1 / 19

Litosfäär (üldküsimused)

Litosfäär (üldküsimused). Loeng 8 31. märts 2006. LITOSFÄÄR …. … on maakoor + ülaosa mantiast . Maakoor läheb keskmiselt 17 km sügavusele (4 –40 km ), litosfäär ulatub 100 km sügavuseni. R maa = 6370 km,  Maa = 5,5 g/cm 3  kivimid = 2,8 g/cm 3 Sügavaim puurauk on 7,7 km

michon
Download Presentation

Litosfäär (üldküsimused)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Litosfäär (üldküsimused) Loeng 8 31. märts 2006

  2. LITOSFÄÄR… … on maakoor + ülaosa mantiast. Maakoor läheb keskmiselt 17 km sügavusele (4 –40 km), litosfäär ulatub 100 km sügavuseni. Rmaa= 6370 km, Maa = 5,5 g/cm3 kivimid =2,8 g/cm3 Sügavaim puurauk on 7,7 km Sügavaim kaevandus 3,4 km (võrdluseks sügavaim koht hüdrosfääris on ~11 kilomeetrit - Mariani süvik Vaikses ookeanis).

  3. KEEMILISED ELEMENDID LITOSFÄÄRIS Maakoores esinevad põhiliselt litofiilsed (oksiidemoodustavad, hapnikku “armastavad”) elemendid. O, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg, Ti - need 9 elementi annavad ühendeid, mis moodustavad 99 % maakoore massist. SiO2, Al2O3, Fe2O3, CaO, MgO, TiO2 on tugeva keemilise sidemega oksiidid. Nende dissotsiatsiooni energia on üle 370 kJ/mool* Kõik kindla sisestruktuuri ja keemilise koostisega tahkised maakoores kannavad mineraali nime. Kivimidkoosnevad mineraalidest. ~2500 teadaolevast mineraalist 150 esineb kivimites ja põhilised neist on 40.

  4. MINERAALE… ….võib jagada 3 gruppi: • silikaatsed(90 %): kvartsSiO2, oliviin(Mg,Fe)2SiO4 K-maapagu KAlSi3O8 2) mittesilikaatsed(oksiidid, karbonaadid, sulfiidid, sulfaadid, halogeenid, fosfaadid - Al2O3, CaCO3, FeS2, CaSO4.2H2O, NaCl, CaF2, Ca3(PO4)2 • ehedad elemendid (vask, väävel, kuld, hõbe, pallaadium). Ränihape(orto) on H4SiO4, ja silikaadid sisaldavad reeglinaSiO44 aniooni. Meta-ränihape onH2SiO3.

  5. HAPPEDJAALUSED • Arrheniuse vesilahuste teooria (1887). Hape on aine, mis vesilahuses (aqua = aq) annab vesinikioone(H+) väävelhape H2SO4aq = 2 H+aq + SO42aq Aluson aine, mis vesilahuses annab hüdroksüülioone (OH)naatriumhüdroksiid NaOHaq = Na+aq + OHaq Arrhenius: ainete erinev dissotsiatsioonivõime vees väävelhape Kdis = [H+]2[SO42]/[H2SO4]Kdis = 103tugev hape äädikhape CH3COOH = H+ + CH3COOKdis = 104,76nõrk hape Kui aga aine annab vette palju OH–ioone, on ta tugev alus (seebikivi-NaOH), kui vähe, siis nõrk [Ca(OH)2]. Kdis (NaOH) >> Kdis [Ca(OH)2]

  6. HAPPEDJAALUSED 2) Brønsted-Lowry prootonteooria (1923) (keskseks sõnaks prooton, vesiniku-ioon H+) Aine, mis annab ära prootoni on hape, aga mis võtab juurde on alus NH3 + H2O = NH4+ + OH (Vesi on siin hape, ammonium on alus) PANH3 > PAH2O CO32 + H+ = HCO3(CO32 on alus) HCO3 + H+ = H2CO3, kui pH <7, siis HCO3 on alus HCO3 = H+ + CO32 kui pH > 7,siis HCO3 on hape CH3COOH + H2O = CH3COO + H+ H2O CH3COOH + H2SO4 = CH3COOH.H+ + HSO4 Prootonafiinsuse rida:NH3 > N2H2 > H2O > HCN > H2S > CH3COOH > H3PO4 > HF > HNO3 > HCl > H2SO4 > HBr > HClO4 .

