水化學(xué)——水污染教程

1、水化學(xué) 水污染 溶液的通性及應(yīng)用 可溶電解質(zhì)在水溶液中的單相離子平衡 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡 水的污染及其處理 3-1 溶液的通性 討論由難揮發(fā)性溶質(zhì)B和溶劑A組成的溶液所引起溶液的蒸氣壓下降、沸點上升和凝固點下降，以及溶液滲透壓等。 干燥劑抗凝劑、冷凍劑、反滲透、科學(xué)實驗技術(shù)等都與這些性質(zhì)有關(guān)。非電解質(zhì)稀溶液的依數(shù)性（colligative properties dilute nonelectroiyte solution） 依數(shù)性的含義 難揮發(fā)的非電解質(zhì)的稀溶液的性質(zhì)與濃度(或者是與溶液中的“粒子數(shù)”的多少）有關(guān)而與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān). Ostwald 稱其為“依數(shù)性” . 溶液的幾種性質(zhì)與

2、水的比較物質(zhì) Tb / Tf / 20/(gcm-3)純水 100.00 0.00 0.9982糖水0.5molkg-1 100.27 -0.93 1.0687尿素溶液0.5molkg-1 100.24 -0.94 1.00121 蒸氣壓下降（1） 蒸氣壓 純液體和它的蒸氣處于平衡狀態(tài)時，蒸氣具有的壓力叫做該溫度下液體的飽和蒸氣壓。例如水: 20時，飽和蒸氣壓為2339Pa 100時，飽和蒸氣壓為101.325kPa。 (2) 蒸氣壓下降 往溶劑(如水)中加入一種難揮發(fā)的溶質(zhì)，使它溶解而生成溶液時，溶劑的蒸氣壓力便下降。同一溫度下，純?nèi)軇┱魵鈮毫εc溶液蒸氣壓力之差叫做溶液蒸氣壓下降。（3）拉烏

3、爾定律（Raoults law） 在一定溫度下稀溶液的蒸汽壓等于純?nèi)軇┑恼羝麎撼艘匀軇┰谌芤褐械牧糠謹(jǐn)?shù)。 ppAxA xAnA /(nA+nB)， xBnB/(nA+nB) ppA-ppAxB 一定溫度下，稀溶液的蒸汽壓的下降與溶質(zhì)B的量濃度成正比。例題1 已知20 時水的飽和蒸汽壓為2.33 kPa. 將17.1g蔗糖C12H22O11 與3.00g尿素CO(NH2)2分別溶于100g水. 計算形成溶液的蒸汽壓.解：兩種溶液中水的量分?jǐn)?shù)相同2溶液的沸點上升和凝固點下降 (1) 沸點與凝固點 沸點是液體的蒸氣壓等于外壓時對應(yīng)的溫度； 凝固點是液相的蒸氣壓力與固相蒸氣壓力相等時對應(yīng)的溫度。 在外

4、壓一定條件下，晶態(tài)的純物質(zhì)有一定的凝固點和沸點。向溶劑中加入溶質(zhì)，溶劑的凝固點會下降、沸點會上升。(2) 非電解質(zhì)溶液的沸點升高與凝固點降低 由于溶液的蒸汽壓下降，要使其沸騰即蒸汽壓達(dá)到外界壓力就必須使其溫度繼續(xù)升高Tb達(dá)到新的沸點才能沸騰. 同理，蒸氣壓下降的結(jié)果導(dǎo)致溶液凝固點下降 沸點升高 TbKb.mb凝固點下降 TfKf.mb例題2 已知純苯的沸點是80.2 ，取2.67 g萘(C10H8) 溶于100g苯中測得該溶液的沸點為80.731 試求苯的沸點升高常數(shù).解 萘的摩爾質(zhì)量m(C10H8)=128.0g.mol-1 mb(2.67/128)/(100/1000)mol.kg-1 =

