Dlaczego myjemy ręce w ciepłej wodzie?
Geochemia wody i roztworów
Geochemia wody i roztworów
wodnych
wodnych
• występuje na Ziemi w trzech stanach skupienia
• ma wyjątkowe własności chemiczne i fizyczne
• jest podstawą życia na Ziemi
• kształtuje wygląd powierzchniowych stref Ziemi
• jest głównym czynnikiem wpływającym na klimat
Woda
lód
ciecz
para wodna
STRUKTURA CZĄSTECZKI WODY
Większość własności wody bierze się z
charakterystycznej struktury cząsteczkowej: dwa atomy
wodoru połączone z atomem tlenu wiązaniami
kowalencyjnymi pod kątem
104.52
°°°°
:
H O
lub
H O
Atom tlenu ma dwie pary elektronowe użytkowane
wspólnie z atomami wodoru (tworzą wiązania atomowe)
i
dwie wolne pary elektronowe
.
H
H
H
H
Budowę tą można
przedstawić w postaci
tetraedru z dwoma
wodorami w narożach,
tlenem w środku a
niesparowanymi
elektronami w dwóch
pozostałych narożach
W rezultacie powstaje nierównomierne rozmieszczenie
ładunków elektrycznych i wynikający z tego duży moment
dipolowy. Mówimy więc, że cząsteczka wody jest dipolem
z przewagą ujemnego ładunku na tlenie a dodatniego
ładunku od strony atomów wodoru.
W rezultacie powstaje nierównomierne rozmieszczenie
ładunków elektrycznych i wynikający z tego duży
moment
dipolowy
. Mówimy więc, że
cząsteczka wody jest dipolem
z przewagą ujemnego ładunku na tlenie a dodatniego
ładunku od strony atomów wodoru.
Budowę tą można
przedstawić w postaci
tetraedru z dwoma
wodorami w narożach,
tlenem w środku a
niesparowanymi
elektronami w dwóch
pozostałych narożach
W rezultacie powstaje nierównomierne rozmieszczenie
ładunków elektrycznych i wynikający z tego duży moment
dipolowy. Mówimy więc, że cząsteczka wody jest dipolem
z przewagą ujemnego ładunku na tlenie a dodatniego
ładunku od strony atomów wodoru.
W rezultacie powstaje nierównomierne rozmieszczenie
ładunków elektrycznych i wynikający z tego duży
moment
dipolowy
. Mówimy więc, że
cząsteczka wody jest dipolem
z przewagą ujemnego ładunku na tlenie a dodatniego
ładunku od strony atomów wodoru.
Asymetryczny rozkład atomów wodoru w cząsteczce
wody jest przyczyną powstawania
wiązań wodorowych
pomiędzy sąsiadującymi cząsteczkami wody.
Przyciąganie pomiędzy atomem H jednej cząsteczki
i atomem O drugiej prowadzi do
asocjacji
cząsteczek
H
2
O w stanie ciekłym i stałym
• gęstość i zmienność gęstości z temperaturą
• temperatura wrzenia i zamarzania
• pojemność cieplna
• ciepło parowania
• napięcie powierzchniowe
• absorpcja promieniowania
• właściwości wody jako rozpuszczalnika
Wiązania wodorowe skupiają ze sobą cząsteczki wody, co
silnie wpływa na wiele niezwykłych właściwości fizycznych
i chemicznych wody. Do najważniejszych należą:
Temperatura wrzenia i zamarzania
Temperatura wrzenia i zamarzania
masa molowa
0 20 40 60 80 100 120 140
H
2
O
H
2
S
H
2
Se
H
2
Te
120
100
80
60
40
20
0
-20
-40
-60
-80
-100
te
m
p
e
ra
tu
ra
O
C
Temperatura wrzenia i
topnienia związków
pierwiastków z grupy
tlenowców z wodorem
rośnie wraz z masą molową
.
Woda nie pasuje do tego trendu
Temperatura wrzenia i zamarzania
Temperatura wrzenia i zamarzania
masa molowa
0 20 40 60 80 100 120 140
H
2
O
H
2
S
H
2
Se
H
2
Te
120
100
80
60
40
20
0
-20
-40
-60
-80
-100
te
m
p
e
ra
tu
ra
O
C
Temperatura wrzenia i
topnienia związków
pierwiastków z grupy
tlenowców z wodorem
rośnie wraz z masą molową
.
Woda nie pasuje do tego trendu
Temperatura wrzenia i zamarzania
Temperatura wrzenia i zamarzania
masa molowa
0 20 40 60 80 100 120 140
H
2
O
H
2
S
H
2
Se
H
2
Te
120
100
80
60
40
20
0
-20
-40
-60
-80
-100
te
m
p
e
ra
tu
ra
O
C
Wszystkie cząsteczki
oddziaływają ze sobą
siłami
van der Waalsa,
które są proporcjonalne
do masy cząsteczkowej.
Gdyby nie dodatkowe
wiązania wodorowe woda
wrzałaby w temperaturze
-70
o
C
a zamarzała około
-100
o
C
Dzięki temu, że woda ma wysoką temperaturę
topnienia i dużą różnicę pomiędzy punktem
wrzenia i zamarzania Ziemia jest wyjątkową
planetą w Układzie Słonecznym posiadającą
obfitość ciekłej wody – podstawy życia.
Dzięki temu, że woda ma wysoką temperaturę
topnienia i dużą różnicę pomiędzy punktem
wrzenia i zamarzania Ziemia jest wyjątkową
planetą w Układzie Słonecznym posiadającą
obfitość ciekłej wody – podstawy życia.
Cząsteczki wody w strukturze
lodu nie są ułożone jak ciasno
upakowane kule lecz tworzą
tetraedry połączone
wiązaniami wodorowymi –
dzięki temu cząsteczki wody
są bardziej oddalone niż w
wodzie ciekłej i lód ma małą
gęstość.
Cząsteczki wody w strukturze
lodu nie są ułożone jak ciasno
upakowane kule lecz tworzą
tetraedry
połączone
wiązaniami wodorowymi
–
dzięki temu cząsteczki wody
są bardziej oddalone niż w
wodzie ciekłej i
lód ma małą
gęstość.
Podczas topnienia ta przestrzenna struktura lodu ulega
częściowemu zburzeniu, cząsteczki się zbliżają i woda o
temperaturze zamarzania ma większą gęstość niż lód –
lód pływa po wodzie!
Podczas topnienia ta przestrzenna struktura lodu ulega
częściowemu zburzeniu, cząsteczki się zbliżają i woda o
temperaturze zamarzania ma większą gęstość niż lód –
lód pływa po wodzie
!
Gęstość
Gęstość
Czy znasz inną substancję, która ma taką właściwość?
1) W temp. 0
°°°°
C faza stała
(lód) ma mniejszą gęstość
niż faza ciekła
2) Między 0
°°°°
C a 4
°°°°
C
gęstość wzrasta z
ogrzewaniem, osiągając
maksimum w 3.94
°°°°
C
3) Powyżej 4
°°°°
C gęstość
maleje z temperaturą (jak
u innych ciał)
1) W temp. 0
°°°°
C faza stała
(lód) ma mniejszą gęstość
niż faza ciekła
2) Między 0
°°°°
C a 4
°°°°
C
gęstość
wzrasta z
ogrzewaniem
, osiągając
maksimum w
3.94
°°°°
C
3) Powyżej 4
°°°°
C gęstość
maleje z temperaturą
(jak
u innych ciał)
Gęstość
Gęstość
W zakresie 0 do 4
o
C wiązania wodorowe powodują, że niektóre cząsteczki wody są wciąż
połączone w struktury przestrzenne podobne do tych w lodzie, przez co średnia odległość
między cząsteczkami wody jest większa = mniejsza gęstość. Dopiero w wyższej
temperaturze drgania termiczne są w stanie zburzyć wszystkie te struktury.
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód powierzchniowych.
Gęstość
Gęstość
Gęstość
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód powierzchniowych
1.
W lecie górne warstwy zbiorników wodnych (
epilimnion
)
nagrzewają się znacznie szybciej niż dolne (
hipolimnion
). Ciepła
górna warstwa ma mniejszą gęstość i nie miesza się z cięższą
warstwą dolną. Ustala się
stagnacja letnia
. W dolnych warstwach
brakuje tlenu
Gęstość
Gęstość
Gęstość
W okresie jesiennym spada insolacja, a rośnie siła wiatrów.