  7. HAPPEDJAALUSED Prootonteooria puudusi: Na2O + CO2 = Na2CO3CO2 kui hape, kui aprotoonne hape. MgO + SO3 = MgSO4 Happe-aluselised reaktsioonid, kuid ei sisalda prootonit. Üldiselt võib happeid jagada kaheks • prootonit sisaldavateksH-hapeteksehk Brønstedi hapeteks • aprotoonseteks L-hapeteks ehk Lewise hapeteks.

  8. HAPPEDJAALUSED 3) Lewise hapete ja aluste elektronteooria (1923) (keskseteks sõnadeks elektronpaar, aktseptor, doonor) Lewis oli üks kovalentse keemilise sideme kontseptsiooni loojatest, tema seletas keemilist sidet kui ühise elektronpaari teket. BF3+ NH3 = F3BNH3 Boorfluoriidon elektroonpaari haaraja – aktseptor, on hape. Hape on suure afiinsusega elektronpaari suhtes (Lewise hape on elektronpaari aktseptor, elektrofiilne reagent) Ammonium on elektronpaari äraandja – doonor, on alus (Lewise alus on elektronpaari doonor) NH3+ HCl = NH4Cl = NH4+ + Clühine e-paar läheb kloorile.

  9. LAHUSED (ELEKTROLÜÜDID, ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON) Lahused on homogeensed süsteemid, mis koosnevad kahest või enamast komponendist, nendevastasmõju produktidest. Tavaliselt on üks komponent lahustunud aine (suhkur, piiritus), teinelahusti (vesi) ja kokku saab lahus. Suhkru lahus koosneb suhkru C6H12O6 = C6(H2O)6 (1. komponent) ja vee H2O (2. komponent) molekulidest. Piirituse lahus koosneb C2H5OH ja vee H2O molekulidest, lahuses on 2 komponenti. NB !!! Lahustuvus on ainete omadus lahustuda vees (hüdrofiilsus) või mõnes teises lahustis.

  10. LAHUSTUVUS Tuntakse 3 rühma aineid vees lahustuvuse järgi: hästilahustuvad, vähelahustuvad ja praktiliselt mittelahustuvad. Hüdrofoobsus on vastandsõna hüdrofiilsusele (vett "mittearmastav"). Lahustuvuse kuldreegel: sarnane lahustub sarnases Polaarsed ühendid lahustuvadpolaarsetes lahustites ja ei lahustu mittepolaarsetes. Mittepolaarsed ühendid lahustuvad mittepolaarsetes lahustites ja ei lahustu polaarsetes. Etüülpiiritus (C2H5OH) lahustub vees (H2O), sest mõlemad on polaarsed ühendid. Etüülpiiritus ei lahustu aga oktaanis (C8H18), mis on mittepolaarne lahusti(süsiniku ja vesiniku elektronegatiivsused on lähedased ENC ~ ENH; 2,5 ja 2,1 vastavalt)ja lahusti jääb piirituse peale, sest on väiksema erikaaluga.

  11. LAHUSTUVUSE SÕLTUVUS KEEMILISE SIDEME TÜÜBIST Keskkonnas küllalt olevinud polaarsed molekulaarsed ained, võivad veesanda 3 tüüpi lahuseid: 1) Suhkru ja piirituse lahus koosneb molekulidest. 2) Polaarsed molekulaarsed ained, mis dissotsieeruvad täielikult vesilahuses ja lahus koosnebioonidest HCl + n H2O -> H3O+aq + Cl-aq 3)Polaarsed molekulaarsed ained nagu NH3 ja CH3COOH, mis osaliselt dissotsieeruvad vees. Lahustunud aine on siis segu molekulidest ja nendega tasakaalus olevatest ioonidest.(Lisage reaktsioonide võrranid)

