PHẦN 1: HÓA HỌC NƯỚC - Chương 1: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ HÓA NƯỚC

Chia sẻ: Nguyen The Anh | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:74

0
483
lượt xem
135
download

PHẦN 1: HÓA HỌC NƯỚC - Chương 1: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ HÓA NƯỚC

Mô tả tài liệu
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Nước là một hợp chất hoá học rất đặc biệt, trong đó mỗi nguyên tử hiđro góp một điện tử vào đôi điện tử dùng chung với nguyên tử oxy để tạo thành liên kết cộng hóa trị. Trong mỗi phân tử nước có hai nguyên tử hiđro và một nguyên tử oxy.

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: PHẦN 1: HÓA HỌC NƯỚC - Chương 1: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ HÓA NƯỚC

  1. PHẦN 1: HÓA HỌC NƯỚC Chương 1: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ HÓA NƯỚC 1. 1. Nước và tính chất của nước 1.1.1. Thành phần, cấu tạo và tính chất của nước a. Thành phần, cấu tạo của nước Nước là một hợp chất hoá học rất đặc biệt, trong đó mỗi nguyên tử hiđro góp một điện tử vào đôi điện tử dùng chung với nguyên tử oxy để tạo thành liên kết cộng hóa trị. Trong mỗi phân tử nước có hai nguyên tử hiđro và một nguyên tử oxy. 3000 C H2 O2 H2O Hai nguyên tử hiđro liên kết với oxy tạo góc liên kết 105o. Trong nguyên tử oxy, hạt nhân của nó thường có điện tích rất mạnh. Chính vì thế nó có xu hướng kéo điện tử bật khỏi nguyên tử hiđro nhỏ hơn. Kết quả là chúng có ưu thế trong mối liên kết cộng hóa trị. Do đó, trong phân tử nước có điện tích dương gần với nguyên tử hiđro và có điện tích âm gần với nguyên tử oxy. Hyđro có 3 đồng vị Proti (1H), Dơtri (2H) và Triti (3H). Trong thiên nhiên 1H chiếm từ 99,985 ÷ 99,986% tổng số nguyên tử; 2H chiếm từ 0,0139 ÷ 0,0151% tổng số nguyên tử; đồng vị 3H có tính phóng xạ, với chu kỳ bán hủy là 12,4 năm. Oxy cũng có 6 đồng vị: 14O, 15O, 16O, 17O, 18O, 19O nhưng chỉ có 3 đồng vị thiên nhiên là 16O (chiếm 99,759% tổng số nguyên tử), trong khi đó 17O (chiếm 0,037%) và 18 O (chiếm 0,037%). Hiđro được phát hiện vào thế kỷ thứ 16, do nhà giả kim thuật người thụy sỹ là paraxen (1493-1541). Oxy được phát hiện lần đầu tiên vào năm 1711 do Karl Wilhem Scheele do một nhà hóa học người thụy điển (1742-1786). Nước có M = 18 là nước thường, chiếm 99,8% tổng lượng nước tự nhiên. Nước có M ≥ 19 là nước nặng, chiếm 0,2% tổng lượng nước tự nhiên. Hàm lượng các loại nước nặng trong tự nhiên phân bố rất khác nhau. Nguyên nhân là do hàng loạt các quá trình vật lý, hóa học, sinh học xảy ra khác nhau tạo ra sự phân bố các đồng vị (H và O) khác nhau. Nước là một phân tử phân cực, nên các phân tử nước có tính chất hấp dẫn lẫn nhau nhờ lực hút tĩnh điện. Sự hấp dẫn này tạo nên mối liên kết hiđro, nhờ đó ở nhiệt độ thường chúng ở trạng thái lỏng. Giữa các nhóm phân tử nước tồn tại xen kẽ với các phân tử nước đơn lẻ: mH2O ⇔ (H2O)m có ΔH < 0. Giá trị m thay đổi theo nhiệt độ (ở thể hơi m = 1; ở thể rắn m = 5;...). Ở trạng thái rắn, cấu trúc cơ bản gồm một phân tử nước ở trung tâm và bốn phân tử xung quanh, tập hợp thành hình dạng tứ diện (hình 1). 1