2.
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód powierzchniowych
Gęstość
Gęstość
Gęstość
3.
Temperatura epilimnionu i hipolimnionu wyrównują się.
Woda cyrkuluje w całym jeziorze (
cyrkulacja jesienna
), co
sprzyja
natlenieniu głębszych warstw.
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód powierzchniowych
Gęstość
Gęstość
Gęstość
4.
Gdy wskutek postępujących chłodów temperatura
wierzchnich warstw spadnie poniżej 4
°°°°
C, ustaje cyrkulacja.
Woda o temperaturze poniżej 4
o
C ma mniejszą gęstość i
utrzymuje się przy powierzchni a cieplejsza woda pozostaje
w głębi. Przy dalszym spadku temperatury jezioro zamarza.
Ustala się
stratyfikacja zimowa.
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód powierzchniowych
Gęstość
Gęstość
Gęstość
5.
Konsekwencją różnic w gęstości jest
Konsekwencją różnic w gęstości jest
stratyfikacja wód
stratyfikacja wód
powierzchniowych
powierzchniowych
Wiosną lód topnieje, a woda się nagrzewa. Sprzyja to
ponownemu wyrównaniu temperatur w całej objętości
zbiornika i uruchomieniu
cyrkulacji wiosennej.
Pojemność cieplna
Pojemność cieplna
Pojemność cieplna to ilość ciepła potrzebna do ogrzania
jednostkowej masy substancji o 1 stopień.
Woda ma
najwyższą pojemność cieplną
ze wszystkich naturalnych substancji znanych na Ziemi.
Oznacza to, że potrzeba dużo ciepła, aby wodę ogrzać,
a po ogrzaniu woda „trzyma” ciepło i wolno stygnie.
Wzrost temperatury ciał polega na zwiększeniu energii drgań
cząsteczek. W przypadku wody, trudniej jest zwiększyć
energię drgań termicznych gdyż trzeba przezwyciężyć
dodatkowo oddziaływanie wiązań wodorowych.
Ciepło parowania
Ciepło parowania
Ciepło parowania wody jest
najwyższe ze wszystkich substancji
znanych na Ziemi
i w temp. 100
°°°°
C wynosi 540 cal/cm
3
.
Parowanie wody wiąże się z koniecznością zerwania dodatkowych
oddziaływań jakimi są wiązania wodorowe poza normalnymi
oddziaływaniami międzycząsteczkowymi w cieczy. Podczas
skraplania woda oddaje tę samą ilość energii.
W ten sposób jest zużywane i magazynowane w chmurach około
23% energii słonecznej padającej na Ziemię co łagodzi klimat.
Jest to energia niezbędna cząsteczkom aby przeciwstawić
się przyciąganiu innych cząsteczek i wyrwać się „na
wolność” w stan gazowy.
Ciepło parowania
Ciepło parowania
parowanie
(w tropikach)
transport
(w kierunku biegunów)
kondensacja
(w klimacie umiarkowanym)
Taka wartość ciepła parowania wpływa łagodząco na klimat Ziemi
oraz wpływa na globalną dystrybucję ciepła w atmosferze i oceanach
Pobranie i zmagazynowanie ciepła
Oddanie ciepła
Absorpcja promieniowania
elektromagnetycznego
Absorpcja promieniowania
elektromagnetycznego
Woda w stanie ciekłym dobrze przepuszcza promieniowanie
widzialne. Dzięki temu światło słoneczne, niezbędne m.in.
do fotosyntezy, może w zbiornikach wodnych przenikać na
znaczną głębokość (do 100, czasem nawet 300 m)
Woda w stanie ciekłym
dobrze przepuszcza promieniowanie
widzialne
. Dzięki temu światło słoneczne, niezbędne m.in.
do fotosyntezy, może w zbiornikach wodnych przenikać na
znaczną głębokość (do 100, czasem nawet 300 m)
Absorpcja promieniowania
Absorpcja promieniowania
Silnie absorbowane jest
promieniowanie podczerwone
(IR)
i
ultrafioletowe
(UV): para wodna silniej pochłania
podczerwień, a ciekła woda nadfiolet.
Dlatego para wodna w atmosferze jest jednym z
najważniejszych
gazów cieplarnianych.
Woda jako rozpuszczalnik
Woda jako rozpuszczalnik
Woda ma wysoką stałą dielektryczną – to silnie osłabia (do 80-ciu
razy!)
przyciąganie
elektrostatyczne
pomiędzy
przeciwnie
naładowanymi jonami powodując zerwanie wiązań jonowych i
rozpuszczanie. Jony w roztworze wodnym są w otoczce
hydratacyjnej. OBJĘTOŚĆ ROZTWORU ZMNIEJSZA SIĘ W
TRAKCIE ROZPUSZCZANIA SUBSTANCJI.
Woda ma wysoką stałą dielektryczną
– to silnie osłabia (do 80-ciu
razy!)
przyciąganie
elektrostatyczne
pomiędzy
przeciwnie
naładowanymi jonami powodując zerwanie wiązań jonowych i
rozpuszczanie. Jony w roztworze wodnym są w otoczce
hydratacyjnej. OBJĘTOŚĆ ROZTWORU ZMNIEJSZA SIĘ W
TRAKCIE ROZPUSZCZANIA SUBSTANCJI.
kryształ
roztwór
Woda jako rozpuszczalnik
Woda jako rozpuszczalnik
Woda jest również doskonałym rozpuszczalnikiem dla
substancji polarnych
, takich jak sole, cukry, aminokwasy,
alkohole, amoniak etc. Sprzyja to rozwojowi procesów
ż
yciowych gwarantując np. dostarczanie składników
odżywczych do organizmu.
Woda nie rozpuszcza natomiast zupełnie
substancji
niejonowych
, takich jak
węglowodory
(metan CH
4
,
etan C
2
H
6
etc.). Wzajemne oddziaływanie wody i
cząsteczek substancji rozpuszczanej jest tak słabe, że
nie wydziela się dostatecznie dużo energii do
zniszczenia struktury rozpuszczanej substancji.
Woda jako rozpuszczalnik
Woda jako rozpuszczalnik
Fakt, że węglowodory nie rozpuszczają się w wodzie ma duże znaczenie z perspektywy
ś
rodowiskowej (np. klęski ekologiczne przy awariach zbiornikowców) czy geologiczno-
złożowej (miejsca gromadzenia się ropy naftowej).
Fakt, że węglowodory nie rozpuszczają się w wodzie ma duże znaczenie z perspektywy
ś
rodowiskowej (np. klęski ekologiczne przy awariach zbiornikowców) czy geologiczno-
złożowej (miejsca gromadzenia się ropy naftowej).
Napięcie powierzchniowe
Napięcie powierzchniowe
Cząsteczki cieczy są silniej powiązane ze sobą w obrębie
fazy ciekłej (b) niż na granicy (a) z powietrzem (c)
Napięcie powierzchniowe
Napięcie powierzchniowe
Napięcie powierzchniowe jest
miarą
siły przyciągania się cząsteczek na
granicy faz
, np. na granicy ciecz-gaz.
Obecność wiązań wodorowych
powoduje wyjątkowo silną tendencję
wody do zbierania się w krople.
Odgrywa to istotną rolę przy
powstawaniu chmur, rosy i deszczu.
Ma to też ogromną rolę w
kapilarnym
podsiąkaniu
wody w glebach i w
roślinach.
Napięcie powierzchniowe
Napięcie powierzchniowe
Wysoka kohezja spowodowana
wiązaniami wodorowymi maleje ze
wzrostem temperatury. Woda wtedy
trudniej tworzy krople a więc lepiej zwilża
substancje dlatego mycie i pranie jest
efektywniejsze w ciepłej wodzie.
