Что такое химия окружающей среды

Вид материала

Документы

Содержание Сернокислотная буферная система (H2SO Гуматная буферная система Углекислотно –гидрокарбонатная буферная система (H2O+CO Гидрокарбонатно –карбонатная буферная система (НСО Окислительно –восстановительные реакции Потенциал – определяющие компоненты природных вод Органические вещества. Соединения серы Соединения железа. Неметаллы в природных водах Фтор. Источник фтора выщелачивание фторсодержащих минералов, в первую очередь фторапатита Са5F(РО4)з:Ca Хром и марганец. Особенности гидрохимии различных типов водоемов Верховые болота Озера и водохранилища Низинные болота и донные отложения озер Водоемы лесной зоны. Степные водоемы. Загрязнение подземных вод Солнце как источник энергии ... Полное содержание

Подобный материал:

• Утверждаю, 117.11kb.
• Рабочая программа элективного курса «Химия и охрана окружающей среды», 82.96kb.
• Программа дисциплины «Химия атмосферы», 98.37kb.
• Рабочая программа дисциплины «химический анализ объектов окружающей среды» Направление, 311.39kb.
• Программа учебной дисциплины «Химия окружающей среды» для специальности 150109 «Металлургия, 177.15kb.
• Учебно-методический комплекс по дисциплине специальность 032300. 00 (050101)- химия, 764.83kb.
• Программа дисциплины Экологическая биохимия Новосибирск, 167.12kb.
• Программа дисциплины Микроорганизмы и окружающая среда Новосибирск, 114.75kb.
• Тема : «Загрязнение и охрана окружающей среды», 38.66kb.
• Программа дисциплины «Токсикология» составлена в соответствии с требованиями (вузовский, 147.22kb.

НА + Н₂О  A ^–+ H₃O⁺

к –та 1 осн.2 осн. 1 к –та 2

Чтобы рассчитать рН в растворе слабой кислоты, нужно воспользоваться формулой:

рН = 0,5_* (pK_a + С)

где С — молярная концентрация кислоты.

Слабые основания (а именно такие основания и присутствуют в природных водах) реагируют с водой с образованием иона ОН^–, причем, как и в случае слабых кислот равновесие соответствующей реакции смещено влево:


В⁺ + Н₂О Б НВ + ОН^–


Чтобы рассчитать рН в растворе слабого основания, нужно воспользоваться формулой

рН = 14 – 0,5 –(рК_b + C),


где С— молярная концентрация основания.

Многие частицы (например, ион НСО₃^–) могут вести себя и как кислоты, и как основания:

НСО₃^– + Н₂О  Н₃О⁺ + СО₃^2–

к –та1 осн.2 к –та 2 осн. 1


НСО₃^– + Н₂О  ОН^– + Н₂О + СО₂.

осн.1 к –та2 осн.2 к –та1


Чтобы узнать, как будет вести себя такая частица, нужно сравнить ее константу кислотности и константу основности. В данном случае:


pК_a(НСО₃^– ) = 10,35, а

pК_b(НСО₃^– ) = 14 –6,35 = 7,65. рК_a>рК_b,


следовательно К_a<К_b, то есть константа основности больше константы кислотности. Это значит, что гидрокарбонат–ион при реакции с водой будет вести себя как основание, то есть в водном растворе гидрокарбонатов среда будет основной, и его рН нужно рассчитывать как рН раствора основания.


рН – буферные системы

В природных водах, как правило, присутствуют одновременно кислоты и сопряженные им основания. Например, в большинстве водоемов одновременно растворен углекислый газ и сопряженное ему основание гидрокарбонат–ион. Такие системы способны поддерживать более или менее постоянное значение рН при внесении в них как сильных кислот (кислот, более сильных, чем растворенная кислота), так и сильных оснований (оснований, более сильных, чем растворенное основание) и называются рН –буферными системами.

Механизм буферного действия рН–буферной системы достаточно прост: она реагирует как с сильными кислотами, так и с сильными основаниями, превращая их в слабые. Например:


НСО₃^– + Н₃O⁺ = 2Н₂О + СО₂;

Н₂О + СО₂ + В^– = НСО₃^– + НВ.


Наличие в природных водах буферных систем — одно из важнейших условий существования жизни. Если бы буферных систем не было, продукты жизнедеятельности организмов легко превратили бы все природные воды в разбавленные кислоты. При различных рН кислота (основание) распределяется между протонированной (кислотной) и депротонированной (основной) формами. Чтобы рассчитать соотношение протонированной и депротонированной формы, можно воспользоваться уравнением:


lg([HA]/[A^–]) = pK_a –PH,


где рК_а — отрицательный логарифм константы кислотности.

Как пример, на рисунке приведено распределение сероводорода по формам в зависимости от рН.

Добавление в буферную систему с определенным рН небольших количеств кислоты или основания приводит к распределению кислоты (основания) между протонированной и депротонированной формами. Для грубых оценок можно принять, что при рН<рK_a преобладает кислота (протонированная форма), а при рН>рK_a — сопряженное ей основание (депротонированная форма). Как видно из примера на рисунке, если сероводород (pK_a (H₂S)=7, pK_a (HS^–) = 12,3) попадает в буферную среду с рН<7, то он существует преимущественно в форме H₂S, при 7<рН<12,3 — в форме HS^–, при рН>12,3 — в форме S^2–.




рН – буферная емкость любого раствора (в том числе и природной воды) ограничена: как только прореагирует все растворенное основание или растворенная кислота, рН уже не будет удерживаться. Отсюда вывод: чтобы в водоеме не происходило фатальных изменений, количество кислоты, которое в него попадает, должно быть меньше, чем его буферная емкость (обычно условие еще более жесткое: рН не может меняться более, чем на единицу).

Нужно также заметить, что буферными свойствами обладает не только вода, но и водоем в целом. Причем буферная емкость водоема может быть больше, чем буферная емкость содержащейся в нем воды, поскольку с кислотами и основаниями могут также реагировать вещества, содержащиеся во взвесях, донных отложениях и т.д.


рН природных вод


Существует несколько буферных систем, поддерживающих определенный рН природных вод. Ниже мы разберем наиболее важные.

Содержание