23. Расчет степени насыщаемости природных вод СаСо3

Для карбонатной системы характерно образование пересыщенных растворов. Это так называемое метастабильное состояние. Его причины:

1. Образование в начальной стадии твердой фазы CaCO₃ в высокодисперсном состоянии, близком к коллоидному. Растворимость при этом значительно выше макрокристаллов.

2. Образование на поверхности высокодисперсных частиц CaCO₃защитных органических пленок.

3. Образование комплексов органических веществ с ионами Ca

4. Образование ионных пар Ca, CO₃^2-, HCO₃^- с др. ионами.

Имеют значение и затруднения, возникающие при установлении равновесия этой сложной многоступенчатой гетерогенной системе, в состав которой одновременно входят газообразные, жидкие и твердые вещества.

Природная вода может долгое время находится в пересыщенном состоянии без выделения в осадок CaCO_3. Пресыщение в 2 – 3 раза постоянные явления в природных водах. Возможны пресыщения даже больше десятикратных.

Для определения степени насыщенности прир. вод CaCO₃ определяют следующие величины:

K_s = L/L₀

L₀ = [Ca²⁺][CO₃^2-]

L определяем по уравнению (19)

L₀ – термодинамическое произведение растворимости

(19)

24. Буферность карбонатных систем.

В природных водах представлены 2 типа буферных карбонатных систем:

- слабая кислота и ее соль:Н₂СО₃ NaНСО₃

- кислая и средняя соль: NaНСО₃ Na₂СО₃

Постоянство pH буферных растворов при добавлении кислоты или щелочи объясняется связывание вводимых ионов Н⁺ и ОН^- компонентами буферного раствора в малодиссоциирующие соединения.

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + HCO₃^-

NaНСО₃ ↔ Na⁺ + HCO₃^-

NaНСО₃ сильный электролит и при этом диссоциация Н₂СО_3, как слабого электролита подавлена в результате присутствия в растворе большого количества ионов HCO₃^- , образовавшихся при диссоциации соли. При введении в этот раствор кислоты, ионы Н⁺ будут взаимодействовать с гидрокарбонат ионами, образуя компонент буферного раствора Н₂СО_3.

Вследствие незначительности концентрации ионов Н⁺, образующихся при диссоциации Н₂СО₃, для сильно разбавленных растворов концентрацию ионов HCO₃^- можно принимать равной концентрации соли.

Если добавить к этому буферному раствору небольшое количество сильной щелочи, то ионы ОН^- будут взаимодействовать с малым количеством ионов Н⁺, в результате образуются малодиссоциированные соединения H₂O.

Снижение концентрации Н⁺ вызывает смещение равновесия диссоциации угольной кислоты вправо.

Избыток Н⁺ нейтрализуется ионами ОН^- при этом обеспечивается постоянство pH раствора.

Принимая во внимание незначительную степень диссоциации Н₂СО₃ можно стчитать концентрацию недиссоциированных молекул кислоты равной общей концентрации кислоты.

От сюда можно найти концентрацию Н⁺:

От сюда можно сделать вывод, что pH зависит не только от концентрации кислоты или соли, а от соотношения этих концентраций.

Характеристикой буферных растворов служит величина буферной емкости. Она определяется числом грамм эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которую необходимо прибавить к 1 л буферного раствора для изменения pH на единицу.

Максимальная буферная емкость соответствует содержанию компонентов в эквивалентных количествах.

Кислые и щелочные стоки в определенном количестве могут быть нейтрализованы карбонатной буферной системой природных вод.

При pH > 8,5 буферные свойства природных вод определяются 2 карбонатной буферной системой состоящей из HCO₃^- и СО₃^2-.