ΚΕΦΑΛΑΙΟ 4 Ετερογενεις Διεργασίες: Αλληλεπιδράσεις Μεταξύ Φάσεων στα Φυσικά Ύδατα

Σχετικά έγγραφα
6. Φωτοχημικές αντιδράσεις στα φυσικά νερά

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 4 ΑΛΛΗΛΕΠΙ ΡΑΣΕΙΣ ΜΕΤΑΞΥ ΦΑΣΕΩΝ ΣΤΑ ΦΥΣΙΚΑ Υ ΑΤΑ

ΑΝΟΡΓΑΝΟΙ ΡΥΠΟΙ ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΙ ΔΕΣΜΕΥΣΗΣ ΚΥΡΙΟΙ ΜΗΧΑΝΙΣΜΟΙ ΔΕΣΜΕΥΣΗΣ ΣΤΟ ΕΔΑΦΟΣ

Κροκίδωση Συσσωμάτωση Χημική κατακρήμνιση Πηγή: Μαρία Λοϊζίδου, ΕΜΠ, Αθήνα 2006

ΕΞΕΤΑΖΟΜΕΝΟ ΜΑΘΗΜΑ: XHMEIA A ΛΥΚΕΙΟΥ

7. ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ ΚΑΙ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΣΥΜΠΛΟΚΩΝ ΙΟΝΤΩΝ

ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ Ηµεροµηνία: Τετάρτη 23 Απριλίου 2014 ιάρκεια Εξέτασης: 2 ώρες ΕΚΦΩΝΗΣΕΙΣ

ΠΑΡΑΓΟΝΤΕΣ ΕΛΕΓΧΟΥ ΤΗΣ ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ ΑΝΟΡΓΑΝΩΝ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ ΚΑΙ ΙΟΝΤΩΝ ΣΕ ΥΔΑΤΙΝΑ ΣΥΣΤΗΜΑΤΑ. Ε. Κελεπερτζής

13. ΔΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑ ΚΑΙ ΙΣΟΡΡΟΠΙΕΣ ΣΥΜΠΛΟΚΩΝ

2. Βασικές αρχές-α. Χημικές ισορροπίες Αντιδράσεις οξέων βάσεων Οξειδοαναγωγικές διεργασίες

ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑ ΧΗΜΕΙΑΣ Α ΛΥΚΕΙΟΥ - ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ

Γενικά. Εικόνα 1. Πείραµα κροκίδωσης

1. Οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις στα φυσικά υδατικά συστήματα

Περιεχόμενα. Σύστημα υπόγειου νερού. Αντιδράσεις υδρόλυσης πυριτικών ορυκτών. Ρύθμιση ph

Αποκατάσταση Ρυπασμένων Εδαφών

Φροντιστήρια ΕΠΙΓΝΩΣΗ Αγ. Δημητρίου Προτεινόμενα θέματα τελικών εξετάσεων Χημεία Α Λυκείου. ΘΕΜΑ 1 ο

Θέμα Α. Ονοματεπώνυμο: Χημεία Α Λυκείου Διαγώνισμα εφ όλης της ύλης. Αξιολόγηση :

ΧΗΜΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΤΩΝ ΕΔΑΦΩΝ

Αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα. Κατερίνα Σάλτα 2ο Πρότυπο Πειραματικό Γενικό Λύκειο Αθηνών 2014

ΧΗΜΕΙΑ Γ' ΓΥΜΝΑΣΙΟΥ. + SO 4 Βάσεις είναι οι ενώσεις που όταν διαλύονται σε νερό δίνουν ανιόντα υδροξειδίου (ΟΗ - ). NaOH Na

Ποιοτική ανάλυση ιόντων 1 ο Πείραμα

Κεφάλαιο 3. Διεργασίες στη διεπιφάνεια υγρούστερεού

ΟΜΟΣΠΟΝΔΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΩΝ ΦΡΟΝΤΙΣΤΩΝ ΕΛΛΑΔΟΣ (Ο.Ε.Φ.Ε.) ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ 2019 Β ΦΑΣΗ

ΧΗΜΙΚΕΣ ΑΝΤΙ ΡΑΣΕΙΣ - ΧΗΜΙΚΕΣ ΕΞΙΣΩΣΕΙΣ

Περιβαλλοντική Χημεία - Γεωχημεία. Διαφάνειες 5 ου Μαθήματος Γαλάνη Απ. Αγγελική, Χημικός Ph.D. Ε.ΔΙ.Π.

ΜΑΓΔΑΛΗΝΗ ΕΠΙΚΟΥΡΟΣ ΚΑΘΗΓΗΤΡΙΑ ΤΜΗΜΑΤΟΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

ΓΙΝΟΜΕΝΟ ΙΑΛΥΤΟΤΗΤΑΣ (3) ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟΣ ΙΖΗΜΑΤΩΝ. ΕΡΗ ΜΠΙΖΑΝΗ 4 ΟΣ ΟΡΟΦΟΣ, ΓΡΑΦΕΙΟ

ΠΑΓΚΥΠΡΙΑ ΟΛΥΜΠΙΑΔΑ ΧΗΜΕΙΑΣ Για τη Β τάξη Λυκείου ΠΡΟΤΕΙΝΟΜΕΝΕΣ ΛΥΣΕΙΣ

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2( ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ(

Πολυτεχνείο Κρήτης Σχολή Μηχανικών Περιβάλλοντος. Σηµειώσεις

ΠΑΝΕΠΙΣΤΗΜΙΟ ΘΕΣΣΑΛΙΑΣ ΤΜΗΜΑ ΒΙΟΧΗΜΕΙΑΣ ΒΙΟΤΕΧΝΟΛΟΓΙΑΣ ΟΓΚΟΜΕΤΡΙΚΗ ΑΝΑΛΥΣΗ

Ανάλυση Τροφίμων. Ενότητα 10: Εφαρμογές υδατική ισορροπίας Τ.Ε.Ι. ΘΕΣΣΑΛΙΑΣ. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ακαδημαϊκό Έτος

ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ 2015 Β ΦΑΣΗ ΕΚΦΩΝΗΣΕΙΣ ÏÅÖÅ

Παράδειγµα κριτηρίου σύντοµης διάρκειας

ΙΑΓΩΝΙΣΜΑ 1 Ο ( 1 Ο ΚΕΦΑΛΑΙΟ)

Πιο ενεργά συστατικά κολλοειδή κλασματα Διάμετρο μικρότερη από 0,001 mm ή 1μ ανήκουν στα κολλοειδή.

3. Βασικές αρχές-b Σύμπλοκα Κινητική αντιδράσεων μεταλλικών συμπλόκων Σύμπλοκα μεταλλικών ιόντων στα φυσικά ύδατα

ΓΕΩΧΗΜΕΙΑ ΥΔΑΤΙΚΩΝ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ ΑΡΙΑ ΝΗ ΑΡΓΥΡΑΚΗ

Σ Τ Ο Ι Χ Ε Ι Ο Μ Ε Τ Ρ Ι Α

Χημικές Αντιδράσεις. Εισαγωγική Χημεία

Βουκλής Χ. Αλέξανδρος Αριθμός οξείδωσης, χημικοί τύποι, γραφή - ονοματολογία χημικών ενώσεων Παρουσίαση σε μορφή ερωτωαπαντήσεων

ΜΑΓΔΑΛΗΝΗ ΕΠΙΚΟΥΡΟΣ ΚΑΘΗΓΗΤΡΙΑ ΤΜΗΜΑΤΟΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

Απαντήσεις Λύσεις σε Θέματα από την Τράπεζα Θεμάτων. Μάθημα: Χημεία Α Λυκείου

ΟΜΟΣΠΟΝΔΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΩΝ ΦΡΟΝΤΙΣΤΩΝ ΕΛΛΑΔΟΣ (Ο.Ε.Φ.Ε.) ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ 2018 Β ΦΑΣΗ

ΜΑΘΗΜΑ / ΤΑΞΗ : ΧΗΜΕΙΑ / Β ΓΥΜΝΑΣΙΟΥ ΣΕΙΡΑ: ΗΜΕΡΟΜΗΝΙΑ: ΕΠΙΜΕΛΕΙΑ ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑΤΟΣ: Θεοδοσία Τσαβλίδου, Μαρίνος Ιωάννου ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ

Κανόνες διαλυτότητας για ιοντικές ενώσεις

ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑΤΑ ΧΗΜΕΙΑΣ Α ΛΥΚΕΙΟΥ (Δ. Δ.7 ο ) ΣΥΝΟΛΙΚΗ ΥΛΗ

ΠΡΟΔΙΑΓΡΑΦΕΣ - ΟΔΗΓΙΕΣ ΔΙΑΜΟΡΦΩΣΗΣ ΘΕΜΑΤΩΝ ΓΙΑ ΤΟ ΜΑΘΗΜΑ

(είναι οι αντιδράσεις στις οποίες δεν μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης σε κανένα από τα στοιχεία που συμμετέχουν)

Α ΤΑΞΗ ΛΥΚΕΙΟΥ ΑΠΑΝΤΗΣΕΙΣ

ΑΡΧΗ 1ΗΣ ΣΕΛΙΔΑΣ A ΤΑΞΗ ΛΥΚΕΙΟΥ ΣΑΒΒΑΤΟ 16/04/ ΕΞΕΤΑΖΟΜΕΝΟ ΜΑΘΗΜΑ: ΧΗΜΕΙΑ ΣΥΝΟΛΟ ΣΕΛΙΔΩΝ: ΠΕΝΤΕ (5)

Χημεία Α ΓΕΛ 15 / 04 / 2018

AΝΑΛΟΓΙΑ ΜΑΖΩΝ ΣΤΟΧΕΙΩΝ ΧΗΜΙΚΗΣ ΕΝΩΣΗΣ

Χημεία: Μεταθετικές αντιδράσεις - Σχετική ατομική μάζα - Σχετική μοριακή μάζα - mole

ΟΞΕΑ, ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΑΛΑΤΑ. ΜΑΘΗΜΑ 1 o : Γενικά για τα οξέα- Ιδιότητες - είκτες ΕΡΩΤΗΣΕΙΣ ΘΕΩΡΙΑΣ

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 3( ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ ΟΞΕΙΔΩΣΗΣ - ΑΝΑΓΩΓΗΣ!

ΝΟΕΜΒΡΙΟΣ πρωτονίων. ηλεκτρονίω Γ

ΟΜΟΣΠΟΝΔΙΑ ΕΚΠΑΙΔΕΥΤΙΚΩΝ ΦΡΟΝΤΙΣΤΩΝ ΕΛΛΑΔΟΣ (Ο.Ε.Φ.Ε.) ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΑ ΘΕΜΑΤΑ 2018 A ΦΑΣΗ ΧΗΜΕΙΑ ΑΛΓΟΡΙΘΜΟΣ

Κεφάλαιο 3 Χημικές Αντιδράσεις

Πολυτεχνείο Κρήτης Σχολή Μηχανικών Περιβάλλοντος. Υδατική Χηµεία. Σηµειώσεις

Χηµεία Α Γενικού Λυκείου

Α ΛΥΚΕΙΟΥ ΕΠΑΝΑΛΗΠΤΙΚΟ ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑ (ΚΕΦΑΛΑΙΑ 2-3) ( ) ΘΕΜΑ Α Α1.

