《工程化学基础》 第五章溶液中的化学反应和水体保护.ppt

1、1,第五章 溶液中的化学反应和水体保护,工程化学基础,2,众所周知，溶质溶解在溶剂中便组成溶液。了解溶液，特别是水溶液中的化学反应，对材料的清洗、保护，促进生命健康，以及合理利用和保护水资源等方面都具有重要的实际意义。本章将在2.3节和第三、四章基础上，进一步拓展讨论范围，从化学反应原理出发，讨论与溶液密切相关的酸碱反应、沉淀反应、配位反应和氧化还原反应，以及这些反应在水体保护中的一些应用；同时简单介绍蒸馏、萃取等技术的原理及非水溶液化学反应，以适应科学技术的不断发展。,内容提要,3,5.1 弱酸弱碱溶液及其应用5.2 水溶液中的沉淀溶解反应、配位反应及其应用5.3 气液固平衡转化和非水溶液化

2、学反应及其应用5.4 水质与水保保护,目录,4,5.1 弱酸弱碱溶液及其应用,学 习 要 求,1，了解酸碱理论的发展，掌握酸碱质子理论。2，掌握酸碱解离平衡和酸碱溶液 pH 值的计算，掌握溶液中酸碱强度的比较。3，熟悉同离子效应，掌握缓冲溶液 pH 值的计算、缓冲溶液的配制原则及应用。4，了解 pH 试纸、pH 计测定 pH 值的方法及 pH 试纸变色原理。,5,1887年由化学家阿累尼乌斯(Arrhenius S.A.瑞典)提出的电离理论认为：解离产生的正离子全部都是氢离子的物质称为酸；解离产生的负离子全部都是氢氧根离子的物质称为碱。所以酸都是含氢物质，碱都是氢氧化物。根据该理论，酸碱中和反

3、应的实质是 H+和 OH 中和生成 H2O 的反应。,电离理论,一、酸碱理论,6,1923年由化学家布朗斯特(Brnsted J.N.丹麦)和化学家劳莱(Lowry T.M.英国)提出了酸碱质子理论，它认为：凡是能够提供质子的分子或离子都是酸；凡是能够接受质子的分子或离子都是碱。简单地说，酸是质子的给予体，碱是质子的接受体。,酸碱质子理论,7,根据酸碱质子理论，酸可以是中性分子，如 HAc、HCl 等；也可以是负离子(H2PO4)或正离子(NH4+)，它们都是含有质子 H+的结合态。而碱，可以是分子NH3；也可以是负离子 Cl、HPO42。碱(如Cl、NH3、HPO42)接受质子后的结合态则成

4、酸(HCl、NH4+或 H2PO4)；酸给出质子后便成碱。这种酸和碱的相互依存、相互转化关系被称为酸碱共轭关系，酸(或碱)与它共轭的碱(或酸)一起被称为共轭酸碱对。共轭酸及其共轭碱之间的相互关系可用以下反应通式表示：,酸1,碱2,+,酸2,碱1,+,H+,+H+,8,两个关系式中，HAcAc、H3O+H2O、H2OOH 均互称为共轭酸碱对。,在,和,9,质子理论提出的同年，路易斯(Lewis G.N.美国)还提出了酸碱的电子理论一说。它把凡是具有可供利用的孤对电子的物质都称为碱，例如 NH3、CaO；并把能与这孤对电子进行结合的物质都称为酸，例如 HCl、SO3。显然电子理论的基础是孤对电子的

5、给予与接受。它在解释某些物质酸碱性质时，不仅可解释电离理论、质子理论所能解释的物质，而且可以解释酸性氧化物 CO2 和碱性氧化物 CaO 反应生成 CaCO3 这类酸碱反应，他使酸碱理论可解释的范围更大。路易斯理论在有机化学中应用得更为普遍，它常用亲电子试剂和亲核试剂来代替酸和碱的概念。,酸碱电子理论,10,二、弱酸、弱碱的解离平衡及平衡常数,除少数强酸、强碱外，大多数酸和碱在水溶液中只能部分解离，属于弱电解质。当某弱电解质解离和重新结合的速率相等时，就达到了动态平衡，这种平衡称酸碱解离平衡，它的标准平衡常数称为酸或碱的标准解离常数，分别用 Ka、Kb表示。,11,例如,达平衡时，其标准解离常

