Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli Pamukkale

Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli Pamukkale, Turska

Riftovanje Subdukcija Srednjooceanski hrpt

Kemijske reakcije i ravnoteža Na. Cl → Na+ + Clreaktant produkti Na+ + Cl- → Na. Cl ↔ Na+ + Cl-

koncentracija pritisak Le Chatelierov princip temperatura Ako kemijski sustav u ravnoteži doživi promjenu koncentracije, ukupnog pritiska ili temperature tada se ravnoteža pomiče u smjeru smanjivanja utjecaja te promjene. Npr: N 2 (g)+ 3 H 2 (g) 2 NH 3 +N 2 ΔH =− 92 k. J (egzotermna reak. ) N 2 (g)+ 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) Henri Louis le Châtelier (1850 -1936) francuski kemičar. Neke reakcije ne mogu postići ravnotežu, već se odvijaju sve dok se jedan od reaktanata ne potroši: Ca. CO 3 (s) + HCl → 2 Ca 2+ + 2 Cl- + H 2 O + CO 2 (g)

Zakon o djelovanju masa - norveški kemičari Guldberg i Waage (1863) a. A + b. B ↔ c. C + d. D Početno stanje Ravnoteža

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: - H 2 SO 4 je dvoprotonska kiselina pa je koncentracija vodikovih iona dvostruko veća od koncentracije H 2 SO 4 c(H+) = 2 c(H 2 SO 4) Tj. 1 mol dm-3 H 2 SO 4 daje c(H+) = 2 mol dm-3 Normalitet se računa prema pojedinim vrstama pa je ista kiselina 1 N (1 -normalna) za SO 42 - i 2 N (2 normalna) za H+.

Disocija slabih kiselina i baza Npr. CH 3 COOH (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 + 3 H+ ↔ Al 3+ + 3 H 2 O a u reakcijama s lužinama kao kiselina Al(OH)3 + 3 OH- ↔ Al. O 3 - + 3 H 2 O

Mobilnost elemenata vs. jake i slabe baze Ionski potencijal = Ionski naboj/ionski radijus 1. grupa: 0. 5 - 2. 5; evaporati, hidratizirani ioni, kompleksni ioni, mobilni kationi 2. grupa: 2. 5 - 6 do 9; hidrolizati, na pr. Fe(OH)3, nemobilni 3. grupa: >9; mobilni oksianioni, SO 42 -, PO 43 -, (UO 2)2 - Mobility in the surficial environment as a function of ionic charge and ionic radius

Otapanje teško topivih hidroksida brucit

Slabe baze i kiseline - ravnoteža kontrolirana p. H vrijednosti otopine H 2 S ↔ H+ + HSHS- ↔ H+ + S 2 p. K 1 = 7 p. K 2 = 12, 9 K 1 K 2

Otapanje amorfnog Si. O 2 (amorfno) + 2 H 2 O ↔ H 4 Si. O 4 Ahat H 4 Si. O 4 ↔ H 3 Si. O 4 - + H+ K 1 = 10 -9, 71 H 3 Si. O 4 - ↔ H 2 Si. O 42 - + H+ K 2 = 10 -13, 28 H 2 Si. O 42 - ↔ HSi. O 43 - + H+ K 3 = 10 -9, 86 HSi. O 43 - ↔ Si. O 44 - + H+ K 4 = 10 -13, 10 Opal

Naica mine, Chihuahua, Mexico

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

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 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). 1) Zakon o djelovanju mase: Ca. SO 4· 2 H 2 O Ca 2+ + SO 42 - + 2 H 2 O, KSP = [Ca 2+][SO 42 -] = 10 -4. 6 Ba. SO 4 Ba 2+ + SO 42 -, KSP = [Ba 2+][SO 42 -] = 10 -10. 0 [Ca 2+][SO 42 -] = 10 -4. 6 [Ba 2+][SO 42 -] = 10 -10. 0 [SO 42 -] zamjeni s 10 -4. 6/[Ca+]: [Ba 2+] • 10 -4. 6/[Ca 2+] = 10 -10. 0 2) Vrste: Ca 2+, Ba 2+, SO 42 -, H+, OHH 2 O H+ + OHKw = [H+][OH-] = 10 -14 3) Balans mase: [Ba 2+] + [Ca 2+] = [SO 42 -] 4) Balans naboja: 2[Ba 2+] + 2[Ca 2+] + [H+] = 2[SO 42 -] + [OH-] 10 -4. 6 + 10 -10. 0 = [SO 42 -]2 [SO 42 -] = (10 -4. 6 + 10 -10. 0)1/2 = 10 -2. 3 mol/L [Ca 2+] = 10 -4. 6/10 -2. 3 = 10 -2. 3 mol/L [Ba 2+] = 10 -10. 0/10 -2. 3 = 10 -7. 7 mol/L

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 2. Jaka kiselina + slaba baza 3. Slaba kiselina + jaka baza 4. Slaba kiselina + slaba baza Na. Cl + H 2 O → Na+ + Cl- + H 2 O Cu. Cl 2 + 2 H 2 O → Cu(OH)2 + 2 Cl- + 2 H+ Na 2 CO 3 + 2 H 2 O → 2 Na+ + H 2 CO 3 + 2 OH- Cu. CO 3 + 2 H 2 O → Cu(OH)2 + H 2 CO 3 Glavnina petrogenih minerala u su soli slabih kiselina i jakih baza, npr. karbonati i silikati alkalnih (Grupa 1 A) i zemnoalkalnih elemenata (Grupa 2 A). Zbog toga je voda u karbonatima uglavnom bazična. - + H O + O H H H

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

Aktiviteti i ionska jakost otopine Debye–Hückelova jednadžba: a = g × c I = ½ S ci zi 2 g - koeficijent aktiviteta 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)

Karbonatna ravnoteža Zadaća: Izračunaj topljivost kalcita pri standardnim uvjetima. Prosječni parcijalni pritisak CO 2 iznosi 0, 003 atm. Reakcija Konstanta ravnoteže CO 2, g +H 2 O ↔ H 2 CO 3* p. KH = 1, 47 H 2 CO 3* ↔ HCO 3 - + H+ p. K 1 = 6, 35 HCO 3 - ↔ CO 32 - + H+ p. K 2 = 10, 33 Ca. CO 3 ↔ Ca 2+ + CO 32 - + p. Kpt = 8, 34 Bahami