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

2 η ΕΞΕΤΑΣΤΙΚΗ ΠΕΡΙΟΔΟΣ. Ημερομηνία: Σάββατο 4 Μαΐου 2019 Διάρκεια Εξέτασης: 3 ώρες ΕΚΦΩΝΗΣΕΙΣ

ΜΑΘΗΜΑ / ΤΑΞΗ : ΧΗΜΕΙΑ / A ΛΥΚΕΙΟΥ ΣΕΙΡΑ: 1 ΗΜΕΡΟΜΗΝΙΑ: 16 / 02 / 2014

1 o ΓΕΛ ΕΛΕΥΘΕΡΙΟΥ ΚΟΡΔΕΛΙΟΥ ΧΗΜΕΙΑ A ΛΥΚΕΙΟΥ ΓΕΝΙΚΗΣ ΠΑΙΔΕΙΑΣ, ΦΥΛΛΟ ΕΡΓΑΣΙΑΣ 1. ΚΕΦΑΛΑΙΟ 1- ΒΑΣΙΚΑ ΜΕΓΕΘΗ-ΣΩΜΑΤΙΔΙΑ - Τι πρέπει να γνωρίζουμε

Αποκατάσταση Ρυπασμένων Εδαφών

ΕΚΦΕ /ΝΣΗΣ ΕΥΤ/ΘΜΙΑΣ ΕΚΠ/ΣΗΣ ΑΘΗΝΑΣ

Διαγώνισμα στη Χημεία Γ Λυκείου Ιοντικής Ισορροπίας & Οργανικής

Άσκηση. Ισχυρό οξύ: Η 2 SeO 4 Ασθενές οξύ: (CH 3 ) 2 CHCOOH Ισχυρή βάση: KOH Ασθενής βάση: (CH 3 ) 2 CHNH 2

ΓΥΜΝΑΣΙΟ ΑΓΙΑΣ ΦΥΛΑΞΕΩΣ ΣΧΟΛΙΚΗ ΧΡΟΝΙΑ: ΓΡΑΠΤΕΣ ΑΠΟΛΥΤΗΡΙΕΣ ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΙΟΥΝΙΟΥ

Α + Β - + Γ + Δ - Α + Δ - + Γ + Β - Στις αντιδράσεις αυτές οι Α.Ο όλων των στοιχείων παραμένουν σταθεροί.

ΙΠΛΗ ΑΝΤΙΚΑΤΑΣΤΑΣΗ. Η 2 SO 4 + BaCl 2 2HCl + BaSO 4. 2HCl + Na 2 CO 3 CO 2 + H 2 O + 2NaCl. 2HCl + Na 2 SO 3 SO 2 + H 2 O + 2NaCl

XHMEIA. 1 ο ΔΙΑΓΩΝΙΣΜΑ. ΘΕΜΑ 1 ο. Να δώσετε τη σωστή απάντηση στις παρακάτω περιπτώσεις.

Κατηγορίες Χημικών Αντιδράσεων

Ημερομηνία: Τρίτη 18 Απριλίου 2017 Διάρκεια Εξέτασης: 3 ώρες ΕΚΦΩΝΗΣΕΙΣ

1η Διάλεξη ΚΟΛΛΟΕΙΔΕΣ ΣΥΜΠΛΟΚΟ ΕΔΑΦΟΥΣ ΙΚΑΝΟΤΗΤΑ ΑΝΤΑΛΛΑΓΗΣ ΚΑΤΙΟΝΤΩΝ ΤΕΙ ΠΕΛΟΠΟΝΝΗΣΟΥ ΠΡΟΓΡΑΜΜΑ ΜΕΤΑΠΤΥΧΙΑΚΩΝ ΣΠΟΥΔΩΝ

Στοιχειμετρικοί υπολογισμοί σε διαλύματα

Ανόργανη Χημεία. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ενότητα 12 η : Υδατική ισορροπία Οξέα & βάσεις. Δρ. Δημήτρης Π. Μακρής Αναπληρωτής Καθηγητής

ΟΞΕΙΔΟΑΝΑΓΩΓΙΚEΣ ΓΕΩΧΗΜΙΚΕΣ ΔΙΕΡΓΑΣΙΕΣ. Αριάδνη Αργυράκη

Ανόργανη Χημεία. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ενότητα 2 η : Αντιδράσεις σε Υδατικά Διαλύματα. Δρ. Δημήτρης Π. Μακρής Αναπληρωτής Καθηγητής

Β ΠΕΡΙΦΕΡΕΙΑΚΟ ΓΥΜΝΑΣΙΟ ΛΕΥΚΩΣΙΑΣ ΣΧΟΛΙΚΗ ΧΡΟΝΙΑ: ΓΡΑΠΤΕΣ ΑΠΟΛΥΤΗΡΙΕΣ ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΜΑΪΟΥ - IOYNIOY 2017 ΜΑΘΗΜΑ: ΧΗΜΕΙΑ

Χημεία. Σελίδα 1 από 6. γ. Ν 2 Ο 5. Μονάδες 5

Ανάλυση Τροφίμων. Ενότητα 9: Υδατική ισορροπία Οξέα και βάσεις Τ.Ε.Ι. ΘΕΣΣΑΛΙΑΣ. Τμήμα Τεχνολογίας Τροφίμων. Ακαδημαϊκό Έτος

ΑΝΟΡΓΑΝΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ ΚΑΙ ΜΕΤΑΘΕΤΙΚΕΣ ΑΝΤΙΔΡΑΣΕΙΣ

Διαγώνισμα Χημείας Α Λυκείου Οξέα Βάσεις Αλατα, και Χημικές αντιδράσεις. Θέμα 1 ο...