6、数的表达式为:,同理，对于 HAc 的共轭碱 Ac 的解离平衡式为：,12,无论是 Ka或 Kb，其数值与电解质溶液的浓度无关，与温度有关。在同温度时，同类型（如同为 HA 型）弱电解质可用 Ka(或 Kb)定量地比较其酸性或碱性的强弱，Ka(或 Kb)愈大，酸性（或碱性）愈强。,13,由 HAc 和 Ac 与 H2O 作用的解离反应式可推知，,=c(H3O+)/cc(OH)/c,或写成,14,表5-1 一些共轭酸碱的解离常数(25时),酸性增强,碱性增强,15,例5.1 利用热力学数据，计算分子酸 HAc 在水溶液中的Ka。,先写出 HAc 在水溶液中和 H2O 反应的关系式，并在附表1和表

7、2中查得有关数据,写在各对应的物质下面，然后进行计算：,f Gm(298.15)/kJmol1 396.82 237.1 237.2 369.65,rGm(298.15)=(369.85)+(237.2)(396.82)(237.1)kJmol1,=27.42 kJmo11,将rGm(298.15)值代入式（4-8）有,=4.803,Ka(HAc)=1.57105,解,16,例5.2 利用热力学数据，计算离子碱 Ac 在水溶液中的Kb，并计算 0.10 moldm3 NaAc 水溶液的 pH 值。,解,237.1 369.65 157.38 396.82,f Gm(298.15)/kJmol1

8、,=52.38 kJmo11,=9.175,Kb(Ac)=6.681010,rGm(298.15)=(396.82)+(157.38)(369.65)(237.1)kJmol1,17,(2)设平衡时 c(OH)为 x moldm3,起始浓度/moldm3 0.10 0 0平衡浓度/moldm3 0.10 x x x,0.10,x=c(OH)=8.17106 moldm3,pOH=5.09,pH=14 pOH=8.91,18,例5.3 测得 0.10 moldm3 的 HAc 溶液的 pH 值为 2.88，求此时 HAc 的 Ka。,因pH=lgc(H+)/c，故 pH=2.88 时溶液的 c(

9、H+)=1.32103 moldm3。此时的 H+浓度就是平衡时的浓度，,解,起始浓度/moldm3 0.01 0 0平衡浓度/moldm3 0.011.32103 1.32103 1.32103,19,以 H2CO3 为例，H2CO3 的一级解离为,二级解离为,Ka1=4.47107,Ka2=4.681011,可见 Ka1 Ka2，故酸的强度 H2CO3 HCO3，相应的共轭碱的强度 CO32 HCO3。,多元弱电解质,20,CO32 的一级解离为,二级解离为,Kb1=2.14104,Kb2=2.24108,21,对多元弱酸（或弱碱）的解离，由于Ka1 Ka2（或 Kb1 Kb2），溶液中的

10、H+（或OH）浓度则主要是由第一步解离产生，第二步解离出的H+（或OH）在计算中可以忽略。因此对多元弱酸或弱碱溶液，计算H+（或OH）离子浓度时，常忽略它的二级解离，只考虑它的一级解离。,从上所述，我们可以看到，H2O 和 HCO3 既可作为酸，又可作为碱，这类物质称两性物质。像这样的物质，在自然界还有很多。,22,当向醋酸溶液中加入 NaAc 后，Ac 浓度增加，则 HAc 的解离平衡向左移动，结果降低了 HAc 的解离度。,例如在醋酸溶液中存在解离平衡：,如果在此溶液中加入少量 NH4Cl，由于NH4+离子浓度增大，NH3 的解离平衡则向生成 NH3 的方向移动，结果也就降低了NH3的解离

