鍋爐水處理及質量

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第一篇基礎篇第一章化學基礎知識第一節化學基本概念一、物質的物理變化和化學變化

1、物理變化-----分子組成不變如：顏色、氣味、密度、沸點、熔點、溶解性等

2、化學變化-----分子組成發生變化的變化二、原子、元素與元素符號

1、原子----由原子核和核外電子兩部分組成，是化學變化中的最小微粒

2、元素----元素是核電荷數相同的一類原子的總稱

3、元素符號---表示每種元素的固定符號第一節化學基本概念三、分子、分子式與相對分子質量

1、分子----保持物質化學性質的最小微粒

2、分子式---是用元素符號表示物質分子組成的式子

3、相對分子質量---一個分子中各原子的相對原子質量的總和第一節化學基本概念四、單質、化合物和化合價

1、單質-----由同種元素組成的物質

2、化合物-----由不同種元素組成的物質

3、化合價---元素的原子（或原子團）能和其它原子（或原子團）相結合的數目

“

正價負價”-------通常以氫原子化合價為+1價作標準，其它各元素的化合價，可根據該元素一個原子能與幾個氫原子化合來確定。第一節化學基本概念五、物質的量和摩爾質量

1、物質的量------是以阿佛加德羅常數為計數單位來表示物質多少的物理量，常用符號n表示。注意：用物質的量時應指定基本單元。基本單元----可以是原子、分子、離子等、電子及其它粒子，或是這些粒子的特定組合。如：硫酸的基本單元可以是H2SO4、1/2H2SO4、SO42-、1/2SO42-

2、物質的量單位

----物質的量IS計量單位是：摩爾，符號為mol

國際上規定，如果某物質所含的基本單元粒子數目達到阿佛加德羅常數（6.022045×1023）時，該系統中物質的量即為1摩爾（mol）第一節化學基本概念

3、摩爾質量----每摩爾物質的質量。符號：“M”

單位為：g/mol（克/摩爾）注意：①摩爾質量在數值上等于該物質相應的式量（即分子量、原子量、離子量等）。②摩爾質量也必須指明基本單元。對于同一物質，規定的基本單元不同，其摩爾質量也就不同。例如：H2SO4的摩爾質量為98g/mol；1/2H2SO4的摩爾質量為49g/mol。第一節化學基本概念4、物質的量（n）與物質的質量（m）關系：

①物質的量、物質的質量都是一個基本量，

IS計量單位分別為mol或mmol，kg或g、mg、μg；

②兩者關系：如以A為基本單元的物質可依下式計算：

第一節化學基本概念六、電解質及其電離

1、電解質與非電解質電解質----凡溶解于水后或在熔融狀態下能導電的化合物非電解質--凡溶解于水后或在熔融狀態下都不能導電的化合物

2、強電解質和弱電解質強電解質---凡在水溶液中，全部電離成離子的化合物。弱電解質---凡在水溶液中，只有部分電離成離子的物質

3、電離過程電離過程----電解質溶于水或受熱熔化而離解成自由移動的正、負離子的過程第一節化學基本概念七、化學反應及化學方程式

1、質量守恒定律與物質不滅定律

2、化學方程式

----用化學式來表示化學反應的式子

3、化學反應類型：

----化合反應、分解反應、復分解反應、置換反應、氧化還原反應4、離子反應及離子反應方程式：2H+

＋CaCO3＝Ca2+

＋CO2↑＋H2O5、運用化學方程式進行計算第二節水和溶液一、水的性質（一）水的物理性質：

1、外觀----無色、無味、無臭的液體

2、狀態----氣、液、固三態

3、比熱----所有固態和液態物質中，水的比熱最大[4.1868J／(g℃)]

（比熱：1克物質升高或降低1℃所吸收或放出的熱量，單位是J／(g℃)。

-------水是使用最廣的傳熱介質第二節水和溶液4、水的蒸汽壓與沸點

飽和蒸汽：達到上述平衡的蒸汽叫做該溫度下的飽和蒸汽。飽和溫度：上述溫度叫該壓力下的飽和溫度。水的臨界壓力：21.37MPa,對應水的沸點為374C隨著T、P的提高，蒸汽和水的密度越接近。第二節水和溶液5．水的電導