Δρ. Ιωάννης Καλαμαράς, Διδάκτωρ Χημικός. Όλα τα Σωστό-Λάθος της τράπεζας θεμάτων για τη Χημεία Α Λυκείου

ΧΗΜΕΙΑ Ι Ενότητα 9: Μόρια και ενώσεις, Ονοματολογία Ανόργανων Ενώσεων

ΧΗΜΙΚΟΙ ΥΠΟΛΟΓΙΣΜΟΙ I (Ar, Mr, mol, N A, V m, νόμοι αερίων)

Τράπεζα Χημεία Α Λυκείου

Παράγοντες που εξηγούν τη διαλυτότητα. Είδη διαλυμάτων

Χημεία Α ΛΥΚΕΙΟΥ 21 / 04 / ΘΕΜΑ Α A1. γ - 5 μονάδες

Περιοριστικό αντιδρών

6. To στοιχείο νάτριο, 11Na, βρίσκεται στην 1η (IA) ομάδα και την 2η περίοδο του Περιοδικού Πίνακα.

ΕΚΦΕ Τρικάλων. Πειραματική Δοκιμασία στη Χημεία. Τοπικός Μαθητικός Διαγωνισμός. Τρίκαλα, Σάββατο, 8 Δεκεμβρίου 2012

XHMEIA ΘΕΤΙΚΗΣ ΚΑΤΕΥΘΥΝΣΗΣ

ΛΥΚΕΙΟ ΑΓΙΑΣ ΦΥΛΑΞΕΩΣ, ΛΕΜΕΣΟΣ ΣΧΟΛΙΚΗ ΧΡΟΝΙΑ ΓΡΑΠΤΕΣ ΠΡΟΑΓΩΓΙΚΕΣ ΕΞΕΤΑΣΕΙΣ ΙΟΥΝΙΟΥ 2005 ΜΑΘΗΜΑ : ΧΗΜΕΙΑ

1. ΒΑΣΙΚΕΣ ΕΝΝΟΙΕΣ. 19. Βλέπε θεωρία σελ. 9 και 10.

ΦΑΙΝΟΜΕΝΑ ΠΡΟΣΡΟΦΗΣΕΩΣ ΠΡΟΣΡΟΦΗΣΗ ΟΥΣΙΑΣ ΑΠΟ ΔΙΑΛΥΜΑΤΑ

Περιβαλλοντική Γεωχημεία

Transcript:

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 4 Ετερογενεις Διεργασίες: Αλληλεπιδράσεις Μεταξύ Φάσεων στα Φυσικά Ύδατα Ι. Σχηματισμός Ιζημάτων στα φυσικά νερά ΙΙ. Διαλυτότητα Αερίων στα φυσικά νερά ΙΙΙ. Κολλοειδή στο υδατικό περιβάλλον IV. Προσρόφηση χημικών ουσιών σε στερεά: Μοντέλα προσρόφησης

Στα φυσικά νερά και λύματα δεν συμβαίνουν ποτέ ομογενείς αντιδράσεις. Οι σημαντικότερες χημικές και βιοχημικές διεργασίες συμβαίνουν σε χημικές ενώσεις που βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις.

Ι. Σχηματισμός Ιζημάτων Παραδείγματα 1) Λύματα με υψηλή περιεκτικότητα σε [PO 4 3- ] και [HPO 4 2- ] σε νερό με υψηλή περιεκτικότητα σε [Ca 2+ ]: Υδροξυαπατίτης 5Ca 2+ + H 2 O + 3HPO 2 4 Ca 5 OH( PO ) 4 3(s) +4H +

2) Νερό υψηλής αλκαλικότητας με υψηλή σκληρότητα χάνει το διοξείδιο του άνθρακα προς την ατμόσφαιρα: Ίζημα ανθρακικού ασβεστίου 2+ Ca + 2HCO 3 CaCO3(s) + CO 2(g) + H 2O 3) Το καλοκαίρι που έχουμε έντονη φωτοσυνθετική δραστηριότητα σχηματίζεται CaCO 3 (άσπρο ίζημα), ως παραπροϊόν της φωτοσύνθεσης. Το ph αυξάνεται λόγω φωτοσυνθετικής δραστηριότητας: { CH } 2O + CaCO3(s) + CO2(g) O2(g) 2+ Ca + 2HCO 3 + hv +

4) Σε αναερόβιες συνθήκες (χειμώνα) ορισμένα βακτήρια χρησιμοποιούν τα θειικά ιόντα ως δέκτες ηλεκτρονίων: S 2- που δίνουν με τα ιόντα του Fe II (μαύρο ίζημα) FeS SO 2 4 Fe(OH) 3(s) H 2 S Fe 2+ Fe 2+ + H 2 S FeS(s) #"! ΜΑΥΡΟ ΙΖΗΜΑ + 2H + 3) & 4): Εποχική Χρωματική Διαστρωμάτωση Ιζημάτων (άσπρα στρώματα το καλοκαίρι μαύρα τον χειμώνα)

Σχηματισμός Ιζημάτων = ƒ(διαλυτότητα Στερεών) Ερωτήματα 1) Ποιες είναι οι καθοριστικές, για τη διαλυτότητα, χημικές ισορροπίες; 2) Ποιες μορφές στερεών φάσεων, ενός στοιχείου, καθορίζουν τη συγκέντρωση του σε δεδομένες συνθήκες; 3) Ποιες μεταβολές του ph ή της θερμοκρασίας μπορούν να οδηγήσουν στη καθίζηση ή διαλυτοποίηση των στερεών φάσεων;

Ισορροπία διαλυτότητας των αλάτων: M n X m(s) M n X m(s) n M (aq) + m X (aq) K so = ({M (aq) } n {X (aq) } m )/{M n X m(s) } K so = {M (aq) } n {X (aq) } m Πειραματικά δεδομένα από μετρήσεις στο πεδίο (exp) : Q = {M (aq) } n exp {X (aq) }m exp Q = K so έχουμε ισορροπία, Q > K so η υγρή φάση είναι υπερκορεσμένη από την ουσία Q< K so η υγρή φάση δεν έχει κορεστεί από την ουσία.