11、度。这种在弱酸或弱碱等弱电解质溶液中，加入与弱酸或弱碱解离后具有相同离子的易溶强电解质，能使弱电解质解离度降低的现象称同离子效应,同样，在氨水溶液中存在解离平衡：,三、同离子效应和缓冲溶液,同离子效应,23,同离子效应不仅有理论意义，而且有十分重要的实际意义。25时，纯水的 pH 应该等于 7，但空气中往往含有 CO2、NH3 等，它们溶于水后形成溶液，就会改变溶液的pH值；如果加入少量强酸或强碱于纯水中，则 pH 的变化会更为显著。但如果在 HAcNaAc 混合溶液中加入少量强酸或强碱，则该溶液的 pH 值基本不变。像 HAcNaAc 这类能抵抗外加少量强酸、强碱或适当稀释的影响，保持其 p

12、H 基本不变的溶液叫缓冲溶液。缓冲溶液对强酸强碱或适当稀释的抵抗作用叫缓冲作用。,缓冲溶液,24,缓冲溶液中共轭酸碱之间平衡关系可用如下通式表示：,共轭碱,共轭酸,由于缓冲溶液中同时存在足量的共轭酸 HA 和共轭碱A，两者之间存在质子转移平衡，故能抵抗外加少量强酸、强碱及适当的稀释等的影响而使溶液的 pH 值不发生显著变化。,缓冲作用的原理,25,由此可见，缓冲溶液中必然同时存在共轭碱（能与强酸反应起抗酸作用）和共轭酸（能与强碱反应起抗碱作用），这种共轭酸碱对共存的系统又称缓冲系，这对共轭酸碱对又称缓冲对，如在 NH4+NH3，H2PO4HPO42，HCO3CO32 缓冲对中，NH4+、H2P

13、O4、HCO3 等是共轭酸，NH3、HPO42、CO32 是共轭碱。,缓冲对,26,缓冲溶液 pH 的计算,根据式 HA+H2OA-H3O，可得：,c(A)/c(HA)称缓冲比,27,例5.4 某温度时，NH3 在水溶液中的解离常数 Kb=1.79105，试计算750 cm3 的 0.10 moldm3 氨水和 250 cm3 的 0.10 moldm3 的 HC1 溶液相混合后的 pH 值。,解,n(NH3)=c(NH3)V(NH3),=0.075 mo1,n(HC1)=c(HC1)V(HC1),=0.025 mo1,混合前 NH3 和 HC1 的物质的量分别为,28,混合后发生化学反应，反

14、应后生成 0.025 mo1 的 NH4C1，NH3过量了0.050 mol，NH4C1 与过量 NH3 组成缓冲溶液，此时溶液中,NH3 的 pKb=4.75NH4+的 pKa=pKw pKb=14 4.75=9.25,29,配制缓冲溶液的方法：首先选择适当的缓冲系，使所配缓冲溶液的 pH 值在所选择的缓冲系的缓冲范围之内，并尽可能与其共轭酸的 pKa接近，以保证缓冲系在总浓度一定时，具有较大缓冲能力；其次要有适当大的总浓度（一般为0.05 0.2moldm3之间），以使所配缓冲溶液有较大缓冲能力。,缓冲溶液的选择和配制,30,缓冲溶液不仅在工程技术中有重要应用，而且与人类生命活动也有重要关