  2. Sự bền hóa cấu trúc của nước đá không những do có mặt các ion lỗ trống của nó, mà còn do đưa thêm vào những phân tử tạo được liên kết hiđro với các phân tử nước. Mặt khác, cấu trúc của nước được làm bền, khi nước còn nằm ở trạng thái lỏng và khi trộn lẫn nó với chất khác. b. Một số tính chất của nước - Nước thường và nước nặng có những tính chất vật lý khác nhau: Bảng 1. Một số tính chất vật lý của nước Nước thường Nước nặng Tính chất vật lý 1 Η 2 16Ο (Η 2Ο ) 2 Η 2 16Ο ( D2Ο ) Tỷ khối (d) ở 277oK 1 1,1056 To nóng chảy (oK) 273 276,8 To sôi (oK) 373 374,42 - Ở áp suất khí quyển là 1 atm, nước đông đặc ở OoC, sôi ở 100oC, rất cao so với điểm sôi của các hợp chất tương tự cùng nhóm. - Nhiệt độ sôi của nước giảm khi áp suất bên ngoài giảm: Bảng 2. Mối liên hệ giữa nhiệt độ sôi và áp suất của nước thường Nhiệt độ sôi toC 0 10 20 30 40 50 100 Áp suất P (mmHg) 4,5 9,2 17,5 31,8 55,3 92,5 760 - Nước là một loại dung môi rất tốt, có khả năng hòa tan một số chất rắn, khi nồng độ chất tan trong nước càng lớn thì nhiệt độ sôi càng cao và nhiệt độ đông đặc của dung dịch càng thấp. - Độ hoà tan của các khí vào nước phụ thuộc vào nhiệt độ và áp suất. - Sức căng bề mặt của nước lớn hơn sức căng bề mặt của các chất lỏng khác. - Nước là chất lỏng không có màu, trong suốt, cho ánh sáng và sóng dài đi qua (hấp thụ ánh sáng sóng ngắn mạnh hơn) giúp cho quá trình quang hợp có thể thực hiện ở độ sâu trong nước. - Nước có khối lượng riêng (tỷ trọng) cực đại ở 3,98oC (≈ 4oC) không phải là điểm đóng băng, do vậy mà nước đã nở ra khi đóng băng. Tỷ trọng của nước thay đổi theo nhiệt độ. Đối với nước tinh khiết sự thay đổi này như sau: 2
  3. Bảng 3. Sự thay đổi tỷ trọng của nước tinh khiết đối với nhiệt độ t(oC) Tỷ trọng (kg/dm3) t(oC) Tỷ trọng (kg/dm3) 0 0,99987 20 0,99828 4 1,00000 25 0,99707 10 0,99973 30 0,99567 15 0,99913 100 0,95838 - Nhiệt bay hơi của nước (540 cal/g) lớn hơn nhiệt bay hơi của các chất khác, cho nên nước được sử dụng rộng rãi trong các quá trình truyền nhiệt. - Nhiệt hòa tan của nước cao hơn các chất lỏng khác (trừ NH3) và tạo điều kiện giữ nhiệt ở điểm kết tinh của nước. - Nhiệt dung riêng của nước (1cal/g.oC) cao hơn của các chất lỏng khác (trừ NH3) nên có thể ổn định nhiệt độ ở các vùng địa lý khác nhau. - Nước có thể đóng vai trò là một chất khử, chất oxy hoá: 2H2O - 4e ⇔ 4H+ + O2 E0 = - 1,230V 2H2O + 2e ⇔ 2OH- + H2 E0 = - 0,828V - Tất cả các quá trình trao đổi chất của tế bào phải thông qua nước, bao gồm: Các quá trình đồng hoá; các quá trình dị hoá và lên men. - Nước là trung tâm cuộc sống của vi khuẩn. 