Παράδειγμα: Υδροξείδια μετάλλων M(OH) m(s) M m+ (aq) + m OH- (aq) K so = {M m+ (aq) }{OH- } m ή Μ(ΟΗ) m(s) + m Η + M m+ (aq) + m H 2 O K* so = {M m+ (aq) } {H+ } -m & K so / K* so = (K w ) m Η συγκέντρωση των μεταλλικών ιόντων σε ισορροπία με τη στερεά φάση (υδροξείδιο) μπορεί να υπολογιστεί συναρτήσει του ph: [M m+ ] = K* so [H + ] m

Η συνολική διαλυτότητα των υδροξειδίων συναρτήσει του ph: [Μ] διαλ = [Μ m+ ] + Σ [M y (OH) n (ym-n)+ ] όταν y=1, η εξίσωση γράφεται [Μ] διαλ = [Μ m+ ] + Σ [M(OH) n (n-m)+ ] y>1: Πολυµερή

Α) Παράδειγμα: Υδροξείδια του Fe ΙΙΙ (Fe(OH) 3(s) ) σε σχέση με το ph: Fe(OH) 3(s) = Fe 3+ + 3 OH - Fe(OH) 3(s) = FeOH 2+ + 2 OH - log K so = -38,7 log K s1 = -27,5 Fe(OH) 3(s) = Fe(OH) + 2 + OH - log K s2 = -16,6 Fe(OH) 3(s) = Fe(OH) - 4 log K s4 = -4,5 2Fe(OH) 3(s) = Fe 2 (OH) 4+ 2 + 4 OH - log K so = -51,9 [Fe III ] T = [Fe 3+ ]+[FeOH 2+ ]+[Fe(OH) 2+ ]+[Fe(OH) 4- ]+2[Fe 2 (OH) 2 4+ ]

Διάγραμμα διαλυτότητας σιδήρου σε σχέση με το ph

Β) Η διαλυτότητα του θειϊκού βαρίου: BaSO s 2 + 2 4( ) Ba + SO4 K sp =[Ba 2+ ][SO 4 2- ]=1.23 10-10 K sp = προϊόν διαλυτότητας του BaSO 4 Διαλυτότητα S του BaSO 4 : S = [Ba 2+ ] = [SO 4 2- ] και [S]=mole/L [Ba 2+ ] [SO 4 2- ] =S 2 = Κ sp K sp = 1.23 10 10 S = K sp = 1.11 10 5

Η εγγενής διαλυτότητα αναφέρεται στην διάλυση του στερεού σε ουδέτερη ιοντικά μορφή: CaSO 4(s) CaSO 4(aq) [CaSO 4(aq) ]=5 10-3 M (25 C): εγγενής διαλυτότητα S = [Ca 2+ ] + [CaSO 4(aq) ] S = ( K ) 1 [ ] ( ) 2 5 CaSO 2.6 10 1 2 3 2 + = + 5.0 10 = 1.01 10 M sp 4(aq) Η εγγενής διαλυτότητα αντιστοιχεί περίπου στο 1/2 της ολικής διαλυτότητας του άλατος.

ΙΙ. Διαλυτότητα Αερίων στα φυσικά ύδατα Η διαλυτότητα αερίων στο νερό διέπεται από το νόμο του Henry: Σε σταθερή θερμοκρασία η διαλυτότητα ενός αερίου είναι ανάλογη της μερικής πίεσης που ασκεί το αέριο σε επαφή με το υγρό. Χ (g) X (aq) ισχύει εκτός ορισμένων περιπτώσεων όπως: NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH - SO 2 + HCO - 3 CO 2 + HSO - 3

1. Ο Νόμος του Henry : [X (aq) ] = K Η P x [X (aq) ] = συγκέντρωση του Χ στο H 2 O K Η = σταθερά του Henry [mol L -1 atm -1 ] P x =μερική πίεση του Χ Αέριο Κ Η = mol L -1 atm -1 Ο 2 1.28 10-3 CΟ 2 3.38 10-2 Η 2 7.9 10-4 CΗ 4 1.34 10-5 Ν 2 6.48 10-4 ΝΟ 2.0 10-4

Ι. Παράδειγμα: Συγκέντρωση του O 2 στο H 2 O στους 25 C και σε 1 atm? p w = 0.0313 atm, 25 C O ξηρός αέρας περιέχει 20,95% (ν/ν) Ο 2 po 2 = (1 atm 0.0313) 0.2095 = 0.2029 atm [O 2(aq) ] = K H po 2 = 1.28 10-3 mol L -1 atm -1 0.2029 atm = 2.60 10-4 mol/l M.B. O 2 = 32 [O 2(aq) ]=8.32 mg/l

2. Διαλυτότητα των αερίων ƒ (θερμοκρασίας): Εξίσωση του Clausius Clayperon. log C ΔH 1 1 2 = C 2.303R 1 T T 1 2 C 1, C 2 συγκεντρώσεις στις Τ 1, Τ 2 ΔΗ = θερμότητα της διάλυσης σε cal/mol R = 1,987 cal deg -1 mol -1