5、0.2086 mol.kg-1由 Kb Tb/mb 0.531K/0.2086 mol.kg-1凝固點下降的應(yīng)用 汽車的散熱器(水箱)的用水，在寒冷的季節(jié)，通常加入乙二醇C2H4(OH)2使溶液的凝固點下降而防止凍結(jié)。 滲透壓 （1）滲透現(xiàn)象與滲透壓 只允許溶劑的分子通過，不能允許溶質(zhì)分子通過的膜叫做半透膜。用半透膜將濃度不等的溶液隔開,濃度較低一邊的溶劑分子透過半透膜進(jìn)入濃度高的溶液一邊，使其液面升高的現(xiàn)象叫做滲透現(xiàn)象。 滲透是溶劑通過半透膜進(jìn)入溶液的單方向擴(kuò)散過程。要使溶液的液面不上升，必須在溶液面上施加一定壓力。 當(dāng)施加的壓力達(dá)到某一值時，能實現(xiàn)膜的內(nèi)外液面高度相等，此時溶液液面上所增加

6、的壓力就等于溶液的滲透壓力。 因此，滲透壓可理解為：為阻止溶劑分子透過半透膜進(jìn)入溶液而維持兩邊液面等高必須在溶液一邊需要施加的額外壓力。 難揮發(fā)的非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓與溶液的濃度(mol.dm-3)及絕對溫度成正比。 以表示滲透壓(Pa），c表示濃度(mol.m-3)，T表示熱力學(xué)溫度(K)，n表示溶質(zhì)的物質(zhì)的量(mol)，V表示溶液的體積（m3)，則 例題3 測得人體血液的冰點降低值Tf= 0.56 求在體溫37 時的滲透壓.解：cRT1000=1000 (0.56/1.86) 8.314(273+37）=7.756105Pa(2) 滲透壓在生物學(xué)中的意義。 生物的細(xì)胞膜具有半透膜的性質(zhì)，

7、滲透壓是引起水在生物體中運(yùn)動的基本推動力。 一般植物細(xì)胞汁的滲透壓約可達(dá)2000kPa，水分可以從植物的根部被送到數(shù)十米高的頂端 二 電解質(zhì)溶液的通性 電解質(zhì)溶液，或濃度較大的溶液也具有溶液蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質(zhì)。 如海水不易結(jié)冰，其凝固點低于273.15K，而沸點則可高于373.15K。 工業(yè)上或?qū)嶒炇抑谐Ｓ媚承┮壮苯馕镔|(zhì)，如氯化鈣、五氧化二磷等作為干燥劑，就是因為這些物質(zhì)能使其表面所形成的溶液的蒸氣壓力顯著下降，即這些物質(zhì)能不斷地吸收水蒸氣。 但是，稀溶液定律所表達(dá)的依數(shù)性與溶液濃度的定量關(guān)系不適用于濃溶液和電解質(zhì)溶液。 因為在濃溶液中，溶質(zhì)微粒之間的相互影響以及溶

8、質(zhì)微粒與溶劑分子之間的相互影響大大加強(qiáng)。這些復(fù)雜的因素使其對稀溶液定律的定量關(guān)系產(chǎn)生了偏差。 在電解質(zhì)溶液中，由于電解質(zhì)的解離，溶液中溶質(zhì)粒子數(shù)增加，其凝固點下降數(shù)值比相同濃度(m)的非電解質(zhì)溶液的凝固點下降數(shù)值要大。 偏差的大小可用電解質(zhì)溶液與同濃度非電解質(zhì)溶液的凝固點下降的比值 i 表示 iTf/Tf 思考題： 排出下列溶液凝固點由高到低的順序1. c(C6H6O6)=0.10mol.dm-32. c(CaCl2)=0.05 mol.dm-33. c(Na3PO4)=0.033 mol.dm-34. c(KNO3)=0.10 mol.dm-3參考答案； 1. C粒子(C6H6O6)=0.1

9、0mol.dm-3 2. c粒子(CaCl2)=0.15 mol.dm-3 3. c粒子(Na3PO4)=0.13 mol.dm-3 4. c粒子(KNO3)=0.20 mol.dm-3 凝固點下降高低順序為4231 凝固點由高到低順序為1、3、2、4 小結(jié)：非電解質(zhì)稀溶液依數(shù)性： 蒸氣壓下降 PA=pAxB 沸點升高 TbKbmB KbR(Tb.A)2MA/VAPHm.A 凝固點下降 TfKfmB KfR(Tf.A)2MA/subHm.A 滲透壓 V= nBRT 電解質(zhì)溶液解離出的粒子個數(shù)愈多，偏離依數(shù)性規(guī)律也愈大。 作業(yè)： p157: 6 3-2 水溶液中的單相離子平衡 單相離子平衡可分為

