Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

Η παρουσίαση φορτώνεται. Παρακαλείστε να περιμένετε

ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ Η Χημεία των φυσικών υδάτων ονομάστηκε από τους Werner Stumm (ETH Zurich) και James Morgan (CALTECH) ΥΔΑΤΙΚΗ.

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Παρουσίαση με θέμα: "ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ Η Χημεία των φυσικών υδάτων ονομάστηκε από τους Werner Stumm (ETH Zurich) και James Morgan (CALTECH) ΥΔΑΤΙΚΗ."— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ Η Χημεία των φυσικών υδάτων ονομάστηκε από τους Werner Stumm (ETH Zurich) και James Morgan (CALTECH) ΥΔΑΤΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ. Οι δύο επιστήμονες έθεσαν για πρώτη φορά τις βάσεις της Υδατικής Χημείας στο κλασσικό πλέον σύγγραμμά τους “AQUATIC CHEMISTRY” ήδη από το ΑΟξέων/βάσεων ΒΔιαλυτότητας και καθίζησης αλάτων ΓΟξειδοαναγωγής ΔΣυμπλόκων Τα περιβαλλοντικά χημικά φαινόμενα περιέχουν διεργασίες και αντιδράσεις γνωστές στους χημικούς, όπως: Συνήθως μελετάμε αυτές τις αντιδράσεις κάτω από το πρίσμα της θερμοδυναμικής. H μελέτη της κινητικής τους (δηλ. μελέτη της ταχύτητας αντιδράσεων και διεργασιών) είναι πολύ σημαντική αλλά πιο δύσκολη.

2 Ο κύκλος του CO 2 στα υδατικά οικοσυστήματα και η οξύτητα των φυσικών υδάτων Στον αέρα: [CO 2 ] g = 350 ppm ή 0,0350 % της αέριας μάζας Στους 25  C όταν ο καθαρός αέρας βρίσκεται σε επαφή με το νερό: [CO 2 ] aq = 1, M (Νόμος του Henry) CO 2(aq) +Η 2 Ο  H 2 CO 3, K a =

3 Μελέτη του συστήματος CO 2 /HCO 3 - /CO 3 2- στο Η 2 Ο 1. CO 2 2. HCO 3 - Η παρουσία CO 2, HCO 3 - και CO 3 2- εξαρτάται από το pH. Την εξάρτηση αυτή την απεικονίζουμε μέσω των διαγραμμάτων pH- α x p p

4 α x : γραμμομοριακά κλάσματα των CO 2, HCO 3 - και CO 3 2- Αν υποκαταστήσουμε στις εξισώσεις αυτές τις συγκεντρώσεις με τα K  1 και K  2 :

5 p K  1 =6,35 & p K  2 =10,33 +

6 1) pH<

7 2. pH = pΚ a1 (pH  6,35)

8 3. pΗ= ½ (pΚ  1 +pΚ  2 ) (pH  8,34) στο μέγιστο δηλ. ~0,98

9 4. pH=pΚ  2 (αλκαλικά νερά)

10 5. pH>>pΚ a2 [Η + ] είναι αμελητέα επομένως στην εξίσωση (III) :

11 Στα φυσικά νερά το ΗCΟ 3 - είναι σε μεγαλύτερη αφθονία από τις άλλες ουσίες που σχετίζονται με την παρουσία του CO 2 στα νερό.

12 Στα καθαρά νερά (π.χ. βροχή) : Henry Μπορούμε να θεωρήσουμε ότι το CΟ 2 διίσταται στο νερό: CO 2 + H 2 O  HCO H + Oι συγκεντρώσεις Η + και HCO 3 - υπολογίζονται από K a1 :

13 Ο κύκλος του CO 2 στα υδατικά οικοσυστήματα: Αλκαλικότητα των φυσικών υδάτων Αλκαλικότητα ([Alk]): τα «υπεύθυνα» ιόντα HCO 3 -, CO 3 2- και ΟΗ - Στα φυσικά νερά: [Alk]=1, eq/L Α. pH=7 Η συγκέντρωση [OH - ] πολύ χαμηλή [HCO 3 - ] >> [CO 3 2- ] K a1 = [HCO 3 - ]=1, M Είναι >[CO 2 (aq)] στο νερό σε ισορροπία με καθαρή ατμόσφαιρα (1, Μ) Είναι CO 2 που παράγεται από την αποσύνθεση των φυτών