Εφαρμογή του Νόμου του Henry Διαλυτότητα Aδρανών αερίων (A) στο νερό: p A K H = [A (aq) ] ή K H = [A (aq) ]/p A [M atm -1 ] ή [mol L -1 atm] A (aq) = συγκέντρωση στην υγρή φάση [mol/l] p A = μερική πίεση του Α [atm] Η συγκέντρωση του αερίου A (g) στην αέρια φάση: [A (g) ] = p A /RT [mol/m 3 ] [A (aq) ]/[A (g) ] = K H R T [(mol/l)/(mol/m 3 )]

Υπόθεση: το Α βρίσκεται σε ισορροπία μεταξύ νερού και αέριας φάσης, Ι) Ανοικτό σύστημα: Το νερό είναι σε επαφή με απεριόριστη ποσότητα αερίου Α: p A σταθερή όση και να είναι η ποσότητα του Α που θα διαλυθεί στο νερό. Παράδειγμα: Ισορροπίες μεταξύ επιφανειακών υδάτων και Ατμόσφαιρας ή βροχής και αερίων μαζών για αέρια όπως: CO 2, SO 2, O 2

ΙΙ) Κλειστό σύστημα: Αν συγκεκριμένες πτητικές ενώσεις (π.χ. ρυπαντές) σε περιορισμένη ποσότητα βρίσκονται σε ισορροπία μεταξύ υδάτων και ατμόσφαιρας. Παράδειγμα: Ισορροπία υδρογονανθράκων μεταξύ ατμόσφαιρας και ομίχλης. Θεωρούµε ότι [Α] tot = σταθερή [mol/m 3 ] Η συγκέντρωση του Α στην ατμόσφαιρα: [A (g) ] = p A /R T [mol/m 3 ] R = 0,2057 10-5 [m 3 atm K -1 mol -1 ] p A = μερική πίεση, T σε [K]

Η συνολική συγκέντρωση του Α στην υγρή φάση: [A (w) ] = [A (aq) ] q [mol/m 3 ] [Α (aq) ] = συγκέντρωση στο νερό [mol/l] q = συνολική ποσότητα του νερού σε L/m 3 q = 5 * 10-5 - 5 * 10-4 L/m 3 για ομίχλη 1 * 10-4 1 * 10-3 L/m 3 για σύννεφα Συνολική συγκέντρωση (υγρή & αέρια φάση) του Α: [A] tot = [A (g) ] + [A (w) ] = (p A /R T) + ([A (aq) ] q) σε [mol/m 3 ] [A (aq) ] / [A (g) ] = K H R T [A (aq) ] = [A (g) ] K H R T [A] tot = [A (g) ] + K H R T [A (g) ] q [A] tot = [A (g) ] (1 + K H R T q)

Εφαρμογές Ι) Διαλυτότητα του H 2 O 2 και του O 3 στο νερό (κλειστό σύστημα) Η διαλυτότητά τους στο νερό είναι ανεξάρτητη του ph του νερού. K H (H 2 O 2 ) = 7,4 10 5 M/atm K H (O 3 ) = 1 10-2 M/atm [Α (w) ] = [Α (aq) ] q και [A (aq) ] = [A (g) ].R.T. K H άρα [Α (w) ] = [A (g) ] K H R T q [A (w) ]/[A] tot {[Α (w) ] = [A (g) ] K H R T q}/{[a] tot = [A (g) ] (1 + K H R T q)}

Κλάσμα της ένωσης στο νερό: f w = [A (w) ]/[A] tot = (K H R T [A (g) ] q)/([a (g) ] + K H R T [A (g) ] q) f w = (K H R T q)/(1 + K H R T q) Κλάσμα της ένωσης στον αέρα είναι: f g = [A (g) ]/[A] tot = 1/(1 + K H R T q)

K H (H 2 O 2 ) = 7,4 10 5 M/atm f w = (K H R T q)/(1 + K H R T q) K H (O 3 ) = 1 10-2 M/atm

ΙΙ) Διαλυτότητα του αερίου HCl στο νερό (κλειστό σύστημα) Διάσταση του αερίου HCl: HCl (g) H + + Cl - με K = 2 10 6 M 2 /atm HCl (aq) αμελητέο (καθώς pk a = -3) Νόμος του Henry και Κ: [HCl] tot = [HCl (g) ] + [Cl - ] q ([Cl - ][H + ])/[HCl (g) ] = K R T [HCl (g) ] = ([Cl - ][H + ])/K R T [HCl] tot = ([Cl - ][H + ]/K R T) + ([Cl - ] q)

Η ποσότητα του αερίου HCl στην υγρή φάση είναι: fhcl(h 2 O) = [Cl - ] q/[hcl]tot = (K R T q)/([h + ] + K R T q) Στους 5 o C: (K R T) = 4,6 10 4 mol L -2 m 3 q = 10-4 L/m 3 & (K R T q) = 4,6 mol/l Για ph>1 (K R T q) >> [Η + ] fhcl(h 2 O) 1 Αυτό σημαίνει ότι το HCl είναι τελείως διαλυμένο στο νερό για όλες τις τιμές του ph (ph>1) [Cl - ] [HCl]tot/q Όταν δεν υπάρχουν άλλα οξέα ή βάσεις: [Cl - ] = [H + ] = [HCl]tot/q = 2 10-4 mol/l ph= 3,7

