第5章 水溶液中的反应 水污染 Aquatic Chemical Reaction & Water Pollution Chapter 5

本章教学要求 (1)了解溶液的通性。 (2)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。 (3)掌握沉淀与溶解平衡、溶度积规则及其有关计算。 (4)了解水体的主要污染物的来源及其危害。 制作:张思敬等

5.1 溶液的通性 5.2 均相离子平衡 5.3 多相离子平衡 5.4 水污染及处理 本 章 内 容 制作:张思敬等

5.1 溶液的通性 溶液有两大类性质： 1）与溶液中溶质的本性有关：溶液的颜色、密度、酸碱性和导电性等； 2）与溶液中溶质的独立质点数有关：而与溶质的本身性质无关————溶液的依数性，如溶液的蒸气压、凝固点、沸点和渗透压等。 难挥发的非电解质稀溶液有一定的共同性和规律性。该类性质称为稀溶液的通性，或称为依数性。 包括：稀溶液蒸气压的下降、沸点上升、凝固点下降和稀溶液的渗透压。（与纯溶剂比较） 。 制作:张思敬等

在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。 1. 蒸气压下降 在一定温度下，液体及其蒸气达到相平衡时，蒸气所具有的压力称为该温度下液体的饱和蒸气压，简称蒸气压。 思考：蒸气压与温度有什么关系？ 答：不同溶剂蒸气压不同，相同溶剂温度升高，蒸气压增大。例如： p(H2O, l , 298K)=3167 Pa p(H2O, l, 373K)=101.325kPa 制作:张思敬等

其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数， pA是纯溶剂的蒸汽压。若溶液的质量摩尔浓度为mB，则 Δp = pA·xB 其中xB是溶质B在溶液中的摩尔分数， pA是纯溶剂的蒸汽压。若溶液的质量摩尔浓度为mB，则 式中，k为只与溶剂性质有关的常数。 制作:张思敬等

2. 溶液的沸点上升 沸点：液体蒸气压达到101.325kPa(1atm)时的温度。 沸腾温度：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。 2. 溶液的沸点上升 沸点：液体蒸气压达到101.325kPa(1atm)时的温度。 沸腾温度：液体蒸气压与外界压力相等时的温度。 固体表面的分子也能蒸发，具有一定的蒸气压。固体与其蒸气在密闭容器中可达到平衡。 p T 溶剂 难挥发物质的溶液的沸点总是高于纯溶剂的沸点，二者之差为： △Tbp = Tbp – Tb = kbp•m kbp称为溶剂的摩尔沸点上升常数，单位为K·kg·mol-1。 101.325kPa 溶液 p<101.325kPa Tb Tbp 图5-1 沸点上升示意图 制作:张思敬等

3. 溶液的凝固点下降 特点 凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相共存时的温度。 3. 溶液的凝固点下降 凝固点（熔点）：液相和固相蒸气压相等时的温度——固相与液相共存时的温度。 溶液的凝固点总是低于纯溶剂的凝固点，它们之差为： △Tfp = Tfp－Tf = kfp m kfp 称为溶剂的摩尔凝固点下降常数。 p T 溶剂 溶液 溶剂的液-固平衡线 Tf 特点 Kfp, kbp只与溶剂种类有关 同种溶剂：kfp ＞kbp Tfp 图5-2 凝固点下降示意图 制作:张思敬等

沸点和凝固点测定的应用 测定分子的相对分子质量 防冻剂工作原理 以凝固点下降应用较多。因为kfp＞kbp，ΔTfp ＞ΔTbp，所以实验误差较小，且凝固时有结晶析出，易于观察。 当溶质的相对摩尔质量MB很大时，由于ΔTf太小，准确性差， 因此只适用于MB较大的情况。 防冻剂工作原理 冬天为防止汽车水箱结冰，可加入甘油、乙二醇等以降低水的凝固点，避免因结冰，体积膨胀而使水箱破裂。 制作:张思敬等

4. 溶液的渗透压 渗透现象——溶剂通过半透膜进入溶液或溶剂从稀溶液通过半透膜进入浓溶液的现象（单向扩散） π 渗透压——阻止渗透进行所施加的最小外压,用П表示。在数值上， 图5-3 溶液渗透压示意图 制作:张思敬等