Wysoka kohezja spowodowana
wiązaniami wodorowymi maleje ze
wzrostem temperatury. Woda wtedy
trudniej tworzy krople a więc lepiej zwilża
substancje
dlatego mycie i pranie jest
efektywniejsze w ciepłej wodzie.
napięcie
powierzchniowe
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Obecnie
71%
powierzchni Ziemi zajmują
oceany
. Ich średnia
głębokość wynosi 3730 m. Zawarte jest w nich prawie cała woda na
Ziemi. W obiegu (w atmosferze, rzekach, jeziorach, lodowcach)
znajduje się tylko około
2%
wody.
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Wczesna Ziemia kojarzy nam się raczej z
ocenami magmy niż wody.
Skąd zatem wzięła
się tak duża ilość wody i kiedy wypełniła oceany?
Drugie istotne pytanie dotyczy ewolucji składu oceanu.
Czy oceany zawsze miały taki skład chemiczny jak teraz?
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Wczesna Ziemia była przez pewien okres
czasu przetopiona. Macierzystym
materiałem do jej akrecji był
chondryt
węglisty
. Skała ta zawiera do 20% wag.
H
2
O
+
, co w zupełności wystarcza do
uwolnienia w trakcie przetapiania
wystarczającej ilości pary wodnej.
Początkowo sądzono, że przyrost objętości oceanów następował
stopniowo (
hipoteza Rubeya
, linia A), prawdopodobnie jednak
proces ten był stosunkowo szybki (krzywe B, C lub D).
Kiedy
nastąpił?
Powstanie i wiek oceanów
Powstanie i wiek oceanów
Nasza wiedza o początkach oceanów pochodzi z różnych źródeł:
• już
3,5 mld
lat temu występowały lawy poduszkowe i stromatolity
• osady chemiczne pochodzenia morskiego datowane są na
3,8 mld
lat
• najstarsze cyrkony pochodzenia magmowego (
2,7 - 4,4 mld
lat)
mają skład izotopowy tlenu sugerujący, że magmy z których
krystalizowały tworzyły się w obecności większej ilości wody
• prawdopodobnie oceany istniały już
4,4 mld
lat temu
• przed
4 mld
lat oceany zawierały już około 90% obecnej ilości
wody
lawy poduszkowe
stromatolity
Skład chemiczny wód
Skład chemiczny wód
• wody oceaniczne są znacznie
silniej zmineralizowane niż
rzeczne i opadowe (dobrym
wskaźnikiem jest
TDS - Total
Dissolved Solids
)
• główne
kationy
wód słodkich:
Ca > Na > Mg > K
• główne
kationy
wód morskich:
Na >> Mg > Ca ~ K
• główne
aniony
wód słodkich:
HCO
3
-
>> SO
4
2-
> Cl
-
• główne
aniony
wód morskich:
Cl
-
>> SO
4
2-
> HCO
3
-
• wody rzeczne są bardziej
kwaśne
(pH 5,5-8,0) niż morskie (pH 7,8-
8,4)
Skład chemiczny wód
Skład chemiczny wód
• z odparowania wody oceanicznej
powstałby głównie halit
NaCl
• z odparowania wody słodkiej
powstałby głównie kalcyt
CaCO
3
Wytrącające się z twardej wody
słodkiej węglany Ca i Mg, głównie
kalcyt, powodują powstawanie tzw.
kamienia kotłowego
Skład chemiczny wód
Skład chemiczny wód
• skład chemiczny, odczyn oraz właściwości fizyczne
wód rzecznych i deszczowych
zmieniają się
w dość
szerokich granicach zależnych od lokalnych
warunków hydrologicznych
• skład chemiczny i odczyn oceanów są mniej więcej
stałe
na całej Ziemi
Skład chemiczny oceanów
Skład chemiczny oceanów
• składniki
niekonserwatywne
- takie, które biorą
udział w cyklach biochemicznych; ich zawartości w
wodach zależą od lokalnego oddziaływania z
biosferą - głównie H
C
O
3
-
,
Si
O
2
,
N
H
4
+
,
N
O
3
-
,
N
O
2
-
,
P
O
4
3-
, H
P
O
4
2-
, H
2
P
O
4
-
• składniki
konserwatywne
- ich stężenia są tak
wysokie, że prawie nie zmieniają się; słabiej
oddziaływują z biosferą:
Na
+
,
K
+
,
Ca
2+
,
Mg
2+
,
Cl
-
,
S
O
4
2-
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
Główne źródła
dostawy
rozpuszczonych składników do oceanów:
• rzeki
• wietrzenie podmorskie
• źródła hydrotermalne
Główne sposoby
usuwania
rozpuszczonych w oceanach składników:
• wytrącanie minerałów z wody
• odparowanie wody w zamkniętych zbiornikach (ewaporaty)
• strefy subdukcji
• krążenie wody morskiej w grzbietach śródoceanicznych
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
Jednym z najważniejszych
miejsc wymiany składników
między wodą oceaniczną a
skałami są
grzbiety
ś
ródoceaniczne
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
Reakcja gorącej (do 350
°°°°
C) solanki z bazaltem powoduje zmiany
składu skał i samej wody. Z wody morskiej usunięty zostaje cały
Mg
2+
, SO
4
2-
,
wypływająca w źródłach hydrotermalnych woda jest
bardziej kwaśna
(pH ~ 4,5) i wzbogacona zostaje w
Ca
2+
, SiO
2
.
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
Zachodzenie takich reakcji zostało potwierdzone
eksperymentalnie w laboratorium
Wypływająca woda jest również silnie wzbogacona w Fe, Mn, Co, Cu, Zn,
Pb, Ag, Au i inne pierwiastki. Są one wytrącane w postaci
siarczków
i
tlenków
. Na dnach oceanów powstają
konkrecje żelazomanganowe
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
K
o
tl
iń
sk
i
1
9
9
8
K
o
tl
iń
sk
i
1
9
9
8
Ewolucja składu oceanów
Ewolucja składu oceanów
Najprawdopodobniej w fanerozoiku
nie było
dramatycznych wahań składu chemicznego oceanów
.
Takie zmiany musiałyby się odbić w składzie
chemicznym wytrącających się osadów i ewaporatów,
czego nie zaobserwowano. Co najmniej od późnego
prekambru stężenie żadnego z głównych jonów nie
mogło przekraczać obecnego bardziej niż dwukrotnie;
nie mogło również stanowić mniej niż połowę
aktualnego.
Wczesny ocean
Wczesny ocean
Wody pierwotnego oceanu zawierały dużą ilość rozpuszczonych
kwaśnych gazów
, jak
CO
2
,
HCl
i
SO
2
. Powstające w wyniku
reakcji w wodą rozcieńczone kwasy powodowały szybkie
rozpuszczanie skał i ługowanie ich składników. Wynika z tego, że
wczesny ocean powinien szybko osiągnąć zasolenie na poziomie
obecnego. Woda była jednak
bardziej kwaśna
i zawierała
więcej
Ca
2+
i
Mg
2+
.
Brak tlenu w atmosferze sprzyjał wysokim stężeniom
Fe
2+
i
Mn
2+
. Mniejsze były koncentracje siarki w wodzie,
ponieważ redukcyjne warunki zapobiegały powstawaniu
rozpuszczalnych SO
4
2-
, a preferowały
siarczki
.
Zmiany składu chemicznego atmosfery, powodowane głównie
rozwojem życia (stopniowy spadek zawartości CO
2
i stopniowy
wzrost stężenia O
2
) spowodowały
wzrost pH
, wytrącanie z wody
kalcytu
i
dolomitu
(spadek zawartości Ca
2+
i Mg
2+
),
tlenków
ż
elaza
(usuwanie Fe
2+
) oraz
wzrost zawartości SO
4
2-
.
Hydrochemia roztworów
elektrolitów
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
W chemii i geochemii najpospolitszym i
jednocześnie najbardziej użytecznym sposobem
wyrażania stężenia substancji w roztworze jest
stężenie molowe
, biorące pod uwagę nie tylko
bezwzględną ilość rozpuszczonej substancji w
określonej objętości roztworu, ale również
rodzaj tej substancji. Oznacza ono
ilość moli
danego składnika zawartą w 1 litrze (dm
3
)
roztworu
. Podawane jest w molach lub
milimolach na dm
3
1 dm
3
1 dm
1 dm
3
3
40 g NaOH
40 g NaOH
40 g NaOH
1 M
1 M
1 M
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Wzajemne oddziaływanie rozpuszczonych w wodzie jonów oraz ich
interakcje z dipolami wody powodują, że w stężonych roztworach jony
zachowują się tak, jakby ich stężenie było mniejsze od rzeczywistego.
