水分子结构 天然水基本特征
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=1.6×（101.5-1）/(1+10-6.35×106.5+1.5) =1.6×（101.5-1）/45.668 =1.08 mmol/L
▪许多化学和生物反应都属于酸碱化学的范畴，以化学、生物化学等学科为 基础的环境化
▪学也自然要经常需要应用酸碱化学的理论。
▪酸碱无时无刻都存在于我们的身边，食醋、苏打以及小苏打等都是生活中 最常见的酸和碱，一些学者认为弱碱性的水更有利于人类的健康。
酸1+碱2≒碱1+酸2 从酸碱质子理论看来，任何酸碱反应，如中和、电离、水解等都是两 个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
②酸和碱的强度
▪ 醋酸CH3COOH(简称HAc)是典型的一元酸，HAc水溶液体系中存在着如下的 离解
反应平衡，其电离平衡K反a 应 [为H：3O ][ Ac ] HAc+H2O≒H3O++Ac— ， [HAc ] ，Ka称为酸平衡常数。
HF+H2O≒H3O++F—
当反应自左向右进行时，HF起酸的作用(是质子的给予体)，H2O起碱的 作用(质子的受体)。如果上述反应逆向进行，则应将H3O+视为
酸，F—则为碱。HF-F—和H2O—H3O+实质上是两对共轭酸碱体。而 在下列酸碱反应中
H2O+NH3≒OH—+NH4+ 当反应自左向右进行时，H2O起了酸的作用(是质子的给予体)，NH3 起碱的作用(是质子的受体)。如果上述反应逆向进行，则应将NH4+视为 酸，OH—则为碱。NH3—NH4+实质上是一对共轭酸碱体。 上面两反应写成一般形式，可以表达为
①酸碱质子理论
事物都有其认识和发展的过程，酸碱化学基础理论亦如此。在酸碱化学 理论发展过程中存在着如下的几种理论：酸碱电离理论、质子理论。
▪电离理论至今仍普遍应用于水环境化学的领域中，但由于电离理论把酸和 碱只限于水溶液，又把碱限制为氢氧化物等，使得该理论对于一些现象不 能够很好的解释。
▪由Brosted和Lowry于1923年提出的酸碱质子论是各种酸碱理论中较适于 水化学的一种理论。根据质子酸和质子碱的定义：凡是能释放出质子的任 何含氢原子的物质都是酸，而任何能与质子结合的物质都是碱。例如，在 下列反应中
NH +H O≒NH ++OH—，
，K 称为碱平衡常数。
需要说明的是，准确的酸碱平衡常数要靠活度计算，但是在一般的 稀溶液中，基本上可以用浓度来代替。
▪ 碱的强弱分别采用酸电离常数Ka和碱电离常数Kb来表达。用通
式表示为：
HA+H2O≒H3O++A—
Ka
[H 3O ][ A ] [ HA ]
A—+
pH
pK1
lg [H 2CO3* ] [HCO3 ]
如果向水体投入△B量的碱性废水时，相应由△B量H2CO3*转化为HCO3-，水
体pH升高为pH＇,则：pH＇
pK1
lg [H 2CO3* ] B [HCO3 ] B
水体中pH变化为△pH=pH＇-pH，即：
pH
lg
[H2CO3* ] B [HCO3 ] B
H2O≒HA+OH—K b
[HA][OH ]
[A ]
为 应 用 方 便 ， 一 般 采 用 pKa ， pKb 来 表 示 酸 碱 电 离 常 数 ： pKa=lgKa ， pKb=lgKb
Ka数值越大或pKa数值越小，表明HA的酸性越强。Kb数值越大或pKb数值 越小表明A—的碱性越强。一般规定pKa<0.8者为强酸，pKb<1．4者为强碱。
解：假定平衡时NH4+的浓度为x mol／L
NH3+H2O≒NH4++OH—， 平衡时浓度： 0.200-x x x
所以
Kb
源自文库
[NH 4 ]=[OH ]
[NH3 ]
=1.8×x 1 x0-5 0.2 x
所以可以求得x=1.90×10-3mol／L即，[OH—]＝1.90×10-3mol／L
由于pH值为氢离子活度的负对数度，求得：
③平衡计算 确定了弱酸离解常数，就可以计算已知浓度的弱酸溶液的平衡组成。
