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化学酸碱平衡化学酸碱平衡是一个重要的概念，在化学领域中具有广泛的应用。
了解酸碱平衡对于我们理解化学反应、生命过程以及环境保护等方面都具有重要意义。
本文将介绍酸碱平衡的基本概念、影响酸碱平衡的因素以及应用领域等方面的内容。
一、酸碱平衡的基本概念酸碱平衡是指溶液中酸性和碱性物质之间的相互作用，这种相互作用会导致溶液中的氢离子(H+)和氢氧根离子(OH-)的浓度发生变化。
在酸性溶液中，H+离子浓度高于OH-离子浓度；而在碱性溶液中，OH-离子浓度高于H+离子浓度。
在中性溶液中，H+和OH-离子的浓度相等。
酸碱平衡的重要性在于它对许多化学反应的进行有着显著影响。
酸碱反应能够产生盐和水，而酸碱指数(pH) 则用来表示溶液的酸碱性。
pH 值越低，表示溶液越酸性；pH 值越高，表示溶液越碱性。
二、影响酸碱平衡的因素影响酸碱平衡的因素有很多，下面将简要介绍几个重要的因素。
1. 酸碱物质的性质：酸性物质一般会在溶液中释放出H+离子，而碱性物质则释放OH-离子。
不同的酸碱物质具有不同的强度，也会对酸碱平衡产生不同的影响。
2. 温度：溶液温度的变化会影响酸碱平衡。
通常来说，在低温下酸性反应会得到更多的产物，而在高温下则更有利于碱性反应。
3. 溶液浓度：溶液浓度是影响酸碱平衡的重要因素之一。
浓度越高，酸碱物质释放的离子浓度越高，从而影响酸碱平衡的程度。
4. 压力：在液体中，压力的变化对酸碱平衡没有直接的影响。
但在气体溶解度的酸碱反应中，压力的变化会导致溶解度和溶液中的离子浓度发生变化，从而影响酸碱平衡。
三、酸碱平衡的应用领域酸碱平衡的应用领域非常广泛，下面将介绍其中的几个重要方面。
1. 化学反应：酸碱平衡对于很多化学反应的进行起着关键作用。
通过调节溶液中酸性和碱性物质的比例，可以控制化学反应的速率和产物的形成。
2. 生物体内酸碱平衡：生命体内维持酸碱平衡是生理过程中的一个重要方面。
人体内的酸碱平衡受到多种生理调节机制的控制，保持适宜的酸碱平衡对于维持正常生理功能至关重要。
第七章 天然水中的溶解与沉淀、酸-碱及络合作用天然水中含有八十余种化学元素，它们以不同的含量和各种形态存在于天然水中，天然水中同时还存有种类繁多的水生生物。
这些化学物质之间及其与水生生物之间始终进行着极为错综复杂的相互作用过程，这些过程制约着天然水的物理与化学性质、各种物质的含量与存在形态以及水生生物的代谢活动。
本章将介绍天然水中主要的、与水生生物密切相关的溶解与沉淀、酸-碱及络合作用，氧化还原等有关作用已在其他章进行了介绍，此处不再重复。
第一节 天然水中的溶解与沉淀作用一、固液溶解平衡1. 基本概念难溶固体物质（M n A m ）的溶解—沉淀平衡可表示为：MxAy(s)≒xM m++yA n-该反应的的平衡常数表达式为：y x sp A M K ][][=K sp 是难溶电解质沉淀—溶解平衡的平衡常数，它反映了物质的溶解能力，故称溶度积常数，简称溶度积。
当溶液中离子的浓度用活度表示时，平衡常数以“K ap ”表示：y A x M ap a a K =K ap 称为活度积。
溶度积（活度积）常数的意义是：一定温度下，难溶强电解质饱和溶液中离子浓度（活度）的系数次方之积为一常数。
2. 影响溶解—沉淀平衡的因素天然水中影响溶解与沉淀平衡的因素很多，主要有温度、压力和离子强度等。
温度对溶解—沉淀平衡会产生影响，难溶固体物质溶度积的温度效应取决于溶解过程的热效应。
若溶解过程是放热反应，溶解度随温度升高而下降。
水圈中几种重要的化合物（如CaCO 3、Ca 3(PO 4)2和CaSO 4）均属这类情况。
压力对溶度积的影响是轻微的，在一般的天然水中均可不必考虑。
但若考虑到海洋深处的超高压力，则压力的影响是必须考虑的。
如CaCO 3的溶度积在2×104kPa 以下，大约为表层的1.5倍。
若水中存有大量与难溶固体溶解产生了相同的离子，就会产生同离子效应。
同离子效应使难溶固体在水体中的溶解度低于相同条件下在纯水中的溶解度。
水溶液平衡知识点总结一、酸碱平衡1. 酸碱的定义酸碱是化学中常见的概念。
根据布朗斯特德酸碱理论，酸是能够给出质子（H+）的物质，而碱是能够接受质子的物质。
根据路易斯酸碱理论，酸是能够接受电子对的物质，而碱是能够给出电子对的物质。
2. 酸碱中的pH值在水溶液中，pH值是描述酸碱性的指标。
pH值的定义是负对数形式的氢离子浓度，通常在0到14的范围内。
pH值小于7表示溶液是酸性的，而pH值大于7表示溶液是碱性的。
pH值等于7表示溶液是中性的。
3. 酸碱中的离子平衡在水溶液中，酸碱反应会导致离子的生成和消耗。
例如，强酸会把水分子中的质子释放出来，形成氢离子（H+），而碱会接受氢离子并形成氢氧根离子（OH-）。
酸碱中的离子平衡是描述溶液酸碱性质的重要概念。
4. 酸碱中的平衡常数酸碱中的平衡常数（Ka和Kb）是描述酸碱反应强弱的指标。
Ka是酸的解离常数，描述酸在水溶液中的解离程度。
Kb是碱的电离常数，描述碱在水溶液中的电离程度。
平衡常数越大，表示酸碱反应越倾向于向右进行。
二、络合平衡1.络合物的定义络合物是指由中心金属离子和一个或多个配体（通常是有机分子）形成的化合物。
络合物在生物体内发挥着重要的作用，比如血红蛋白中的铁离子和配体之间就形成了络合物。
2.络合物的平衡在络合反应中，络合物通常会形成动态平衡。
络合反应的平衡常数（Kf）描述了络合物的形成程度和平衡状态。
Kf越大，表示络合物的形成程度越高。
3.络合物的溶解度平衡络合物的溶解度平衡是描述络合物在水溶液中的溶解程度和稳定性的概念。
络合物的溶解度和离解程度会受到络合平衡和酸碱平衡的影响。
三、溶解度平衡1.溶解度的定义溶解度是描述固体在溶液中溶解的程度。
通常用溶解度积（Ksp）来表示。
Ksp是固体溶解度的平衡常数，描述了固体溶解在水溶液中的程度和平衡状态。
Ksp越大，表示固体溶解程度越高。
2.共沉淀与共沉淀平衡在溶解度平衡中，当两种离子在溶液中的产生共沉淀时，称为共沉淀反应。
高中化学必考知识点剖析如何理解溶液中的酸碱平衡溶液中的酸碱平衡是高中化学中的一个重要知识点。