ΙΙΙ) Κατανομή SO 2 μεταξύ αέριας και υδατικής φάσης (ανοικτό σύστημα, δηλ. pso 2 σταθερή) Το SO 2 διαλύεται: SO 2.H 2 O, HSO 3-, SO 3 2- Η διαλυτότητα του SO 2 εξαρτάται από το ph Για τη διαλυτότητα του SO 2 : σταθερά του Henry K H τις K 1 και K 2 του θειώδους οξέος [SO 2.H 2 O] = K H pso 2 [HSO 3- ] = (K 1 /[H + ]) [SO 2.H 2 O] = (K 1 K H )/[H + ] pso 2 [SO 3 2- ] = (K 1 K 2 /[H + ] 2 ) [SO 2.H 2 O] = (K 1 K 2 K H /[H + ] 2 ) pso 2

Αν pso 2 = 2 10-8 atm [Η + ] = [HSO 3- ] + 2 [SO 3 2- ] + [ΟΗ - ] [Η + ] [HSO 3- ] ph = 4,7

IV) Απομάκρυνση των ρυπαντών από την ατμόσφαιρα μέσω υγρής εναπόθεσης Θεωρούμε μία στήλη αέρα και την ποσότητα της βροχής σταθερή σε ένα κλειστό σύστημα. Η στήλη του αέρα έχει 5 10 3 m ύψος. Ύψος της βροχόπτωσης είναι 25 mm. Υπολογίζουμε τη συνολική ποσότητα των ρυπαντών στη στήλη του αέρα τομής 1 m 2. [A] tot = [A (g) ] V (g) + [A (aq) ] V w V (g) = όγκος του αερίου = 5 10 3 m 3 V w = όγκος του νερού = 0,025 m 3 V (g) /V w = 2 10 5

Το κλάσμα των ρυπαντών στο νερό: f w = ([A (aq) ] V w )/ ([A (g) ] V (g) + [A (aq) ] V w ), ή f w = 1/{[1/(K H R T) V g /V w ] +1}

ΙΙΙ. Κολλοειδή στο υδατικό περιβάλλον Oρυκτά Oργανικοί ρυπαντές Πρωτεϊνικές ουσίες Φύκη, και Βακτήρια αιωρούνται στα φυσικά ύδατα ως πολύ μικρά σωματίδια Διάμετρος: 0,001-1 μm Tα σωματίδια αιωρούμενα στο νερό έχουν την ικανότητα να σκεδάζουν μια εμπίπτουσα ακτίνα λευκού φωτός σε μια γαλάζια ακτίνα σε ορθή γωνία: Φαινόμενο Tyndall

Ι) Υδρόφιλα κολλοειδή: Μακρομόρια που υφίστανται ισχυρές αλληλεπιδράσεις με το νερό και σχηματίζουν αμέσως κολλοειδή. Δεν επηρεάζονται ιδιαίτερα από την παρουσία αλάτων. ΙΙ) Υδρόφοβα κολλοειδή: Είναι κυρίως σωματίδια αργίλων, σταγόνες πετρελαίου και πολύ μικρά σωματίδια χρυσού. Τα σωματίδια σχηματίζουν με τα αντίθετα ιόντα μια ηλεκτρική διπλή στοιβάδα και έτσι απωθεί το ένα το άλλο. Καθιζάνουν όταν στο νερό προστίθενται άλατα.

ΙΙΙ) Κολλοειδή συναρμογής: Απειροελάχιστες ομάδες μορίων ή ιόντων που συσσωματώνονται σχηματίζοντας μικκύλια, Π.χ. στεαρικό νάτριο: CH 3 (CH 3 ) n COO Na +

Σταθερότητα κολλοειδών Η σταθερότητα των κολλοειδών εξαρτάται από τον βαθμό ενυδάτωσης τους και από το επιφανειακό τους φορτίο. Το επιφανειακό φορτίο (f(ph)) συνεισφέρει στη παρεμπόδιση σχηματισμού συσσωματωμάτων λόγω άπωσης. Την εξάρτηση από το ph μπορούμε να την απεικονίσουμε με την βοήθεια της χημικής αντίδρασης του H + στην επιφάνεια των υδροξειδίων ή οξειδίων (MnO 2 ). Eνυδατωμένο MnO 2 :MnO 2 (H 2 O) s

ph<7 MnO + + ( H O + H MnO H O 2 s 2 3 ( s) ) ( ) 2 ph>7 MnO OH s + s 2 ( ) MnO ( H O) ( ) 2 2 H +

-Η +.

Σε ορισμένες τιμές του ph σημείο μηδενικού φορτίου ΣΜΦ ή ZPC: zero point of charge Τα κολλοειδή έχουν φορτίο ίσο με το 0. MnO ( H O) 2 3 = + MnO ( 2 OH ) Αντικατάσταση ιόντων στα κολλοειδή: φόρτιση,. [SiO ] + Al 3+ [AlO ] + Si 4 + 2 2 αρνητικό κολλοειδές

IV. Προσρόφηση χημικών ουσιών σε στερεά: Μοντέλα προσρόφησης Οι επιφάνειες στερεών που διαιρούνται σε πολύ μικρά σωματίδια έχουν μια περίσσεια επιφανειακής ενέργειας που επιτρέπει την προσρόφηση χημικών ουσιών σε διάφορες μορφές. A. Προσρόφηση μετάλλων (κατιόντων) M OH + Mt z+ M OMt z 1 + H + B. Χήλωση (Chelation)

Γ. Ένα μεταλλικό ιόν (Μt) συμπλοκοποιημένο με μία ένωση (L) μπορεί να ενωθεί υποκαθιστώντας ένα Η + ή ένα ΟΗ - M OH + MtL M OMtL Z + Z 1 + H + M OH + MtL M MtL Z + Z + 1 + OH Δ. Ένα προσροφημένο σε επιφάνεια μεταλλικό ιόν μπορεί να συμμετάσχει στις παρακάτω ισορροπίες Mt Z + z+ ( προσρ.) Mt ( aq) MtL Z + (.) z + προσρ MtL ( aq) L L ( προσρ.) ( aq)