渗透压测定的应用 测定分子的相对分子质量 渗透压有较大数值，容易测定，因此可以准确测定化合物的相对摩尔质量。 例如：浓度为0.00100mol·kg-1的某高分子物质（如蛋白质）的水溶液，其沸点升高的数值为ΔTfp = 0.00186K，因此用沸点升高的方法测定是十分困难的。若用渗透压法，则 П = cRT =（0.00100×103×8.314×298.15）Pa = 2.48×103 Pa 此数值可以很精确地测定。 制作:张思敬等

5.2 水溶液中的单相离子平衡 5.2.1 酸碱质子理论 5.2.2 弱电解质的解离平衡 5.2.3 同离子效应和缓冲溶液 制作:张思敬等

5.2.1 酸碱质子理论 酸碱的概念 （Arrhenius acid-base concept） （1）酸碱电离理论（阿氏水离子论） Svante August Arrhenius 　　瑞典化学家 5.2.1 酸碱质子理论 酸碱的概念 （Arrhenius acid-base concept） （1）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。 制作:张思敬等

(Proton transfer theory) （2）酸碱质子理论 (Proton transfer theory) 定义：凡能给出质子的物质都是酸(donor)；凡能结合质子的物质都是碱(acceptor)。 Bronsted J N 丹麦物理化学家 如在水溶液中 HCl(aq） H+(aq) +Clˉ (aq) HAc(aq) H+(aq) +Acˉ(aq) NH4+(aq) H+(aq) +NH3(aq) HCO3ˉ(aq) H+(aq) + CO32-(aq) Al(H2O)63+ H+(aq)+ Al(H2O)5(OH-)2+ 酸 质子 + 碱 制作:张思敬等

酸碱反应是质子由给予体向接受体转移的过程。 酸: 反应中能给出质子的分子或离子， 即质子给予体(donor) 碱: 反应中能接受质子的分子或离子， 即质子接受体(acceptor) 酸碱反应是质子由给予体向接受体转移的过程。 HF(g) + H2O(l) →H3O+(aq) + F–(aq) 气相中 溶剂中 HF(aq) + NH3(aq) → NH4+(aq) + F– (aq) H2O(l) + NH3(aq) →OH –(aq) +NH4+(aq) H2S(aq) + H2O (l) →H 3O+ (aq) + HS-(aq) 水是两性 制作:张思敬等

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： 质子理论的特点: 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 质子 + 碱 (质子给予体） (质子接受体） 制作:张思敬等

酸碱反应的实质 两个共轭酸碱对之间的质子传递 ● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。 ● 酸越强，其共轭碱越弱；碱越强，其共轭酸越弱。 ● 反应总是由相对较强的酸和碱向生成相对较弱的酸 和碱的方向进行。 制作:张思敬等

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。 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: HAc + H2O H3O+ +Ac- (电离) HAc/Ac-, H3O+/ H2O H3O+ +NH3 H2O+ NH4 (中和) NH4 /NH3，H3O+/ H2O H2O+ CN- OH- + HCN (水解) HCN/CN-, H2O/OH- H2O+ CO3 HCO3 + OHˉ(水解) HCO3/CO3, H2O/OH- 2- – + (conjugate acid-base pair) 制作:张思敬等

两性物质(Amphoteric substance) : 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： 两性物质(Amphoteric substance) : H2O, HCO3ˉ (所有酸式根) 无盐的概念: NH4Cl (酸碱复合物) 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。 制作:张思敬等

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。 （3）酸碱电子理论 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。 Lewis G N 美国物理化学家 例1 H + ׃OH = H2O 酸 + 碱 = 酸碱加合物 例2 Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ 深蓝色 酸 碱 加合物 酸碱电子理论的优点： 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。 制作:张思敬等

5.2.2 弱电解质的解离平衡 1. 一元弱酸、弱碱的解离 HAc(aq) == H+(aq) + Acˉ(aq) 由于 取1.0mol·L-1， 不会引起计算数值的改变，故在计算过程中（不考虑各物质量纲的情况下）常常省去不写。 制作:张思敬等

由解离常数值的大小可得出同类型弱酸(碱)的相对强弱。 故： Ka 表示弱酸的解离常数 Kb 表示弱碱的解离常数 由解离常数值的大小可得出同类型弱酸(碱)的相对强弱。 如：HF(3.53×10-4)和HAc(1.76×10-5) 故: HF的酸性比HAc强。 HF,H2SO3,HNO2,H3PO4 一般称为中强酸。 制作:张思敬等