了解溶液中的酸碱平衡对于理解化学反应、酸碱中和以及溶液的性质非常重要。
本文将从酸碱的定义、酸碱反应、pH值等几个方面剖析高中化学必考的酸碱平衡知识点。
一、酸碱的定义酸和碱是溶液中两种重要的化学物质，其定义可以从多个角度进行解释。
根据布朗酸碱理论，酸是能够提供H+（质子）的化合物或离子，而碱是能够接受H+离子的化合物或离子。
这个定义强调了酸碱反应中质子的传递。
二、酸碱反应酸碱反应是指酸和碱在溶液中发生的化学反应。
在酸碱反应中，酸和碱发生中和反应，生成相应的盐和水。
例如，氢氧化钠（NaOH）和盐酸（HCl）反应后生成氯化钠（NaCl）和水。
这种反应是酸碱中和反应的一个常见例子。
三、pH值pH值是酸碱性的一种常用指标。
它用来表示溶液的酸碱程度。
pH值的测量范围在0到14之间，其中7表示中性溶液，低于7表示酸性溶液，高于7表示碱性溶液。
pH值的计算公式为pH = -log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
通过pH值的测量，可以判断溶液的酸碱性质以及酸度或碱度的强弱。
四、酸碱指示剂酸碱指示剂是一种能够根据溶液的酸碱性质而改变颜色的物质。
常用的酸碱指示剂有苏丹红、甲基橙和酚酞等。
不同的酸碱指示剂在不同的pH范围内有不同的颜色变化，通过观察溶液颜色的变化可以判断其酸碱性质。
五、酸碱滴定酸碱滴定是一种常用的实验方法，用于确定溶液中酸碱浓度的方法。
它通过将一定浓度的酸或碱滴加到待测溶液中，并在滴加到化学计量点时，使用酸碱指示剂改变溶液颜色，从而确定酸碱滴定终点。
通过酸碱滴定可以确定溶液中酸碱的浓度。
六、酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱反应后生成盐和水的化学反应。
在酸碱中和反应中，酸和碱的酸度或碱度完全中和，产生中性溶液。
例如，硫酸（H2SO4）和氢氧化钠（NaOH）反应生成硫酸钠（Na2SO4）和水，这是一种典型的酸碱中和反应。
分析有机物的酸碱性和配位化合物的络合有机物是由碳和氢组成的化合物，其酸碱性与配位化合物的络合是有机化学中重要的研究内容。
本文将分析有机物的酸碱性和配位化合物的络合。
一、有机物的酸碱性有机物的酸碱性主要取决于其分子结构中的官能团。
常见的有机物官能团有羧酸基、酚羟基、胺基等。
羧酸基中的羧基具有明显的酸性，可以与碱反应生成盐和水。
例如，乙酸是一种常见的有机酸，其分子式为CH3COOH，可以与碱反应生成乙酸盐。
酚羟基中的羟基也具有酸性，可以与碱反应生成酚盐。
胺基具有碱性，可以与酸反应生成胺盐。
有机物的酸碱性还与分子的取代基有关。
取代基的电子效应可以影响有机物的酸碱性。
例如，苯酚和甲酚都是酚类化合物，但苯酚比甲酚更容易失去羟基上的氢离子，因为苯环上的电子给体基团增加了羟基上的负电荷密度，使得苯酚的羟基更易于解离。
二、配位化合物的络合配位化合物是由一个中心金属离子与多个配位基团形成的化合物。
配位基团可以是阴离子或有机分子，它们通过配位键与中心金属离子结合。
配位化合物的络合性质与配位基团的性质和中心金属离子的性质密切相关。
配位基团的性质对络合化合物的稳定性和反应性起着重要作用。
常见的配位基团有氨、水、羰基、羟基等。
氨是一种强配体，它的配位能力很强，可以形成稳定的络合物。
水也是一种常见的配位基团，它的配位能力较弱，但在一些情况下也可以形成稳定的络合物。
羰基和羟基等有机配位基团的配位能力与其电子效应密切相关。
中心金属离子的性质对络合化合物的稳定性和反应性也起着重要作用。
中心金属离子的电子结构和电荷密度决定了其与配位基团之间的相互作用。
一些过渡金属离子具有多个氧化态，可以形成不同价态的络合物。
例如，铁离子可以形成Fe2+和Fe3+的络合物，其性质和反应性有所不同。
总结起来，有机物的酸碱性和配位化合物的络合是有机化学中重要的研究内容。
有机物的酸碱性与官能团和取代基的性质密切相关，而配位化合物的络合性质与配位基团和中心金属离子的性质密切相关。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中的四大平衡相互影响体现在溶解度平衡、酸碱平衡、氧化还原平衡和络合平衡之间，这四个平衡的相互作用对于化学反应的发生和物质的稳定性具有重要的影响。
一、溶解度平衡和酸碱平衡互相影响溶解度平衡和酸碱平衡是化学反应中非常重要的平衡。
在水中，某些物质可以溶解为离子，产生离解反应。
这时，如果水中没有其他物质的干扰，离解达到平衡时的溶解度称为该物质在该温度下的溶解度。
在这个平衡过程中，常常会发生酸碱反应。
例如，Ca(OH)2溶解时会产生Ca2+和OH-离子。
在这个过程中，Ca(OH)2退化成Ca2+和2OH-离子，但OH-溶液又是具有强碱性质的。
此时，OH-的生成和酸度之间存在一种平衡关系。
如果此时加入H3O+离子，则会与OH-离子中的一些结合，生成H2O，这样OH-离子的浓度就会减少，同时Ca(OH)2的溶解度也会随之下降。
而如果加入OH-离子，则会与H3O+离子结合生成H2O，这样就增加了OH-的浓度，同时Ca(OH)2的溶解度也会增加。
氧化还原反应是化学反应中非常常见的一种反应类型。
在这种反应中，物质会失去电子，而别的物质会得到电子，这样就形成了氧化还原反应。
而酸碱反应则是指一种物质（酸）在水中释放H+离子，而另一种物质（碱）却具有吸收H+离子的能力，这就形成了酸碱反应。
在氧化还原反应中，酸碱性质会对反应有着重要作用。
在酸性溶液中，产生H+离子，这些离子会使得某些物质更加容易氧化，而在碱性溶液中，产生OH-离子，这些离子会使得某些物质更加容易被还原。
因此，酸碱性质与氧化还原反应之间存在着很重要的关系。
络合反应是指配位物与金属离子之间的化学反应。
在此过程中，金属离子和配位物之间会形成络合物。
在这个过程中，酸碱性质也会对反应有着很大的影响。
比如说，在HClO4的存在下，Ag+和Cl-之间会形成络合物AgClO4。
但是，如果溶液的pH值发生改变，这个反应就会受到影响。
化学高考酸碱平衡在化学高考中，酸碱平衡是一个非常重要的概念。