15、系。在电子半导体器件加工清洗中，常用 HF-NH4F 混合液来除去硅片表面多余的氧化物(SiO2)；电镀金属所用的电镀液常用缓冲溶液来控制其pH值；在农业改良土壤或施肥过程中，必须考虑不破坏土壤中的天然缓冲溶液；人体的各种体液更是先天的、精确的缓冲溶液，它们的 pH 值必须在一定范围内才能使相应机体的各项生理活动保持正常，如人体的唾液、血液和尿液的 pH 值分别在 6.5 7.5，7.35 7.45 和 4.8 8.4 才是正常的。,缓冲溶液的重要作用,31,pH试纸,四、pH值的测定,测定含有弱酸或弱碱溶液的 pH值不能用酸碱中和滴定的方法。因为中和滴定的方法只能测定酸或碱的总浓度，而不能测

16、定解离出来的 H+或OH的浓度。,测定 pH 值最简单、最方便的方法是使用 pH 试纸。,32,酸碱指示剂一般都是结构复杂的弱的有机酸或有机碱，指示剂的酸式 HIn 及其共轭碱式 In 在水溶液中存在如下平衡：,酸碱指示剂的作用原理,显酸式色,显碱式色,它们的酸式结构和碱式结构显示不同的颜色。当溶液酸度改变时，平衡发生移动，使酸碱指示剂由一种结构变为另一种结构，从而使溶液的颜色发生相应的改变。这就是酸碱指示剂的变色原理。,pH试纸是用多种酸碱指示剂按一定比例混合配制而成的浸渍滤纸。,33,pH计（酸度计）,比较精确地测定 pH 值的方法是使用 pH 计。,用 时，必须首先使用已知pH值的标准缓

17、冲溶液作为基准来定位。一般采用邻苯二甲酸氢钾、磷酸二氢钾和磷酸氢二钠、硼砂三种标准溶液来定位。,pH 计测定溶液的 pH 值,34,表5.2 三种标准缓冲溶液的 pH 值,35,5.2 水溶液中的沉淀溶解反应、配位反应及其应用,36,学 习 要 求,1理解沉淀溶解平衡及溶度积概念、掌握溶度积与溶解度的换算。2掌握溶度积规则，能正解判断沉淀的生成与溶解，理解分步沉淀含义。3联系实例掌握溶度积规则在锅炉清洗、沉淀法处理废水等方面的应用。4理解配位解离平衡及稳定常数 Kf等重要基本概念，了解分级解离、不稳定常数 Kd的含义，及 Kf与 Kd 关系5掌握配位平衡的计算和联系实例理解配合物的应用。,37

18、,不同的电解质在水中有不同的溶解度，按其溶解度大小可分为易溶和难溶两类，通常将溶解度小于 0.1 gdm3 的电解质称为难溶电解质。,一、沉淀溶解平衡,38,Ks=c(Am+)/cn c(Bn-)/cm,在难溶电解质 AnBm(s)的饱和水溶液中，存在着未溶固体和已溶解的离子之间的平衡:,这种沉淀和溶解的离子之间的动态平衡称沉淀溶解平衡，这是一种多相离子平衡。其平衡常数表达式为,1，溶度积,39,例5.6 25时，测得 BaSO4 饱和溶液中，c(Ba2+)=1.03105 moldm3，求 BaSO4 的溶度积。,解,BaSO4 在溶液中的沉淀溶解平衡关系式为,平衡浓度/moldm3 1.0

19、3105 1.03105,=1.03105 1.03105,=1.061010,40,例5.7 计算25时 AgCl 的溶度积 Ks(AgCl),解,查附表可知,96.3 72.7 56.5,127.0 105.6 167.2,=65.4 kJmol1,=32.9 Jmol1K1,41,=55.59 kJmol1,=9.74,42,2溶度积和溶解度的关系,溶度积 Ks和溶解度（s）一样，都表示物质在溶剂中溶解能力的大小，但要注意它们的区别。溶度积 Ks仅对难溶电解质而言。在温度相同时，对同类型的难溶电解质，溶度积Ks越小，其溶解度 s 值也越大；但对不同类型的难溶电解质必须要通过计算才能比较。