10、酸、堿的解離平衡及配離子的解離平衡兩類。 酸和堿在水溶液中的解離平衡 1. 酸堿理論A 電離理論 由Arrhenius提出（1）要點： 解離出的正離子全部是H+的物質(zhì)叫酸； 離解出的負(fù)離子全部是OH-的物質(zhì)叫堿。 酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是 H+ + OH- = H2O（2）優(yōu)缺點： Arrhenius電離理論簡單，是第一個電解質(zhì)溶液理論，對溶液理論的發(fā)展具有重要作用； 缺點是把酸堿的概念局限于水溶液系統(tǒng)內(nèi)，難于解釋非水系統(tǒng)進(jìn)行的反應(yīng)。例如， NH3與 HCl在氣相或者在苯中反應(yīng)也生成NH4Cl，電離理論就不能解釋。 （1）要點 反應(yīng)中任何能給出質(zhì)子的分子或離子，即質(zhì)子給予體叫做酸. 反應(yīng)中任何能接受質(zhì)

11、子的分子或離子，即質(zhì)子接受體叫做堿. 酸堿反應(yīng)是質(zhì)子由質(zhì)子給予體向質(zhì)子接受體的轉(zhuǎn)移過程.B 質(zhì)子理論(J.N.Brnsted等人提出)水為兩性物質(zhì)（2）質(zhì)子理論的特點 該定義不涉及發(fā)生質(zhì)子轉(zhuǎn)移的環(huán)境，故而在氣相和任何溶劑中均通用. 質(zhì)子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質(zhì)子理論中都是離子酸或離子堿，如NH4Cl 中的NH4+是離子酸， Cl是離子堿. 得失質(zhì)子的物質(zhì)組成共軛酸堿對 HB = H+ + B- 酸質(zhì)子+共軛堿 酸堿反應(yīng)的實質(zhì)是兩個共軛酸堿對之間的質(zhì)子傳遞反應(yīng)。 酸越強(qiáng)，其共軛堿越弱；堿越強(qiáng)，其共軛酸越弱 反應(yīng)總是由相對較強(qiáng)的酸和堿向生成相對較弱的酸和堿的方向進(jìn)行2. 弱酸弱堿的水

12、溶液中的離子平衡及pH值的計算(1) 弱酸與弱堿的解離常數(shù) 酸、堿溶液中存在著解離平衡，其平衡常數(shù)叫做解離常數(shù)，可分別用Ka及Kb表示。 例1：計算氨的離解常數(shù)Kb思考題：計算K有哪幾種常用方法？(2) 一元弱酸、弱堿的解離度及溶液pH的計算 醋酸HAc HAc(aq) + H2O(l)= H3O+(aq) + Ac-(aq) HAc(aq) = H+(aq) + Ac-(aq) 解離度的定義設(shè)一元酸的濃度為c，離解度為，則 當(dāng)很小時， 1- 1 溶液的解離度與其濃度平方根成反比。即濃度越稀，解離度越大，這個關(guān)系式叫做稀釋定律。 和Ka都可用來表示酸的強(qiáng)弱，但隨 c 而變，在一定溫度時，Ka不

13、隨 c 而變，是一個常數(shù)。例題3 已知25時， 0.200molL-1氨水的電離度為0.934%，求c(OH), pH值和氨的離解常數(shù).解： 這幾個關(guān)系式是弱酸溶液計算的基本關(guān)系式，要求初步掌握其計算 . 同理，一元弱堿的電離平衡 酸的酸性越強(qiáng)，其共軛堿的堿性就越弱，共軛酸堿的離解常數(shù)的乘積等于水的離子積KW.例4 計算0.100mol.dm-3的NH4Cl溶液的PH,已知NH4+的Ka5.6510-10解：7.510-6.mol.dm-3p H -lg(7.510-6)=5.12例題5 向1.0L濃度為0.10mol.L-1的HAc溶液中加入0.10mol的NaAc(s)，溶液的pH變化多少