----純水的電導率是很小的，但當水中溶有少量電解質時，就會使電導率明顯增加。

----電導率隨溫度升高而增大6、水的表面張力表面張力----即水體表面分子受到一種向內的拉力

--------水有最大的表面張力

7、水的粘度

------表示水體運動過程中所發生的內摩擦力（與溫度有關）第二節水和溶液（二）水的化學性質

1、很強的熱穩定性

2、水能與金屬和非金屬作用放出氫3、水能與許多金屬和非金屬氧化物反應，生成堿或酸

4、水可以被電解，分解為氫氣和氧氣5、水是一種很強的溶劑，能溶解許多物質第二節水和溶液二、溶液

1、溶解：一種物質均勻地分散到另一種液體物質中的過程

2、溶液：物質溶解后所得到的穩定而均勻的混合物

3、溶劑與溶質：能溶解其它物質的叫溶劑；溶解于溶劑中的物質叫溶質。溶液＝溶劑＋溶質。溶質不但可以是固體，還可以是氣體或液體（有時溶質和溶劑也是相對而言）。第二節水和溶液4、溶解性

①易溶物質---在20℃時，100克水中能溶解10克以上的物質

②可溶物質----在20℃時，100克水中能溶解1克以上的物質微溶物質----在20℃時，100克水中溶解1克以下，0.01克以上的物質

③難溶物質--=在20℃時，100克水中僅溶解0.01克以下的物質

第二節水和溶液5、溶解度在一定的溫度條件下，每100克溶劑中最多可溶解的溶質克數，叫做這種溶質的溶解度。①飽和溶液---在一定條件下，當溶液中溶質的量達到其溶解度時，此溶液稱為，這時溶質既不能再溶解，也沒有結晶析出；②不飽和溶液---溶質的量尚未達到其溶解度時，稱為，這時溶質還能繼續溶解；③過飽和溶液----溶質的量超過溶解度時，稱為，這時溶液中有結晶析出。第三節溶液濃度及有關計算溶液濃度-----指一定量的溶液或溶劑中所含溶質的量（一）質量分數用溶質的質量占溶液總質量的百分比表示的，稱為質量分數(ω)。再生鈉離子交換器需用質量分數濃度為6%的氯化鈉溶液1500kg，問需含95%氯化鈉的食鹽及水各多少千克？第三節溶液濃度及有關計算（二）物質的量濃度

-------以單位體積(V)所含溶質的物質的量(nA)表示，稱為物質的量濃度，常用符號c(A)表示，括號中的“A”為基本單元。例：100mL濃度為c(NaOH)0.1mol/L溶液中，含氫氧化鈉幾克？(0.4g）第三節溶液濃度及有關計算（三）其它幾種濃度

1、質量濃度---表示單位體積(V)的溶液中含有溶質的質量(m)，常用符號ρ表示。如式所示：

質量濃度的SI單位為kg/m3，常用單位為g/L、mg/L(原ppm)、μg/L(原ppb)，也有用mg/mL、μg/mL作單位。

第三節溶液濃度及有關計算2、體積比濃度-----用溶質與溶劑的體積比表示，稱為體積比濃度

注意：①這種濃度表示法只適用于溶質為液體的溶液。

②通常前面數字代表濃溶液或純溶質的體積份數；后面數字代表溶劑的體積份數。例如1＋3（或1∶3）硫酸即表示此硫酸溶液由1份體積的濃硫酸與3份體積的水混合而成。例：要配制600mL左右1＋4硫酸溶液，可由濃硫酸600×(1/5)=120mL和水480mL混合而成注意：必須邊攪拌，邊緩慢地將濃硫酸加至水中第三節溶液濃度及有關計算3、滴定度---每毫升標準溶液(常稱為滴定操作溶液)中，所含有溶質的質量或相當于可與它反應的化合物或離子（即被測物質）的質量，常用符號TA(mg/mL)表示。

例如：TCl-＝1.0mg/mL的氯化鈉溶液，即表示每毫升該溶液中含有1.0毫克Cl-；

TCl-＝1.0mg/mL硝酸銀標準溶液，表示該硝酸銀溶液1毫升正好可與1.0毫克Cl-反應（注意：硝酸銀溶液中并不含Cl-）。滴定度優點：根據標準溶液消耗數即可得到被測物的含量。例如，測定水樣Cl-含量時，若消耗了TCl-＝1.0mg/mL硝酸銀標準液12mL，則該水樣中Cl-