20、,Ks(AgCl)=1.771010 Ks(Ag2CrO4)=1.121012,而它们的溶解度 s（以moldm3表示）大小却刚好相反，计算如下：,例如：,43,对 AgCl(s)，设其饱和溶液中溶解度为 x moldm3,平衡浓度/moldm3 x x,=1.33105 moldm3,对 Ag2CrO4，设 Ag2CrO4 饱和溶液中溶解度为 y moldm3,平衡浓度/moldm3 2 y y,=6.54105 moldm3,44,3溶度积规则,有沉淀析出直至达饱和,溶解达平衡，饱和溶液,无沉淀析出，或沉淀溶解,Qi 为任意状态下有关离子浓度的乘积即反应商，其数值不定；Ks 为难溶电解质沉

21、淀溶解平衡时（饱和液），有关离子浓度的乘积，对某一难溶电解质而言，一定温度下 Ks为一常数。,根据溶度积规则可判断某一难溶电解质在一定条件下沉淀能否生成或溶解。,45,4分步沉淀和共同沉淀,对于同一种金属阳离子(如Ag+)，当与两种或两种以上能与其生成难溶电解质的阴离子(如C1，CrO42)同时存在时，两种或两种以上的难溶电解质沉淀都有可能产生，但阳离子浓度与阴离子浓度幂的乘积先达到某种难溶电解质溶度积的先沉淀出来。,例如在不断振荡的条件下，向含有 C1，CrO42 的混合溶液中逐滴加入 AgNO3 溶液，由于 Ag+和 C1 浓度的乘积首先达到Ks(AgCl)，所以溶液中先析出白色 AgCl

22、 沉淀。随着沉淀析出，溶液中 C1 的浓度减小。当继续滴加 Ag+时，若 Ag+和 C1 浓度的乘积小于 Ks(AgCl)值，则 AgCl 不再沉淀。但当Ag+浓度的平方与 CrO42 浓度的乘积达到 Ks(Ag2CrO4)值时，砖红色的Ag2CrO4 就会沉淀出来，这种现象称为分步沉淀。如果在静止的条件下逐滴加入 AgNO3 溶液，由于Ag+局部过浓，白色的AgCl 和砖红色的 Ag2CrO4 可能会同时沉淀出来(砖红色可掩盖白色)，这种现象称为共同沉淀。,46,5沉淀的转化,在一种溶液中，如果有两种难溶电解质同时存在，那么这两种难溶电解质就有可能相互转化。一般来说，由难溶电解质转化成更难溶

23、的电解质的过程是容易发生的；而相反的过程则要具体分析。,AgCl 可以转化成 AgI 沉淀，而 AgI 重要转化成 AgCl 沉淀则不可能的发生。因为欲使溶液中的 Ag+浓度同时满足下面两个平衡：,Ag+的浓度必须为,47,也就是说 Cl 和 I 的浓度比值应为,但欲使 c(Cl)2.08106 c(I)是不可能的。,即：c(Cl)2.08106 c(I)才能使 AgI 沉淀转化成 AgC1沉淀，,48,锅炉或蒸气管内锅垢的存在，不仅阻碍传热、浪费燃料，而且还有可能引起爆裂，造成事故。锅垢的主要组分 CaSO4 沉淀不溶于酸，难以除去，但可以用 Na2CO3 溶液处理，使其转化成更难溶的 Ca

24、CO3 沉淀:,由于 CaCO3 沉淀易溶于稀酸，所以可用“酸洗”除去。,二、沉淀溶解反应应用举例,49,在实际清洗中应注意以下几点：对被清洗设备，必须进行防护处理后才能进行清洗，同时对锈块等污物进行预处理；正确选缓蚀剂；控制好温度；注意消除死角“气垫”及清洗废液的处理等。,对于某些要求较高的锅炉给水，往往在给水进入高炉前先用Na2CO3 处理，再用 Na3PO4 补充处理。因为 Ca3(PO4)2 的Ks值为 2.071033，其溶解度为 1.92107 moldm3，比 CaCO3 更难溶，更易生成 Ca3(PO4)2 沉淀而除去。环境保护中常用可溶性氢氧化物或其他沉淀剂来去除工业废水中的