14 Β. pH=10 Με την ίδια [Alk]=1, eq/L [Alk]=[HCO 3 - ]+2[CO 3 2- ]+[OH - ]=1, [CO 3 2- ]= [HCO 3 - ]=4, M [CO 3 2- ]=2, M [HCO 3 - ] = 4, eq/L [CO 3 2- ] = 2(2, ) = 4, eq/L [OH - ] = 1, eq/L [Alk] = 1, eq/L Ίδιες τιμές [Alk] με pH=7

15 Ανόργανος άνθρακας και αλκαλικότητα. [C]=[CO 2 ]+[HCO 3 - ]+[CO 3 2- ] pH = 7: [C] pH=7 = 2, , = 1, pH=10: [C] pH=10 =0 + 2, , = 6, Ο διαλελυμένος ανόργανος άνθρακας σε pH 7 έχει διπλάσια συγκέντρωση από την αντίστοιχη σε pH 10. Σε pH 10 η κυριότερη συνεισφορά στην αλκαλικότητα γίνεται από το ιόντα ΟΗ - (που δεν περιέχει άνθρακα) και CO Το κάθε ένα από τα CO 3 2- έχει δυο φορές την αλκαλικότητα ενός ΗCO 3 -. Αυτό μας υποδεικνύει ότι το υδατικό σύστημα σε pH 10 μπορεί να συνεισφέρει στη φωτοσύνθεση διαλελυμένο ανόργανο άνθρακα.

16 Συμπέρασμα : Τα φυσικά ύδατα μπορούν να δώσουν C ανόργ για φωτοσύνθεση όταν αλλάζει το pH χωρίς να αλλάζει η αλκαλικότητα. Εξάρτηση της φωτοσυνθετκής δραστηριότητας των υδατικών οικοσυστημάτων από το pH Όσο καταναλώνεται ο C ανοργ για την φωτοσύνθεση το pH αυξάνεται. Η ποσότητα του C ανοργ που μπορεί να καταναλωθεί, πριν το pH γίνει απαγορευτικό για την αναπαραγωγή των φυκών, είναι ανάλογη της [Alk].

17 Από pH 7 σε pH 10, η ποσότητα του C ανοργ που καταναλώνεται σε 1L Η 2 Ο (με [Alk]=1, eq/L): [C] pH=7. 1L - [C] pH=10. 1L = 1, mol - 6, mol = 5, mol. Αύξηση της βιομάζας κατά 5, mol/L Υπόθεση: Δεν έχουμε πρόσθετη ποσότητα CO 2 Σε υψηλότερη [Alk] θα παραχθεί περισσότερη βιομάζα για την ίδια αλλαγή pH. Σε χαμηλότερη [Alk] θα παραχθεί λιγότερη βιομάζα για τις ίδιες αλλαγές pH. {CH 2 O}, η μάζα είναι 30 άρα παράγονται 16 mg/L βιομάζας.

18 Σε φυσικά νερά με μεγαλύτερη [Alk] το CO 2 διαλύεται περισσότερο. Α. Καθαρό Η 2 Ο (όπου [Alk]=0) H διαλυτότητα (S) του CO 2 σε ατμόσφαιρα με 350 ppm CO 2 : S = [CO 2(aq) ]+[HCO 3 - ]=1, , = 1, Μ Β. Η 2 Ο με [Alk]=1, eq/L (NaOH) CO 2(aq) +OH -  HCO 3 - S = [CO 2(aq) ] + [HCO 3 - ]=1, , = 1, Μ Σε pH < 7 πρέπει να αφαιρέσουμε τη συγκέντρωση των [Η + ] Η αλκαλικότητα πρέπει να υπολογίζεται ως ακολούθως: [Alk] = [HCO 3 - ] + 2[CO 3 2- ] + [OH - ] - [H + ] [Alk] = [HCO 3 - ] + 2[CO 3 2- ] + [OH - ] - [H + ]

19 Το ασβέστιο (Ca) και άλλα μέταλλα στα φυσικά ύδατα

20 Ισορροπία μεταξύ CO 2 και ανθρακικού ασβεστίου

21

22

23

24 Μεταλλικά ιόντα στα φυσικά ύδατα Εξαιτίας της αναζήτησης της χημικής σταθερότητας, τα μεταλλικά ιόντα συμπλοκοποιούνται κυρίως με μόρια του νερού και άλλες ισχυρότερες βάσεις (δότες e-) : ενυδατωμένο ιόν ενυδατωμένο ιόν

25 Αντιδράσεις σχηματισμού συμπλόκων και χηλικών ενώσεων ΧΗΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ: P 2 O 7 4- πυροφωσφορικό ιόν.