Dlatego w wielu przypadkach zamiast stężenia posługujemy się pojęciem
stężenia efektywnego
czyli
aktywności
. W miarę wzrostu rozcieńczenia
roztworu
współczynnik aktywności
, oznaczający jaka część
rozpuszczonego w wodzie jonu jest aktywna, rośnie i w roztworach
bardzo (nieskończenie) rozcieńczonych aktywność i stężenie są sobie
równe.
m
a
Me
n
⋅
=
=
+
γ
]
[
aktywność
aktywność
stężenie
molowe
stężenie
molowe
współczynnik
aktywności
< 1
współczynnik
aktywności
< 1
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Zazwyczaj nie da się zmierzyć wprost aktywności jonów w
roztworze. Możemy tylko wyznaczyć stężenie, a współczynnik
aktywności trzeba obliczyć z założeń teoretycznych. Dla
rozcieńczonych roztworów elektrolitów (takich jak wody rzek, jezior
etc.) stosuje się najczęściej model Debye’a-Hückel’a. Wartość
współczynnika aktywności zależy od siły jonowej roztworu,
charakteryzującej pole elektrostatyczne wytworzone przez wszystkie
jony znajdujące się w roztworze wodnym. Siła jonowa roztworu
rośnie więc ze wzrostem stężeń jonów oraz wzrostem ich ładunków
Zazwyczaj nie da się zmierzyć wprost aktywności jonów w
roztworze. Możemy tylko wyznaczyć stężenie, a współczynnik
aktywności trzeba obliczyć z założeń teoretycznych. Dla
rozcieńczonych roztworów elektrolitów (takich jak wody rzek, jezior
etc.) stosuje się najczęściej
model Debye’a-Hückel’a
. Wartość
współczynnika aktywności zależy od
siły jonowej
roztworu,
charakteryzującej pole elektrostatyczne wytworzone przez wszystkie
jony znajdujące się w roztworze wodnym. Siła jonowa roztworu
rośnie więc ze wzrostem stężeń jonów oraz wzrostem ich ładunków
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Zależność współczynnika aktywności od siły jonowej
Zależność współczynnika aktywności od siły jonowej
B
ro
w
n
lo
w
,
1
9
9
6
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Najpierw liczymy siłę jonową roztworu:
Najpierw liczymy
siłę jonową
roztworu:
Następnie obliczamy współczynnik aktywności osobno dla każdego
jonu w roztworze:
Następnie obliczamy
współczynnik aktywności
osobno dla każdego
jonu w roztworze:
∑
=
2
2
i
i
z
m
I
I
å
B
I
z
A
i
⋅
⋅
+
⋅
⋅
−
=
1
log
2
γ
siła jonowa
siła jonowa
stężenie
stężenie
ładunek jonu
ładunek jonu
A, B,
å
- parametry
empiryczne (do
znalezienia w tablicach)
A, B,
å
- parametry
empiryczne (do
znalezienia w tablicach)
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
I
å
B
I
z
A
i
⋅
⋅
+
⋅
⋅
−
=
1
log
2
γ
A, B,
å
- parametry
empiryczne (do
znalezienia w tablicach)
A, B,
å
- parametry
empiryczne (do
znalezienia w tablicach)
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Przykład
Wyznaczyć współczynnik aktywności Ca
2+
w 0,05 M roztworze CaCl
2
w temperaturze 25
°°°°
C
Przykład
Przykład
Wyznaczyć współczynnik aktywności Ca
Wyznaczyć współczynnik aktywności Ca
2+
2+
w 0,05 M roztworze CaCl
w 0,05 M roztworze CaCl
2
2
w temperaturze 25
w temperaturze 25
°°°°
°°°°
C
C
∑
=
2
2
i
i
z
m
I
Najpierw liczymy siłę jonową roztworu:
Najpierw liczymy siłę jonową roztworu:
= (0,05
⋅⋅⋅⋅
2
2
)/2 + (0,1
⋅⋅⋅⋅
1
2
)/2 = 0,15
= (0,05
⋅⋅⋅⋅
2
2
)/2 + (0,1
⋅⋅⋅⋅
1
2
)/2 =
0,15
CaCl
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2Cl
-
CaCl
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2Cl
-
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
Stężenie i aktywność
I
å
B
I
z
A
i
⋅
⋅
+
⋅
⋅
−
=
1
log
2
γ
Następnie wyliczamy
γγγγ
ze wzoru Debye’a-Huckel’a
Następnie wyliczamy
γγγγ
ze wzoru Debye’a-Huckel’a
447
,
0
15
,
0
10
6
)
10
3281
,
0
(
1
15
,
0
2
5085
,
0
log
8
8
2
2
−
=
⋅
⋅
⋅
⋅
+
⋅
⋅
−
=
−
+
Ca
γ
357
,
0
447
,
0
log
2
2
=
⇒
−
=
+
+
Ca
Ca
γ
γ
Stała równowagi
Stała równowagi
Stała równowagi
Dla odwracalnej reakcji:
Dla odwracalnej reakcji:
b
a
d
c
B
A
D
C
K
]
[
]
[
]
[
]
[
⋅
⋅
=
aA + bB
⇔
⇔
⇔
⇔
cC + dD
aA + bB
⇔
⇔
⇔
⇔
cC + dD
w stanie równowagi prędkość zachodzenia reakcji w prawo
jest równa prędkości zachodzenia reakcji w lewo; oznacza
to, że w praktyce stężenia się nie zmieniają, a stosunek
ilości produktów do substratów pozostaje stały
w stanie równowagi
prędkość zachodzenia reakcji w prawo
jest równa prędkości zachodzenia reakcji w lewo; oznacza
to, że w praktyce stężenia się nie zmieniają, a stosunek
ilości produktów do substratów pozostaje stały
stała
równowagi
stała
stała
równowagi
równowagi
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Jedną z najczęściej wykorzystywanych stałych równowagi jest
stała rozpuszczalności, zwana też iloczynem rozpuszczalności.
Jest to iloczyn stężeń (aktywności) jonów pozostających w
równowadze z osadem. Pozwala wyrazić ilościowo
rozpuszczalność substancji w wodzie. Jest to parametr
szczególnie użyteczny dla minerałów słabo rozpuszczalnych.
Dla minerałów dobrze rozpuszczalnych wygodniejsze jest
stosowanie rozpuszczalności. Jest to stężenie procentowe
roztworu nasyconego, czyli maksymalna ilość substancji, jaka
może się rozpuścić w danej ilości (masie) roztworu
Jedną z najczęściej wykorzystywanych stałych równowagi jest
stała rozpuszczalności
, zwana też
iloczynem rozpuszczalności
.
Jest to
iloczyn stężeń (aktywności) jonów pozostających w
równowadze z osadem
. Pozwala wyrazić ilościowo
rozpuszczalność substancji w wodzie. Jest to parametr
szczególnie użyteczny dla minerałów słabo rozpuszczalnych.
Dla minerałów dobrze rozpuszczalnych wygodniejsze jest
stosowanie
rozpuszczalności
. Jest to stężenie procentowe
roztworu nasyconego, czyli
maksymalna ilość substancji, jaka
może się rozpuścić w danej ilości (masie) roztworu
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Przykład
Znając rozpuszczalność fluorytu obliczyć jego iloczyn
rozpuszczalności
Przykład
Znając rozpuszczalność fluorytu obliczyć jego iloczyn
rozpuszczalności
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
W temperaturze 25
°°°°
C rozpuszczalność CaF
2
wynosi 0,017 g/kg. Wykorzystując masę
molową fluorytu (40 g + 2
××××
19 g = 78 g/mol)
możemy ją przeliczyć na rozpuszczalność w
molach/kg.
Wynosi ona 0,00022 mol/kg (0,22 mmol/kg)
W temperaturze 25
°°°°
C rozpuszczalność CaF
2
wynosi 0,017 g/kg. Wykorzystując masę
molową fluorytu (40 g + 2
××××
19 g = 78 g/mol)
możemy ją przeliczyć na rozpuszczalność w
molach/kg.