1.1.2. Sự hòa tan các chất trong nước Nước là một dung môi đặc biệt: ở nhiệt độ thường trên bề mặt trái đất, nước là chất lỏng có khối lượng phân tử nhỏ nhất lại phân cực mạnh, vì vậy có khả năng xâm nhập hòa tan rất nhiều các chất vô cơ, hữu cơ thành dung dịch. Với phân tử nhỏ và phân cực mạnh, nước cũng có khả năng thấm ướt và phân rã các chất khó tan tạo thành các hệ phân tán như keo, huyền phù. a. Sự hòa tan chất rắn trong nước Nước có thể tạo liên kết hiđro với các chất hòa tan. Các chất hòa tan có thể ở dạng ion cũng có thể không ở dạng ion. Cả hai loại này đều có thể hòa tan trong nước. Sự hòa tan bao chủ yếu gồm 2 quá trình: lý học và hoá học (hiđrat hoá). - Quá trình lý học thường thu nhiệt: ΔΗa > 0. - Quá trình hiđrát hoá thường toả nhiệt: ΔΗb < 0. Nhiệt của quá trình hoà tan ΔΗ (là lượng nhiệt toả ra hay thu vào khi hòa tan một mol chất tan vào nước): ΔΗ = ΔΗa + ΔΗb (1-1) Nếu ΔΗ > 0 : thì quá trình hòa tan là thu nhiệt. Nếu ΔΗ < 0 : thì quá trình hòa tan là toả nhiệt. Ví dụ: Hòa tan NaCl vào nước, quá trình có thể chia làm 2 bước: - Bước 1: Phá vỡ cấu trúc tinh thể của chất tan để tạo thành tiểu phân riêng biệt. Tiếp đó là phá vỡ lực liên kết liên phân tử giữa các phân tử dung môi để tạo ra các khoảng trống cho các tiểu phân của chất tan xâm nhập. Trong đa số trường hợp đều thu nhiệt. 3
  4. - Bước 2: Xảy ra tương tác giữa các tiểu phân của chất tan và các phân tử dung môi để tạo thành dung dịch, tức xảy ra quá trình solvat hóa. Quá trình hòa tan là toả nhiệt. Nhiệt hoà tan của dung dịch, chính là tổng nhiệt của các giá trị trên. Tùy quá trình nào chiếm ưu thế mà giá trị ΔH (hiệu ứng nhiệt của phản ứng) có thể (+) hoặc (-) hay nói cách khác quá trình hòa tan thu nhiệt hoặc tỏa nhiệt. Thực tế, nhiệt hòa tan NaCl trong nước khoảng 3KJ/mol. Độ hòa tan của một chất là nồng độ bão hòa của dung dịch chứa chất tan đó ở một nhiệt độ xác định. Độ hoà tan thường được ký hiệu là S (S tính theo mol/l hay g/l). Dung dịch bão hòa là dung dịch chứa lượng chất tan bằng độ hòa tan của nó tại một nhiệt độ xác định. Dung dịch quá bão hòa là dung dịch chứa lượng chất tan lớn hơn độ hòa tan của nó tại một nhiệt độ xác định. b. Độ hòa tan chất khí trong nước Sự có mặt của chất khí hoà tan có vai trò rất lớn đối với các đặc tính hoá, sinh học của nước, đặc biệt là oxy và khí cacbonic. Sự tồn tại của các chất khí trong nước đã làm biến đổi pH và tính thế oxy hoá khử (Eh) của nước, gây ảnh hưởng xấu đến chất lượng của nước. Sự hòa tan phụ thuộc vào bản chất của chất khí, nhiệt độ của nước, độ khoáng hóa của nước và áp suất của chất khí đó. Xét sự gia tăng độ tan của khí trong dung dịch: giả sử đang xảy ra cân bằng giữa chất khí và chất lỏng, nghĩa là số phân tử khí thoát ra hoặc tan vào dung dịch với tốc độ bằng nhau. Nếu ta tăng áp suất, số phân tử khí trong một đơn vị thể tích sẽ gia tăng, khí sẽ tan vào dung dịch với tốc độ lớn hơn tốc độ thoát ra, lúc này nồng độ khí tan trong dung dịch sẽ tăng cho đến khi một cân bằng mới được thiết lập và dĩ nhiên lúc này dung dịch sẽ chứa một lượng khí tan nhiều hơn. Sự phụ thuộc độ hòa tan của chất khí và áp suất riêng phần của khí đó trên mặt nước