ΓΕΩΧΗΜΕΙΑ ΥΔΑΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΑΡΙΑ ΝΗ ΑΡΓΥΡΑΚΗ

Transcript

1 ΓΕΩΧΗΜΕΙΑ ΥΔΑΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΑΡΙΑ ΝΗ ΑΡΓΥΡΑΚΗ 1

2 ΠΕΡΙΕΧΟΜΕΝΑ ΜΑΘΗΜΑΤΟΣ 1. Βασικές έννοιες χημικής ισορροπίας υδατικών διαλυμάτων 2. Παράγοντες ελέγχου διαλυτότητας υλικών της γεώσφαιρας- σημασία του ph 3. Είδη του άνθρακα στην υδρόσφαιρα 4. Σημασία του Eh 2

3 ΑΤΜΟΣΦΑΙΡΑ Βροχόπτωση Εξάτμιση Υ ΡΟΣΦΑΙΡΑ Τροφή Αναπνοή / Φωτοσύνθεση Ηφαιστειακές Εκρήξεις Χημική ιζηματογένεση ΒΙΟΣΦΑΙΡΑ Υδροθερμική ραστηριότητα Αποσάθρωση ΛΙΘΟΣΦΑΙΡΑ Βιοορυκτογένεση

4 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ δ + εσμοί υδρογόνου δ - δ + H 3 O + ιαφορά ηλεκτραρνητικότητας H & O ιπολικά μόρια εσμοί υδρογόνου ιαλυτική ικανότητα νερού Eby, σελ Ομοιοπολικοί δεσμοί 4

5 Ελάττωση πυκνότητας νερού με στερεοποίηση σε πάγο. Πάγος: 24 μόρια νερού Υγρό νερό: 27 μόρια νερού Καταλαμβάνουν τον ίδιο όγκο 5

6 ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ Ιδιότητα Θερμοχωρητικότητα Λανθάνουσα θερμότητα τήξης Λανθάνουσα θερμότητα εξάτμισης Διαλυτική ικανότητα Διαφάνεια Φυσική κατάσταση Επιφανειακή τάση Θερμική αγωγιμότητα Ιξώδες Σύγκριση με άλλες ουσίες Η υψηλότερη από όλα τα κοινά υγρά (εκτός αμμωνίας) και στερεά 1cal/g o C Η υψηλότερη από όλα τα κοινά υγρά (εκτός αμμωνίας) και στερεά Η υψηλότερη από όλες τις κοινές ουσίες Διαλύει τις περισσότερες ουσίες (ιδιαίτερα τις ιοντικές ενώσεις) σε μεγαλύτερη ποσότητα από κάθε άλλο κοινό υγρό Υψηλή για το ορατό φως Η μόνη ουσία που απαντά και στις 3 φάσεις σε επιφανειακές συνθήκες Η υψηλότερη από όλα τα κοινά υγρά Η υψηλότερη από όλα τα κοινά υγρά Σχετικά χαμηλό EBY, 2004, σελ. 23 6

7 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ΟΞΕΑ Ουσίες που περιέχουν Η το οποίο μπορούν να αποβάλουν ως Η + «Πρωτονιοδότες» κατά Bronsted-Lowry «Ηλεκτρονιοδέκτες» κατά Lewis π.χ. HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - Εύκολη αποβολή Η + Ισχυρό οξύ ύσκολη αποβολή Η + Ασθενές οξύ 7

8 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ΒΑΣΕΙΣ Ουσίες που μπορούν να δέχονται στο μόριό τους Η + «Πρωτονιοδέκτες» κατά Bronsted-Lowry «Ηλεκτρονιοδότες» κατά Lewis π.χ. NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - Εύκολη αποδοχή Η + Ισχυρή βάση ύσκολη αποδοχή Η + Ασθενής βάση 8

9 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ΣΤΑΘΕΡΑ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ ΧΗΜΙΚΗΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΗΣ aa + bb cc + dd Στην κατάσταση ισορροπίας της αντίδρασης, η σταθερά Ισορροπίας Κc συνδέει τις K c = [ C] [ A] c a [ D] [ B] d b ενεργότητες (συγκεντρώσεις) των ουσιών που μετέχουν στην αντίδραση. 9

10 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ΣΤΑΘΕΡΑ ΔΙΑΣΤΑΣΗΣ ΟΞΕΟΣ H 2 CO 3 + H 2 O HCO 3- + H 3 O + ή H 2 CO 3 HCO 3- + H + + K a = [ HCO3 ] [ H3O ] [ H CO ] [ H O] ή + K a = [ HCO3 ][ H [ H CO ] 2 3 ] >> Κ α Ισχυρό οξύ, << K α Ασθενές οξύ pk = log a K a (Προσοχή! << pk α ισχυρό οξύ) Ανάλογα ορίζεται η σταθερά διάστασης βάσης Κ b 10