14、？（已知Ka1.810-5）解： 1.0L 0.10mol.L-1的HAc溶液的pH c(H+) p H(1)=2.87加入0.10molNaAc(s)后，設(shè)H+濃度為x HAc + H2O = H3O+ + Ac-平衡濃度 0.10-x x 0.10+x x很小，0.10+x0.10，0.10-x0.10 x1.810-5 p H(2)=4.75 p H=4.75-2.87=1.87 思考題 弱酸的濃度越低，其離解度越高，因而溶液的酸性也越強(qiáng)，pH越低。該說法對嗎？為什么？參考答案 不對，因為酸性強(qiáng)弱由溶液中H+濃度確定，雖然弱酸的濃度越低，離解度越高，但由于濃度降低很多，溶液中氫離子濃度會

15、降低，溶液的pH升高。例題 6 計算0.10mol.dm-3的NaAc溶液的pH. 解 ：反應(yīng)為 Ac-1 + H2O = HAc + OH-1 ，查得 多元酸的解離平衡 多元酸的解離是分級進(jìn)行的，每一級都有一個解離常數(shù) 溶液中的H+主要來自于弱酸的第一步離解，計算c(H+)或pH 時可只考慮第一步離解.計算式與一元酸相同。 例題7 計算0.100mol.dm-3的H2S溶液的pH解：二 緩沖溶液和pH的控制1 緩沖溶液（the buffered solution） 能抵抗少量外來強(qiáng)酸或強(qiáng)堿加入保持溶液的pH值基本不變的溶液叫做緩沖溶液.2. 緩沖原理 以HAc-NaAc系統(tǒng)為例， 加入少量強(qiáng)

16、酸，H離子與Ac離子結(jié)合形成HAc分子，平衡向左移動，溶液中H濃度不會有顯著變化； 加入少量強(qiáng)堿，強(qiáng)堿會與H結(jié)合，平衡向右移動，H濃度仍不會有顯著變化。 組成緩沖溶液的一對共軛酸堿，如HAcAc -，NH4+-NH3 , H2PO4HPO42-等叫做緩沖對。 2. 緩沖溶液pH值的計算(calculate the pH of buffered solutions) 緩沖溶液由共軛酸堿對組成：NH4+-NH3 , H2PO4HPO42- 計算公式很小（10-4）時，解:(1)HAc的離解度(2) 加入的1.00mo1.dm-3 HCl由于稀釋，濃度變?yōu)?由于加入的鹽酸離解出的H+與Ac-結(jié)合生成

17、HAc，因此3. 緩沖溶液的應(yīng)用和選擇原則 緩沖溶液可控制溶液的PH，應(yīng)用很廣。 金屬腐蝕與防腐 在硅半導(dǎo)體器件生產(chǎn)過程中用氫氟酸腐蝕以除去硅片表面沒有用膠膜保護(hù)的那部分氧化膜SiO2，反應(yīng)為 Si02 十 6HF H2SiF6 十 2H20 單獨用HF溶液作腐蝕液，H濃度大，隨著反應(yīng)的進(jìn)行H濃度會發(fā)生變化，pH值不穩(wěn)定，造成腐蝕的不均勻。因此需應(yīng)用HF和NH4F的混合溶液進(jìn)行腐蝕，才能達(dá)到工藝的要求。 金屬電鍍 電鍍液中，常常采用H2PO4-1-HPO4-2來控制溶液的pH值。制革、染料 在制革、染料等工業(yè)以及化學(xué)分析中也需應(yīng)用緩沖溶液。 土壤pH控制 土壤中由于含有H2CO3NaHCO3和

18、NaH2PO4Na2HPO4以及其他有機(jī)弱酸及其共扼堿所組成的復(fù)雜的緩沖系統(tǒng)，能維持一定的pH值。 血液pH控制 依賴H2CO3-NaHCO3等所形成的緩沖系統(tǒng)以維持pH值在7.4附近。如果酸堿度突然發(fā)生改變，當(dāng)PH值的改變超過0.5時，就可能會危及生命。 選擇緩沖溶液的基本原則 緩沖對中任一種物質(zhì)的濃度過小都會使溶液喪失緩沖能力。因此兩者濃度之比值最好趨于1。 緩沖范圍： pKa1課堂提問：p155 13題；15題 三 配離子的解離平衡 1. 配合物與配離子 配合物可看成是由簡單化合物生成的復(fù)雜化合物。 由一個簡單正離子(稱為中心離子)和幾個中性分子或它種離子(稱為配位體)結(jié)合而成的復(fù)雜離子