＝1.0×12＝12（mg）。第三節溶液濃度及有關計算用滴定度TA表示濃度時，滴定反應完全時，操作溶液中A物質的量一定等于被測物B物質的量。根據這一規則，若配制以滴定度表示濃度的溶液，可按下式計算：式中：TA—欲配溶液滴定度；

V—欲配溶液體積（L）；

MA—滴定度指定被測物質A的摩爾質量(g/mol)；mB—欲配溶液中溶質B的質量（g）；MB—溶質B的摩爾質量（g/mol）。第三節溶液濃度及有關計算例：欲配制TCl-＝1.0mg/mL硝酸銀溶液2000mL，需如何配制？（已知MCl-＝35.5g/mol、MAgNO3＝169.9g/mol）解：因為1mL硝酸銀溶液正好可與1.0mgCl-反應，因此硝酸銀溶液TA×V即相當于Cl-的量，按1-5式：答：稱取9.6克硝酸銀，用適量蒸餾水溶解后稀釋至2000毫升即可。第三節溶液濃度及有關計算二、溶液濃度的有關計算（一）溶液濃度的換算

1、物質的量濃度cA與質量分數ω（%）間的換算關系式為：

ω（%）×ρ×1000＝cA×MA

式中：ω—質量分數(百分)濃度（%）；

ρ—溶液的密度（g/cm3）；

cA和MA—基本單元A的物質的量濃度（mol/L）和摩爾質量（g/mol）（注意兩者的基本單元必須一致）。第三節溶液濃度及有關計算2、物質的量濃度cA與滴定度TB間的換算物質的量濃度cA與滴定度TB之間按下式換算：式中：MB

—

滴定度指定的被測物質B的摩爾質量。例：滴定度為TCl-＝1.0mg/mL的硝酸銀溶液，其物質的量濃度c(AgNO3)為多少？（Cl-摩爾質量為35.45g/mol）解：c(AgNO3)＝1／35.45＝0.028mol/L第三節溶液濃度及有關計算（二）溶液配制的計算

1、用固體溶質配制溶液：

m＝cA×MA×Vm＝ρ×V2、用濃溶液配制一定濃度的稀溶液：依據：溶質的量保持不變，則稀釋公式為：

c濃V濃＝c稀V稀

式中，濃度可以是物質的量濃度、質量濃度或滴定度，體積也可以是升或毫升。但要注意的是，濃溶液和稀溶液的濃度與體積的單位必須一致。第三節溶液濃度及有關計算例：欲配c（1/2H2SO4）0.1mol/L硫酸溶液1000mL應如何用質量分數為98%（密度＝1.84g/cm3）的濃硫酸來配制？解：兩個濃度單位需先換算成一致：

c(1/2H2SO4)＝w(%)×ρ×1000÷M(1/2H2SO4)

＝98%×1.84×1000÷49＝36.8mol/L根據稀釋公式得：

V濃＝c稀V稀/c濃＝0.1×1000÷36.8≈3（mL）答：配制時，在997毫升純水中緩緩加入3毫升濃硫酸，搖勻并冷卻后進行標定。第三節溶液濃度及有關計算（三）溶液中有關化學反應的計算

“等一價物質的量規則”：參加反應的各物質都以一價離子為基本單元時，其物質的量相等。例如物質A與物質B都以一價離子為基本單元，則它們完全反應時，物質的量相等，即nA＝nB，并符合下列關系式：

cAVA＝cBVB

；第三節溶液濃度及有關計算例：稱取0.1200g基準無水碳酸鈉，加100mL純水溶解，用于標定硫酸標準溶液濃度，結果消耗硫酸22.20mL，求此硫酸濃度c(1/2H2SO4)＝？解：M(1/2Na2CO3)＝52.99(g/mol)，根據計算公式：

答：此硫酸的濃度為c(1/2H2SO4)＝0.1020mol/L。第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物一、酸及其一般化學性質（一）酸的概念1、定義：凡是在水溶液中電離出來的陽離子全部是氫離子（H+）的化合物稱為酸。2、組成和命名：酸通常是由氫離子（H+）與酸根陰離子組成。無氧酸：氫某酸含氧酸：組成酸根的元素來命名，“某酸”

3、分類

①根據酸分子中可被置換的氫原子個數，分為一元酸、二元酸及三元酸。

②根據酸在水溶液中電離H+能力，分為強酸和弱酸第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（二）酸的共性（化學性質）