11 pk α ΟΞΕΩΝ ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝΤΙΚΗΣ ΣΗΜΑΣΙΑΣ ΟΞΥ ΤΥΠΟΣ pk a1 pk a2 pk a3 Υδροχλωρικό HCl -3 Θειικό H 2 SO Νιτρικό HNO3 0 Οξαλικό H2C2O Φωσφορικό H3PO Υδροφθορικό HF 3.18 Μυρμηκικό HCOOH 3.75 Οξικό CH3COOH 4.76 Ανθρακικό H2CO Βορικό H3BO >14 Πυριτικό H4SiO Ισχυρό Ασθενές 11

12 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ ph H 2 O H + + ΟH - Στους 25 C K w + [ H ][ OH ] + 14 = = [ H ][ OH [ H O] 2 ] = 10 G R = (0) + (-157.2)-( ) = logk w = / = -14 pk w = log K w ph + poh = 14 = log[ H + ] log[ OH ] = ph = poh = 7 Ουδέτερο διάλυμα ph < 7 Όξινο διάλυμα ph > 7 Αλκαλικό διάλυμα ph φυσικών νερών 4 10 (ρυθμίζεται μέσω αντιδράσεων συστατικών της λιθόσφαιρας- υδρόσφαιραςατμόσφαιρας) 12

13 ph ΦΥΣΙΚΩΝ ΝΕΡΩΝ Συχνότητα εμφάνισης Ισχυρά οξέα Ασθενή οξέα Άλατα ασθενών Οξέων και Ισχυρές βάσεις Ισχυρές βάσεις Ισχυρά οξέα: Νιτρικό από οξείδωση Nox που παράγονται κατά τη καύση (όξινη βροχή) Θειικό από οξείδωση σουλφιδίων και καύση ορυκτών ανθράκων (όξινη βροχή) Ασθενή οξέα: Ανθρακικό οξύ, πυριτικό οξύ και διάφορα οργανικά οξέα. Ανθρωπογενούς προέλευσης (οξικό οξύ σε ΧΥΤΑ και μυρμηκικό με υδρογονάνθρακες Νερά σε ισορροπία με το ατμοσφαιρικό CO 2 έχουν ph~ 5.7 (διάσταση ανθρακικού οξέος) Ορυκτά = άλατα ασθενών οξέων με ισχυρές βάσεις (π.χ. CaCO 3, CaAl 2 SiO 8 ) 13

14 ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ ΔΙΑΣΤΑΣΗΣ ΑΣΘΕΝΟΥΣ ΟΞΕΟΣ Υπολογισμός συγκέντρωσης Η + σε διάλυμα 0.1 mol CH 3 COOH σε 1 L νερού: Ασθενές οξύ μόνο μικρή ποσότητα του διαλυμένου οξέος διίσταται, έστω x CH 3 COOH CH 3 COO - + Η x mol x mol x mol έχουμε μετά τη διάσταση στο διάλυμα K a x 2 + [ H ][ CH 3COO = [ CH COOH ] x ] = = 0 [ x][ x] [0.1 x] = 2 [ x] 1 [10 x] = x = b ± ( b 2 2a 4ac) =

15 ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ Γινόμενο διαλυτότητας Η σταθερά ισορροπίας για αντίδραση μεταξύ ενός στερεού (ορυκτού) και του κορεσμένου διαλύματός του (δηλαδή στο σημείου όπου το στερεό παύει να διαλύεται), π.χ.: CaCO 3(ασβεστίτης) Ca 2+ + CΟ [ Ca ][ CO3 ] K sp = = [ Ca ][ CO3 ] = στους 25 C [ CaCO ] pk sp = log K sp = Προσοχή στη στοιχειομετρία της αντίδρασης για τους υπολογισμούς 15

16 pk sp επιλεγμένων ορυκτών ενώσεων στους 25 C ΤΥΠΟΣ pk sp TYΠΟΣ pk sp Αλογονούχα Ανθρακικά PbCl2 4.8 CaCO3 8.3 BaF2 5.8 BaCO3 8.3 CuCl 6.7 FeCO AgCl 9.7 MgCO3 6.5 CaF Θειούχα Θειικά PbS 27.5 BaSO HgS 53.3 CaSO4 4.5 ZnS 24.7 PbSO4 7.8 Φωσφορικά SrSO4 6.5 Ca5(PO4)3F