tuân theo định luật Henry: Độ hoà tan của một chất khí trong chất lỏng ở một nhiệt độ không đổi tỷ lệ thuận với áp suất riêng phần của khí đó tác dụng lên chất lỏng. Gọi Si (mg/l) là độ hòa tan của khí i: Si = k.Pi (1-2) k : hằng số Henry, phụ thuộc vào bản chất của chất khí và nhiệt độ. Bảng 4. Sự phụ thuộc của hằng số Henry (k) vào nhiệt độ k Nhiệt độ (oK) O2 (× 10-5) CO2 (× 10-5) H2S (× 10-5) 273 67,45 3349,51 6825,24 275 63,48 3000,97 6397,08 277 60,52 2788,34 5998,05 279 57,47 2602,91 5626,21 291 43,83 1736,89 3966,99 298 38,76 1407,76 3332,03 4
  5. Định luật Henry chỉ đúng trong trường hợp khí tan không phản ứng với dung môi, ví dụ: đúng với trường hợp khí O2 tan trong nước, nhưng không đúng với trường hợp HCl tan trong nước vì ở đây xảy ra sự phân ly của HCl. Ví dụ: Xác định độ hoà tan (S) của O2 ở 279oK dưới áp suất p = 0,2163.105 N/m2. Tra bảng 4 ta được: k = 57,47.10-5 S = 57,47.10-5 . 0,2163.105 ≈ 12,43 mg/l. Độ hòa tan các chất khí trong nước tăng khi nhiệt độ nước giảm. Chất khí là hợp chất có độ hòa tan lớn hơn chất khí là đơn chất do các phân tử hợp chất thường là phân tử phân cực. Thông thường khi độ khoáng của nước tăng lên thì độ hòa tan của các khí giảm. Độ hòa tan của O2 sẽ giảm 25% khi tăng lượng muối hòa tan trong nước tới 40 gam. c. Độ hòa tan chất lỏng trong nước Chất có cùng bản chất phân cực hòa tan tốt vào nhau, mà sự phân cực của một chất được xác định bởi cấu trúc của nó (dạng lai hoá, sự tương tác giữa các electron ở lớp vỏ điện tử,...). Do đó, giữa cấu trúc và độ tan có một mối quan hệ xác định. Thông thường các chất lỏng phân cực thường dễ hòa tan trong nước; Các chất hữu cơ thường khó hòa tan trong nước. 1.1.3. Định luật tác dụng khối lượng a. Tốc độ phản ứng Trong quá trình phản ứng nồng độ các chất phản ứng giảm dần còn nồng độ các chất sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì trong một đơn vị thời gian thì nồng độ các chất phản ứng giảm xuống và nồng độ các chất sản phẩm tăng lên càng nhiều. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ của một chất bất kì trong phản ứng theo thời gian để làm thước đo tốc độ phản ứng. Tốc độ phản ứng là đại lượng đặc trưng cho diễn biến nhanh hay chậm của một phản ứng. Nó được đo bằng độ biến thiên nồng độ của các chất phản ứng hay sản phẩm phản ứng trong một đơn vị thời gian. Xét phản ứng: A = M + N − C1 − C2 C − C2 ΔC Tốc độ trung bình của chất A: v = ± =− 1 =− t2 − t1 t1 − t2 Δt − v : vận tốc trung bình trong khoảng thời gian từ t1 đến t2; ΔC: sự biến thiên nồng độ mol của chất khảo sát từ C1 đến C2. − dC Khi Δt → 0 thì v tức thời là: v = ± dt dC Tổng quát: aA + bB ⇔ cC + dD thì tốc độ phản ứng: V = K [ A] a [ B] b = − dt b. Hằng số cân bằng Cân bằng hoá học là trạng thái của một quá trình thuận nghịch khi vận tốc của phản ứng thuận bằng vận tốc của phản ứng nghịch và do đó nồng độ các chất không biến đổi nữa. 5