19、叫做配離子。2 配離子的解離平衡 Ag(NH3)2+配離子的總的離解 例題9解：查表3 配離子解離平衡的移動 實驗：往深藍(lán)色的Cu(NH3)4溶液中加入少量稀H2SO4,溶液會由深藍(lán)色轉(zhuǎn)變?yōu)闇\藍(lán)色。 解釋：這是由于加入的H(aq)與NH3結(jié)合，生成了NH4(aq)，促使Cu(NH3)42+進(jìn)一步解離： 在配離子反應(yīng)中，一種配離子可以轉(zhuǎn)化為另一種更穩(wěn)定的配離子，即平衡移向生成更難解離的配離子的方向。例如小結(jié)：緩沖溶液 配離子解離平衡與多元弱酸離解平衡類似。作業(yè)： p158159 8； 9； 11； 14； 17 3-3 難溶電解質(zhì)的多相離子平衡 溶度積常數(shù)和溶解度(solubility prod

20、uct constant and solubility) 離子積和溶度積規(guī)則(ion product & rule of solubility product) 沉淀-溶解平衡的移動（mobile of precipitation dissolution equilibrium）一 多相離子平衡和溶度積常數(shù)Ksp 溶解度 (中學(xué)里)把某溫度下100克水里某物質(zhì)溶解的最大克數(shù)叫溶解度(g/100gH2O). 熱力學(xué)中，把在一定溫度和壓力下固-液達(dá)到平衡時的飽和溶液里的物質(zhì)濃度稱為“溶解度”，用S(mol/dm-3) 表示. 溫度一定時，難溶電解質(zhì)的飽和溶液中，離子濃度的乘積為一常數(shù)，叫做溶度積常

21、數(shù)，計為Ksp 。 溶度積固體硫酸鋇為純物，無濃度變化 1. Ksp的熱力學(xué)計算 計算公式： - RTlnKsprGm rGm 計算方法為 rGm=BfGm(B) rGm=rHm-TrSm rHm=BfHm(B) rSm=BS(B) 2 溶度積與溶解度之間的關(guān)系例題2 已知求Ag2CrO4在在水中的溶解度。解：課堂練習(xí)題參考答案 經(jīng)計算可知選(C) 結(jié)論：同類電解質(zhì)，Ksp愈小，s也愈小;不同類的電解質(zhì)應(yīng)根據(jù)算出的溶解度比較難溶程度。溶度積規(guī)則及其應(yīng)用 1. 溶度積規(guī)則(rule of solubilit product) AnBm（s）nAm+ (aq) + mBn- (aq)離子濃度乘積Q

22、的表達(dá)式為 沉淀析出 飽和溶液 無沉淀析出(沉淀可溶)（1）利用同離子效應(yīng)與溶度積規(guī)則判斷判斷沉淀是否完全，沉淀的生成或溶解。例3 求25時Ag2CrO4在0.010 mol L-1 K2CrO4 溶液中的溶解度。同離子效應(yīng) 在難溶電解質(zhì)飽和溶液中加入含有相同離子(即構(gòu)晶離子)的易溶強(qiáng)電解質(zhì)使難溶電解質(zhì)的溶解度降低的現(xiàn)象.2.溶度積規(guī)則的應(yīng)用例4 對已達(dá)到平衡的反應(yīng) 分別給其加入HCl 、BaCl2 或Na2CO3 溶液，會產(chǎn)生怎樣的結(jié)果？解；加鹽酸HCl 加Ba+2或CO3-2因此能促使BaCO3的生成。例5 25 時，某溶液中C(SO42-)為6.010-4 molL-1. 若向40.0L

23、該溶液加入0.010 molL-1 BaCl2溶液10.0L，問是否能生成BaSO4 沉淀？解：查表得 KSP 有時需要將一種沉淀轉(zhuǎn)化為另一種沉淀，如 鍋垢的主要組分之一CaSO4用Na2CO3溶液處理，可使CaSO4轉(zhuǎn)化為疏松而可溶于酸的CaCO3沉淀被清除。 (2) 確定沉淀的轉(zhuǎn)化條件KSP(CaSO4)=7.110-5; KSP(CaCO3)=4.9610-9 據(jù)溶度積規(guī)則，設(shè)法降低難溶電解質(zhì)飽和溶液中有關(guān)離子的濃度，使離子濃度乘積小于它的溶度積，就可使難溶電解質(zhì)溶解。 a) 利用酸堿反應(yīng) (3) 確定沉淀溶解的條件 CaCO3(s)+2H+(aq)Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O