17 ΤΟ ΣΥΣΤΗΜΑ ΤΟΥ ΑΝΘΡΑΚΙΚΟΥ ΟΞΕΟΣ Ανθρακικό οξύ = το αφθονότερο οξύ στα φυσικά νερά Συνδυασμός ανθρακικού οξέος και ανθρακικού ασβεστίου ρύθμιση ρη φυσικών νερών Αντιδράσεις διάστασης- σταθερές διάστασης στους 25 o C H 2 CO 3 HCO 3- + H + HCO 3- CO H + K K a1 a [ HCO3 ][ H = [ H CO ] 3 [ CO ][ H = [ H CO ] ] = 10 ] = [ HCO3 [ H CO 2 3 [ CO [ H CO 3 3 ] 10 = ] [ H ] 10 = ] [ H ] ] 17

18 ΣΧΕΤΙΚΗ ΑΦΘΟΝΙΑ (ΕΝΕΡΓΟΤΗΤΕΣ) ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΕΙΔΩΝ ΤΟΥ C ΩΣ ΣΥΝΑΡΤΗΣΗ ΤΟΥ ph 18

19 ΟΞΥΤΗΤΑ ΚΑΙ ΑΛΚΑΛΙΚΟΤΗΤΑ Οξύτητα = ικανότητα του νερού να δίνει πρωτόνια Προσδιορίζεται με ογκομέτρηση του διαλύματος με μία ισχυρή βάση Επηρεάζει την : αποσάθρωση πυριτικών και ανθρακικών ορυκτών μεταφορά μεταλλικών ιόντων στο διάλυμα λειτουργία υδατικών οικοσυστημάτων Υψηλή οξύτητα περιβαλλοντικά επιβλαβής. Αλκαλικότητα = ικανότητα του νερού να προσλαμβάνει πρωτόνια Προσδιορίζεται με τιτλοδότηση του διαλύματος με ένα ισχυρό οξύ Προσδιορίζει την ικανότητα των νερών να αντισταθμίζουν προσθήκες οξέων Θεωρείται γενικά θετικό χαρακτηριστικό Στα συνήθη φυσικά νερά καθορίζεται από το σύστημα του ανθρακικού οξέος Alkalinity = [HCO 3- ] + 2[CO 3 2- ] + [OH - ] [H + ] 19

20 ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΕΛΕΓΧΟΥ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ Συγκεντρώσεις στοιχείων στη γήινη επιφάνεια Στοιχείο Επιφανειακά νερά (mg l -1 ) Υπόγεια νερά (mg l -1 ) Ηπειρωτικός φλοιός (g kg -1 ) C Ca Cl K Mg Na S Si Al Fe ph TDS

21 ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΕΛΕΓΧΟΥ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ Φορτίο (z) & ακτίνα (r) Ιόντων (Ιοντικό δυναμικό) 1. Ιόντα με χαμηλό λόγο z/r ιαλύονται εύκολα ως απλά κατιόντα ή ανιόντα π.χ. Na +, Cl - 2. Ιόντα με ενδιάμεσο λόγο z /r π.χ. Al 3+, Fe 3+, Si 4+ ιαλύονται δύσκολα γιατί σχηματίζουν στερεές ενώσεις αποσπώντας OH - από τα μόρια του νερού (υδρόλυση), Fe H 2 O Fe(OH) 3(στερεό) + H + 3. Ιόντα με υψηλό λόγο z /r ιαλύονται εύκολα ως χημικές ρίζες (SO 4 2-, NO 3-, CO 3 2- ) αποσπώντας Ο από τα μόρια του νερού S (στερεό) + 4Η 2 Ο SO H + ΠΡΟΣΟΧΗ! Τα παραπάνω κριτήρια αγνοούν τις αλληλεπιδράσεις στοιχείων στη διαλυτότητα 21

22 ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΕΛΕΓΧΟΥ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ ph υδρόλυσης Ιόν ph υδρόλυσης Fe Al Cu Pb Zn Mg Πρόβλεψη διασποράς μετάλλων μέσω της όξινης απορροής μεταλλείων: ph<2 μέταλλα διαλυτά σε μορφή κατιόντων (Pb 2+, Cu 2+, Zn 2+ ). Καθώς το ph αυξάνει στα κατάντη λόγω ανάμιξης με καθαρό νερό τα μέταλλα αρχίζουν να καθιζάνουν ως στερεές ενώσεις υδροξειδίων (π.χ. Pb(OH)2) 22

23 ΛΑΥΡΙΟ: ΟΞΙΝΗ ΑΠΟΡΡΟΗ ΣΕ ΚΑΝΑΛΙ ΙΟΧΕΤΕΥΣΗΣ 23

24 ΠΡΟΣΡΟΦΗΣΗ ΚΑΤΙΟΝΤΩΝ ΜΕΤΑΛΛΩΝ ΩΣ ΣΥΝΑΡΤΗΣΗ ΤΟΥ ph Όταν η επιφάνεια του προσροφητικού μέσου είναι αρνητικά φορτισμένη τα μέταλλα προσροφώνται άμεσα για μια στενή περιοχή του ph. Αλλαγές στο ph οδηγούν είτε στην προσρόφηση διαλυμένων κατιόντων είτε στην εκρόφηση από σωματίδια. 24

