一个气泡，C点称为泡点。该泡点表示在1013kPa恒压下，847时水乙醇系统液相中乙醇组分为30，水的组分为70。 泡点是指溶液中质点相互作用达成平衡并逸出气泡时液相的温度。泡点不同，组成也不同，例如84.7和81液相组成不同。 将各泡点连成线便是泡点线，所以a线又称为泡点线。,将溶液继续升温，直至液相逐渐消失，气相中H2O和C2H50H的量不以恒比例地增加。

27、将气相混合物在一定压力下降温，H2O(g)和C2H50H(g)又会凝聚，凝聚产生第一滴液滴时的温度(C点)称为露点。把不同的露点连起来称露点线，所以b线又称露点线。露点处横坐标表示气相组成的摩尔分数。 一般同一系统泡点总比露点低，露点和泡点重合时出现恒沸现象。出现恒沸现象的温度称为恒沸点。,（2）部分互溶的液夜平衡 实验：向水中滴加异丁醇振荡混合，在异丁醇质量分数未达0.085之前，溶液不会分层，当达到0.085时，出现混浊非均相特征，继续滴加，静止后分层明显，上层为醇相（水在异丁醇中的饱和溶液），下层为水相（异丁醇在水中饱和相）。质量分数0.085指水在异丁醇中的溶解度。 进一步滴加，上层相

28、对增多，下层相对减少，直到下层中异丁醇浓度达0.836下层消失为止，0.836是异丁醇在水中的溶解度。,相图中CK是水相中异丁醇溶解度随温度变化的曲线； CK是醇相中水的溶解度随温度变化的曲线。 随温度升高，共轭相组成越来越接近。当温度升高至132.8，两线重合，此时两相组成一致，成为单相。温度高于132.8时，两种组分完全互溶。,2、临界状态和超临界状态 每种液体都存在一个特殊温度，在该温度以上，无论加多大压力，都不能使气体液化，这个温度称为临界温度，Tc。即临界温度是使气体能够液化所允许的最高温度。 对应于在临界温度下使气体液化所需要的最低压力称临界压力pc。 系统处于临界温度、临界压力下

29、的状态称为临界状态。 温度高于临界温度，同时压力高于临界压力的状态称为超临界状态。,3、蒸馏和萃取 蒸馏和萃取是对物质进行分离的两种操作。 蒸馏分离是气液平衡的应用。气液平衡时，气相组成一般不同于液相组成利用这一点，可使溶液分离成纯组分。一定压力下液体部分气化时，气相中所含的易挥发组分比液相中多；液相中难挥发的组分比气相中多。蒸馏就是将液态混合物经部分气化和部分冷凝而使之分离的操作。但是一次蒸馏通常与所要求的纯度相差甚远。为实现高纯度分离，可采取多次部分气化和多次部分冷凝的反复操作，即精馏，来达到分离。工业上通常是通过塔内若干层塔板进行连续蒸馏，从塔顶得到高纯度的易挥发组分，从塔底得到高纯度难

30、挥发组分。,萃取分离是液液平衡的应用。萃取就是根据溶质在不同溶剂中的溶解度差异，进行相关组分的分离。分离的措施是，选择一种溶剂使欲分离的组分溶于其中，其余组分则不溶或少溶而获得分离。例如，要将苯从正己烷与苯混合物中分离出来，可加人与正己烷不互溶，但与苯完全互溶的二甘醇，剧烈振荡，静止后分层，原来溶解在正己烷中的苯就有一部分转移到二甘醇中，达到分离苯和正己烷的效果。,三、胶体 分散系由分散相和分散介质两部分组成。被分散的物质称为分散相，容纳分散相的物质称为分散介质。根据分散相粒子直径大小将分散系分为分子与离子分散系、胶体分散系及粗分散系三类，其中分散相直径在1100 nm范围内的系统称为胶体分散

31、系统。 胶体的结构：双电层结构,以AgI胶体为例： 由许多个AgI分子聚集成直径1100nm的颗粒，构成胶粒的核心，称为胶核；胶核表面选择性地吸附n个I-而带负电荷。 K+为反离子，它一方面受胶核的吸引有靠近胶核的趋势，另一方面由于扩散又有远离胶核的趋势，胶核表面的I-与靠近的K+构成吸附层（带负电）。 胶核与吸附层统称为胶粒。 扩散在胶粒周围的K+构成了扩散层（带正电）。 带相反电荷的吸附层和扩散层构成双电层。 扩散层和胶粒合称胶团（电中性）。,溶胶是多相、高分散系统，具有很大的表面能，是热力学不稳定体系，但实际经纯化的溶胶相当稳定，为什么？ 1）布朗运动：溶胶颗粒小，分散程度大，布朗运动剧

32、烈，可克服重力作用而不沉降。 2）胶粒带电：带有同种类电荷的胶粒之间，存在静电斥力，阻止胶粒的聚结。 3）溶剂化作用：在胶团的双电层结构中，离子都是水化离子，胶粒在水化层的保护下难以碰撞而聚沉。,溶胶的稳定性是相对的、有条件的，如果减弱或消除使溶胶稳定的因素，胶粒就会因聚集而发生沉降，这个过程称为聚沉，使溶胶聚沉的方法主要有： (1)加电解质 在溶胶中加入电解质可产生聚沉。这是因为加入电解质，会使更多的反离子进入吸附层，使水化层和扩散层变薄，溶胶稳定性降低，导致溶胶聚结沉降。 (2)加热 加热有助于溶胶聚沉。因为热运动不利于胶核吸附离子，不利于形成水化层。 (3)加带相反电荷的溶胶 将带相反电