Wynosi ona 0,00022 mol/kg (0,22 mmol/kg)
osad
(nierozpuszczony CaF
2
)
osad
(nierozpuszczony CaF
2
)
Ca
2+
i F
-
w roztworze
Ca
2+
i F
-
w roztworze
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
Stała równowagi reakcji rozpuszczania fluorytu jest
jednocześnie jego iloczynem rozpuszczalności:
Stała równowagi reakcji rozpuszczania fluorytu jest
jednocześnie jego iloczynem rozpuszczalności:
2
2
2
2
2
]
[
]
[
]
[
]
[
]
[
−
+
−
+
⋅
=
⋅
=
F
Ca
CaF
F
Ca
K
so
czysta faza
stała ma
aktywność = 1
czysta faza
stała ma
aktywność = 1
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
CaF
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ 2F
-
0,00022 M
0,00022 M
0,00022 M
0,00022 M
0,00044 M
0,00044 M
K
so
= [Ca
2+
][F
-
]
2
= 0,00022 · (0,00044)
2
K
so
= [Ca
2+
][F
-
]
2
= 0,00022 · (0,00044)
2
K
so
= 4,26
××××
10
-11
= 10
-10,4
K
so
= 4,26
××××
10
-11
=
10
-10,4
Iloczyn rozpuszczalności fluorytu w temperaturze 25
°°°°
C wynosi
10
-10,4
. Jest to bardzo mała wartość - fluoryt jest minerałem słabo
rozpuszczalnym w wodzie.
Iloczyny rozpuszczalności większości pospolitych minerałów można
znaleźć w tabelach. Zależą one dość wyraźnie od temperatury
Iloczyn rozpuszczalności fluorytu w temperaturze 25
°°°°
C wynosi
10
-10,4
. Jest to bardzo mała wartość - fluoryt jest minerałem słabo
rozpuszczalnym w wodzie.
Iloczyny rozpuszczalności większości pospolitych minerałów można
znaleźć w tabelach. Zależą one dość wyraźnie od temperatury
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
minerał
K
SO
pK
SO
anhydryt CaSO
4
10
-4,5
4,5
kalcyt CaCO
3
10
-8,3
8,3
baryt BaSO
4
10
-10,0
10,0
fluoryt CaF
2
10
-10,4
10,4
galena PbS
10
-27,5
27,5
Fe(OH)
3
10
-37,4
37,4
fluorapatyt Ca
5
(PO
4
)
3
F
10
-60,4
60,4
bizmutynit Bi
2
S
3
10
-96,8
96,8
Iloczyn rozpuszczalności jest często podawany w formie pK
SO
pK
SO
= -log K
SO
Iloczyn rozpuszczalności jest często podawany w formie pK
SO
pK
SO
= -log K
SO
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
Iloczyn rozpuszczalności
minerał
K
SO
pK
SO
anhydryt CaSO
4
10
-4,5
4,5
kalcyt CaCO
3
10
-8,3
8,3
baryt BaSO
4
10
-10,0
10,0
fluoryt CaF
2
10
-10,4
10,4
galena PbS
10
-27,5
27,5
Fe(OH)
3
10
-37,4
37,4
fluorapatyt Ca
5
(PO
4
)
3
F
10
-60,4
60,4
bizmutynit Bi
2
S
3
10
-96,8
96,8
Im mniejszy iloczyn rozpuszczalności (lub większe pK
SO
), tym
słabiej rozpuszczalny jest minerał
Im mniejszy iloczyn rozpuszczalności (lub większe pK
SO
), tym
słabiej rozpuszczalny jest minerał
Ponieważ rozpuszczaniu sprzyjają ruchy termiczne cząsteczek w
sieci krystalicznej minerałów i w wodzie, dlatego
rozpuszczalność
większości minerałów wzrasta wraz z temperaturą
B
ro
w
n
lo
w
,
1
9
9
6
M
a
ci
o
sz
cz
yk
,
1
9
8
7
Współczynnik nasycenia
Współczynnik nasycenia
Współczynnik nasycenia
Współczynnik (wskaźnik) nasycenia SI (saturation
index) podaje zależność pomiędzy zmierzonymi
stężeniami jonów w danym roztworze a tablicową stałą
rozpuszczalności (iloczynem rozpuszczalności)
Współczynnik (wskaźnik) nasycenia SI
(
saturation
index
) podaje zależność pomiędzy zmierzonymi
stężeniami jonów w danym roztworze a tablicową stałą
rozpuszczalności (iloczynem rozpuszczalności)
so
K
IAP
SI
=
SI > 1 roztwór przesycony
SI = 1 roztwór nasycony
SI < 1 roztwór niedosycony
SI > 1 roztwór przesycony
SI = 1 roztwór nasycony
SI < 1 roztwór niedosycony
IAP - iloczyn stężeń jonów w roztworze (ion activity product)
K
SO
- tablicowy iloczyn rozpuszczalności
IAP - iloczyn stężeń jonów w roztworze (
ion activity product
)
K
SO
- tablicowy iloczyn rozpuszczalności
Współczynnik nasycenia
Współczynnik nasycenia
Współczynnik nasycenia
Współczynnik nasycenia SI częściej wyraża się w formie
logarytmicznej. Ten sposób jest szczególnie użyteczny w
stanach dalekich od równowagi
Współczynnik nasycenia SI
częściej wyraża się w formie
logarytmicznej. Ten sposób jest szczególnie użyteczny w
stanach dalekich od równowagi
so
K
IAP
SI
log
=
SI > 0 roztwór przesycony
SI = 0 roztwór nasycony
SI < 0 roztwór niedosycony
SI > 0 roztwór przesycony
SI = 0 roztwór nasycony
SI < 0 roztwór niedosycony
IAP - iloczyn stężeń jonów w roztworze (ion activity product)
K
SO
- tablicowy iloczyn rozpuszczalności
IAP - iloczyn stężeń jonów w roztworze (
ion activity product
)
K
SO
- tablicowy iloczyn rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Przykład 1
Oblicz stężenie Pb
2+
w nasyconym (pozostającym w równowadze
z osadem) roztworze PbSO
4
Przykład 1
Oblicz stężenie Pb
2+
w nasyconym (pozostającym w równowadze
z osadem) roztworze PbSO
4
W stanie równowagi SI = 1, czyli iloczyn stężeń jonów Pb
2+
i
SO
4
2-
jest równy iloczynowi rozpuszczalności. Jego wartość
znajdujemy w tablicach: K
so
= 10
-7,7
W stanie równowagi SI = 1, czyli iloczyn stężeń jonów Pb
2+
i
SO
4
2-
jest równy iloczynowi rozpuszczalności. Jego wartość
znajdujemy w tablicach: K
so
= 10
-7,7
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
K
so
= [Pb
2+
] · [SO
4
2-
] = 10
-7,7
= 2 ·10
-8
K
so
= [Pb
2+
] · [SO
4
2-
] = 10
-7,7
= 2 ·10
-8
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = K
so
1/2
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = K
so
1/2
Roztwór musi być elektrycznie obojętny, czyli ładunki
kationów muszą być równoważone ładunkami anionów.
Jeżeli w roztworze nie ma innych jonów niż Pb
2+
i SO
4
2-
, to
w takim przypadku ich stężenia muszą być sobie równe:
Roztwór musi być elektrycznie obojętny, czyli ładunki
kationów muszą być równoważone ładunkami anionów.
Jeżeli w roztworze nie ma innych jonów niż Pb
2+
i SO
4
2-
, to
w takim przypadku ich stężenia muszą być sobie równe:
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = (2 ·10
-8
)
1/2
= 1,41 · 10
-4
M
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = (2 ·10
-8
)
1/2
=
1,41 · 10
-4
M
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = (2 ·10
-8
)
1/2
= 1,41 · 10
-4
M
[Pb
2+
] =[SO
4
2-
] = (2 ·10
-8
)
1/2
=
1,41 · 10
-4
M
Znając masę molową Pb (207,2 g) możemy wyrazić to
stężenie w mg/dm
3
Znając masę molową Pb (207,2 g) możemy wyrazić to
stężenie w mg/dm
3
1 mol Pb
- 207,2 g
1,41 · 10
-4
mola
- x
1 mol Pb
- 207,2 g
1,41 · 10
-4
mola
- x
x = (207,2 ·1,41 · 10
-4
)/1 = 292 · 10
-4
g = 29,2 mg
x = (207,2 ·1,41 · 10
-4
)/1 = 292 · 10
-4
g =
29,2 mg
Zatem stężenie Pb
2+
w nasyconym roztworze PbSO
4
wynosi
29,2 mg/dm
3
. Czy to dużo czy mało?
