ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05. Учебное пособие Физикохимические процессы в гидросфере

• Название: Учебное пособие Физикохимические процессы в гидросфере
• Анкор: ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05.doc
• Дата: 26.09.2017
• Размер: 31.55 Mb.
• Имя файла: ПособФХпроцЧ.2ГидросфХОС05.doc
• Тип: Учебное пособие; #8961
• страница: 6 из 18

4.2. Растворимость карбонатов и рН подземных и поверхностных природных вод

Карбонаты широко распространены как в донных отложениях морей и океанов, так и на поверхности материков. Мощные толщи известняков, мергелей и других карбонатных пород встречаются практически повсеместно. Среди солей угольной кислоты (карбонатов) наиболее распространенным в природе является карбонат кальция.

Карбонат кальция в природе встречается в виде двух кристаллических форм – кальцита и арагонита. Кальцит (кристаллы ромбоэдрической формы гексагональной сингонии) распространен зна­чительно шире и наиболее характерен для осадков, образующихся в холодной среде. Арагонит (орторомбоэдрическая форма), образующийся в тропических морях, относится к метастабильной форме карбоната кальция и постепенно переходит в кальцит.

Процесс непосредственного растворения карбоната кальция по уравнению

СаСО₃ Са²⁺ + CO (32)

практически не играет роли при переходе малорастворимых кар­бонатов в раствор. Соли угольной кислоты в природных водоемах могут переходить в раствор и существовать в нем в заметных ко­личествах только при наличии растворенного диоксида углерода:

СаСО₃ + СО₂₍р-р) Са²⁺ + 2НСО (33)

Образующиеся при этом анионы включаются в общую систе­му карбонатных равновесий, существующую в природных водах, и оказывают существенное влияние на рН растворов.

Рассмотрим в качестве примера зависимость рН растворов кар­боната кальция в воде от парциального давления диоксида углерода над системой при условии отсутствия других ионов в растворе.

В рассматриваемой системе карбонатных равновесий имеем пять переменных: [HCO], [СО], [Н⁺], [Са²⁺] и Р_СО2. Для описа­ния системы взаимосвязанных равновесий необходимо пять уравне­ний. В их число входят: уравнения расчета констант диссоциации угольной кислоты по 1-й и 2-й ступеням – (24) и (26); уравне­ние константы равновесия процесса растворения карбоната кальция (32); уравнение, связывающее парциальное давление и содержа­ние СО₂ в растворе, – (28). Необходимое для решения системы пятое уравнение может быть получено из условия электронейтраль­ности раствора, в данном случае:

[Н⁺] + 2[Са²⁺] = [HCO] + 2[СО] + [OH^–]

Основываясь на экспериментальных данных о величине рН рас­творов СаСО₃, в дальнейших расчетах будем рассматривать толь­ко область растворов с рН < 9. В этой области [Н⁺], [ОН^–] и 2[СО] значительно меньше, чем концентрации ионов кальция и гидрокарбонатионов. Поэтому уравнение электронейтральности растворов можно записать в виде:

2[Са²⁺] = [НСО] (35)

С учетом коэффициентов активности ионов Са²⁺ и НСО урав­нение (35) можно представить в следующем виде:

, (36)

где ,– коэффициенты активности ионов кальция и гидрокарбоната.

Таким образом, для определения зависимости концентрации ио­нов водорода в растворе карбоната кальция от парциального давле­ния углекислого газа над раствором необходимо решить систему уравнений:



Решая эту систему методом подстановок, получим

. (38)

Далее расчет концентрации ионов водорода в растворе при опре­деленном парциальном давлении СО₂ следует проверить методом последовательных приближений. На первой ступени коэффициенты активности ионов кальция и гидрокарбонат-ионов принимают рав­ными друг другу. При этом определяют концентрацию ионов водо­рода и всех других ионов в растворе и затем по уравнению Дебая – Хюккеля рассчитывают коэффициенты активности ионов Са²⁺ и НСО. На следующем этапе при определении концентрации ионов водорода используют полученные значения коэффициентов актив­ности.ионов кальция и гидрокарбонат-ионов. Расчет повторяется до получения результатов необходимой точности.

Для большей части поверхностных вод на Земле парциальное давление диоксида углерода над растворами колеблется от 10^–7 до 10^–8,5 Па. При равновесии с карбонатными породами в этих условиях рН поверхностных вод должен составлять 7,3-8,4.

Из системы уравнений (37) можно определить зависимость ме­жду концентрацией ионов кальция в растворе и парциальным да­влением углекислого газа над ним. Сделав необходимые преобра­зования, получим:

. (39)

Полученное уравнение свидетельствует о том, что соотношение между концентрацией ионов кальция в растворе и парциальным давлением диоксида углерода над этим раствором нелинейно. По­этому при смешении природных вод, равновесных с СаСО₃, но име­ющих различное парциальное давление СО₂ над раствором, следует ожидать получения неравновесной по карбонату кальция смеси. В этом случае процесс смешения может сопровождаться растворени­ем либо осаждением карбоната кальция.

Помимо кальцита и арагонита в литосфере достаточно широко распространены карбонатные породы содержащие кальций и маг­ний, – это доломит CaMg(CO₃)₂ и высокомагнезиальные кальциты. Кристаллическая структура доломита подобна структуре кальцита, за исключением того, что атомы Са и Mg расположены в различных плоскостях. Порядок расположения этих атомов отличает доломит от высокомагнезиального кальцита того же состава. Магнезиальные кальциты, образующиеся в районах морского мелководья, обычно содержат от 11 до 19%(мол.) MgCO₃ и относятся к высокомагнези­альным кальцитам. Кальцит, содержащий менее 5%(мол.) MgCO₃, называют низкомагнезиальным.

Процесс растворения доломита можно представить следующим уравнением:

CaMg(CO₃)₂ Са²⁺ + Mg²⁺ + 2СО (40)

Константа равновесия этого процесса равна:

Кд = (41)

Значение константы равновесия процесса растворения доломи­та, найденное экспериментально при изучении равновесий, устано­вившихся в природных водах, длительное время находящихся в кон­такте с доломитовыми породами, составило К_д = 10^–17.

В природе возможно взаимное преобразование кальцита и до­ломита:

CaMg(CO₃)₂ + Са²⁺ 2СаСО₃ + Mg²⁺ (42)

Константа равновесия этого процесса равна отношению актив­ностей ионов магния и кальция:

К_д-к = (43)

В случае, если отношение активностей ионов магния и кальция в растворе будет больше значения константы равновесия К_д__к ре­акции (42), кальцит будет переходить в доломит, и наоборот. Кон­станту равновесия этого процесса можно определить по значениям константы растворения доломита (41) и кальцита (оценивается ве­личиной 10^–8,4):

К_д-к =. (44)

Это значение дает возможность предположить, что для большинства поверхностных вод кальцит – менее устойчивая форма карбонатных пород, чем доломит, при отношении концентраций [Mg²⁺]/[Ca²⁺] > 1. В реальных условиях кальцит редко преобра­зуется в доломит при низких температурах, если отношение кон­центраций [Mg²⁺]/[Ca²⁺] 10.