25、 Cr3+，Zn2+，Pb2+，Cd2+等有害物质,清洗中的注意事项,50,例5.8 某厂排放的废水中含有 96 mgdm3 的 Zn2+，用化学沉淀法应控制 pH 值为多少时才能达到排放标准（5 mgdm3）?,Zn2+排放标准（5 mgdm3）换算成物质的量的浓度为7.7105 moldm3，此时应控制的 OH 浓度和 pH 值可用溶度积规则估算如下：,pOH 6.21,pH 7.79,解,51,可溶性配位化合物在溶液中可以发生解离。在解离时，外界和内界间全部解离成内界离子和外界离子，这与强电解质类似；而内界配离子中的中心体和配位体间，则与弱电解质相似，在溶液中或多或少地解离出中心体和配位

26、体，并存在配位解离平衡。,三、配位解离平衡,52,1稳定常数,Ag+2 NH3 Ag(NH3)2+,例如,这种能生成配离子或配合分子的反应称配位反应。如向此溶液中加少量 NaCl 溶液，并没有白色 AgCl 沉淀生成，这似乎可以说明溶液中的 Ag+已全部形成 Ag(NH3)2+。但若再向此溶液中加少量 KI 溶液，却有黄色 AgI 沉淀生成，这说明溶液中确实还存在着 Ag+。Ag+由 Ag(NH3)2+解离出来：,Ag(NH3)2+Ag+2 NH3,53,在一定温度下，当配位与解离速度相等时，在中心离子、配位体和配合物之间就建立了动态平衡，该平衡称为配位解离平衡，简称配位平衡。即,此反应的标准

27、平衡常数为：,称为配离子的稳定常数或生成常数，,表示。,也可用,54,2不稳定常数,Ag(NH3)2+在溶液中的解离与多元弱电解质的解离一样，也是分级进行的。,55,二级解离为,其一级解离为,总的解离为,也叫做不稳定常数，,可写成,56,和,显然，,成倒数关系：,稳定常数和不稳定常数之间的关系,57,例5.9 25时，在 40 cm3 0.100 moldm3 的 AgNO3 溶液中，加入 10 cm3 15 moldm3 的氨水溶液，求此溶液中 Ag+和氨水的浓度。,AgNO3 溶液和氨水混合后的体积为 50 cm3。在混合溶液中，配位反应前的 Ag+浓度和 NH3 浓度分别为,=0.080

28、 moldm3,=3.0 moldm3,解,58,混合后即发生配位-解离反应。设达到平衡时 Ag+浓度为 x moldm3，NH3 的浓度为（3.0y）moldm3，则Ag(NH3)2+的浓度为（0.080z）moldm3，即有下述关系：,平衡浓度/moldm3,x 3.0y 0.080z,x 3.00.0802+2x 0.080 x,2.84,0.080,x,将上式分析所得的数据，代入平衡常数表达式，可得：,59,3配位平衡的转化,例5.10 判断下列配位反应的方向和程度：,解,查表知,由K 106 可知，上述反应正向自发进行，且进行得很彻底。,60,对于同类型的配合物，通常可根据配合物的来

29、判断反应进行的方向：配合物间的转化将向着生成更难解离的方向移动，即生成 大的配合物方向移动。,61,1利用配离子的特殊颜色来鉴别物质,将白色的无水硫酸铜晶体投入“无水酒精”中，如果硫酸铜晶体变成浅蓝色，说明酒精中还有水。因为 Cu(H2O)42+显浅蓝色。对可溶性配位化合物进行光谱分析可以确定其组成，因为每种配合物都有自己特征的谱线。,四、配位反应的应用实例,62,2用于溶解难溶电解质,在照相技术中，可用硫代硫酸钠作定影剂洗去溴胶版上未曝光的溴化银，这是因为 AgBr 能溶于配合剂 Na2S2O3 溶液，并形成可溶性的 Ag(S2O3)23 配离子。,63,3改变和控制离子浓度的大小,电镀液中