Zatem stężenie Pb
2+
w nasyconym roztworze PbSO
4
wynosi
29,2 mg/dm
3
. Czy to dużo czy mało?
Stężenie Pb
2+
w
nasyconym
roztworze PbSO
4
wynosi
29,2 mg/dm
3
. Czy to
dużo czy mało?
Inaczej mówiąc:
czy to jest więcej
niż dopuszczalna
norma?
Stężenie Pb
2+
w
nasyconym
roztworze PbSO
4
wynosi
29,2 mg/dm
3
. Czy to
dużo czy mało?
Inaczej mówiąc:
czy to jest więcej
niż dopuszczalna
norma?
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Przykład 2
Oblicz stężenie Pb
2+
w nasyconym (pozostającym w równowadze
z osadem) roztworze PbSO
4
i CaSO
4
Przykład 2
Oblicz stężenie Pb
2+
w nasyconym (pozostającym w równowadze
z osadem) roztworze PbSO
4
i CaSO
4
Z bilansu ładunków:
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [SO
4
2-
]
Z bilansu ładunków:
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [SO
4
2-
]
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
stała równowagi reakcji:
K
1
= 10
-7,7
CaSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ SO
4
2-
stała równowagi reakcji:
K
2
= 10
-4,2
PbSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ SO
4
2-
stała równowagi reakcji:
K
1
= 10
-7,7
CaSO
4
⇔
⇔
⇔
⇔
Ca
2+
+ SO
4
2-
stała równowagi reakcji:
K
2
= 10
-4,2
Z porównania stałych równowagi wynika, że
K
1
>> K
2
, czyli CaSO
4
jest dużo bardziej rozpuszczalny.
W roztworze będzie zatem znacznie więcej jonów Ca
2+
niż Pb
2+
[Ca
2+
] >> [Pb
2+
] czyli
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] ≈ [Ca
2+
]
Z porównania stałych równowagi wynika, że
K
1
>> K
2
, czyli CaSO
4
jest dużo bardziej rozpuszczalny
.
W roztworze będzie zatem znacznie więcej jonów Ca
2+
niż Pb
2+
[Ca
2+
] >> [Pb
2+
] czyli
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] ≈ [Ca
2+
]
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [SO
4
2-
]
[Ca
2+
] = [SO
4
2-
]
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [Ca
2+
]
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [SO
4
2-
]
[Ca
2+
] = [SO
4
2-
]
[Ca
2+
] + [Pb
2+
] = [Ca
2+
]
[Ca
2+
] = [SO
4
2-
] = x
K
2
= [Ca
2+
][SO
4
2-
] = 10
-4,2
[SO
4
2-
] = K
2
1/2
= 10
-2,1
; wstawiamy do równania na K
1
:
K
1
= [Pb
2+
][SO
4
2-
] czyli
[Pb
2+
] = K
1
/[SO
4
2-
] = 10
-7,7
/10
-2,1
= 10
-5,6
= 2,5 ·10
-6
M
[Pb
2+
] = 2,5 ·10
-6
M = 0,52 mg/dm
3
[Ca
2+
] = [SO
4
2-
] = x
K
2
= [Ca
2+
][SO
4
2-
] = 10
-4,2
[SO
4
2-
] = K
2
1/2
= 10
-2,1
; wstawiamy do równania na K
1
:
K
1
= [Pb
2+
][SO
4
2-
] czyli
[Pb
2+
] = K
1
/[SO
4
2-
] = 10
-7,7
/10
-2,1
= 10
-5,6
= 2,5 ·10
-6
M
[Pb
2+
] = 2,5 ·10
-6
M = 0,52 mg/dm
3
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
Proste obliczenia rozpuszczalności
W obecności CaSO
4
otrzymaliśmy znacznie mniejsze
stężenie Pb
2+
(0,52 mg/dm
3
) niż w przykładzie 1 (29,22
mg/dm
3
)
W obecności CaSO
4
otrzymaliśmy znacznie mniejsze
stężenie Pb
2+
(0,52 mg/dm
3
) niż w przykładzie 1 (29,22
mg/dm
3
)
Wniosek: rozpuszczalność PbSO
4
została obniżona przez
obecność innej substancji, która wniosła wspólny jon do
roztworu (w tym wypadku jon siarczanowy).
Takie zjawisko nazywa się efektem wspólnego jonu
Wniosek:
rozpuszczalność PbSO
4
została obniżona przez
obecność innej substancji, która wniosła wspólny jon do
roztworu (w tym wypadku jon siarczanowy).
Takie zjawisko nazywa się
efektem wspólnego jonu
Woda jest słabym elektrolitem ulegającym procesowi autojonizacji
H
2
O
⇔
⇔
⇔
⇔
H
+
+ OH
-
Doświadczalnie wykazano, że stężenia jonów wodorotlenowych OH
-
i hydroniowych H
+
wynoszą w temperaturze pokojowej
10
-7
mol/dm
3
. To bardzo mało w porównaniu ze stężeniem
niezdysocjowanej wody
pH
pH
pH
pH
pH
pH
H
2
O
⇔
⇔
⇔
⇔
H
+
+ OH
-
Zapisane równanie dysocjacji wody wskazuje, że tworzy się w jej
wyniku jon wodorowy, czyli proton. Jednak wobec faktu, że
wytwarza on wokół siebie pole elektryczne o wysokim natężeniu
sam proton nie może tak istnieć: musi on ulegać
solwatacji
(
hydratacji
). Natężenie pola elektrycznego wokół malutkiego
protonu jest około 10 rzędów większe od pola wokół przeciętnego
jonu, który zazwyczaj jest kilka rzędów wielkości większy.
Jest całkowicie nieprawdopodobne występowanie wolnego protonu
w roztworze wodnym
. Dlatego uważa się, że proces dysocjacji wody
można traktować jako przeniesienie protonu między dwiema
cząsteczkami wody:
H
2
O + H
2
O
⇔
⇔
⇔
⇔
H
3
O
+
+ OH
-
pH
pH
pH
Jon
H
3
O
+
nosi nazwę
jonu hydroniowego
i traktujemy go jako
proton związany koordynacyjnie z cząsteczką wody. Wiadomo
jednak, że jon hydroniowy ulega dalszej bardzo silnej hydratacji
przyłączając 3 cząsteczki wody i tworząc kompleks:
[H
3
O]
+
(H
2
O)
3
lub [H(H
2
O)
4
]
+
W rzeczywistości ten trwały kompleks posiada jeszcze labilną
otoczkę utworzoną z cząsteczek wody. Formalnie więc jego budowę
można opisać wzorem:
[H
9
O
4
+
](H
2
O)
n
pH
pH
pH
W rezultacie niskiej wartości iloczynu jonowego wody
przynajmniej jedno ze stężeń [H
+
] lub [OH
-
] wyraża się bardzo
małą liczbą. W celu ułatwienia posługiwania się tak małymi
wartościami wprowadzono tzw. wykładnik stężenia jonów
wodorowych (pH):
W roztworach bardziej stężonych, gdy nie można pominąć
oddziaływań międzyjonowych, stosuje się bardziej ogólną
zależność:
p H = - lo g [H ]
p H = - log [H O ]
+
+
albo
3
p H = - lo g a
H+
pH
pH
pH
• pH
=
7
-
ś
rodowisko
obojętne
[H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
M
• pH
<
7
-
ś
rodowisko
kwaśne
[H
+
] > [OH
-
]
• pH > 7 - środowisko alkaliczne (zasadowe)
[H
+
] < [OH
-
]
pH
pH
pH
Pomiaru pH dokonuje się za pomocą pH-metru, czyli elektrody
selektywnie wrażliwej na stężenie jonów hydroniowych podłączonej
do miernika, który wyświetla wartość mierzonego pH w roztworze.