▪举 例 计 算 1 ： 在 环 境 温 度 为 25 摄 氏 度 条 件 下 ， 含 氨 废 水 浓 度 为 0.200mg/L，求该废水的OH-浓度、pH值和氨水的电离度。（已知 氨在25摄氏度的离解常数是1.8×10-5）
▪酸碱反应一般能在瞬间完成，pH值是体系中最为重要的参数，决定着体 系内各组分的
▪相对浓度。在与沉积物的生成、转化及溶解等过程有关的化学反应中， pH值往往能决定转化过程的方向。
▪天然水体pH值一般在6～9的范围内，所以在水和废水处理过程中，水体 酸碱度的观测是一个首先必须考虑的指标之一。
▪在天然水环境中重要的一元酸碱体系有HCN-CN—、NH4+—NH3等，二 元酸碱体系有H2S-HS—S2—、H2SO3—HSO3——SO32—、H2CO3—HCO3— —CO32—等，三元酸碱体系有：H3PO4—H2PO4——HPO42——PO43—等。
pH＝14-pOH＝14+1g[OH—]＝11.28
电离度为α=×100%=0.95%
已经离解的HAc的百分数，称为弱酸的电离度，常以α表示。如果以[HAc]表
示
[ Ac ]
[ HAc ]
HAc的原始浓度，以[Ac—]表示已离解HAc的浓度，则α定义为：α=
×100%。
▪ 以氨的水溶液作为一元弱碱的例子进行简要介绍，氨的水溶液中存在着如下的
电离平衡反应，其电离Kb平衡[NH反[4N应H][O3为]H： ]
lg
[H2CO3* ] [HCO3 ]
由于通常情况下，在天然水体中，pH=7左右，对碱度贡献的主要物质就 是[HCO3-]，因此经常情况下，可以把[HCO3-]作为碱度。若把[HCO3-]作为水 的碱度，[H2CO3*]作为水中游离碳酸[CO2]，就可推出：
△B=[碱度][10△pH-1]/(1+K1×10pH+△pH)
△pH即为相应改变的pH值。
▪在投入酸量△A时，只要把△pH作为负值，△A=-△B,也可 以进行类似计算。
举例：在一个pH为6.5、碱度为1.6mmol/L的水体中，用 NaOH进行碱化，需多少碱能使pH上升至8.0? 解：△pH=8-6.5=1.5, pH=6.5, 碱度=1.6mmol/L 所以△B=[碱度][10△pH-1]/(1+K1×10pH+△pH)
▪许多化学和生物反应都属于酸碱化学的范畴，以化学、生物化学等学科为 基础的环境化
▪学也自然要经常需要应用酸碱化学的理论。
▪酸碱无时无刻都存在于我们的身边，食醋、苏打以及小苏打等都是生活中 最常见的酸和碱，一些学者认为弱碱性的水更有利于人类的健康。
酸1+碱2≒碱1+酸2 从酸碱质子理论看来，任何酸碱反应，如中和、电离、水解等都是两 个共轭酸碱对之间的质子传递反应。
②酸和碱的强度
▪ 醋酸CH3COOH(简称HAc)是典型的一元酸，HAc水溶液体系中存在着如下的 离解
反应平衡，其电离平衡K反a 应 [为H：3O ][ Ac ] HAc+H2O≒H3O++Ac— ， [HAc ] ，Ka称为酸平衡常数。
HF+H2O≒H3O++F—
当反应自左向右进行时，HF起酸的作用(是质子的给予体)，H2O起碱的 作用(质子的受体)。如果上述反应逆向进行，则应将H3O+视为
酸，F—则为碱。HF-F—和H2O—H3O+实质上是两对共轭酸碱体。而 在下列酸碱反应中
H2O+NH3≒OH—+NH4+ 当反应自左向右进行时，H2O起了酸的作用(是质子的给予体)，NH3 起碱的作用(是质子的受体)。如果上述反应逆向进行，则应将NH4+视为 酸，OH—则为碱。NH3—NH4+实质上是一对共轭酸碱体。 上面两反应写成一般形式，可以表达为
①酸碱质子理论
事物都有其认识和发展的过程，酸碱化学基础理论亦如此。在酸碱化学 理论发展过程中存在着如下的几种理论：酸碱电离理论、质子理论。
▪电离理论至今仍普遍应用于水环境化学的领域中，但由于电离理论把酸和 碱只限于水溶液，又把碱限制为氢氧化物等，使得该理论对于一些现象不 能够很好的解释。
▪由Brosted和Lowry于1923年提出的酸碱质子论是各种酸碱理论中较适于 水化学的一种理论。根据质子酸和质子碱的定义：凡是能释放出质子的任 何含氢原子的物质都是酸，而任何能与质子结合的物质都是碱。例如，在 下列反应中