  6. Xét phản ứng cân bằng: k1 A(K) + B(K) C(K) + D(K) k2 Gọi k1 và k2 lần lượt là hằng số vận tốc của phản ứng thuận và nghịch. Giả sử phản ứng thuận cũng như phản ứng nghịch đều thuộc loại đơn giản (nghĩa là phản ứng chỉ xảy ra trong một giai đoạn, bậc phản ứng riêng phần của mỗi chất bằng hệ số tỉ lượng nguyên tối giản đứng trước mỗi chất trong phản ứng). Thực nghiệm cho thấy, với phản ứng đồng thể thì: vận tốc của phản ứng tỷ lệ thuận với tích nồng độ các chất tham gia. Vận tốc phản ứng thuận là: v1 = k1[A][B] Vận tốc phản ứng nghịch là: v2 = k2[C][D] Giả sử lúc bắt đầu phản ứng, chỉ có A, B hiện diện. Vận tốc phản ứng thuận v1 lúc đầu rất lớn, vận tốc phản ứng nghịch v2 bằng không. Phản ứng càng xảy ra lâu, nồng độ các chất A, B càng giảm , nồng độ các sản phẩm C, D càng tăng. Như vậy, v1 giảm dần theo thời gian, còn v2 tăng dần theo thời gian. Sau một thời gian vận tốc phản ứng thuận v1 sẽ bằng vận tốc phản ứng nghịch v2, lúc này phản ứng đạt trạng thái cân bằng: v1 = v2 ⇔ k1[A][B] = k2[C][D] k1 [C][D] KC = = k2 [A][B] Vì k1 và k2 là các hằng số vận tốc phản ứng, chỉ tùy thuộc nhiệt độ (và tùy thuộc bản chất của phản ứng), cho nên ứng với một nhiệt độ xác định (và một phản ứng xác định), ta có: k1 [C][D] KC = = CB (1-3) k2 [A][B] CB: cân bằng, chỉ nồng độ các chất C, D, A, B lúc đạt trạng thái cân bằng. KC được gọi là hằng số cân bằng của phản ứng liên hệ đến nồng độ (mol/l). Kc chỉ phụ thuộc nhiệt độ và bản chất của phản ứng, mà không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong phản ứng. Tổng quát: mA + nB ⇔ pC + qD k1 [C]p[D]q KC = = k2 [A]m[B]n k1, k2 : đặc trưng cho hằng số tốc độ của phản ứng thuận nghịch, chỉ phụ thuộc vào bản chất phản ứng và nhiệt độ. Với [A], [B], [C], [D] là nồng độ của A, B, C, D lúc cân bằng. Kc: hằng số cân bằng chỉ phụ thuộc vào bản chất hệ phản ứng và nhiệt độ. c. Hằng số điện ly Sự điện ly của chất điện ly yếu là một quá trình thuận nghịch nên ta có thể áp dụng định luật tác dụng khối lượng. Giả sử có cân bằng: HA ⇔ H+ + A- 6
  7. [H + ] [ A − ] Ta có: Κ= (1-4) [ HA] [H+], [A-]: nồng độ mol Hằng số cân bằng K gọi là hằng số điện ly hoặc hằng số ion hóa, đặc trưng cho khả năng điện ly của một chất; K càng lớn thì sự điện ly càng mạnh, chất điện ly phân ly ra các ion càng nhiều và ngược lại. K phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, dung môi và nhiệt độ. d. Tích số hòa tan Giả sử có chất điện li ít tan AnBm trong nước có cân bằng: AnBm ⇔ Am+ + Bn- (chất rắn) (trong dung dịch) Quá trình thuận nghịch đạt trạng thái cân bằng, ta có dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan. Áp dụng định luật tác dụng khối lượng vào cân bằng dị thể ta có: T An Bm = a A m + .a B n − n n (1-5) Như vậy, trong dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan tích số hoạt độ các ion với số mũ tương ứng là một hằng số, hằng số này có tên là tích số tan. Vì chất điện ly khó tan có nồng độ rất nhỏ, nên đa số trường hợp có thể coi hoạt độ bằng nồng độ, khi đó biểu thức