Pomiaru pH dokonuje się za pomocą pH-metru, czyli elektrody
selektywnie wrażliwej na stężenie jonów hydroniowych podłączonej
do miernika, który wyświetla wartość mierzonego pH w roztworze.
pH
pH
pH
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
pH = 2,0
Wartość pH = 2,0 oznacza, że [H
+
] = 10
-2
M
Ponieważ dla wody K = [H
+
][OH
-
] = 10
-14
, więc
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-2
= 10
-12
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
] = K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-12
)
2
= 2,5 · 10
8
M
pH = 2,0
Wartość pH = 2,0 oznacza, że
[H
+
] = 10
-2
M
Ponieważ dla wody K = [H
+
][OH
-
] = 10
-14
, więc
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-2
=
10
-12
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
]
= K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-12
)
2
=
2,5 · 10
8
M
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Wniosek: w tych warunkach Pb(OH)
2
jest w całości rozpuszczony
Wniosek:
w tych warunkach Pb(OH)
2
jest w całości rozpuszczony
pH
pH
pH
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
pH = 7,0
Wartość pH = 7,0 oznacza, że [H
+
] = 10
-7
M
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-7
= 10
-7
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
] = K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-7
)
2
= 2,5 · 10
-2
M
= 5180 mg/dm
3
pH = 7,0
Wartość pH = 7,0 oznacza, że
[H
+
] = 10
-7
M
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-7
=
10
-7
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
]
= K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-7
)
2
=
2,5 · 10
-2
M
= 5180 mg/dm
3
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Wniosek: wzrost pH powoduje spadek rozpuszczalności Pb(OH)
2
Wniosek:
wzrost pH powoduje
spadek rozpuszczalności
Pb(OH)
2
pH
pH
pH
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
Przykład 3
Oblicz rozpuszczalność Pb(OH)
2
przy pH = 2, pH = 7 i pH = 9
pH = 9,0
Wartość pH = 9,0 oznacza, że [H
+
] = 10
-9
M
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-7
= 10
-5
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
] = K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-5
)
2
= 2,5 · 10
-6
M
= 0,5 mg/dm
3
pH = 9,0
Wartość pH = 9,0 oznacza, że
[H
+
] = 10
-9
M
[OH
-
] = K/[H
+
] = 10
-14
/10
-7
=
10
-5
M
Wstawiając do równania na stałą równowagi dostajemy:
[Pb
2+
]
= K
so
/[OH
-
]
2
= (2,5 · 10
-16
)/(10
-5
)
2
=
2,5 · 10
-6
M
= 0,5 mg/dm
3
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Pb(OH)
2
⇔
⇔
⇔
⇔
Pb
2+
+ 2OH
-
K
so
= [Pb
2+
][OH
-
]
2
= 2,5 ·10
-16
(odczytane z tablic)
Wniosek: dalszy spadek rozpuszczalności Pb(OH)
2
Wniosek:
dalszy
spadek rozpuszczalności
Pb(OH)
2
pH
pH
pH
Metale wytrącają się z wody (w postaci wodorotlenków) przy
różnych wartościach pH. Zwykle
wysokie wartości pH
(a więc
przewaga OH
-
)
sprzyjają procesom wytrącania
,
niskie wartości pH
(przewaga H
+
)
sprzyjają rozpuszczaniu a więc utrzymywaniu się
większości pierwiastków/jonów w roztworze
. Kwaśne wody są
zwykle bardziej agresywne i rozpuszczają więcej minerałów.
Rosler, Lange 1972
Odwrotnie jest dla
SiO
2
.
Rozpuszczalność
SiO
2
rośnie
ze
wzrostem pH a
spada w roztworach
kwaśnych.
Dlatego nie można
przechowywać
roztworów silnych
zasad (jak NaOH)
w naczyniach
szklanych
Rosler, Lange 1972
pH
pH
pH
W „normalnych” wodach pH zwykle
waha się w granicach 4-9, ale
zdarzają się ekstremalne sytuacje, w
których pH „wychodzi” poza zwykły
zakres 0-14. Np. w strefach
wietrzenia siarczków notowano pH
rzędu
- 1
a najniższa dotychczas zanotowana
wartość pH to
- 3,6
Kopalnia Richmond
(Północna Karolina)
AMD
(acid mine drainage)
czyli bardzo kwaśne
wody kopalniane; w
trakcie utleniania
siarczków powstaje
H
2
SO
4
Przykładem środowiska AMD w Polsce jest strefa wietrzenia
pirytu w Wieściszowicach ...
... strefa wietrzenia arsenopirytu w Radzimowicach (C-F) ...
P
a
ra
fi
n
iu
k
,
S
iu
d
a
,
2
0
0
7
... czy rejon po eksploatacji węgla brunatnego w okolicach Łęknicy
Zakwaszone grunty uniemożliwiają normalny rozwój
roślinności, co skutkuje nasiloną erozją
Zakwaszone grunty uniemożliwiają normalny rozwój
roślinności, co skutkuje nasiloną erozją
Zakwaszone grunty uniemożliwiają normalny rozwój
roślinności, co skutkuje nasiloną erozją
Ale skąd się
Ale skąd się
bierze H
bierze H
2
2
SO
SO
4
4
?
?
Reakcje utleniania-redukcji
Reakcje utleniania
Reakcje utleniania
-
-
redukcji
redukcji
2Fe
S
2
+ 2H
2
O + 7
O
2
⇒
⇒
⇒
⇒ 2Fe
S
O
4
+ 2H
2
S
O
4
4
Fe
SO
4
+ 6H
2
O +
O
2
⇒
⇒
⇒
⇒ 4
Fe
OO
H + 4H
2
SO
4
Kwas siarkowy powstaje wskutek utleniania siarczków (np. pirytu)
S
1-
- 7e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ S
6+
O
2
+ 4e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ 2O
2-
Fe
2+
- 1e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ Fe
3+
O
2
+ 4e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ 2O
2
-
Utlenianie
to reakcja oddawania elektronów przez pierwiastek lub
jon. Skutkuje ona podwyższeniem stopnia utlenienia.
Redukcja
to reakcja przyłączania elektronów przez pierwiastek lub
jon. Skutkuje ona obniżeniem stopnia utlenienia.
Reakcje utleniania-redukcji
Reakcje utleniania
Reakcje utleniania
-
-
redukcji
redukcji
2Fe
S
2
+ 2H
2
O + 7
O
2
⇒
⇒
⇒
⇒ 2FeSO
4
+ 2H
2
SO
4
4
Fe
SO
4
+ 6H
2
O +
O
2
⇒
⇒
⇒
⇒ 4FeOOH + 4H
2
SO
4
S
1
-
- 7e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ S
6+
O
2
+ 4e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ 2O
2-
Fe
2+
- 1e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ Fe
3+
O
2
+ 4e
-
⇒
⇒
⇒
⇒ 2O
2-
Pierwiastek lub jon, który w reakcji redoksowej pozbywa się
swoich elektronów (jest
donorem
elektronów), dostarcza ich innej
substancji, umożliwiając jej redukcję. Dlatego nazywa się
reduktorem
.
Pierwiastek lub jon przyłączający elektrony (
akceptor
elektronów)
nazywa się
utleniaczem
Reakcje utleniania-redukcji
Reakcje utleniania
Reakcje utleniania
-
-
redukcji
redukcji
Ponieważ w trakcie procesów
redoksowych dochodzi do
transferu elektronów,
utlenianie i redukcja zawsze
zachodzą równocześnie
, a ilość
elektronów oddanych przez
reduktor musi być równa ilości
elektronów przyłączonych
przez utleniacz
W rzeczywistości w warunkach
naturalnych reakcje utleniania
siarczków zachodzą
niemal zawsze
przy udziale bakterii
, które
przyspieszają przebieg utleniania o
kilka rzędów wielkości (!)