24、(l)b) 利用配合反應(yīng) 當(dāng)難溶電解質(zhì)中的金屬離子與某些試劑(配合劑)形成更穩(wěn)定的配離子時，能使沉淀溶解。例如 照相底片中未爆光的AgBr，可用硫代硫酸鈉溶液洗去，反應(yīng)為 c) 利用氧化還原反應(yīng) 例6 在0.20L 的0.50mol L-1 MgCl2溶液中加入等體積的0.10 mol L-1的氨水溶液，問有無Mg (OH)2 沉淀生成？為了不使Mg (OH)2 沉淀析出至少應(yīng)加入多少克NH4Cl(s) (設(shè)加入NH4Cl(s) 后體積不變)解：小結(jié)：溶度積規(guī)則作業(yè)；p160 18；19；21 3-4 水的污染及防治 水是人類社會極為寶貴的自然資源，是維持人民生活需要與保證國民經(jīng)濟(jì)發(fā)展的重要物

25、質(zhì)基礎(chǔ)之一。據(jù)聯(lián)合國統(tǒng)計，地球上水的儲存量總計約138.6億億立方米。但是，與人類生活密切相關(guān)的淡水資源河流、湖泊和淺層地下水等只有104.6萬億立方米，不到地球總水儲量的萬分之一。 當(dāng)前，水的污染已成為全球的公害，是嚴(yán)重的社會問題。因此，合理地利用水資源，防治水的污染是是環(huán)境化學(xué)中的重要課題，也工程技術(shù)人員應(yīng)予重視和值得研究的一個課題。一 水中的污染物 水的污染主要是人為造成的。近幾十年來，人類社會的用水量與日俱增。一個工業(yè)城市每天從天然水體中取水?dāng)?shù)百萬噸，在使用后溶入和挾持著許多有毒、有害物質(zhì)以廢水的形式排放出來，絕大部分未經(jīng)處理最后流入了天然水體。此外，工礦廢渣和生活垃圾傾倒在水中或岸邊

26、，農(nóng)田施用的農(nóng)藥和化肥等經(jīng)降雨淋洗也使大量有毒、有害物質(zhì)流入天然水體中。 1 無機(jī)污染物 毒性較顯著的有汞、隔、鉛、鉻等重金屬的離子，砷的化合物以及氰化物。重金屬離子能使人體中的酶失去活性，它們的共同特點是即使含量很小也有毒性，它們能在生物體內(nèi)積累，不易排出體外，危害很大.2 有機(jī)污染物 主要有天然有機(jī)物、農(nóng)藥(殺蟲劑、殺菌劑、除草劑等)、 多苯環(huán)化合物、石油、人工合成的某些化工品，合成洗滌劑等。二 水污染的處理 1 混凝法 化學(xué)法 有以沉淀反應(yīng)和氧化還原反應(yīng)為主的處理方法。3 離子交換法 離子交換法的原理是利用離于交換樹脂能與水中雜質(zhì)離子進(jìn)行交換反應(yīng)，將雜質(zhì)離子交換到樹脂上去，原理為 4 電滲析法和反滲透法 三 評價水質(zhì)的工業(yè)指標(biāo) 水質(zhì)的優(yōu)劣取決于水中所含雜質(zhì)的種類和數(shù)量?？梢酝ㄟ^一些水質(zhì)指標(biāo)來評價水質(zhì)的優(yōu)劣，判斷它是否能滿足生活用水和各種不同工業(yè)用水對水質(zhì)的要求。1. 渾濁度 水中含有懸浮物質(zhì)就會產(chǎn)生渾濁現(xiàn)象，水的渾濁程度以“渾濁度”來量度，它是用待測水樣與標(biāo)準(zhǔn)比濁液比較而得到的。渾濁度是從外觀上判斷水是否純凈的主要指標(biāo)。2. 電導(dǎo)率 電導(dǎo)率表示水導(dǎo)電能力的大小，水中溶解的離子濃度越大，電荷越高，溫度越高，則其導(dǎo)電能力越強(qiáng)，電導(dǎo)率較大。電導(dǎo)率的單位為Sm-1。 298K純水的電導(dǎo)率約為5.510-6 Sm-1 ，蒸餾水的電導(dǎo)率