由此可知：浓度越稀，解离度越大，称为稀释定律。 设一元弱酸HA的浓度为c, 解离度为α HA = H+ + A- 起始浓度 c 0 0 平衡浓度 c(1-α) cα cα 由此可知：浓度越稀，解离度越大，称为稀释定律。 制作:张思敬等

因此 pH = – lgc(H+ ) 同理，对于一元弱碱： pOH= – lgc(OHˉ) 制作:张思敬等

例: 已知HAc的Ka =1.76×10-5，计算浓度为0.5 mol·L-1的HAc 的pH值。 解：设溶液中H+的平衡浓度为x mol·L-1, 则 HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度/mol·L-1 0.5 – x x x Ka = 1.76×10-5 ∵Ka ＜10-4 ∴ 0.50 – x ≈ 0.5 制作:张思敬等

c( H+) = 2.97×10-3 mol·L-1 pH = –lg(H+ ) = –lg(2.97×10-3) = 3 – 0.47 = 2.53 制作:张思敬等

例: 计算0.1 mol·L-1 NH4Cl溶液中H+浓度及其pH值。 解： NH4Cl(aq) = NH4+(aq) + Clˉ(aq) NH4+(aq) + H2O(l) = NH3(aq) + H3O+ (aq) Ka =5.65×10-10 pH = –lg(7.52×10-6) = 5.12 制作:张思敬等

2.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 例: 一级解离： 制作:张思敬等

二级解离： 三级解离： 制作:张思敬等

说明： 式中：Ka,3 << K a,2 << K a,1 因此： H+浓度的计算以一级解离为主。 （1） 计算H+浓度时，当Ka,2 / K a,1<10-3时，可忽略二、三级解离平衡。 （2） 比较多元弱酸的酸性强弱时，只需比较它们一级解离常数值即可。 制作:张思敬等

思考：根据反应式 H2S(aq) = 2H+(aq) + S2- ，H+浓度是S2- 离子浓度的两倍，此结论是否正确？ 答:是错误的。 H2S(aq)以一级电离为主，因此H2S溶液中 c(H+)≈ c(HSˉ)。 制作:张思敬等

解：∵Ka,2<<Ka,1，求c(H+)只需考虑一级电离 例： 已知 H2CO3的 Ka,1= 4.30×10-7， K a,2 = 5.61×10-11, 计算0.02 mol·L- H2CO3溶液中H+和 的浓度及pH。 解：∵Ka,2<<Ka,1，求c(H+)只需考虑一级电离 pH = –lg 9. 27×10 –5 = 4 .03 制作:张思敬等

c(H+) ≈ c (HCO3‾) ≈ 9.27×10-5 mol·L-1 H2CO3 H+ + HCO3 HCO3 H+ + CO32‾ c(H+) ≈ c (HCO3‾) ≈ 9.27×10-5 mol·L-1 c (CO32‾) = Ka,2 = 5.61×10-11 mol·L-1 制作:张思敬等

共轭酸碱解离常数之间关系 根据已知弱酸(碱)的解离常数Ka(Kb)，可计算得其共轭离子碱(酸)的Kb(Ka)。以Acˉ为例 Acˉ(aq) + H2O(l) = HAc(aq) + OHˉ(aq) Acˉ的共轭酸是HAc：HAc(aq) = H+(aq) + Acˉ(aq) 即 K a ·K b = Kw , Kw称为水的离子积常数 常温时，Kw = 1.0 × 10 ˉ14 制作:张思敬等

Ka、Kb互成反比，体现了共轭酸碱之间的强度对立统一的辨证关系。 思考：设有一个二元酸，其一 级和二级解离常数分别为Ka,1和Ka,2，共轭碱的一 级和二级解离常数分别为Kb,1和Kb,2，它们之间有何关系？ 已知Ka或Kb，可求共轭酸碱对中另一个碱或酸的Kb或Ka的值。在本题中， Ka,1· Kb,2 = Kw，Ka,2· Kb,1 =Kw。 制作:张思敬等

pH计（酸度计） 较精确、可数字显示或自动记录 制作:张思敬等

5.2.3 同离子效应和缓冲溶液 1.同离子效应 在弱电解质的溶液中加入与该弱电解质具有相同离子的强电解质，使得弱电解质解离度大大下降的现象，称为同离子效应。 例：HAc的水溶液中加入NaAc， HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 由于：NaAc = Na++Acˉ Acˉ使得HAc解离平衡向左移动， 致使HAc的解离度降低。 制作:张思敬等