26

27 Παρουσία και προέλευση χηλικών ενώσεων στα νερά Οι συμπλοκοποιητές που σχηματίζουν με τα μέταλλα χηλικές ενώσεις είναι συχνά ρυπαντές και βρίσκονται στα: 1)Αστικά λύματα Βιομηχανικά λύματα (μεταλλουργεία) 2) Βιομηχανικά λύματα (μεταλλουργεία)

28 Οι χηλικές ενώσεις, ως πιο υδατοδιαλυτές, συγκρατούνται λιγότερο από τα ορυκτά (αρνητικά φορτισμένες) και είναι πιο κινητικές.Οι χηλικές ενώσεις, ως πιο υδατοδιαλυτές, συγκρατούνται λιγότερο από τα ορυκτά (αρνητικά φορτισμένες) και είναι πιο κινητικές. Οι ενώσεις αυτές θεωρούνται ρυπαντές γιατί έχουν την δυνατότητα να διαλυτοποιούν και να μεταφέρουν βαρέα μέταλλα.Οι ενώσεις αυτές θεωρούνται ρυπαντές γιατί έχουν την δυνατότητα να διαλυτοποιούν και να μεταφέρουν βαρέα μέταλλα. Ενώ γενικά δεν υπάρχουν πολύ επιλεκτικοί συμπλοκοποιητές για ορισμένα είδη μετάλλων, ορισμένες φυσικές ενώσεις (π.χ. ferrichrome) που προέρχονται από φύκη συμπλοκοποιούν σχηματίζοντας χηλικές ενώσεις με τον Fe (III).Ενώ γενικά δεν υπάρχουν πολύ επιλεκτικοί συμπλοκοποιητές για ορισμένα είδη μετάλλων, ορισμένες φυσικές ενώσεις (π.χ. ferrichrome) που προέρχονται από φύκη συμπλοκοποιούν σχηματίζοντας χηλικές ενώσεις με τον Fe (III). Τα είδη που έχουν την δυνατότητα συμπλοκοποίησης μπορούν να παρεμποδίσουν (παρουσία σιδήρου) την ανάπτυξη των άλλων φυκών.Τα είδη που έχουν την δυνατότητα συμπλοκοποίησης μπορούν να παρεμποδίσουν (παρουσία σιδήρου) την ανάπτυξη των άλλων φυκών.

29 Υπολογισμοί Συγκεντρώσεων Συμπλόκων Σταθερά σχηματισμού Κ των συμπλόκων Σταθερά Β 2 της συνολικής αντίδρασης

30 Συμπλοκοποίηση από μη-πρωτονιωμένους συμπλοκοποιητές ΕDΤΑ: Υ Σε pH > 10 η ένωση αυτή χάνει όλα τα καρβοξυλικά της πρωτόνια και συμβολίζεται ως Υ 4- - O 2 CCH 2 CH 2 CO 2 - NCH 2 CH 2 N - O 2 CCH 2 CH 2 CO 2 - Παράδειγμα 3 Αλκαλικά λύματα (pH = 11) που περιέχουν Cu~5mg/L και μη συμπλοκοποιημένο EDTA σε συγκέντρωση 200 mg/L [Na 2 H 2 C 10 H 12 O 8 N 2.Η 2 0, ΜΒ=372] -Σε ποια αναλογία ο Cu 2+ θα είναι σε μορφή συμπλόκου; - Ποια θα είναι η συγκέντρωση του ενυδατωμένου Cu 2+ ;

31 Απάντηση Υπολογισμός της συγκέντρωσης του EDTA (Y 4- ): H συνολική συγκέντρωση του EDTA είναι 5, Μ Cu 2+ +Y 4-  CuY 2- K 1 =6, Επομένως σχεδόν όλος ο Cu 2+ βρίσκεται υπό την μορφή του CuY 2- Η μέγιστη συγκέντρωση του Cu 2+ στο διάλυμα είναι 7, Μ Το μεγαλύτερο μέρος βρίσκεται υπό μορφή CuY 2- Η συγκέντρωση του ελεύθερου χαλκού:

32 Συμπλοκοποίηση με πρωτονιωμένες ενώσεις Γενικά οι συμπλοκοποιητές* είναι συζυγείς βάσεις οξέων κατά Brønsted H ένταση της συμπλοκοποίησης εξαρτάται από το pH. Ανταγωνισμός μεταξύ Η + και Μ n+ : Πρέπει να μελετήσουμε την κατανομή των συμπλοκοποιητών σε σχέση με το pH του περιβάλλοντος (διαλύματος).

33 Παράδειγμα: Νιτριλοτριοξικό οξύ (NTA) CH 2 COO - - OOCCH 2 N ή Τ 3- CH 2 COO - To T 3- μπορεί να συμπλοκοποιήσει μέταλλα μέσω 3[CO 2 - ] και 1

34 Έχουμε 3 στάδια διάστασης του ΝΤΑ: Η 3 Τ  Η + + Η 2 Τ - K α1 = 1) 2) 3)

35 Εξαρτώμενο από την τιμή του pH, το ΝΤΑ μπορεί να βρεθεί σε διάφορες μορφές: Η 3 Τ, Η 2 Τ -, ΗΤ 2- και Τ 3- pH  Η 3 Τ  Η 2 Τ -  ΗΤ 2-  Τ 3- pH<11,000,00 pH=pK a1 (1,66)0,49 0,020,00 pH= 1/2(pK a1 +pK a2 ) (2,305)0,160,680,160,00 pH=pK a2 (2,95)0,020,49 0,00 pH= 1/2(pK a2 +pK a3 ) (6,615)0,00 1,000,00 pH=pK a3 (10,28)0,00 0,50 pH>120,00 1,00

36 Διάγραμμα pH – α x για το ΝΤΑ pH  Η 3 Τ  Η 2 Τ -  ΗΤ 2-  Τ 3- pH<11,000,00 pH=pK a1 (1,66)0,49 0,020,00 pH= 1/2(pK a1 +pK a2 ) (2,305)0,160,680,160,00 pH=pK a2 (2,95)0,020,49 0,00 pH= 1/2(pK a2 +pK a3 ) (6,615)0,00 1,000,00 pH=pK a3 (10,28)0,00 0,50 pH>120,00 1,00

37 Παράδειγμα Διαλυτοποίηση του Pb από το στερεό Pb(OH) 2 μέσω ΝΤΑ Παράμετροι: - χημική σταθερότητα των χηλικών ενώσεων - συγκέντρωση των συμπλοκοποιητών στο Η 2 Ο - pH - μορφή του αδιάλυτου μεταλλικού υποστρώματος Διαλυτοποίηση του Pb από το στερεό Pb(OH) 2 από το ΝΤΑ σε pH=8,00 Σε pH = 8,00 υπερισχύει η ουσία ΗΤ 2- : Pb(OH) 2(s) + HT 2- ⇄ PbT - + OH - + Η 2 Ο Pb(OH) 2(s) ⇄ Pb OH - K sp =[ Pb 2+ ][ OH - ] 2 =1, Διαλυτοποίηση:

38 Γνωρίζουμε:

39 Συνολική Αντίδραση: Υποθέτουμε ότι έχουμε 25 mg/L N(CH 2 CO 2 Na) 3 (Μ.Β.=257) Η συνολική συγκέντρωση του ελεύθερου και συμπλοκοποιημένου ΝΤΑ είναι: [ΝΤΑ] = 9, mmol/mL. To σύστημα ΝΤΑ/Pb(OH) 2 βρίσκεται σε ισορροπία σε pH ~8

40 To NTA μπορεί να υφίσταται ως HT 2- ή PbT - : Η μορφή που υπερισχύει υπολογίζεται, μέσω της αναλογίας: μέσω των Κ σε pH = 8,00 η συγκέντρωση [OH - ]=1 x M

41 Καθώς [PbT - ]/[HT 2- ]~20-21 σημαίνει ότι το περισσότερο ΝΤΑ στο διάλυμα βρίσκεται συμπλοκοποιημένο με τον Pb. Η συγκέντρωση του Pb (20mg/L) είναι 9, Μ δηλ. λίγο μικρότερη από αυτήν του ΝΤΑ (9, Μ). Το  PbT - μειώνεται όταν το pH αυξάνεται. Βλέπουμε λοιπόν ότι οι αντιδράσεις σχηματισμού χηλικών ενώσεων είναι εξαρτώμενες από το pH.

