Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli

1. Geokemija vodenih otopina Kiseline i baze Soli Pamukkale, Turska

2. Riftovanje Subdukcija Srednjooceanski hrpt

3. Kemijske reakcije i ravnoteža NaCl → Na+ + Cl- reaktant produkti Na+ + Cl-→ NaCl NaCl ↔ Na+ + Cl-

4. koncentracija pritisak temperatura Le Chatelierov princip Ako kemijski sustav u ravnoteži doživi promjenu koncentracije, ukupnogpritiska ili temperature tada se ravnoteža pomiče u smjeru smanjivanja utjecaja te promjene. Npr: N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 ΔH =−92 kJ (egzotermna reak.) +N2 N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g) Henri Louis le Châtelier (1850-1936) francuski kemičar. N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g) Neke reakcije ne mogu postići ravnotežu, već se odvijaju sve dok se jedan od reaktanata ne potroši: CaCO3 (s) + HCl → 2Ca2+ + 2Cl- + H2O + CO2 (g) N2 (g)+ 3H2 (g) 2NH3 (g)

5. Zakon o djelovanju masa - norveški kemičari Guldberg i Waage (1863) aA + bB↔ cC +dD Početno stanje Ravnoteža

6. Izražavanje koncentracija otopljenih tvari Molalitet (b) komponente A jednak je omjeru množine otopljene tvari A i mase otapala.Jedinica molaliteta je mol kg-1. Molaritetili množinska koncentracija (c) komponente A jednak je omjeru množine otopljene tvari A i volumena otopine.Jedinica molariteta je mol dm-3. Normalitet (N) je količinska koncentracija ekvivalentnih jedinki. Npr: - H2SO4 je dvoprotonska kiselina pa je koncentracija vodikovih iona dvostruko veća od koncentracije H2SO4 c(H+) = 2c(H2SO4) Tj. 1 mol dm-3 H2SO4 daje c(H+) = 2 mol dm-3 Normalitet se računa prema pojedinim vrstama pa je ista kiselina 1 N (1-normalna) za SO42- i 2 N (2-normalna) za H+.

7. Disocijacija slabih kiselina i baza Npr. CH3COOH (K=1,76×10-5) Amfoternost je svojstvo nekih tvari se ponašaju ili kao kiseline ili kao baze ovisno o okruženju. Tako će se aluminij-hidroksid u reakciji s kiselinama ponašati kao lužina Al(OH)3 + 3H+↔ Al3+ + 3H2O a u reakcijama s lužinama kao kiselina Al(OH)3 + 3OH- ↔ AlO3- + 3H2O

8. Mobilnost elemenata vs. jake i slabe baze Ionski potencijal = Ionski naboj/ionski radijus • grupa: 0.5 - 2.5; evaporati, hidratizirani ioni, kompleksni ioni, mobilni kationi • grupa: 2.5 - 6 do 9; hidrolizati, na pr. Fe(OH)3, nemobilni • grupa: >9; mobilni oksianioni, SO42-, PO43-, (UO2)2- Mobility in the surficial environment as a function of ionic charge and ionic radius

9. brucit Otapanje teško topivih hidroksida

10. Slabe baze i kiseline - ravnoteža kontrolirana pH vrijednosti otopine H2S ↔ H+ + HS- K1 HS-↔ H+ + S2- K2 pK1 = 7 pK2 = 12,9

12. Otapanje amorfnog SiO2 SiO2 (amorfno) + 2H2O ↔ H4SiO4 Ahat H4SiO4↔ H3SiO4- + H+ K1 = 10-9,71 H3SiO4-↔ H2SiO42- + H+ K2 = 10-13,28 H2SiO42-↔ HSiO43- + H+ K3 = 10-9,86 HSiO43-↔ SiO44- + H+ K4 = 10-13,10 Opal

13. Naica mine, Chihuahua, Mexico

14. Produkt topljivosti Konstanta produkta topljivosti (Ksp) umnožak je ravnotežnih aktiviteta iona teško topljive soli podignutih na potenciju svog stehiometrijskog faktora u ravnotežnoj jednadžbi. Što je vrijednost konstante produkta topljivosti manja, to je manja topljivost te soli. 1 Anhidrit

15. Količina sulfata nastala otapanjem manje topljive soli (barit, KSP=10-10), neznatna je u odnosu na količinu nastalu otapanjem topljivije soli. Topljivija sol (gips, KSP=10-4.6) sprječava otapanje manje topljive soli (efekt zajedničkog iona). Efekt zajedničkog iona Vode u prirodi mogu biti istovremeno zasićene na više različitih soli Npr: Odredi koncentraciju svih vrsta prisutnih u vodi koja je u kemijskoj ravnoteži s gipsom i baritom 1) Zakon o djelovanju mase: CaSO4·2H2O  Ca2+ + SO42- + 2H2O, KSP = [Ca2+][SO42-] = 10-4.6 BaSO4  Ba2+ + SO42-, KSP = [Ba2+][SO42-] = 10-10.0 [Ca2+][SO42-] = 10-4.6 [Ba2+][SO42-] = 10-10.0 [SO42-] zamjeni s 10-4.6/[Ca+]: [Ba2+]•10-4.6/[Ca2+] = 10-10.0 2) Vrste: Ca2+, Ba2+, SO42-, H+, OH- H2O  H+ + OH- Kw = [H+][OH-] = 10-14 3) Balans mase: [Ba2+] + [Ca2+] = [SO42-] 4) Balans naboja: 2[Ba2+] + 2[Ca2+] + [H+] = 2[SO42-] + [OH-] 10-4.6 + 10-10.0 = [SO42-]2 [SO42-] = (10-4.6 + 10-10.0)1/2 = 10-2.3 mol/L [Ca2+] = 10-4.6/10-2.3 = 10-2.3 mol/L [Ba2+] = 10-10.0/10-2.3 = 10-7.7 mol/L

16. Hidroliza Reakcijom vode i iona nastalih disocijacijom soli nastaju kiseline, baze ili oboje. Podjela soli s obzirom na jakost kiseline i baze iz koje su nastali: 1. Jaka kiselina + jaka bazaNaCl + H2O → Na+ + Cl- + H2O 2. Jaka kiselina + slaba bazaCuCl2 + 2H2O→Cu(OH)2 + 2Cl- + 2H+ 3. Slaba kiselina + jaka bazaNa2CO3 + 2H2O→2Na++ H2CO3 + 2OH- 4. Slaba kiselina + slaba bazaCuCO3 + 2H2O→Cu(OH)2+ H2CO3 Glavnina petrogenih minerala u su soli slabih kiselina i jakih baza, npr. karbonati i silikati alkalnih (Grupa 1A) i zemnoalkalnih elemenata (Grupa 2A). Zbog toga je voda u karbonatima uglavnom bazična. - + O + O H H H H

17. Puferi Puferi su smjese slabih kiselina i njihovih soli ili slabih baza i njihovih soli. Puferi održavaju pH otopine na konstantnoj vrijednosti.

18. Aktiviteti i ionska jakost otopine Debye–Hückelova jednadžba: a = g× c g - koeficijent aktiviteta I = ½ S ci zi2 I – ionska jakost otopine ci – koncentracija iona i zi – naboj iona i I < 0,005 A = 0,51 I < 0,1 A = 0,51; B = 0,33 I≤ 0,5 (Davisova jednadžba)

19. Karbonatna ravnoteža Zadaća: Izračunaj topljivost kalcita pri standardnim uvjetima. Prosječni parcijalni pritisak CO2 iznosi 0,003 atm. Bahami