tích số tan có dạng đơn giản: T An Bm = [ A m + ]n [ B n − ]m (1-6) Giá trị T càng bé thì chất điện li càng ít tan và ngược lại. Giá trị T là một hằng số xác định ở một nhiệt độ xác định. Tích số tan là hằng số cân bằng, độ lớn của nó chỉ phụ thuộc vào bản chất chất tan, nhiệt độ. Tích số tan có liên hệ chặt chẽ với độ tan S (biểu thị bằng nồng độ mol) của chất điện ly ít tan. T An Bm = m m .n n .S m + n (1-7) Bảng 5. Tích số tan của một số hợp chất điện ly ít tan (T) ở 20oC Chất điện ly T Chất điện ly T AgCl 2,8.10-10 BaSO4 1,5.10-9 AgBr 5.10-13 BaCO3 1,6.10-9 AgI 8,5.10-17 BaCrO4 1,2.10-10 Ag2S 1.10-50 Al(OH)3 5.10-33 Ag2CrO4 1,9.10-12 Cr(OH)3 7.10-31 AgCNS 1.10-12 CaSO4 2,4.10-5 ZnS 1.10-20 PbS 4.10-26 7
  8. 1.1.4. Hoạt độ các ion trong dung dịch a. Khái niệm về hoạt độ Hoạt độ là nồng độ hiệu dụng của các ion trong dung dịch. Biểu thức: a = f.C (1-8) Trong đó: C: là nồng độ thực a: là hoạt độ. f : là hệ số hoạt độ. - Với dung dịch loãng chất điện ly yếu, tương tác các ion không đáng kể: f = 1, a = C. - Với dung dịch chất điện ly mạnh hoặc dung dịch đậm đặc của chất điện ly yếu: 0 < f < 1 và a < C. Thực tế cho thấy nồng độ các ion trong dung dịch càng lớn thì sự tương tác tương hỗ giữa chúng càng mạnh, sự khác nhau giữa a và C càng lớn, f càng nhỏ và ngược lại. Trong nước tự nhiên, nồng độ các ion thường rất nhỏ (< 200 mg/l) nên sự khác nhau giữa a và C thường không lớn. Nhưng với nước có độ khoáng hóa rất cao (>500mg/l) thì sự khác nhau giữa a và C lại là lớn. b. Cách tính hệ số hoạt độ * Tính lực ion: Lực ion đặc trưng cho cường độ trường lực chung của các ion trong dung dịch. Nhằm đánh giá tác động tĩnh điện của các ion trong dung dịch. Ký hiệu: μ Lực ion μ được tính theo công thức: 1 1 n μ = (C1Z12 + C2 Z22 + ... = 2 ∑Ci Zi2 2 i =1 (1-9) Trong đó Ci: nồng độ thứ i và Zi: điện tích của nó. Vì điện tích của các ion là không đổi, hàm lượng các ion trong nước thường được tính bằng mg/l nên người ta có thể chuyển đổi công thức trên bằng công thức: 1 μ = (C1 K1 + C2 K 2 + ... + Cn K n ) (1-10) 2 C1, C2, … Cn: nồng độ mỗi loại ion (mg/l). K1, K2, …Kn: hệ số tỷ lệ chuyển đổi được tính sẵn. Bảng 6. Giá trị hệ số tỷ lệ chuyển đổi K Ion K Ion K K+ 0,026.10-3 NO3- 0,016.10-3 Na+ 0,043.10-3 HCO3- 0,016.10-3 Ca2+ 0,10.10-3 Cl- 0,028.10-3 8
  9. * Tính hệ số hoạt độ: Trong thực tế chỉ có thể xác định hệ số hoạt độ trung bình f ± . Chẳng hạn với chất điện ly AmBn: (m+n) f± = f +m . f −n (1-11) Công thức thực nghiệm tính hệ số hoạt độ f phụ thuộc vào giá trị của μ ở 298oK như sau: - Với dung dịch có lực ion μ ≤ 0,01, hệ số hoạt độ f tính theo công thức: lg f = −0,5.Ζ 2 μ (1-12) - Với dung dịch có lực ion 0,01 < μ ≤ 0,5 thì hệ số hoạt độ f được tính theo công thức: 0,5.Ζ 2 μ lg f = − (1-13) 1+ μ - Với dung dịch có lực ion μ > 0,5 thì hệ số hoạt độ f được tính theo công thức: 0,5.