酸碱平衡的理解是化学学习的关键之一，也是高考中常考的知识点。
本文将系统地介绍酸碱平衡的基本概念、计算方法以及相关实验。
一、酸碱平衡的基本概念在化学中，酸碱平衡是指涉及酸和碱之间质子（H+）转移的过程。
酸会释放质子，而碱则会接受质子。
这种质子转移的过程可以通过pH值来衡量，pH值越低，溶液越酸性；pH值越高，溶液越碱性。
酸碱反应一般以化学方程式表示。
例如，酸（如盐酸）与碱（如氢氧化钠）反应的方程式为：HCl + NaOH -> NaCl + H2O在这个反应中，盐酸释放出了一个质子，而氢氧化钠接受了这个质子，生成了水和盐。
这就是酸碱反应的基本原理。
二、酸碱计算方法在高考中，我们经常需要计算酸碱溶液的浓度、pH值等相关参数。
下面是几个常用的计算公式。
1. 计算酸碱溶液的浓度酸碱溶液的浓度可以通过酸碱滴定实验来测定。
滴定是一种通过溶液体积的比较来确定浓度的方法。
2. 计算溶液的pH值pH值可以通过溶液中质子浓度的对数来计算。
数学公式为：pH = -log[H+]3. 计算酸碱溶液的中和反应酸碱滴定实验中，我们可以通过计算滴定过程中酸和碱的反应来确定化学方程式。
通过方程式，我们还可以知道酸和碱的摩尔比例。
三、酸碱平衡相关实验为了更好地理解酸碱平衡的概念，我们可以进行一些相关实验来观察和验证。
1. pH试纸实验使用不同酸碱溶液，将pH试纸浸泡在溶液中，根据试纸变色来判断溶液的酸碱性质。
2. 酸碱滴定实验通过滴定法测定酸碱溶液的浓度，可以根据滴定过程中的化学反应求解酸碱溶液的摩尔比例等参数。
3. 强酸强碱中和实验将强酸与强碱按摩尔比例混合，观察其中和反应并记录pH值的变化过程。
通过这些实验，我们可以直观地了解酸碱平衡的变化规律，加深对酸碱平衡概念的理解。
总结：酸碱平衡是化学高考的重要知识点，需要我们掌握酸碱的基本概念、计算方法和相关实验。
通过学习酸碱平衡，我们可以更好地理解酸碱反应的原理，解答高考中相关题目。
无机及分析化学06酸碱平衡与酸碱滴定法酸碱平衡是无机及分析化学中的一个重要概念，它涉及到溶液中酸和碱之间的相互作用和平衡状态。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
本文将对酸碱平衡和酸碱滴定法进行详细介绍。
首先，我们来介绍酸碱平衡的基本概念。
酸碱平衡是指溶液中酸和碱之间的反应和平衡状态。
在溶液中，酸能够释放出H+离子，而碱能够接受H+离子。
这个过程被称为质子（H+）转移反应。
在酸碱平衡中，有两个重要的概念：酸性度（pH）和酸度常数（Ka）。
pH是用来表示溶液酸碱性强弱的指标，它的定义是pH=-log[H+]，其中[H+]代表溶液中的氢离子浓度。
pH值越小，表示溶液越酸；pH值越大，表示溶液越碱。
在中性水溶液中，pH值为7酸度常数Ka用来衡量酸的强弱，它的定义是Ka=[H+][A-]/[HA]，其中[H+]代表酸溶液中的氢离子浓度，[A-]代表酸的共轭碱的浓度，[HA]代表未解离酸的浓度。
Ka值越大，表示酸越强。
酸碱滴定法是一种常用于测定溶液中酸碱性质和浓度的分析方法。
在酸碱滴定中，通常会使用滴定管、酸度计、酸碱指示剂等实验装置和试剂。
滴定过程中需要滴定剂、指示剂和滴定的原料溶液。
滴定过程中，首先准备好要分析的溶液和滴定剂。
然后，用滴定管滴入适量的滴定剂到容器中，然后再加入适当的指示剂。
当滴定剂反应完全与原料溶液中的酸或碱反应完成时，指示剂的颜色将发生明显的变化。
通过测量滴定剂用量，可以计算出原料溶液中酸或碱的浓度。
酸碱滴定法有许多不同的类型，其中最常见的有酸碱滴定、氧化还原滴定和络合滴定。
酸碱滴定是根据滴定剂对溶液中的酸或碱进行中和反应来测定其浓度。
氧化还原滴定是通过滴定剂与溶液中的氧化还原反应来测定其浓度。
络合滴定是通过滴定剂与溶液中的金属离子形成络合物来测定其浓度。
酸碱滴定法在实际应用中有广泛的用途。
例如，它可以用于测定食品和药品中的酸碱度，以确保其安全和合规性。
此外，酸碱滴定还可以用于水质分析、环境监测和药物分析等领域。
无机化学中四大平衡相互影响的问题探讨无机化学中，平衡是化学反应过程不可或缺的一个重要因素。
在平衡反应中，不同的化学物质达到一种稳定的状态，使反应的趋势达到一种动态平衡。
无机化学中有四种重要的平衡类型：酸碱平衡、络合平衡、氧化还原平衡和溶解度平衡。
在实际应用中，这四种平衡类型之间常常相互影响，本文就这方面的问题进行了一些探讨。
一、酸碱平衡与络合平衡的相互影响酸碱平衡与络合平衡是两种不同的平衡体系，但它们之间存在着相互影响和关联。
酸碱平衡中，酸和碱之间的反应会产生H+或OH-离子，从而对络合平衡产生影响。
例如，当酸反应与含有配位基的金属离子形成络合物时，酸会影响络合物的形成和稳定性。
强酸可以去除络合物中的配位基，使络合物分解，而弱酸则只有在高浓度下才能影响络合平衡。
另一方面，络合物也可以影响酸碱平衡。
络合物中含有的金属离子可以与水分子或OH-离子相结合，从而降低水或OH-的浓度，影响酸碱平衡的pH值。
例如，阴离子的络合物可以与H+离子结合，从而降低H+离子的活性，使解离程度降低。
酸碱平衡与氧化还原平衡之间也存在着相互影响。
在一些情况下，酸碱平衡可以影响氧化还原平衡。
例如，在化学电池中，阴极和阳极的反应需要在一定的酸碱度下才能进行，否则电化学反应会受到影响。
氧化还原反应也能够对酸碱平衡造成影响。
氧化还原反应可以产生H+离子或OH-离子，从而影响酸碱度。
例如，在用还原剂还原过量的酸溶液中，氢离子的活度增加，从而降低pH值。
由此可见，酸碱平衡和氧化还原平衡之间的相互作用是十分复杂的，需要进行综合考虑。
酸碱平衡与溶解度平衡之间也存在相互影响。
酸性或碱性条件下，物质的溶解度会受到影响。
弱酸溶液中，对弱碱溶液也有影响，因为它们的物质性质相似，可以发生中和反应。
比如，一些金属氢氧化物在碱性条件下可以被中和，形成相应的盐。
另一方面，溶解度平衡也可以影响酸碱平衡。
溶解度平衡中，当酸或碱与溶质反应形成盐时，反应会受到盐的溶解度的影响。
