Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli

Παρουσίαση με θέμα: "Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli
Pamukkale, Turska

2 Riftovanje Subdukcija Srednjooceanski hrpt

3 NaCl ↔ Na+ + Cl- Kemijske reakcije i ravnoteža NaCl → Na+ + Cl-
reaktant produkti Na+ + Cl- → NaCl NaCl ↔ Na+ + Cl-

4 Le Chatelierov princip
koncentracija pritisak temperatura Le Chatelierov princip Ako kemijski sustav u ravnoteži doživi promjenu koncentracije, ukupnog pritiska ili temperature tada se ravnoteža pomiče u smjeru smanjivanja utjecaja te promjene. Npr: N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 ΔH =−92 kJ (egzotermna reak.) +N2 N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g) Henri Louis le Châtelier ( ) francuski kemičar. N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g) Neke reakcije ne mogu postići ravnotežu, već se odvijaju sve dok se jedan od reaktanata ne potroši: CaCO3 (s) + HCl → 2Ca2+ + 2Cl- + H2O + CO2 (g) N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g)

5 aA + bB ↔ cC + dD Zakon o djelovanju masa
- norveški kemičari Guldberg i Waage (1863) aA + bB ↔ cC + dD Početno stanje Ravnoteža

6 Izražavanje koncentracija otopljenih tvari
Molalitet (b) komponente A jednak je omjeru množine otopljene tvari A i mase otapala. Jedinica molaliteta je mol kg-1. Molaritet ili množinska koncentracija (c) komponente A jednak je omjeru množine otopljene tvari A i volumena otopine. Jedinica molariteta je mol dm-3. Normalitet (N) je količinska koncentracija ekvivalentnih jedinki. Npr: - H2SO4 je dvoprotonska kiselina pa je koncentracija vodikovih iona dvostruko veća od koncentracije H2SO4 c(H+) = 2c(H2SO4) Tj. 1 mol dm-3 H2SO4 daje c(H+) = 2 mol dm-3 Normalitet se računa prema pojedinim vrstama pa je ista kiselina 1 N (1-normalna) za SO42- i 2 N (2-normalna) za H+.

7 Disocijacija slabih kiselina i baza
Npr. CH3COOH (K=1,76×10-5) Amfoternost je svojstvo nekih tvari se ponašaju ili kao kiseline ili kao baze ovisno o okruženju. Tako će se aluminij-hidroksid u reakciji s kiselinama ponašati kao lužina Al(OH)3 + 3H+ ↔ Al3+ + 3H2O a u reakcijama s lužinama kao kiselina Al(OH)3 + 3OH- ↔ AlO3- + 3H2O

8 Mobilnost elemenata vs. jake i slabe baze
Ionski potencijal = Ionski naboj/ionski radijus grupa: ; evaporati, hidratizirani ioni, kompleksni ioni, mobilni kationi grupa: do 9; hidrolizati, na pr. Fe(OH)3, nemobilni grupa: >9; mobilni oksianioni, SO42-, PO43-, (UO2)2- Mobility in the surficial environment as a function of ionic charge and ionic radius

9 brucit Otapanje teško topivih hidroksida

10 Slabe baze i kiseline - ravnoteža kontrolirana pH vrijednosti otopine
H2S ↔ H+ + HS K1 HS- ↔ H+ + S K2 pK1 = 7 pK2 = 12,9

11

12 SiO2 (amorfno) + 2H2O ↔ H4SiO4
Otapanje amorfnog SiO2 SiO2 (amorfno) + 2H2O ↔ H4SiO4 Ahat H4SiO4 ↔ H3SiO4- + H K1 = 10-9,71 H3SiO4- ↔ H2SiO42- + H+ K2 = 10-13,28 H2SiO42- ↔ HSiO43- + H+ K3 = 10-9,86 HSiO43- ↔ SiO44- + H K4 = 10-13,10 Opal

13 Naica mine, Chihuahua, Mexico

14 Produkt topljivosti Konstanta produkta topljivosti (Ksp) umnožak je ravnotežnih aktiviteta iona teško topljive soli podignutih na potenciju svog stehiometrijskog faktora u ravnotežnoj jednadžbi. Što je vrijednost konstante produkta topljivosti manja, to je manja topljivost te soli. 1 Anhidrit

15 Efekt zajedničkog iona
Količina sulfata nastala otapanjem manje topljive soli (barit, KSP=10-10), neznatna je u odnosu na količinu nastalu otapanjem topljivije soli. Topljivija sol (gips, KSP=10-4.6) sprječava otapanje manje topljive soli (efekt zajedničkog iona). Vode u prirodi mogu biti istovremeno zasićene na više različitih soli Npr: Odredi koncentraciju svih vrsta prisutnih u vodi koja je u kemijskoj ravnoteži s gipsom i baritom 1) Zakon o djelovanju mase: CaSO4·2H2O  Ca2+ + SO H2O, KSP = [Ca2+][SO42-] = BaSO4  Ba2+ + SO42-, KSP = [Ba2+][SO42-] = [Ca2+][SO42-] = [Ba2+][SO42-] = [SO42-] zamjeni s /[Ca+]: [Ba2+]•10-4.6/[Ca2+] = 2) Vrste: Ca2+, Ba2+, SO42-, H+, OH- H2O  H+ + OH- Kw = [H+][OH-] = 10-14 3) Balans mase: [Ba2+] + [Ca2+] = [SO42-] 4) Balans naboja: 2[Ba2+] + 2[Ca2+] + [H+] = 2[SO42-] + [OH-] = [SO42-]2 [SO42-] = ( )1/2 = mol/L [Ca2+] = / = mol/L [Ba2+] = / = mol/L

16 Hidroliza Reakcijom vode i iona nastalih disocijacijom soli nastaju kiseline, baze ili oboje. Podjela soli s obzirom na jakost kiseline i baze iz koje su nastali: 1. Jaka kiselina + jaka baza NaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O 2. Jaka kiselina + slaba baza CuCl2 + 2H2O → Cu(OH)2 + 2Cl- + 2H+ 3. Slaba kiselina + jaka baza Na2CO3 + 2H2O → 2Na+ + H2CO3 + 2OH- 4. Slaba kiselina + slaba baza CuCO3 + 2H2O → Cu(OH)2 + H2CO3 Glavnina petrogenih minerala u su soli slabih kiselina i jakih baza, npr. karbonati i silikati alkalnih (Grupa 1A) i zemnoalkalnih elemenata (Grupa 2A). Zbog toga je voda u karbonatima uglavnom bazična. - + O + O H H H H

17 Puferi Puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli ili slabih baza i njihovih soli. Puferi održavaju pH otopine na konstantnoj vrijednosti.

18 Aktiviteti i ionska jakost otopine
Debye–Hückelova jednadžba: a = g × c g - koeficijent aktiviteta I = ½ S ci zi I – ionska jakost otopine ci – koncentracija iona i zi – naboj iona i I < 0,005 A = 0,51 I < 0,1 A = 0,51; B = 0,33 I ≤ 0,5 (Davisova jednadžba)

19 Karbonatna ravnoteža Zadaća: Izračunaj topljivost kalcita pri standardnim uvjetima. Prosječni parcijalni pritisak CO2 iznosi 0,003 atm. Reakcija Konstanta ravnoteže CO2,g +H2O ↔ H2CO3* pKH = 1,47 H2CO3* ↔ HCO3- + H+ pK1 = 6,35 HCO3- ↔ CO32- + H+ pK2 = 10,33 CaCO3 ↔ Ca2+ + CO32- + pKpt = 8,34 Bahami

20