1、能使酸堿指示劑變色（例如：使石蕊試紙顯紅色，使甲基橙指示劑變為橙紅色）

2、與金屬氧化物反應，生成鹽和水

3、與堿發生中和反應，生成鹽和水

4、與鹽反應，生成新酸和新鹽

5、和較活潑的金屬反應，生成鹽和氫氣（硝酸和濃硫酸除外）第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物二、堿及其一般化學性質（一）堿的概念

1、定義：凡是在水溶液中電離出來的陰離子全部是氫氧根離子（OH-）的化合物稱為堿。

2、組成：堿一般由金屬離子和氫氧根離子組成（除氨水外）。

3、命名：通常根據與氫氧根化合的金屬離子的名稱來命名，叫做“氫氧化某”。氨水是例外，它是一種弱堿，通常以NH3分子形式存在，但在水中也能發生微弱的電離（電離成NH4+和OH-）。

4、分類：根據堿在水溶液中電離OH-的能力，可分為強堿和弱堿。堿性的大小隨著堿的電離度降低而減弱。第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（二）堿的共性（化學性質）

1、能使酸堿指示劑變色（例如：能使石蕊試紙顯藍色；使甲基橙指示劑變黃色；遇酚酞指示劑變紅色）。

2、能與非金屬氧化物反應，生成鹽和水

3、與酸發生反應，生成鹽和水

4、與鹽反應，生成新堿和新鹽第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物三、鹽及其一般化學性質（一）鹽的概念

1、定義：凡是電離時生成金屬陽離子和酸根陰離子的化合物叫做鹽。

2、分類、組成和命名：根據鹽的組成不同，可分為：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽等。

①正鹽：在分子中只含有金屬原子和酸根的鹽叫正鹽。其命名由酸根名稱和金屬離子名稱組成

②酸式鹽：在分子中除含有金屬原子和酸根外，還含有一個或幾個能被金屬原子置換的氫原子的鹽叫酸式鹽。其命名是在酸根名稱和金屬離子名稱中間加“氫”，例如：Ca(HCO3)2叫碳酸氫鈣第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物

③堿式鹽：在分子中除含有金屬原子和酸根外，還含有一個或幾個氫氧根的鹽叫堿式鹽。它的命名是在其正鹽的名稱前加“堿式”兩字，如：MgOHCl叫堿式氯化鎂。

④復鹽：由兩種不同的金屬離子和酸根組成的鹽叫復鹽。如KAl(SO4)2叫硫酸鋁鉀（俗稱為明礬）第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（二）鹽的一般化學性質

1、與酸反應生成新鹽和新酸（見酸的化學性質）

2、與堿反應生成新鹽和新堿（見堿的化學性質）

3、與另一種鹽反應，生成兩種新的鹽（例如：鍋爐水處理常用磷酸三鈉防止鈣垢）

4、與金屬作用生成新鹽和新的金屬（例如：鍋爐水垢中若含有銅垢，酸洗時會發生鍍銅反應，同時會對金屬鐵產生腐蝕）注：只有排在金屬活潑性順序表前面的金屬，才能把排在它后面的金屬從其鹽溶液中置換出來。第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物四、氧化物及其一般化學性質分類：酸性氧化物、堿性氧化物、兩性氧化物及惰性氧化物。（一）酸性氧化物凡能與堿反應生成鹽和水的氧化物，稱為酸性氧化物,大多數非金屬氧化物為酸性氧化物

（CO2)

（二）堿性氧化物凡能與酸反應生成鹽和水的氧化物，稱為堿性氧化物。大多數金屬氧化物為堿性氧化物，并且呈固體（例如CaO）。

第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（三）兩性氧化物凡既能與酸反應又能與堿反應生成鹽和水的氧化物稱為兩性氧化物。如Al2O3、Fe2O3、ZnO等。（四）惰性氧化物凡既不能與酸反應也不能與堿反應的氧化物稱為惰性氧化物。如CO、NO等。第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物五、絡合物及其一般化學性質（一）絡合物的概念

---------絡合分子或含有絡離子的化合物叫絡合物絡離子或絡合分子------由一個簡單的陽離子（稱為中心離子）與一定數目的中性分子或陰離子（稱為配位體）以配位鍵結合而成的復雜離子或分子不同的絡合物在水溶液中的穩定性不同，其穩定性常以“穩定常數”表示。第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（二）絡合物與簡單化合物的區別簡單化合物---由兩種元素或原子團組成的化合物。絡合物----含絡離子或絡合分子第四節酸、堿、鹽、氧化物和絡合物（三）絡合物的應用