解：设已解离的HAc的浓度为x mol·L-1 HAc = H+ + Ac‾ 起始浓度/ mol·L-1 0.1 0 0.1 例： 在0.1 mol·L-1HAc溶液中加入一定量固体NaAc，使NaAc的浓度等于0.1 mol·L-1，求该溶液中H+浓度，pH和HAc的解离度α。 解：设已解离的HAc的浓度为x mol·L-1 HAc = H+ + Ac‾ 起始浓度/ mol·L-1 0.1 0 0.1 平衡浓度/mol·L-1 0.1–x x 0.1+x 制作:张思敬等

制作:张思敬等

c(H+) = x mol·L-1= 1.76 ×10-5 mol·L-1 pH = 4.75 与没有加入NaAc相比,同离子效应使αHAc从1.34%降为0.018%, c(H+)从1.34 ×10-3 mol·L-1 减少到1.76 ×10-5 mol·L-1(降低76倍)。 制作:张思敬等

2.缓冲溶液 存在共轭酸碱对的溶液，其pH不因加少量酸或碱，稀释而发生显著变化，即该溶对外加的酸和碱具有缓冲能力，这种溶液称作缓冲溶液。 组成缓冲溶液的一对共轭酸碱，如HAc–Ac‾又称为缓冲对。可用通式表示缓冲对之间存在的平衡： 共轭酸 = 共轭碱 + H+ 制作:张思敬等

HAc（aq） H+（aq） + Ac-（aq） (大量) (大量) + + 加入酸或碱时: OH-(aq) H+(aq) 其缓冲机理如下: HAc（aq） H+（aq） + Ac-（aq） (大量) (大量) + + 加入酸或碱时: OH-(aq) H+(aq) H2O(l) HAc(aq) 结果:H+的浓度仍保持基本不变,故pH 基本不变。 注意:缓冲溶液的缓冲性能有一定的限度. 制作:张思敬等

3.缓冲溶液的pH求算 例：40 cm3 1.0mol·L-1 HAc与20cm3 1.0 mol·L-1 NaOH混合，求混合液的pH?（已知HAc的pKa为4.76） 解：HAc + NaOH = NaAc + H2O HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 平衡浓度/mol·L-1 0.3333 x 0.3333 制作:张思敬等

c(H+) = x mol·L-1= 1.76 ×10-5 mol·L-1 pH = 4.76 思考题： 已知若在 50.00 cm3 含有 0.1000 mol·L‾1的HAc 和0.1000 mol·L‾1 NaAc缓冲液中，加入0.050 cm3 1.000 mol·L‾1 盐酸，求其pH。 (答 案：4.74) 制作:张思敬等

常用缓冲溶液 缓冲溶液 共轭酸碱对 pKa 缓冲范围 HCO2H/NaOH HCO2H -HCO2– 3.75 2.75~4.75 CH3CO2H/CH3CO2Na HAc -Ac – 4.75 3.75~5.75 NaH2PO4/Na2HPO4 H2PO4 -HPO42– 7.21 6.21~8.21 NH3·H2O /NH4Cl NH4+ - NH3 9.25 8.25~10.25 NaHCO3/Na2CO3 HCO3– - CO32– 10.25 9.25~11.25 Na2HPO4 /NaOH HPO4 2– - PO43– 12.66 11.66~13.66 制作:张思敬等

例： 要配制10mL pH=5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1 例： 要配制10mL pH=5的HAc-NaAc缓冲液，问需浓度为1.0 mol·L-1的HAc和NaAc溶液各多少毫升？（已知HAc的pKa为4.76 ） 解： 制作:张思敬等

由于两者浓度相同，因此只需体积比和总体积 满足： V(HAc)/V(NaAc)=0.562 V(HAc) + V(NaAc) = 10mL 因此：V(HAc) = 3.6 mL V(NaAc) = 6.4 mL 制作:张思敬等