Ζ 2 μ lg f = − +A (1-14) 1 + 0,33.10 8.r μ r : bán kính ion ngậm nước tính theo cm. Chú ý: Một số ion có bán kính ngậm nước vào khoảng 3.10-8 cm, thí dụ OH-, F-, Cl-, Br-, I-, NH4+, Ag+,…; r ≈ 4.10-8 cm cho: Na+, H2PO4-, Pb2+, SO42-, PO43-,... Một số ion ngậm nước khác có bán kính to lớn, đặc biệt ion H+ ngậm nước có bán kính rất lớn: 9.10-8 cm. A: hệ số thực nghiệm phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly và dung môi. Bảng 7. Giá trị hệ số hoạt độ f theo μ và điện tích ion Z Hệ số hoạt độ f μ Z=1 Z=2 Z=3 0,000 1,00 1,00 1,00 0,001 0,96 0,87 0,72 0,002 0,95 0,81 0,63 0,003 0,92 0,72 0,48 0,010 0,9 0,63 0,35 Từ bảng giá trị trên cho thấy: lực ion càng lớn và ion có điện tích càng lớn, thì hệ số hoạt độ f càng nhỏ, tức là sự khác giữa nồng độ và hoạt độ càng lớn. Còn khi lực ion nhỏ, với các ion có điện tích thấp, thì f ≈ 1. Một số ví dụ Ví dụ 1: Xác định lực ion μ của dung dịch hỗn hợp HCl 0,1M và CaCl2 0,2M. Giải: HCl và CaCl2 trong dung dịch coi α = 1. 9
  10. HCl = H+ + Cl- CaCl2 = Ca2+ + 2Cl- [H+] = 0,1M; [Ca2+] = 0,2M; [Cl-] = 0,1 + 0,4 = 0,5M. 1 μ = (0,1.12 + 0,5.12 + 0,2.2 2 ) = 0,7 2 Ví dụ 2: Tính hoạt độ của các ion K+ và Cl- trong dung dịch KCl 0,01M. Giải: KCl = K+ + Cl- Lực ion μ của dung dịch: 1 μ = (0,01.12 + 0,01.12 ) = 0,01 → μ = 0,1 2 Hệ số hoạt độ của các ion: lg f K + = lg f Cl− = −0,5.12.0,1 = −0,05M f K + = f Cl− = −0,5.12.0,1 ≈ 0,9M Hoạt độ của các ion: aK + = aCl− = 0,9.0,01 = 9.10−3 M Ví dụ 3: Tính hoạt độ của những ion trong dung dịch hỗn hợp: KCl 10-3M và MgSO4 10-3M. Giải: Lực ion μ của dung dịch: 1 μ = (12.10 − 3 + 12.10 −3 + 2 2.10 −3 + 2 2.10 −3 ) = 5.10 −3 → μ = 7.10 −2 2 Hệ số hoạt độ của các ion: lg f K + = lg f Cl− = −0,5.12.0,07 = −0,035M → f K + = f Cl− = 0,92M lg f Mg2+ = lg f = −0,5.2 2.0,07 = −0,14M → f Mg2+ = f 2− = 0,72M SO4 − 2 SO 4 aK + = aCl− = 0,92.10−3 = 9,2.10−4 M ; aMg2+ = a = 7,2.10−4 M SO4 − 2 Ví dụ 4: Trong 1 lít dung dịch CaCO3 bão hoà có chứa 0,292 gam Mg2+ và 0,851 gam Cl- thì hàm lượng CO32- ( tính theo hoạt độ ) là bao nhiêu ? Biết ΤCaCO 3 = 3,6 .10 − 9 . Giải: CaCO3 hoà tan theo phương trình: CaCO3 ⇔ Ca2+ + CO32- ΤCaCO 3 = a Ca 2 + .a CO 2 − = f Ca 2 + .[ Ca 2 + ]. f CO 2 − .[ CO 32 − ] 3 3 2+ 2− Trong dung dịch: [Ca ] = [CO 3 ] → f Ca 2 + = f CO 2− = f 3 10
  11. nên ta có: ΤCaCO 3 = [ CO 32 − ] 2 . f 2 Τ 3,6 .10 − 9 6 .10 − 5 → [CO 32 − ] = = = f2 f2 f Vì ΤCaCO 3 rất nhỏ nên nồng độ các ion Ca2+ và CO32- rất nhỏ. Khi tính μ trong trường hợp này có thể bỏ qua các ion Ca2+ và CO32- mà chỉ quan tâm tới 2 ion Mg2+ và Cl-. 0,292 [Μ g 2 + ] = 0,292 gam = ≈ 0,012 Μ 24 0,851 [Cl − ] = 0,851gam = ≈ 0,024 Μ 35,5 1 μ = (0,012.2 2 + 0,024.12 ) = 0,036 2 0,5.2 2 0,036 lg f = − ⇒ f = 0,48 1 + 0,036 2− 6 .10 − 5 6 .10 − 5 [ CO 3 ]= = = 12 ,5 .10 − 5 Μ = 7 ,5 mg / l f 0 , 48 1.2. Nước thiên nhiên 1.2.1. Giới thiệu chung Nước thiên nhiên chiếm 1% tổng lượng nước trên trái đất, bao gồm các loại nước có nguồn gốc thiên nhiên như nước sông, ao, hồ, suối, biển, đại dương. Có thể nói nước thiên nhiên là một hệ dị thể nhiều thành phần, vì nước thiên nhiên luôn chứa những lượng các chất tan và không tan có nguồn gốc từ vô cơ và hữu cơ. Tổng trữ lượng nước tự nhiên trên Trái đất khoảng từ 1.385.985.000 km3 đến 1.457.802.450 km3. Nước tự nhiên tập trung phần lớn ở biển và đại dương (trên 97,61%), sau đó là các khối băng ở cực (1,83%), rồi đến nước ngầm (0,54%). Nước 11