33、荷的两种溶胶混合，由于异性相吸中和电荷而发生聚沉。,5、4水质与水体保护 一、水资源概况 地球上的水资源极其丰富。地表水几乎覆盖地球表面的四分之三，还有蕴藏量极大的地下水。地表水和地下水总称天然水，但其中97.3是咸水。在有限的2.7的淡水中，大约有90是不易被利用的。 人类的生活和生产用水，基本上都是淡水。人类的饮用水是淡水，生物体以水作为进行新陈代谢的介质，水参与机体内的生理化学反应，产生能量，维持生命活力，人类清结自身，浇灌农作物，改良盐碱地都需要淡水。工业上清洗器件，冷却和加热都用淡水。,全球近20亿人饮用水短缺。近年来，全世界多种渠道的报道都在告诫我们人类将面临水源危机。 我国水资源

34、丰富，占世界第五位，但人均占有量只有世界的1/4，而且我国水资源的分布极为不均，自东南向西北减少。因此我们要珍惜水资源，合理地使用它。,二、水体质量 水体是指以相对稳定的陆地为边界的天然水域。水体不仅包括水，还包括水中的悬浮物、底泥及水生生物等。水体质量简称水质。不同的使用目的对水质有不同的要求。,三、水体污染 所谓水体污染通常是指排入水体的污染物超过水体对该污染物的净化能力而引起水质恶化，造成对水生生物及人类生活与生产用水的不良影响。 水体的自净作用是污染物进入水体后，依靠环境自身的物理化学作用而使污染物消除的过程。原则上，进入水体的污染物最终都能被净化，但由于环境差异，污染物的性质不同，污

35、染程度不同，净化的难易和净化速度也不同。,重金属及其化合物 重金属污染物主要是指Hg,Cd,Cr,Pb,As以及Cu,Zn,Ni,Co,Sn等，其中前五个元素毒性最大。 重金属污染源较为广泛，它涉及采矿、冶金、化工、轻工、核工业等众多的工业部门，品种和数量很多。 水体中重金属的存在形式可因介质的状况不同而存在形式不同，毒性效应差别很大。水体中重金属容易生成氢氧化物、硫化物、碳酸盐而沉积下来，这预示着重金属在水体中的迁移、扩散受到限制。当水体介质状况改变时，沉积下来的重金属又可与OH-、Cl-、SO42-、NH3、有机酸、腐殖质等生成可溶性配合物，造成水体的二次污染。,在水中，微生物不能使重金属

36、降解，但重金属可在生物体内吸附、积累和富积。例如，无机汞在水体中主要为形式，在微生物作用下转化为毒性较强的甲基汞，甲基汞可通过食物链进行生物富积，富积系数可以高达5000-10000倍，引起食用人群的慢性中毒。,有机污染物 水体中的有机污染物不论是有毒还是无毒，在微生物作用下缓慢分解为和，分解过程中需要消耗大量氧气，所以又称为需氧污染物。 由于有机物组成复杂、种类繁多，为害主要是由氧的消耗而造成的。单独测定有机物的难度大，常采用生物需氧量(BOD)，化学需氧量(COD)等指标来表示有机污染物的含量。 BOD:表示水中有机污染物经微生物分解时所需要消耗的分子氧的数量。一般以20度为测定温度，5天

37、为生化氧化反应时间。 COD:用化学氧化剂氧化水中有机物换算成所需要消耗的氧气量的值。常用的氧化剂有K2CrO4、KMnO4等。,四、水体污染的控制与治理 水体污染的防治应予重视。水体污染的防治是一个系统工程。首先要考虑的是如何控制污染源。对大气污染要减少有害气体如SOx、NOx和C()的徘放量并力争完全燃烧充分利用热能；开展以废治废，寻找两种有毒物质相互反应变成无毒的物质，如NO与CO在催化下变成N2。对固体废弃物要综合利用，变废为宝。同样，在水体防治中首先要考虑的也不是消极限制排放，而是怎样采用先进工艺，合理排放。,集中起来的工业废水和生活污水，在处理方法上归纳起来有四类： 第一类为物理法

38、，如通过使用表面活性剂和鼓气等使污染物上浮，通过离心、加热、盐析等使污染物沉淀，通过蒸发、结晶等方法使污染物浓缩除去。 第二类为化学法，如酸碱中和反应，沉淀溶解反应，配位反应，氧化还原反应，还有通过使用聚合氯化铝、聚合硫酸铁、聚丙烯酰胺等化学试剂将污染物混凝除去。 第三类为物理化学法，如通过活性炭、硅胶、白土等对污染物进行吸附，通过有机溶剂对污染物进行萃取，通过树脂、分子筛等对污染物进行离子交换，通过半透膜对污水进行反渗透。 第四类为生物化学法，如利用活性污泥中的各类细菌来消化分解含碳、含硫、含氮的多种污染物，利用生物膜来净化污水，在氧化池中使用光合细菌，用污水来灌溉作物，让作物和土壤中的微生,作业 P186 T1-8. P196 T1-10 P 206 T1-4,