3.2 Acid-base Equilibria and Complexation Phenomena3.2.1 IntroductionThe topic of aquatic chemistry was introduced in Section 3.1. The current section expands upon the fundamentals of aquatic chemistry with emphasis upon acid-base and complexation phenomena. Oxidation-reduction reactions and equilibria are discussed in section 3.3 and details of solubility calculations are given in section 3.4. To understand water pollution, it is first necessary to have an appreciation of chemical phenomena that occur in water. These phenomena, in turn, are strongly influenced by the nature of water -- including its polar character, tendency to form hydrogen bonds, and ability to hydrate metal ions -- as discussed in section 3.1.Aquatic environmental chemical phenomena involve processes familiar to chemists, including acid-base, solubility, oxidation-reduction, and complexation reactions. Although most aquatic chemical phenomena are discussed here from the thermodynamic (equilibrium) viewpoint, it is important to keep in mind that kinetics -- rates of reactions -- are very important in aquatic chemistry. Biological processes play a key role in aquatic chemistry. For example, algae undergoing photosynthesis can raise the pH of water by removing aqueous CO 2, thereby converting HCO 3- ion to CO 32- ion, which reacts with Ca 2+ in water to precipitate CaCO 3.This section discusses several kinds of species that are natural to water, but which can be pollutants in excess. For example, water alkalinity is a normal constituent of natural waters required to maintain water fertility, but is toxic to plants and detrimental to water quality at higher levels.3.2.2 Carbon Dioxide in WaterCarbon dioxide, CO 2, is a weak acid in water. Because of the presence of carbon dioxide in air and its production from microbial decay of organic matter, dissolved CO 2 is present in virtually all natural waters and wastewaters. Carbon dioxide is a weak acid so that rainfall from even an absolutely unpolluted atmosphere is slightly acidic due to the presence of dissolved CO 2.The concentration of gaseous CO 2 in the atmosphere varies with location and season; it is increasing by about 1 part per million (ppm) by volume per year. For purposes of calculation here, the concentration of atmospheric CO 2 will be taken as 350 ppm (0.0350%) in dry air. At 25℃ water in equilibrium with unpolluted air containing 350 ppm carbon dioxide has a CO 2 (aq) concentration of 1.146 × 10-5 M (see Henry's law calculation of gas solubility in Section 3.4), and this value will be used for subsequent calculations.Although CO 2 in water is often represented as H 2CO 3, the equilibrium constant for the reaction2CO (aq ) + O