42 Παράδειγμα 5 Αντιδράσεις του ΝΤΑ με ανθρακικά άλατα των μετάλλων. Ας υποθέσουμε ότι αντί του Pb(OH) 2 έχουμε PbCO 3. To PbCO 3 είναι σταθερό σε συνθήκες [Alk] και pH των φυσικών υδάτων. Το NTA (3Na) σε συγκέντρωση 25 ppm και pH = 7 βρίσκεται σε ισορροπία με το PbCO 3. Πόσο ΝΤΑ θα συμπλοκοποιήσει τον Pb;

43 Απάντηση :

44 Σε pH από 7-10 υπερισχύει το HCO 3-. Έτσι το CO 3 2- που απελευθερώνεται από την αντίδραση του PbCO 3 με το ΝΤΑ θα βρίσκεται υπό την μορφή του HCO 3- PbCO 3 (s) + HT 2-  Pb 2+ + CO 3 2- ή PbCO 3(s)  Pb 2+ + CO 3 2- Κ sp = [Pb 2+ ] [ CO 3 2- ] =

45

46 Η διαλυτοποίηση του PbCO 3 (από το ΝΤΑ) σε PbT - εξαρτάται από τη συγκέντρωση [HCO 3- ] [PbT - ]/[HT 2- ]=K/[HCO 3- ]) Όπως γνωρίζουμε συνήθως η [HCO 3- ]=1, Επομένως το μεγαλύτερο μέρος του ΝΤΑ σε ισορροπία με το PbCO 3(S) θα βρίσκεται στο διάλυμα ως PbT -. [NTA]= 25 ppm τότε [Pb 2+ ]  20 ppm [HCO 3- ]   διαλυτοποίηση από το ΝΤΑ  [HCO 3- ]   διαλυτοποίηση από το ΝΤΑ 

47 Ανταγωνισμός μεταξύ μετάλλων κατά τη διαδικασία της συμπλοκοποίησης Μεταξύ του πλέον άφθονου στο περιβάλλον Ca 2+ και των άλλων μετάλλων Σε pH=7 ο σχηματισμός συμπλόκου του Ca 2+ με το NTA : Ca 2+ +HT 2-  CaT - +H + K’= Το κλάσμα του ΝΤΑ ενωμένο ως 1. [Ca 2+ ] = 1, pH = 7

48 Η μεγαλύτερη ποσότητα του ΝΤΑ σε ισορροπία με Ca 2+ θα βρίσκεται υπό την μορφή

49 Επομένως μπορούμε να προσδιορίσουμε την κατανομή του ΝΤΑ μεταξύ PbT - και CaT -. Για τις συνθήκες φυσικών υδάτων έχουμε: HCO 3 - = Ca 2+ = NTA σε ισορροπία με PbCO 3- : Βλέπουμε ότι μόνο το 1/3 του ΝΤΑ θα βρίσκεται ως χηλική ένωση του μολύβδου. Εν απουσία Ca 2+ σχεδόν όλο βρίσκεται ως PbT -. Αρα η παρουσία Ca 2+ καθορίζει το ποσοστό διαλυτοποίησης του Pb μέσω ΝΤΑ.

50 Παράδειγμα: Θαλασσινό νερό Ανταγωνιστικές ισορροπίες μεταξύ Cl - και ΝΤΑ στο θαλάσσιο νερό. Σχηματισμός συμπλόκων μεταξύ Μ n+ και συμπλοκοποιητών, λαμβάνουμε υπόψη μας άλλους πιθανούς συμπλοκοποιητές (π.χ. Cl - ). Περίσσεια Cl -, σχηματίζονται σύμπλοκα χλωρίου με το Cd Οι υψηλές συγκεντρώσεις Η + καταστρέφουν το σύμπλοκο CdT - λόγω πρωτονίωσης του ΝΤΑ. Το Ca 2+ & το Mg 2+ ανταγωνίζονται το Cd για τον σχηματισμό συμπλόκων.