30、，常加配合剂来控制被镀离子的浓度。例如采用CuSO4 溶液作电镀液时，由于 Cu2+浓度过大，Cu 沉淀过快，将使镀层粗糙、厚薄不匀，且底层金属附着力差。但若采用配合物 KCu(CN)2 溶液就能有效地控制 Cu+浓度：,这样 Cu 沉淀速率不会过快，可利用的 Cu+总浓度又没有减少。同样，采用焦磷酸钾(K4P2O7)为配合剂的电镀液也可达到这个目的，而且 P2O74 无毒，这是近年来发展很快的无氰电镀液。,64,4掩蔽有害物质,利用配合物的稳定性，在分析测定溶液中某种离子时，常把干扰测定的其他离子用配合剂掩蔽起来。例如，要在可能含有Cu2+，Ni2+，Co2+，Zn2+的溶液中鉴定是否有 C

31、d2+存在，可用氨水调节 pH 值，再用 KCN 掩蔽后就可加入足量的Na2S，若有黄色沉淀，则表示有 Cd2+存在。因为 Cu2+，Ni2+，Co2+，Zn2+的氰合配合物要比它们的氨配合物稳定，CdS 沉淀不能转化成Cd 的氰合配合物。在环境保护方面，配合物的形成对污染治理、保护人体健康等方面也有很多用处。例如，氰化物(如 NaCN)极毒，接触CN 的操作人员在工作结束后用 FeSO4 溶液来洗手，就是利用下述反应：,65,第四类为生物化学法，例如，利用活性污泥中的各类细菌来消化分解含碳、含硫、含氮的多种污染物，利用生物膜来净化污水，在氧化池中使用光合细菌，用污水来灌溉作物，让作物和土壤中

32、的微生物来净化污水。,第三类为物理化学法，例如，通过活性炭、硅胶、白土等对污染物进行吸附，通过有机溶剂对污染物进行萃取，通过树脂、分子筛等对污染物进行离子交换，通过半透膜对污水进行反渗透。,66,5.4水质与水体保护,水是人类赖以生存的 宝贵资源,67,一、水资源,地球上总的水体积大约为14亿km3，其中只有2.5%是淡水。大部分的淡水以永久性冰或雪的形式封存于南极洲和格陵兰岛，或成为埋藏很深的地下水。能被人类所利用的水资源主要是湖泊、河流、土壤湿气和埋藏相对较浅的地下水盆地。这些水资源中可用的部分仅有20万km3不足淡水总量的1%，仅为地球上水资源总量的0.01。,68,第二炮兵工程学院,大

33、学化学课件,水缺乏,目前世界上已有29个国家或轻或重地遭到缺水的折磨，到2025年，缺水国家将达34个；在今后50年内，世界将有10亿至24亿人面临缺少淡水的威胁。据估计，世界上每8秒钟就有一名儿童死于饮用不卫生的水所引起的疾病。在全国七大流域中，有近50的河段受到不同程度的污染，其中10的河段污染极为严重，已丧失了水体的使用功能，75的城市河段已不适宜作为饮用水的水源。,69,中国水资源的供需现状,70,71,72,73,503教研室,二、水污染使水荒更加严重,74,何谓水污染？,水体因某种物质的介入，而导致其化学、物理、生物或者放射性等方面特征的改变，从而影响水的有效利用，危害人体健康或者破坏生态环境，造成水质恶化的现象称为水污染。水的污染有两类：一类是自然污染；另一类是人为污染。当前对水体危害较大的是 人为污染。,75,水污染概况,全世界约有10亿多人由于饮用水被污染，受到疾病传染的