H 2 32CO H (3-2-2-1)is only around 2 × 10-3 at 25℃, so just a small fraction of the dissolved carbondioxide is actually present as H 2CO 3. In this text, nonionized carbon dioxide in water will be designated simply as CO 2, which in subsequent discussions will stand for the total of dissolved molecular CO 2 and undissociated H 2CO 3.The CO 2--HCO 3---CO 32- system in water may be described by the equations,2CO (aq ) + OH 2 32CO H (3-2-2-2) 2CO + O H 2 -3HCO + +H (3-2-2-3)1a K = ][]][[23CO HCO H -+ = 4.45 ×710- 1a pK = 6.35 (3-2-2-4) -3HCO -23CO + +H (3-2-2-5)2a K = ][]][[323--+HCO CO H = 4.69 ×1110- 2a pK = 10.33 (3-2-2-6) where pK a = -logK a . The predominant species formed by CO 2 dissolved in water depends upon pH. This is best shown by a distribution of species diagram with pH as a master variable as illustrated in Figure 3-3.Figure 3-3 Distribution of species diagram for the CO 2--HCO 3---CO 32- systemin water.Such a diagram shows the major species present in solution as a function of pH. For CO 2 in aqueous solution, the diagram is a series of plots of the fractions present as CO 2, HCO 3- and CO 32- as a function of pH. These fractions, designated as αx , are given by the following expressions:2CO α= ][][][][23322--++CO HCO CO CO (3-2-2-7)-3HCO α= ][][][][23323---++CO HCO CO HCO (3-2-2-8) -23CO α= ][][][][233223---++CO HCO CO CO (3-2-2-9) Substitution of the expressions for K al and K a2 into the α expressions gives the fractions of species as a function of acid dissociation constants and hydrogen ion concentration:2CO α = 21122][][][a a a K K H K H H +++++ (3-2-2-10) -3HCO α= 21121][][][a a a a K K H K H H K +++++ (3-2-2-11) -23CO α= 211221][][a a a a a K K H K H K K ++++ (3-2-2-12) Calculations from these expressions show that for pH significantly below pK al , 2CO α is essentially 1, when pH = pK al , 2CO α=-3HCO α; when pH = l/2(pK a1 + pK a2), -3HCO α is at its maximum value of 0.98; when pH = pK a2,-3HCO α =-23CO α, and for pH significantly above pK a2, -23CO α is essentially 1. The distribution of species diagramin Figure 3-3 shows that hydrogen carbonate (bicarbonate) ion (HCO 3-) is the predominant species in the pH range found in most waters, with CO 2 predominating in more acidic waters.As mentioned above, the value of [CO 2 (aq)] in water at 25℃ in equilibrium with air that is 350 ppm CO 2 is 1.146 × 10-5 M. The carbon dioxide dissociates partially in water to produce equal concentrations of H + and HCO 3-:2CO + O H 2 -3HCO + +H (3-2-2-3)The concentrations of H + and HCO 3- are calculated from K al :1a K = ][]][[23CO HCO H -+= 5210146.1][-+⨯H = 4.45 ×710- (3-2-2-13) [H +] = [HCO 3-] = (1.146×10-5×4.45×10-7)1/2= 2.25 ×10-6pH = 5.65This calculation explains why pure water that has equilibrated with the unpolluted atmosphere is slightly acidic with a pH somewhat less than 7.3.2.3 AlkalinityAlkalinity, the capacity of water to accept H + ions, was discussed in Section 3.1, where it was noted that alkalinity in most water is due to the presence of HCO 3- ion. Based on acknowledge of the acid-base behavior of the CO 2- HCO 3-- CO 32- system in water, alkalinity may be discussed in more detail. In this discussion it will be assumed that the only contributors to alkalinity are HCO 3-, CO 32-, and OH -.Natural water typically has an alkalinity, designated here as "[alk]" of 1.00 × 10-3 equivalents per liter (eq/L) meaning that 1 liter of the water will neutralize 1.00 × 10-3 moles of acid. The contributions made by different species to alkalinity depend upon pH. This is shown here by calculation of the relative contributions to alkalinity of HCO 3-, CO 32-, and OH - at pH 7.00 and pH 10.00. First, for water at pH 7.00, [OH -] is too low to make any significant contribution to the alkalinity. Furthermore, as shown by Figure 3-3, at pH 7.00, [HCO 3-] >> [CO 32-]. Therefore, the alkalinity is due to HCO 3- and [HCO 3-] = 1.00 × 10-3 M. Substitution into the expression for K al shows that at pH 7.00 and [HCO 3-] = 1.00 × 10-3 M, the value of [CO 2 (aq)] is 2.25 × 10-4 M, somewhat higher than the value that arises from water in equilibrium with atmospheric air, but readily reached due to the presence of carbon dioxide from bacterial decay in water and sediments.Consider next the case of water with the same alkalinity, 1.00 × 10-3 eq/L that has a pH of 10.00. At this higher pH both OH - and CO 32- are present at significant concentrations compared to HCO 3- and the following may be calculated:[alk ]=[-3HCO ]+2[-23CO ]+[-OH ] =1.00 ×310- (3-2-3-1)The concentration of CO 32- is multiplied by 2 because each CO 32- ion can neutralize 2 H + ions. The other two equations that must be solved to get the concentrations of HCO 3-, CO 32-, and OH - are[-OH ]=][+H K w = 10141000.11000.1--⨯⨯= 1.00 × 410- (3-2-3-2) [-23CO ] =][][32+-H HCO K a (3-2-3-3) Solving these three equations gives [HCO 3-] = 4.64 × 10-4 M and [CO 32-] = 2.18 × 10-4 M. Therefore, the contributions to the alkalinity of this solution are the following:4.64 × 10-4 eq/L from HCO 3-2 × 2.18 × 10-4 = 4.36 × 10-4 eq/L from CO 32-1.00 × 10-4 eq/L from OH -alk = 1.00 × 10-3eq/LThe values given above can be used to show that at the same alkalinity value theconcentration of total dissolved inorganic