E. Προσρόφηση ανιόντων Τα φωσφορικά μπορούν να προσροφηθούν σε επιφάνειες που έχουν υδροξύλια μεταθέτοντας τα OH - Tα SO 4 2- σε ph<7 προσροφώνται μέσω χημικών δεσμών Τα Cl - και τα ΝΟ 3 - μέσω ηλεκτρονικών έλξεων Ανταλλαγή ιόντων μεταξύ υδάτων και ιζημάτων Τα ιζήματα είναι σημαντικές πηγές ανόργανων και οργανικών υλικών Η επαφή με το νερό τους προσδίδει διάφορα χαρακτηριστικά όπως την ικανότητα ανταλλαγής κατιόντων: ΙΑΚ, meq/100g στερεού

Η IAK εξαρτάται από το ph και την συγκέντρωση των αλάτων. Η μέτρηση της ΙΑΚ πρέπει να γίνεται πολύ προσεκτικά όταν έχουμε αναερόβια ιζήματα. Η απότομη επαφή με τον ατμοσφαιρικό αέρα μπορεί να επιφέρει αλλαγές (π.χ. οξείδωση στοιχείων όπως ο σίδηρος) και λανθασμένα αποτελέσματα. Σε φυσικά ύδατα η ΙΑΚ παίρνει τιμές από 20-30 meq/100g.

ΣT. Μέταλλα σε αιωρούμενα υλικά και ιζήματα Mέταλλα σε ιχνοποσότητες όπως Cr, Cd, Cn, Mo κλπ. Τα ιζήματα αποτελούν σημαντικές δεξαμενές (reservoirs) για αυτά. Προσροφημένα ιόντα σε αργίλους Χηλωμένα με χουμικές ουσίες Ενωμένα με ενυδατωμένα οξείδια Fe, Mn Διακριτές ενώσεις

Χημικές μορφές μετάλλων σε σχέση με το pe του συστήματος pe pe Μέταλλο Οξειδωτικές Συνθήκες Αναγωγικές Cd CdCO 3 CdS Cu Cu(OH) 2 CO 3 CuS Fe Fe 2 O 3 (H 2 O) FeS, FeS 2 Hg HgO HgS Συνθήκες Mn MnO 2 (H 2 O) MnS, MnCO 3 Ni Ni(OH) 2, NiCO 3 NiS Pb 2PbCO 3, Pb(OH) 2, PbCO 3 PbS Zn ZnCO 3, ZnSiO 3 ZnS

Ζ. Οργανικές Ενώσεις σε Ιζήματα & Αιωρήματα: Iσόθερμα προσρόφησης Τα ιζήματα που αλληλεπιδρούν με τις οργανικές ενώσεις περιέχουν κυρίως: Αργίλους Χουμικές ενώσεις Σύμπλοκα χουμικών και αργίλων Οι οργανικές ενώσεις που είναι ισχυρά προσροφημένες υφίστανται απενεργοποίηση λόγω της διεργασίας της προσρόφησης. Οι οργανικές ενώσεις σε μορφή ανιόντων δεν προσροφούνται.

Μηχανισμός προσρόφησης Xπροσ. Χελευθερο Η διεργασία αυτή εξαρτάται από: την θερμοκρασία (Τ) την συγκέντρωση της ένωσης στο νερό ([Χ]) και την ποσότητα του προσροφητικού υλικού (Μ προσρ. ). Ένα ισόθερμο προσρόφησης είναι η σχέση μεταξύ: της ποσότητας που έχει προσροφηθεί ανά μονάδα βάρους προσροφητή, συγκέντρωσης του Χ στο διάλυμα σε κατάσταση ισορροπίας. [Χ προσρ. ]=f([χ διαλ. ]) Ισόθερμο Προσρόφησης

Ανταγωνισµός του Χ µε τον διαλύτη Ισόθερμα Langmuir, Temkin, Freundlich (απλοποιημένη μορφή Γραμμικό) Brunauer-Emmet- Teller (BET, μελέτη της ρόφησης αερίων σε στερεά)

Για την μελέτη της προσρόφησης των οργανικών ενώσεων σε στερεά χρησιμοποιούμε κυρίως το μοντέλο του Freundlich: x m x 1 = K C m F e Ποσότητα του προσροφούμενου (χ) ανά μονάδα μάζας (m) του προσροφητή n K F Παράμετρος ικανότητας προσρόφησης C e n Συγκέντρωση ισορροπίας της ουσίας Χ στο διάλυμα Παράμετρος έντασης προσρόφησης

Γραμμικό μοντέλο: Απλουστευμένη μορφή του μοντέλου του Freundlich (n=1) x m = K p C e Περιεκτικότητα ιζημάτων σε οργανικό άνθρακα. Λιποφιλικός χαρακτήρας των οργανικών ενώσεων (K ow ). Σημαντικές παράμετροι διεργασίας της προσρόφησης: x m logk ow logk p = alogk ow + b

Ρόφηση αερίων στα ιζήματα Οι συγκεντρώσεις των αερίων στο νερό που βρίσκεται μεταξύ των πόρων των ιζημάτων είναι μεγαλύτερες από αυτές των υπερκειμένων υδάτων. N 2 Αέριο Βάθος (m) Συγκ. Αερίου [ml/l] Επιφ. H 2 O των πόρων του ιζήματος 13,5 1 m 2,4 CH 4 Επιφ. H 2 O των πόρων του ιζήματος 0,00 1 m 1,4 10 2