5.3 多相离子平衡 5.3.1 溶度积和溶解度 5.3.2 溶度积规则及应用 制作:张思敬等

5.3.1 溶度积和溶解度 1. 溶度积 在一定温度下: CaCO3(s) Ca2+(aq) + CO32-(aq) 平衡常数表达式为： Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。 制作:张思敬等

2. 溶度积和溶解度之间的关系： 难溶电解质溶解度以s mol·L-1表示 （1）AB型难溶物质（如AgCl，CaCO3等） 例： CaCO3(s) = Ca2+(aq) + CO32-(aq) 平衡浓度/mol·L-1 s s Ksp (CaCO3) = s2 制作:张思敬等

（2）A2B型或A2B型难溶物质(如Ag2CrO4，Ag(OH)2等) 例: Ag2CrO4(s) = 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 平衡浓度/mol·L-1 2s s Ksp (Ag2CrO4) = (2s)2s = 4s3 思考：可以用Ks的大小判断溶解度的大小吗？ （答：同类型的物质可以判断，不同类型时不能判断。） 制作:张思敬等

例题：求 25℃时， Ag2CrO4在 0.010 mol·L-1 K2CrO4溶液中的溶解度。 解： 制作:张思敬等

3.同离子效应 　 在难溶电解质溶液中加入与其含有相同离子的易溶强电解质，而使难溶电解质的溶解度降低的作用。 制作:张思敬等

5.3.2 溶度积规则及其应用 1. 溶度积规则 ☆ J > 平衡向左移动，沉淀析出； s K p 若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。 s K p (溶度积规则可用于判别沉淀的发生或溶解。) 制作:张思敬等

2. 溶度积规则的应用 (1)沉淀的生成 例题： 在0.20L的 0.50mol·L-1 NaCl溶液中加入等体积的 0.10mol·L-1的AgNO3溶液，问有无AgCl沉淀生成？ 已知： 制作:张思敬等

解： 平衡浓度/mol·L-1 沉淀析出。 所以有 AgCl J > s K p 制作:张思敬等

（2）分步沉淀 例：1L溶液 制作:张思敬等

故： AgI先沉淀 制作:张思敬等

即：AgCl开始沉淀时，AgI已沉淀完全。 ) (Ag (AgI) 2 sp + = c K 即：AgCl开始沉淀时，AgI已沉淀完全。 制作:张思敬等

总之：某离子沉淀时所需要的沉淀剂的浓度越 小，该离子首先沉淀。 分步沉淀的要素： ＊ 与被沉淀离子浓度有关 ＊ 与生成沉淀的溶度积有关 总之：某离子沉淀时所需要的沉淀剂的浓度越 小，该离子首先沉淀。 制作:张思敬等

（3）沉淀的转化 制作:张思敬等

沉淀类型相同, 大（易溶)者向 小（难溶)者转化容易，二者相差越大，转化越完全，反之 小者向 大者 转化困难； Ksp Ksp 结论： 沉淀类型相同, 大（易溶)者向 小（难溶)者转化容易，二者相差越大，转化越完全，反之 小者向 大者 转化困难； Ksp Ksp Ksp Ksp 沉淀类型不同，需通过计算比较。 制作:张思敬等

例：如果在1.0LNa2CO3 溶液中使0.010mol的BaSO4完全转化为BaCO3，问Na2CO3的溶液最初浓度为多少? 解： (aq) SO42- (s) BaCO3 CO32- BaSO4 + x = 010 . 制作:张思敬等

CaCO3(s) → Ca2+ + CO32-+ H+  H2O + CO2↑ c(CO32-)下降，J＜ , CaCO3溶解。 又如： （4）沉淀的溶解 ①生成弱电解质 CaCO3(s) → Ca2+ + CO32-+ H+  H2O + CO2↑ c(CO32-)下降，J＜ , CaCO3溶解。 又如： 部分金属硫化物FeS、ZnS、MnS、NiS等能溶于稀酸： ZnS + 2H+  Zn2+ + H2S↑ Ksp 制作:张思敬等