carbon, [C],[C ] = [2CO ]+[-3HCO ]+[-23CO ] (3-2-3-4)varies with pH. At pH 7.00,7][pH C = 2.25 ×410-+ 1.00 ×310-+ 0 = 1.22 ×310- (3-2-3-5)whereas at pH 10.00,10][pH C = 0+ 2.18 ×410-+ 4.64 ×410-= 6.82 ×410- (3-2-3-6)The calculations above shows that the dissolved inorganic carbon concentration at pH 10.00 is only about haft that at pH 7.00. This is because at pH 10 major contributions to alkalinity are made by CO 32- ion, each of which has twice the alkalinity of each HCO 3- ion, and by OH -, which does not contain any carbon. The lower inorganic carbon concentration at pH 10 shows that the aquatic system can donate dissolved inorganic carbon for use in photosynthesis with a change in pH but none in alkalinity. This pH-dependent difference in dissolved inorganic carbon concentration represents a significant potential source of carbon for algae growing in water that fix carbon by the overall reactions2CO +O H 2 + hv → {O CH 2} + 2O (3-2-3-7)and-3HCO + O H 2 + hv → {O CH 2} + -OH + 2O (3-2-3-8)As dissolved inorganic carbon is used up to synthesize biomass, {CH 2O}, the water becomes more basic. The amount of inorganic carbon that can be consumed before the water becomes too basic to allow algal reproduction is proportional to the alkalinity. In going from pH 7.00 to pH 10.00 the amount of inorganic carbon consumed from 1.00 L of water having an alkalinity of 1.00 × 10-3 eq/L is7][pH C × 1L - 10][pH C × 1L =1.22×310-mol - 6.82×410-mol=5.4×410-mol (3-2-3-9)This translates to an increase of 5.4 ×10-4 mol/L of biomass. Since the formula mass of {CH 2O} is 30, the weight of biomass produced amounts to 16 mg/L. Assuming no input of additional CO 2, at higher alkalinity more biomass is produced for the same change in pH, whereas at lower alkalinity less is produced. Because of this effect, biologists use alkalinity as a measure of water fertility.The increased solubility of carbon dioxide in water with an elevated alkalinitycan be illustrated by comparing its solubility in pure water (alkalinity 0) to its solubility in water initially containing 1.00 ×10-3 M NaOH (alkalinity 1.00 × 10-3 eq/L). The number of moles of CO 2 that will dissolve in a liter of pure water from theatmosphere containing 3.50 ppm Carbon dioxide isSolubility = [2CO (aq)] + [-3HCO ] (3-2-3-10)Substituting values calculated in Section 3.2.2 givesSolubility =1.146 ×510-+ 2.25 ×610-= 1.371 ×510-MThe solubility of CO 2 in water initially 1.00 × 10-3 M in NaOH is about 100-fold higher because of uptake of CO 2 by the reaction2CO (aq) + -OH -3HCO (3-2-3-11)so that Solubility = [2CO (aq)] + [-3HCO ]= 1.146×510-+ 1.00×310-=1.01×1.00×310-M (3-2-3-12)At pH values below 7, [H +] in water detracts significantly from alkalinity, and its concentration must be subtracted in computing the total alkalinity. Therefore, the following equation is the complete equation for alkalinity in a medium where the only contributors to it are HCO 3-, CO 32-, and OH -:[alk ] = [-3HCO ] + 2[-23CO ] + [-OH ] - [+H ] (3-2-3-13)3.2.4 Calcium and Other Metals in WaterOf the cations found in most fresh-water systems, calcium generally has the highest concentration. Calcium in water is commonly called water hardness. The chemistry of calcium, although complicated enough, is simpler than that of the transition metal ions found in water. Calcium is a key element in many geochemical processes, and minerals constitute the primary sources of calcium ion in waters. Among the major minerals contributing to dissolved calcium in water are gypsum, CaSO4·2H 2O; anhydrite, CaSO 4; dolomite, CaCO 3·MgCO 3; and calcite and aragonite, which are different mineral forms of CaCO 3.Water containing a high level of carbon dioxide readily dissolves calcium from its carbonate minerals:3CaCO (s) +2CO (aq) +O H 2 +2Ca + 2-3HCO (3-2-4-1)When Reaction 3-2-4-1 is reversed and CO 2 is lost from the water, calcium carbonate deposits are formed. The concentration of CO 2 in water determines the extent of dissolution of calcium carbonate. The carbon dioxide that water may gain by equilibration with the atmosphere is not sufficient to account for the levels of calcium dissolved in natural waters, especially groundwater. Rather, the respiration of microorganisms degrading organic matter in water, sediments, and soil,{O CH 2} + 2O 2CO + O H 2 (3-2-4-2)accounts for the very high levels of CO 2 and HCO 3- observed in water. This is anextremely important factor in aquatic chemical processes and geochemical transformations.The equilibrium between dissolved carbon dioxide and calcium carbonate minerals is important in determining several natural water chemistry parameters such as alkalinity, pH, and dissolved calcium concentration (Figure 3-4). For fresh water, the typical figures quoted for the concentrations of both HCO3- and Ca2+ are 1.00 ×10-3M. It may be shown that these are reasonable values when the water is in equilibrium with limestone, CaCO3, and with atmospheric CO2.Figure 3-4 Carbon dioxide-calcium carbonate equilibriaThe concentration of CO2 in water in equilibrium with air has already been calculated as 1.146 × 10-5 M. The other constants needed to calculate [HCO3-] and [Ca2+] are the acid dissociation constant for CO2:3.2 酸碱平衡和络合现象3.2.1规划介绍以水化学为主题的相关内容是在3.1节中介绍的。