Najbardziej znaną
bakterią tego typu
jest acidofilna
Acidothiobacillus
ferrooxidans
Reakcje utleniania-redukcji
Reakcje utleniania
Reakcje utleniania
-
-
redukcji
redukcji
Faure, 1998
W
ogniwie Daniella
na elektrodzie cynkowej (anodzie)
zachodzi
utlenianie Zn
do
Zn
2+
,
a na elektrodzie miedziowej
(katodzie)
redukcja Cu
2
+
do
Cu
Cynk jest silniejszym reduktorem (łatwiej się utlenia) niż miedź,
dlatego pomiędzy elektrodami występuje różnica potencjałów,
skutkująca pojawieniem się
siły elektromotorycznej
(
SEM
,
EMF
-
electromotive force) i przepływem elektronów (prądu)
Potencjał oksydacyjno-redukcyjny (Eh)
Jest to ilościowa miara warunków danej reakcji utleniania-redukcji.
Podaje się go w V lub mV w stosunku do wzorcowego potencjału
reakcji:
2H
+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
H
2
który w normalnych warunkach (t = 25°C, p = 1 atm, a = 1), jest
przyjmowany jako 0,00 [V]. Potencjały innych reakcji redoks ustala
się eksperymentalnie. Gdy dotyczą warunków normalnych, oznacza
się je jako E
0
, dla dowolnych innych potencjał redoks jest określany
zależnością:
.]
[
.]
[
ln
0
utl
red
F
n
T
R
E
E
h
⋅
⋅
−
=
stała gazowa
ilość elektronów w
reakcji
temp. [K]
liczba Faradaya
stężenia
(aktywności)
składników:
zredukowanego i
utlenionego
.]
[
.]
[
ln
0
utl
red
F
n
T
R
E
E
h
⋅
⋅
−
=
• wysokie wartości Eh
sprzyjają utlenianiu, niskie
sprzyjają redukcji;
• wyższe wartości E
0
oznaczają, wyższe wartości
Eh potrzebne do
utlenienia;
• gdy [red.] = [utl.], wówczas
Eh = E
0
;
reakcja
E
0
[V]
Au
+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Au
+ 1,68
Pt
2+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Pt
+ 1,20
Ag
+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Ag
+ 0,80
Cu
+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Cu
+ 0,52
Cu
2+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Cu
+ 0,34
2H
+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
H
2
0,00
Fe
2+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Fe
- 0,44
Zn
2+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Zn
- 0,76
Mg
2+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Mg
- 2,37
Przykładowe potencjały redoks
Przykładowe potencjały redoks
Przykładowe potencjały redoks
Przykładowe potencjały redoks
reakcja
E
0
[V]
Mn
3+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Mn
2+
+ 1,51
MnO
2
+ 4H
+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Mn
2+
+ 2H
2
O
+ 1,28
O
2
+ 4H
+
+ 4e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
2H
2
O
+ 1,23
Fe
3+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Fe
2+
+ 0,77
Cu
2+
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Cu
+
+0,15
Mn(OH)
3
+ e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Mn(OH)
2
+ OH
-
+0,10
Fe(OH)
2
+ 2H
+
+ 2e
-
⇔
⇔
⇔
⇔
Fe + 2H
2
O
- 0,05
Diagramy pH-Eh
Diagramy pH
Diagramy pH
-
-
Eh
Eh
Diagramy pH-Eh,
konstruowane dla
różnych układów,
pozwalają na
przewidywanie
zachowania się
pierwiastków
w trakcie zmian
warunków
ś
rodowiska
Diagramy pH-Eh
Diagramy pH
Diagramy pH
-
-
Eh
Eh
Do ich
skonstruowania
konieczne jest
przyjęcie różnych
założeń,
dotyczących
stężeń, ciśnień
parcjalnych
gazów,
temperatury etc.
1 - wody deszczowe
2 - wody rzeczne
3 - wody morskie
4 - granica
warunków silnie
utleniających
Diagramy pH-Eh
Diagramy pH
Diagramy pH
-
-
Eh
Eh
W środowiskach AMD w roztworze występują bardzo duże
stężenia m.in. tzw. metali ciężkich
Stopień utlenienia
pierwiastków w
ś
rodowisku jest silnie
zależny zarówno od
pH jak i potencjału
redoks Eh (zwróć
uwagę na ukośny
przebieg linii na
diagramie pH-Eh).
Np. żeby utlenić Fe
2+
do Fe
3+
można
zwiększyć Eh
lub
podwyższyć pH
(zalkalizować
ś
rodowisko).
Fe
3+
Fe
2+
Ż
elazo migruje w wodzie
głównie w formie Fe
2+
,
jego utlenienie prowadzi
do natychmiastowego
wytrącenia Fe(OH)
3
.
Może do tego dojść
wskutek
zmiany
warunków z
redukcyjnych na
utleniające
lub
wzrostu
pH
(np. wytrącanie
tlenków Fe przy ujściach
rzek do morza)
Fe
3+
Fe
2+
FeSO
4
FeSO
4
FeCl
3
Fe
3+
Fe
2+
Fe
2+
+ NaOH
+ NaOH
Fe(OH)
3
(Fe
2+
Fe
3+
)
x
(OH)
y
(SO
4
)
z
+ H
2
O
2
+ NaOH
Fe(OH)
3
(Fe
2+
Fe
3+
)
x
(OH)
y
(SO
4
)
z
Fe(OH)
3
2Fe
2+
+ 3H
2
O + ½O
2
→
→
→
→
2FeOOH + 4H
+
Prawidłowości
Prawidłowości
Prawidłowości
• im wyższe E
0
dla jonizacji metalu, tym jest on bardziej
„szlachetny” (Au>Pt>Ag>Cu>Fe)
• pierwiastki o niższym E
0
wypierają te o wyższym E
0
z
roztworów ich soli (szereg napięciowy)
• w przyrodzie łatwiej przebiegają reakcje
charakteryzujące się niższymi E
0
(np. Fe
3+
-Mn
4+
, Fe
3+
-
Co
3+
-Ni
2+
)
• wyższe pH sprzyja utlenianiu
• w przyrodzie zakres wartości pH i Eh jest ograniczony
trwałością wody
pierwiastek/jon
min
max
As
3
340
Cd
0,4
211
Cu
209
4760
Fe
2670
141000
Pb
0,1
12
Zn
58
23500
SO
4
2-
14000
760000
Zawartości wybranych pierwiastków śladowych [mg/dm
Zawartości wybranych pierwiastków śladowych [mg/dm
3
3
] w
] w
wodach kopalni
wodach kopalni
Richmond
Richmond
w
w
Kaliforni
Kaliforni
(wg
(wg
Nordstrom
Nordstrom
et al. 2000)
et al. 2000)
pierwiastek/jon
min
max
AsO
4
3-
0,9
24,02
Co
0,11
1,12
Cu
2,02
38,30
Fe
217
2669
Mn
3,08
140,34
Ni
0,05
0,41
Zn
0,24
3,18
SO
4
2-
246
3759
Zawartości wybranych pierwiastków śladowych [mg/dm
Zawartości wybranych pierwiastków śladowych [mg/dm
3
3
] w
] w
wodach stref wietrzenia siarczków w
wodach stref wietrzenia siarczków w
Wieściszowicach
Wieściszowicach
i
i
Radzimowicach
Radzimowicach
(wg
(wg
Parafiniuk
Parafiniuk
&
&
Siuda
Siuda
, 2007)
, 2007)
•
•
Polański
Polański
,
,
Smulikowski
Smulikowski
1969
1969
-
-
s. 63
s. 63
-
-
73
73
•
•
Migaszewski
Migaszewski
, Gałuszka, 2007
, Gałuszka, 2007
-
-
s. 77
s. 77
-
-
90
90
•
•
Depowski
Depowski
,
,
Kotliński
Kotliński
,
,
Ruhle
Ruhle
,
,
Szamałek
Szamałek
1998, „Surowce
1998, „Surowce
mineralne mórz i oceanów” s. 127
mineralne mórz i oceanów” s. 127
-
-
227
227
•
•
Stanley
Stanley
, „Historia Ziemi” s. 133
, „Historia Ziemi” s. 133
-
-
145; 167
145; 167
-
-
180
180
•
•
Van
Van
Andel
Andel
1997 „Nowe spojrzenie na starą planetę”,
1997 „Nowe spojrzenie na starą planetę”,
s. 203
s. 203
-
-
215; 147
215; 147
-
-
163
163
Literatura uzupełniająca
Literatura uzupełniająca