  12. …järg Ioonsed ühendidannavad veeshüdrateerunud ioone,kontsentratsioon sõltub ühendidissotsiatsiooni astmest. Väävelhappe vesilahus (H2SO4aq) koosneb lahustist = vesi (esimene komponent), lahustatud ainest = väävelhape (teine komponent) ja hüdrateerunud ioonidest (3., 4. ja 5. komponent - 1. ja 2. komponentide vastasmõju produktid). Viimasteks on H+aq, HSO4aq , SO42aq . Kaalium hüdroksiidi (KOHaq) vesilahus koosneb veest, kaaliumhüdroksiidist ja hüdrateerunud ioonidest K+aq ja OHaq . Hüdrateerunud tähendab, et ioonid on ümbritsetud vee (hydro) molekulidega.

  13. HÜDROLÜÜS Hüdrolüüs on soola ioonide vastasmõju veega, mille tulemusena tekib nõrk elektrolüüt. CH3COONa + H2O = CH3COOH + Na+ + OH Seda reaktsiooni saab vaadata 3 etapina, millede summaks 4. • CH3COONa = CH3COO + Na+ • H2O = H+ + OH • CH3COO + H+ = CH3COOH ------------------------------------------------------------------- 4)CH3COONa + H2O = CH3COOH + Na+ + OH

  14. Kontsentratsioonide väljendusviisid • massi-osa ehk protsentide abil 2) molaarsus (CX) on lahustunud aine moolide hulk 1 liitris lahuses. 3) molaalsus on lahustunud aine hulk 1 liitri lahusti kohta

  15. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Elektrolüüt on aine, mis vees lahustudes annab ioone ja seoses sellega lahuse elektrijuhtivus kasvab. Elektrolüüdid on happed, alused, soolad. Et elektrolüüti lahusesse viia, on vaja teda dissotsieerida (lagundada ioonideks) HClg + (a+b)H2O = H+aH2O + Cl-bH2O Keemilisi ühendeid jagatakse tugevateks, nõrkadeks ja mitte-elektrolüütideks.

  16. ELEKTROLÜÜTIDE TUGEVUS …. on määratud nende võimega dissotsieeruda vees ioonideks. HCl(s) + (aqua)  H+ (aq) + Cl- (aq) KHCl = [H+][Cl-]/[HCl] = 103 tugev elektrolüüt (K on ühendi dissotsiatsiooni konstant) mHF nHFaq + (m-n)H+(aq) + (m-n)F-(aq)K = 10-3,17 nõrk elektrolüüt (dissotsiatsiooni konstant on väike) HNO3 = H+ + NO3-KHNO3 = [H+][NO3-]/[HNO3] = 101,3 tugev Hapete ja aluste erinevat tugevust, erinevat võimet juhtidavesilahustes elektrit, seletas juba Arrhenius ainete erineva dissotsiatsioonivõimega vees

  17. Elektrolüütiline dissotsiatsioon (järg) H2SO4 + aqua = 2 H+aq + SO42-aq väävelhape Kdis = [H+]2[SO42-]/[H2SO4] = 103tugev elektolüüt CH3COOH+ aqua = H+aq + CH3COO–aqäädikhape Kdis = [H+][CH3COO–]/[CH3COOH] = 10-4,76nõrk elektrolüüt C2H5OH + aqua = C2H5OHaqetüülalkoholmitteelektrolüüt

  18. SOOJUSEFEKTID Soolhappe (HCl) dissotsiatsioon gaasilises faasis nõuab energiat 1377 kJ/mool HClg= H+g + Cl-gH = 1377 kJ/mool, endotermiline reaktsioon H+g + n H2O = H+aqH =-1130 kJ/mool, eksotermiline reaktsioon Cl-g + n H2O = Cl-aq H = -322 kJ/mool, eksotermiline reaktsioon ------------------------------------------------------ Summaarne soojusefekt H = -75 kJ/mool, eksotermilinereaktsioon Kirjeldatud protsess on elektrolüütiline dissotsiatsioon Dissotsiatsiooni iseloomustab dissotsiatsiooni aste,  = n/N mis on dissotsieerunud molekulidehulga n suhe kogu lahustunudmolekulide arvusse N. Dissotsiatsiooniaste võib omada väärtusi nullist üheni (0-1).

More Related