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水质监测与分析水的酸碱性质根据酸碱质子理论，在化学反应中，凡是能给出质子（H+）的物质叫做酸，凡能接受质子的物质叫做碱。HBH++B-式中，HB和B－称为共轭酸碱对，HB是B－的共轭酸，B－是HB的共轭碱，它们之间相互转变的反应称为酸碱半反应。酸碱的质子理论根据酸碱质子理论，酸和碱的范围不仅仅局限为拥有H＋和OH—的物质，它们既可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。HClH++Cl-NH4+H++NH3共轭酸碱对之间的相互转变只是酸碱半反应。在水溶液当中，H2O分子既可以充当酸给出质子，又可以充当碱接受质子，从而与上述酸碱半反应构成了一个完整的酸碱反应。HCl+H2OH3O++Cl-NH3+H2OOH-+NH4+根据酸碱质子理论，酸和碱是同时存在且可以相互转化的。酸和碱是一种相对的概念，一种物质是酸还是碱要看它在反应中所起的作用，例如HCO3－和H2O既可以给出质子表现为酸，也可以接受质子表现为碱。酸碱中和反应实际上是质子H+在不同化合物之间的转移过程。HB+H2OH3O++B-Ka=([H3O+][B-])/[HB]B-+H2OHB+OH-Kb=([HB][OH-])/[B-]用Ka表示酸的离解平衡常数，用Kb表示碱的离解平衡常数，离解常数越大，酸或碱的强度越大。水的pH值♦pH值的概念pH值是水溶液中氢离子活度（aH+）的负对数，即pH=-logaH+如果忽略离子强度的影响，用氢离子浓度表示活度时，则有pH=-log[H+]水溶液中存在如下平衡：H2OH++OH-K=[H+][OH-]/[H2O]式中，K为水的离解平衡常数。一定温度下，[H＋]和[OH-]的乘积是一个常数，称为水的离子积Kw。25℃时，有：Kw=[H＋][OH-]=1×10-14即：pH+pOH=pKw=14当[H＋]=[OH-]时，pH=7,水溶液为中性；当[H＋]>[OH-]时，pH<7,水溶液为酸性；当[H＋]<[OH-]时，pH>7,水溶液为碱性。因为水的离子积Kw随温度变化而变化，因此中性水溶液的pH值也随温度而改变。如0℃时，中性pH值为7.5，60℃时中性pH值为6.5。pH值测定的环境意义pH值表示水的酸碱性的强弱，是最常用和最重要的水质指标之一。一般，为了适合饮用，饮用水的pH值需控制在6.5∼8.5之间；地表水pH值也需在6.5∼8.5范围内才适合各种生物的生长；工业用水对pH值有较严格的限制，如锅炉用水的pH值须在7.0∼8.5之间，以防金属管道被腐蚀；水的物化处理过程中，pH值是重要的控制参数；废水的生化处理中，也必须将pH值控制在微生物生长所适宜的范围内。另外，pH值对水中有毒物质的毒性有着很大影响，必须加以控制。pH值的测定（1）比色法各种酸碱指示剂在不同pH值的水溶液中产生不同的颜色，据此在一系列已知pH值的标准缓冲液中加入适当的指示剂制成标准色列，在待测水样中加入与标准色列同样的指示剂，进行目视比色，从而确定水样的pH值。该法适用于色度和浊度都很低的天然水、饮用水的测定，不适于测定有色、浑浊或含较高游离余氯、氧化剂、还原剂的水样。若对测定结果要求不是很准确时，可用pH试纸代替。（2）玻璃电极法以玻璃电极为指示电极，饱和甘汞电极为参比电极，插入待测水溶液中组成原电池，即为：(－)Ag,AgCl︱0.1mol·L-1HCl︱玻璃膜︱试液‖饱和KCl︱Hg2Cl2,Hg（＋）︱玻璃电极︱︱饱和甘汞电极︱此原电池的电动势符合能斯特方程，当待测溶液温度为25℃时，与溶液pH值存在如下关系：E=ϕ甘汞-ϕ玻璃=ϕ甘汞-（ϕ0+0.059lgaH+）=E0+0.059pH式中，E—原电池的电动势；ϕ甘汞—饱和甘汞电极的电极电位，不随氢离子活度变化，可视为定值；ϕ玻璃—玻璃电极的电极电位，随被测溶液氢离子活度变化；E0—由标准电极电位和液体接界电位等决定的常数。在实际测定时，直接测得E0是很难的，因此，一般采用比较法测定溶液的pH值。即用同一套电极分别与待测溶液x和已知pH值的标准溶液s组成原电池，测得两电池的电动势分别为Ex和Es，有：Ex=E0+0.059pHxEs=E0+0.059pHs两式相减并移项得pHx=pHs+(Ex-Es)/0.059pH计的构造示意图用pH计测定时，分两步进行。首先，用已知pH值的标准溶液进行pH计的定位；然后，为待测液pH值的测量，可从pH计显示器上直接读出溶液的pH值。通常选择与待测液pH值相近的标准缓冲溶液对pH计进行定位。常用pH标准缓冲溶液的种类及pH值如表所示:组成邻苯二甲酸氢钾（0.05mol/L）KH2PO4（0.025mol/L）Na2HPO4（0.025mol/L）Na2...