
- •1. Ресурсы поверхностных вод и запасы льдов
- •2. Ресурсы подземных вод.
- •3. Круговорот природных вод.
- •4. Строение молекулы воды. Структура воды.
- •5. Физические свойства воды и её аномалии
- •6. Понятие о системах фазах и компонентах.
- •7. Классификация природных вод.
- •8. Факторы формирования химического состава природных вод
- •I группа: факторы непосредственно воздействующие на воды (породы, почвы, живые организмы, деятельность человека)
- •1)Соли.
- •2) Изверженные и метаморфические породы
- •3) Глинистые породы
- •2. Почвы
- •3. Живые организмы
- •4. Деятельность человека
- •II группа: факторы, определяющие условия, в которых протекает взаимодействие вещества с водой (климат, рельеф, растительность, водный режим, взвешенные вещества, донные отложения)
- •1. Климат
- •2. Рельеф местности
- •3. Водный режим (или гидрологический режим)
- •4. Взвешенные веществ
- •Донные отложения ила
- •9. Процессы формирования химического состава природных вод
- •10. Процессы переводящие вещество в раствор.
- •11. Процессы, выводящие вещество из раствора.
- •12. Обменные процессы вещества.
- •13. Формирование ионного состава природных вод
- •5% Апатит Ca10r2(po4) (r-cl или f)
- •14 . Формрование биогенных веществ природных вод.
- •16. Формирование микроэлементного состава природных вод.
- •17. Формирование газового состава природных вод.
- •18. Влияние загрязненных веществ на химический состав прир. Вод.
- •19. Равновесные системы в природных водах.
- •21. Расчеты карбонатного равновесия для природных вод с минерализацией более 100 мг/дм3 с учетом активности ионов
- •22. Расчет концентраций отдельных форм производных угольной кислоты
- •23. Расчет степени насыщаемости природных вод СаСо3
- •24. Буферность карбонатных систем.
- •25. Сульфидное равновесие
- •26. Окислительно-восстановительные равновесия
- •27. Буферная способность почв
- •28. Кислотность почв
- •29. Миграция химических соединений
- •30 Виды миграции
- •31. Интенсивность миграции
25. Сульфидное равновесие
Основные задачи, решаемые при определении сульфидного равновесия:
- определение концентрации свободного сероводорода в жидкой и газообразной фазах;
- определение активности иона S2- и окислительно-восстановительного потенциала воды.
Ингредиенты входящие в сульфидное равновесие связываются следующей системой равновесия:
Расчет
сульфидного равновесия можно выполнить
также, как расчет карбонатного равновесия
предварительно определив содержание
всех производных
,
а за тем рассчитать концентрации всех
отдельных компонентов по значениям
pH.
+
+
– константы диссоциации сероводорода.
- концентрация производных сероводорода
в моль. Эту концентрацию определяют
аналитически, но из нее вычитают
концентрации HSO3-
и S2O32-.
Коэффициенты активности можно рассчитать по известным показателям.
Значения :
K1 = (0.063T + 0.02)∙10-7
pK2 = 12.94 – 0.016 (T - 20)
При pH <9 формулы значительно упрощаются, т.к. членами включающими K2 можно пренебречь из-за их малого значения.
Соотношение форм производных H2S в зависимости от значения pH (% мольных)
Форма |
pH |
||||||
4 |
5 |
6 |
7 |
8 |
9 |
10 |
|
|
99,8 |
98,8 |
78,3 |
43,9 |
7,3 |
0,8 |
0,09 |
|
0,2 |
1,2 |
21,7 |
56,1 |
92,7 |
99,2 |
99,01 |
26. Окислительно-восстановительные равновесия
Окислительно-восстановительные реакции м.б. представлены как реакции включающие либо перенос кислорода, либо перенос электрона.
2Fe3O4 + ½ O2 = 3Fe2O3
2Fe(2+) + ½ O2 + 2H(+) = 2Fe(3+) + H2O
2Fe3O4 + H2O = 3Fe2O3 + 2H(+) + 2e¯
Fe(2+) = Fe(3+) + e¯
В гидрохимии обычно рассматриваются реакции второго типа. В общем виде можно записать
M(V+)=M(V+n)+ +n e¯
В этих выражениях
M(V+) и M(V+n)+ -восстановленная и окисленная форма элементов с переменной валентностью.
Можно записать константу устойчивости этой реакции при M=1
K(ок-вост )= (aM^(V+n)+) a e¯ /aM^(+)
Ae¯=aM^(+)/aM^(V+n)+
Активность электронов таким образом пропорциональна отношению активности восст-ого вещества к активности ок-ого вещества. Это отношение м.б. определено на основе измерения ок-восст. потенциала, кот. явл-ся основной хар-кой редокс равновесия или ОВР.
Этот потенциал возник. на электроде из благор. металла, кот. инертен по отношению к среде.
Потенциал электрода опред-ся по отношению к норм. водород. электроду, потенциал кот. =0
Этот относительный редокс потенциал обозначают Eh
Значение Eh зависит от соотношения окислительной и восстановительной формы данного элемента или его соединения в молях и значения водородного показателя.
Eh=Eο+(0,059/n)Lg([ок]/[вост])[H(+)] |
Eο –нормальный редокс потенциал при равенстве конц. окисленной и восстановленной формы. |
n-количество отданных или приобретенных элементов. m-число ионов водорода в данной реакции. |
В природной воде Eh колеблется от -400 до +700 мВ
В природной воде редокс потенциал не может характеризовать емкость редокс систем и их относительную роль в образовании данного потенциала.
Наиболее характерными являются следующие системы определяющие пределы существования воды.
2H2O<->O2+4H(+) + 4e¯
H2газ<->2H(+)вод+2e¯
Fe(2+)<->Fe(3+) + e¯
Mn(2+)<->Mn(4+) + 2e¯
S(2-)<->S°+2e¯
S(2-)<->S(6+)+8e¯
Величина окислительно-восстановительного потенциала при pH=7
Интервал Eh |
Условия в природных водах |
Характеристики гидробионтов |
+0,6…+0,4 |
Наличие O2,в кислых условиях |
Аэробы |
+0,4…+0,3 |
Пониженное содержание O2,основной окислитель NO3¯ |
Аэробы |
+0,3…+0,1 |
Исчезновение NO3¯,появление в больших концентрациях Fe(2+) и Mn(2+) |
Факультативные (частичные) анаэробы |
0…-0,15 |
Восстановление SO4(2-),появление сульфидов, осаждение FeS·n(H2O) |
Анаэробы облигатные |
-0,15…-0,3 |
Образование CH4 и H2 |
Анаэробы облигатные |
Таким образом изучение редокс потенциала позволяет выявить природные среды в которых возможно существование химических элементов с переменной валентностью в определенной форме. Многие элементы входящие в состав анионов имеют в окисленном состоянии более высокую подвижность и накапливаются в восстановительных условиях.
Значения Eh и pH удобны для установления состояния и формы в которых находятся элементы и характеристики типов природных вод.