25 ΜΟΡΦΗ ΕΜΦΑΝΙΣΗΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ ΣΕ ΥΔΑΤΙΚΑ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ Μορφή εμφάνισης στοιχείων σε διαλύματα διαφορά τοξικότητας: Al 3+ τοξικό ενώ Al(OH)4 μη τοξικό. Αs 3+ τοξικό, Αs 5+ λιγότερο τοξικό, οργανικές ενώσεις μη τοξικές. Cr 3+ απαραίτητο, Cr 6+ καρκινογόνο. Cu 2+ τοξικό σε θαλάσσια συστήματα, χουμικές ενώσεις Cu μη τοξικές. Ανόργανες ενώσεις Hg πιο ακίνδυνες από οργανικές ενώσεις Hg. Ο Pt σχηματίζει υδατοδιαλυτές (οπότε επικίνδυνες) ενώσεις μόνο μετά από τη εκπομπή του από καταλυτικά οχήματα. Ο Fe 2+ είναι πιο αποτελεσματικός κατά της αναιμίας από τον Fe 3+. Παράγοντες ελέγχου: ph, Eh 25

26 ΔΥΝΑΜΙΚΟ ΟΞΕΙΔΟΑΝΑΓΩΓΗΣ Eh Οξείδωση: Απώλεια ηλεκτρονίων (αύξηση σθένους) π.χ. Zn(0) Zn(II) ή Zn Zn 2+ Αναγωγή: Πρόσληψη ηλεκτρονίων (ελάττωση σθένους) π.χ. Cu(II) Cu(0) Φαινόμενο οξειδοαναγωγής = μεταφορά ηλεκτρονίων Zn(0) + Cu(II) Zn(II) + Cu (0) Η διαφορά δυναμικού που αναπτύσσεται αποτελεί μέτρο της ενέργειας της αντίδρασης. Το Eh χρησιμοποιείται ανάλογα με τη σταθερά ισορροπίας για αντιδράσεις οξειδοαναγωγής. 26

27 Eh = ΣΧΕΣΗ Eh Kc E log n o K c όπου n ο αριθμός ηλεκτρονίων που μετακινούνται. Μετρώντας το Eh και γνωρίζοντας το Eo μπορούμε να προβλέπουμε τη κυρίαρχη μορφή στοιχείων που λαμβάνουν μέρος σε αντιδράσεις οξειδοαναγωγής. π.χ. Έστω η ημι-αντίδραση Fe 2+ Fe 3+ +e με Eh = 0.3 v και Eo = 0.77 v: Eh = Eo + log Kc n [ Fe 0.5 = log 1 [ Fe ] ] [ Fe log [ Fe ] = 4.58 ] [ Fe [ Fe ] = 10 ] 4.58 Μικρός λόγος άρα ο σίδηρος εμφανίζεται με τη δισθενή μορφή. 27

28 ΟΞΕΙΔΟΑΝΑΓΩΓΙΚΗ ΡΥΘΜΙΣΗ ΣΤΑ ΦΥΣΙΚΑ ΝΕΡΑ οξείδωση οξείδωση ζύμωση 28

29 ΟΞΕΙΔΟΑΝΑΓΩΓΙΚΗ ΚΑΤΑΤΑΞΗ ΦΥΣΙΚΩΝ ΠΕΡΙΒΑΛΛΟΝΤΩΝ Περιβάλλον Διαλυμένα αέρια (10 6 mol/ L) Χαρακτηριστικές φάσεις Οξικό O 2 >30 Αιματίτης, γκαιτίτης, φερυδρίτης, φάσεις τύπου MnO 2, απουσία οργανικής ύλης Υπο οξικό O 2 <30 και 1 Αιματίτης, γκαιτίτης, φερυδρίτης, φάσεις τύπου MnO 2, ελάχιστη οργανικής ύλη Ανοξικό O 2 <1 Σιδηροπυρίτης, μαρκασίτης, ροδοχρωσίτης, οργανική ύλη Σουλφιδικό H 2 S 1 Μη σουλφιδικό H 2 S <1 Μετα οξικό Μεθανικό Χαμηλής θερμοκρασίας σιδηρούχα πυριτικά, σιδηρίτης, βιβιανίτης, ροδοχρωσίτης, απουσία θειούχων, ελάχιστη οργανική ύλη Σιδηρίτης, βιβιανίτης, ροδοχρωσίτης, θειούχες φάσεις, οργανική ύλη 29