另有一些金属硫化物如Ag2S、CuS、PbS等,其 Ksp 太小，不溶于非氧化性酸，但可加入氧化性酸,极大地降低了Sˉ离子的浓度，使之溶解。 ②利用氧化还原反应 另有一些金属硫化物如Ag2S、CuS、PbS等,其 Ksp 太小，不溶于非氧化性酸，但可加入氧化性酸,极大地降低了Sˉ离子的浓度，使之溶解。 3PbS+8HNO3(稀)=3Pb(NO3)2+3S↓+2NO↑+4H2O ③利用络合（配位）反应 AgCl(s) + NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Clˉ c(Ag+)下降，使得J＜ Ksp 制作:张思敬等

5.4 水污染及其危害 5.4.1 水中的污染物 5.4.2 污水处理方法 制作:张思敬等

5.4.1水中的污染物 1 无机物污染 重金属 重金属主要包括Hg、Cd、Pb、Cr等，此外还有As。 制作:张思敬等

氰化物的毒性很强，氰化物主要来源于电镀、煤气、冶金等工业的废水。 氰化物污染 氰化物的毒性很强，氰化物主要来源于电镀、煤气、冶金等工业的废水。 CN-的毒性是由于它与人体中的氧化酶结合，使氧化酶失去传递氧的作用，引起呼吸困难，全身细胞缺氧而窒息死亡。 酸碱污染 酸碱污染可使水体的pH发生变化(pH过低或过高)，会消灭或抑制一些有助于水净化的细菌及微生物的生长，从而影响了水的自净能力。 制作:张思敬等

2 有机物污染 碳氢化合物污染 城市生活污水和食品、造纸等工业废水中含有大量的碳氢化合物、蛋白质、脂肪等。 杀虫剂、洗涤剂和多氯联苯、苯并芘等污染 石油 热污染 制作:张思敬等

5.4.2 废水常用处理方法 1.混凝法 常用混凝剂：铝盐、铁盐 中和胶体杂质的电荷 黏结胶体杂质微粒 吸附胶体杂质 助凝剂：细黏土、膨润土 影响因素:pH、温度、搅拌强度 2.化学法 （1）沉淀反应 FeS(s) + Hg2+ (aq) = HgS(s) + Fe2+(aq) 常用沉淀剂：Na2CO3、CaO、Na2S 制作:张思敬等

Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O （2）氧化还原法 Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ = 2Cr3+ + 6Fe3+ +7H2O 加NaOH，调节pH为6-8，生成Cr(OH)3沉淀。 常用氧化剂: O2 (空气)、Cl2、H2O2、O3 常用还原剂： FeSO4、Fe粉、SO2、Na2SO3 3.离子交换法 阳离子交换树脂 R-SO3H + M+ = R-SO3 M + H+ 阴离子交换树脂 R-N(CH3)OH + R-N(CH3)X + OH+ 制作:张思敬等

本章小结 酸碱质子理论认为凡能给出质子的物质都是酸；凡能结合质子的物质都是碱。并提出了共轭酸碱的概念： 共轭酸 = 共轭碱+ H+ 稀释定律： 一元酸碱溶液pH的近似计算： 或 制作:张思敬等

在弱（难容）电解质溶液中加入含有于弱（难容）电解质有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度（难容电解质溶解度）大大下降的现象，称为同离子效应。 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。一般情况下Ka1>>Ka2>>Ka3，以一级解离为主。因此以处理一元酸碱溶液的方法来计算其pH值。 同离子效应 在弱（难容）电解质溶液中加入含有于弱（难容）电解质有相同离子的强电解质，使弱电解质解离度（难容电解质溶解度）大大下降的现象，称为同离子效应。 制作:张思敬等

在共轭酸碱对存在的溶液中，加入少量的酸或碱、或者稀释，而其溶液的pH值基本保持不变，就称该溶液为缓冲溶液。 多相离子平衡 难溶电解质在水溶液中，存在固体和溶液中离子之间的多相离子平衡。 制作:张思敬等

End 溶度积规则 ☆ 有沉淀析出； ☆ 处于平衡状态，饱和溶液； ☆ 无沉淀析出； 若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。 ☆ 处于平衡状态，饱和溶液； ☆ 无沉淀析出； 若原来有沉淀存在，则沉淀溶解。 一种难溶的电解质可以转化为更难溶的电解质。利用酸碱反应、配位反应、氧化还原反应可以使沉淀溶解。 End 制作:张思敬等