51 Κινητική της συμπλοκοποίησης στα φυσικά ύδατα Σημαντικοί παράγοντες είναι η ταχύτητα των αντιδράσεων και οι χρόνοι παραμονής των μεταλλικών ιόντων στο υπό μελέτη σύστημα. [Me(Η 2 Ο) m ] n+ + L  [Me(Η 2 Ο) m-1 L] n+ + Η 2 Ο γρήγορο [Me(Η 2 Ο) m ] n+ + L ⇄ [Me(Η 2 Ο) m ] n+. L αργό [Me(Η 2 Ο) m ] n+. L  [Me(Η 2 Ο) m-1 L] n+ + Η 2 Ο Έχομε αντιδράσεις 2ης τάξης: d[MeL]/dt = k [Me][L] ή v = k ([Me(Η 2 Ο) m ] n+ ) ([L])

52 Η ταχύτητα ανταλλαγής (k w ) μορίων H 2 O με συμπλοκοποιητές στα μεταλικά ιόντα εξαρτάται: από το pH, τον ανταγωνισμό με το Ca 2+ (στα φυσικά ύδατα έχει συγκέντρωση Μ ενώ ο Cu π.χ. αντιστοίχως ). Πρέπει να λάβουμε υπ’ όψιν μας ότι οι συγκεντρώσεις των μεταλλικών ιόντων και των συμπλοκοποιητών στα φυσικά νερά είναι πολύ μικρές. Μεταλλικό ιόνk w (M -1 s -1 ) Cr 3+ 3, Mn 2+ 3, Fe 3+ 3, Fe 2+ 3, Co 3+ ≤ 10 2 Co 2+ 1, Hg Αναλυτική Χημεία!!!

53 Πολυφωσφορικά άλατα στα φυσικά νερά To ορθοφωσφορικό οξύ (H 3 PO 4 ) διίσταται ως εξής: H 3 PO 4  H 2 PO H + pΚ a1 =2,17 H 2 PO 4 -  HPO H + pΚ a2 =7,31 HPO 4 2-  PO H + pΚ a3 =12,36 Το πυροφωσφορικό ιόν P 2 O 7 4- προέρχεται από τη συμπύκνωση ορθοφωσφορικών ιόντων. 2PO Η 2 Ο  P 2 O OH -

54 Πυροφωσφορικό (H 4 P 2 O 7 ) Τριφωσφορικό (H 5 P 3 O 10 ) H 4 P 2 O 7 : pK a1  2, pK a2 2,64, pK a3 6,76, pK a4 9,42 H 5 P 3 O 10 : pK a1, pK a2  2, pK a3 2,30, pK a4 6,50, pK a5 9,24 Έτσι τα πολυμερικά φωσφορικά ιόντα χάνουν: σε πρώτη φάση τα ενδιάμεσα(*) πρωτόνια και τα δύο τελικά (**σε κάθε άκρο) σε δεύτερη φάση τα δεύτερα (***) των δύο ατόμων P. Το τριφωσφορικό οξύ Σε pH=4,5 χάνει 3Η: Σε pH=9,5 χάνει 2Η:

55 ΧΗΛΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ: P 2 O 7 4- πυροφωσφορικό ιόν.

56 Συμπλοκοποίηση από Χουμικές Ενώσεις Τα αδιάλυτα υλικά (χουμίνες, ΧΕ) προσροφούν οργανικές ενώσεις και κατιόντα από το νερό. Τα διαλυτά (φουλβικά οξέα, ΦΟ) συμπλοκοποιούν διάφορα μέταλα.

57 ΦΟ  Υψηλά Μ.Β.  AMU  Αρωματικό χαρακτήρα  Ομάδες με οξυγόνο ΧΕ C:45-55%, O:30-45%, H:3-6%, N:1-5%, S:0-1% Δεσμοί ΧΕ με μεταλλικά ιόντα Fe και Al : ισχυροί δεσμοί Μg : αδύνατοι Ni, Pb, Ca, Zn : ενδιάμεσοι δεσμοί

58 Ο ΡΟΛΟΣ ΤΗΣ ΑΠΟΛΥΜΑΝΣΗΣ Aρχή του 20ου αιώνα Aρχή του 20ου αιώνα: ασθένειες που μεταδίδονταν από το νερό ήταν σύνηθες φαινόμενο. Eπιδημία χολέρας στην Ν. Αμερική: Από το Περού το 1991 σε 16 χώρες. Ιούνιος του 1992: 590,000 κρούσματα και 5,000 θάνατοι. Απολύμανση Απολύμανση: Διαδικασία απομάκρυνσης ή απενεργοποίησης παθογενών μικροοργανισμών που βρίσκονται στα νερά. Αποστείρωση: Αποστείρωση: Καταστροφή όλων των μικροοργανισμών. Η χημική απολύμανση = οξειδωτικές αντιδράσεις Απολυμαντικά Απολυμαντικά: χλώριο, χλωραμίνες, διοξείδιο του χλωρίου, όζον.