NH +H O≒NH ++OH—，
，K 称为碱平衡常数。
需要说明的是，准确的酸碱平衡常数要靠活度计算，但是在一般的 稀溶液中，基本上可以用浓度来代替。
▪ 碱的强弱分别采用酸电离常数Ka和碱电离常数Kb来表达。用通
式表示为：
HA+H2O≒H3O++A—
Ka
[H 3O ][ A ] [ HA ]
A—+
pH
pK1
lg [H 2CO3* ] [HCO3 ]
如果向水体投入△B量的碱性废水时，相应由△B量H2CO3*转化为HCO3-，水
体pH升高为pH＇,则：pH＇
pK1
lg [H 2CO3* ] B [HCO3 ] B
水体中pH变化为△pH=pH＇-pH，即：
pH
lg
[H2CO3* ] B [HCO3 ] B
H2O≒HA+OH—K b
[HA][OH ]
[A ]
为 应 用 方 便 ， 一 般 采 用 pKa ， pKb 来 表 示 酸 碱 电 离 常 数 ： pKa=lgKa ， pKb=lgKb
Ka数值越大或pKa数值越小，表明HA的酸性越强。Kb数值越大或pKb数值 越小表明A—的碱性越强。一般规定pKa<0.8者为强酸，pKb<1．4者为强碱。
解：假定平衡时NH4+的浓度为x mol／L
NH3+H2O≒NH4++OH—， 平衡时浓度： 0.200-x x x
所以
Kb
源自文库
[NH 4 ]=[OH ]
[NH3 ]
=1.8×x 1 x0-5 0.2 x
所以可以求得x=1.90×10-3mol／L即，[OH—]＝1.90×10-3mol／L
由于pH值为氢离子活度的负对数度，求得：
③平衡计算 确定了弱酸离解常数，就可以计算已知浓度的弱酸溶液的平衡组成。
▪举 例 计 算 1 ： 在 环 境 温 度 为 25 摄 氏 度 条 件 下 ， 含 氨 废 水 浓 度 为 0.200mg/L，求该废水的OH-浓度、pH值和氨水的电离度。（已知 氨在25摄氏度的离解常数是1.8×10-5）
▪酸碱反应一般能在瞬间完成，pH值是体系中最为重要的参数，决定着体 系内各组分的
▪相对浓度。在与沉积物的生成、转化及溶解等过程有关的化学反应中， pH值往往能决定转化过程的方向。
▪天然水体pH值一般在6～9的范围内，所以在水和废水处理过程中，水体 酸碱度的观测是一个首先必须考虑的指标之一。
▪在天然水环境中重要的一元酸碱体系有HCN-CN—、NH4+—NH3等，二 元酸碱体系有H2S-HS—S2—、H2SO3—HSO3——SO32—、H2CO3—HCO3— —CO32—等，三元酸碱体系有：H3PO4—H2PO4——HPO42——PO43—等。
pH＝14-pOH＝14+1g[OH—]＝11.28
电离度为α=×100%=0.95%
已经离解的HAc的百分数，称为弱酸的电离度，常以α表示。如果以[HAc]表
示
[ Ac ]
[ HAc ]
HAc的原始浓度，以[Ac—]表示已离解HAc的浓度，则α定义为：α=
×100%。
▪ 以氨的水溶液作为一元弱碱的例子进行简要介绍，氨的水溶液中存在着如下的
电离平衡反应，其电离Kb平衡[NH反[4N应H][O3为]H： ]
lg
[H2CO3* ] [HCO3 ]
由于通常情况下，在天然水体中，pH=7左右，对碱度贡献的主要物质就 是[HCO3-]，因此经常情况下，可以把[HCO3-]作为碱度。若把[HCO3-]作为水 的碱度，[H2CO3*]作为水中游离碳酸[CO2]，就可推出：
△B=[碱度][10△pH-1]/(1+K1×10pH+△pH)
△pH即为相应改变的pH值。
▪在投入酸量△A时，只要把△pH作为负值，△A=-△B,也可 以进行类似计算。
举例：在一个pH为6.5、碱度为1.6mmol/L的水体中，用 NaOH进行碱化，需多少碱能使pH上升至8.0? 解：△pH=8-6.5=1.5, pH=6.5, 碱度=1.6mmol/L 所以△B=[碱度][10△pH-1]/(1+K1×10pH+△pH)