1、在水質分析中用EDTA絡合劑測定硬度和鐵離子

2、有些難溶物質也可用絡合劑通過絡合反應來溶解(例如高壓鍋爐常用EDTA或檸檬酸等絡合劑作化學清洗劑)3、在循環水系統中，常加入少量的六偏磷酸鈉或三聚磷酸鈉，也是利用它們與冷卻水中的鈣鎂離子絡合來防止系統結垢。第五節電離平衡電解質與非電解質在水溶液或熔融狀態下能電離的物質（導電的化合物）稱為電解質幾乎全部能電離的物質為強電解質只能部分電離的物質為弱電解質不能電離的為非電解質弱電解質在電離過程中都存在著電離平衡,例如：第五節電離平衡電離平衡是一種化學平衡，根據化學平衡原理和質量作用定律得出其電離平衡常數（K）為：電離平衡常數表達式有以下幾個特征：各物質濃度均為平衡時的濃度，常以mol/L表示；對于弱電解質，平衡常數K不因濃度改變而改變，但隨溫度改變而改變；不同弱電解質的電離平衡常數不同。K值愈大，電解質愈易電離。第五節電離平衡電離度弱電解質的電離度就是當達到電離平衡時，已電離的溶質分子數占原有溶質分子總數的百分數不同的電解質具有不同的電離度。對同一種電解質來說，其電離度與電解質的濃度和溶劑有關。根據平衡移動的規律，電離平衡向生成離子的方向移動，所以電離度增大。溶劑分子極性越強，電離平衡越容易向生成離子的方向移動，使電解質在該溶劑中的電離度越大第五節電離平衡多元弱酸的電離在分子中含有一個以上可置換的氫離子的酸叫做多元酸；多元弱酸的電離是分步進行的，每步都有其電離常數，并且其電離常數是逐步減小的一般第二步電離比第一步電離困難得多，在計算H+濃度時，可忽略第二步電離，只用第一步電離的K1進行計算。第五節電離平衡水的離子積及溶液的pH水的離子積水是一種很弱的電解質，只有很少一部分水分子電離成H+和OH-。其電離平衡如下：

(實際上為H3O+)實驗測得25℃純水中[H+]和[OH-]各為1×10-7mol/L根據電離平衡：KW=[H+][OH-]=1×10-14KW叫做水的離子積常數。

第五節電離平衡水溶液的pH在實際工作中，常用pH表示溶液的H+離子濃度定義：pH為H+濃度的負對數，即根據水的離子積常數可得出：在純水中，[H+]=10-7mol/L，則pH=-lg10-7=7通常用pH大小表示溶液酸堿性：

pH＝7,中性；

pH＞7,堿性。pH越大，堿性越大；

pH＜7,酸性。pH越小，酸性越大第五節電離平衡同離子效應和緩沖溶液同離子效應：在弱電解質溶液中加入一種組成中有與弱電解質相同離子的強電解質，則弱電解質的電離平衡會由于溶液中有相同離子存在而使平衡發生移動，這種現象稱為同離子效應。例如氨水為弱電解質，存在如下的電離平衡：當加入強電介質NH4Cl時，由于NH4+濃度增加，使氨水的電離平衡朝著生成NH3的方向移動，使溶液中的OH-濃度降低了，即氨水的電離度降低了。第五節電離平衡緩沖溶液緩沖溶液具有調節和控制溶液pH的能力，在一定程度上能抵御外來酸、堿或稀釋的影響，從而使溶液的pH保持相對的穩定。通常弱堿與弱堿鹽、弱酸與弱酸鹽或多元酸堿組成的溶液，如NaH2PO4和Na2HPO4溶液、NH3和NH4Cl溶液、及HAc和NaAc組成的溶液都是緩沖溶液。在選用緩沖溶液時，應注意反應物與生成物不能與緩沖溶液發生反應，并且在不同的pH范圍選用不同的緩沖溶液。第五節電離平衡緩沖溶液的緩沖原理（以氨-氯化氨緩沖液為例）在NH3·H2O-NH4Cl緩沖溶液中，氨有電離傾向，但由于同離子效應，它的電離受NH4+的抑制；同樣，NH4+有水解傾向，但因氨的存在，使NH4+的水解受到抑制。NH4Cl在水中全部電離為離子，所以溶液中NH4+增大，并大量地同OH-結合變成氨分子當加入酸時，H+與