59 Πόσιμο νερό ΝΕΡΟ ΠΟΣΙΜΟ ΝΕΡΟ ΑΠΟΛΥΜΑΝΣΗ Επιφανειακά νερά (ποτάμια, λίμνες) Υπόγεια νερά Μέσω οξειδωτικών αντιδράσεων Καταστροφή ή εξασθένιση της κυτταρικής δομής Επιδράσεις στο μεταβολισμό Επιδράσεις στην ανάπτυξη και τη βιοσύνθεση Πιθανοί τρόποι δράσης

60 Παράγοντες που επιδρούν στο σχηματισμό των παραπροϊόντων απολύμανσης (DBPs): ΑΝΤΙΔΡΑΣΗ ΟΞΕΙΔΩΤΙΚΩΝ ΜΕ ΤΗΝ ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΥΛΗ ΤΟΥ ΝΕΡΟΥ  Συγκέντρωση απολυμαντικού  pH  Θερμοκρασία  Χρόνος αντίδρασης  Συγκέντρωση Προπομπών (οργανικών, ανοργάνων) Οργανικοί Προπομποί (ΦΟΥ) Οργανικοί Προπομποί (ΦΟΥ): Χουμικές, ΦουλβικέςΧουμικές, Φουλβικές ενώσεις οργανική ύληΗ προερχόμενη από τα φύκη οργανική ύλη αμινοξέαΤα αμινοξέα αρωματικές ενώσειςΟι αρωματικές ενώσεις Ανόργανοι Προπομποί Ανόργανοι Προπομποί: Ιόντα βρωμίουΙόντα βρωμίου

61 Σχηματισμός των παραπροϊόντων της χλωρίωσης Σημαντικές κατηγορίες: Τριαλογονομεθάνια (THMs) Αλογονωμένα Οξικά Οξέα (HAAs) Αλογονωμένα Ακετονιτρίλια (HANs) Άλλα προϊόντα της χλωρίωσης: Αλογονωμένες Κετόνες (HKs) Αλογονωμένες Αλδεΰδες Χλωράλη Χλωροπικρίνη Άλλες αλογονωμένες αλειφατικές και αρωματικές ενώσεις HOCl + (Br - ) + ΦΟΥ TTHMs και άλλα αλογονωμένα DBPs Br - + HOCl Cl - + HOBr HOBr H + + OBr -

62 Ανώτατες συγκεντρώσεις για τα οργανικά παραπροϊόντα απολύμανσης Παραπροϊόντα απολύμανσης, DBPs 1 WHO, μg/L 2 USEPA, μg/L 3 E.C., μg/L CHCl 3 TCM200 CHBr 3 TBM100 CHBr 2 Cl DBCM100 CHBrCl 2 BDCM60 TTHMs (150) CH 2 ClCOOH MCAA CHCl 2 COOH DCAA50 CHCl 3 COOH TCAA100 CH 2 BrCOOH MBAA CHBr 2 COOH DBAA HAA5 60 CHCl 2 CN DCAN90 CHBr 2 CN DBAN100 CHCl 3 CN TCAN1 CHBrClCNBCAN 1 WHO: World Health Organization, 1993, 2 USEPA: Environmental Protection Agency, 1994, 3 E.C.: Commission of European Union, 1998


Κατέβασμα ppt "ΚΕΦΑΛΑΙΟ 2 ΟΙ ΒΑΣΕΙΣ ΤΗΣ ΥΔΑΤΙΚΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ Η Χημεία των φυσικών υδάτων ονομάστηκε από τους Werner Stumm (ETH Zurich) και James Morgan (CALTECH) ΥΔΑΤΙΚΗ."

Παρόμοιες παρουσιάσεις


Διαφημίσεις Google