  12. ngọt tầng mặt chiếm một tỉ lệ không đáng kể (0,02%),... Lượng nước trong khí quyển chiếm khoảng 0,001%, trong sinh quyển 0,002%. Nước cần cho nhu cầu sống của mọi cơ thể và chiếm tới 80 - 90% trọng lượng sinh vật sống trong môi trường nước và 44% trọng lượng cơ thể con người. Nước đáp ứng các yêu cầu đa dạng của con người: tưới tiêu cho nông nghiệp, sản xuất công nghiệp, tạo ra điện năng và tô thêm vẻ đẹp cho cảnh quan. Hằng năm có khoảng 5 triệu km3 nước bay hơi từ đất và các nguồn nước mặt (sông, hồ, đại dương,...) sau đó ngưng tụ và mưa xuống, lượng nước do khối nước trên bay hơi hấp thụ xấp xỉ gần 3.1020kcal/năm. Bảng 8. Thể tích các nguồn nước tự nhiên trên thế giới Nguồn nước Thể tích, 1000 km3 % Đại dương 1.348.000 97,312 Băng 29.000 2,093 Nước ngầm 8.000 0,577 Hồ, sông suối 200 0,014 Nước chảy tràn mặt đất 40 0,003 Tổng cộng 1.385.240 100 Lượng nước ngọt được con người sử dụng có nguồn gốc ban đầu là nước mưa ước chừng 105.000 km3, trong đó khoảng 1/3 chảy ra sông, còn lại 2/3 quay trở lại khí quyển do bốc hơi bề mặt và thoát hơi nước ở thực vật. Nếu xem 1/3 lượng nước mưa kể trên (khoảng 40.000 km3) là nguồn nước cung cấp tiềm năng cho con người thì với số dân hiện tại, mỗi người mỗi ngày nhận được trung bình 16 lít nước. 1.2.2. Các quá trình hình thành thành phần hóa học của nước thiên nhiên a. Khái niệm chung về sự hình thành thành phần hóa học của nước thiên nhiên Sự hình thành thành phần hóa học của nước thiên nhiên phụ thuộc vào điều kiện hình thành, quá trình di chuyển của nó, thành phần và các đặc tính hóa học của các chất mà nó tiếp xúc. Bao gồm các quá trình chủ yếu sau: - Quá trình hoá học (hoà tan, hấp thụ, oxy hóa khử,…). - Quá trình sinh hóa (quang hợp, phân giải,…). - Quá trình vật lý (bốc hơi, đóng băng, mưa, tan băng,…). Sự tác dụng tương hỗ của nước với môi trường xung quanh có thể làm tăng hàm lượng các chất trong nước, có thể làm giảm hàm lượng các chất trong nước và cũng có thể thay đổi thành phần hóa học của nước thiên nhiên. b. Các yếu tố ảnh hưởng đến quá trình hình thành thành phần hóa học của nước thiên nhiên * Ảnh hưởng do quá trình phong hóa của đá: Các tính toán của các nhà địa chất cho thấy: trọng lượng các nhóm đá trong vỏ trái đất có tỷ lệ phân bố: macma 65%, biến chất (mentamorphic) 25% và trầm tích 10%. Đá macma gồm hai loại: đá xâm nhập và đá phún xuất có xuất xứ từ quá trình hoạt động của núi lửa. 12
  13. Đá trầm tích là kết quả tác động của những cấu tử (có thành phần trong khí quyển hoặc thủy quyển) lên bề mặt vỏ trái đất và là kết quả của quá trình lắng. Những đá trầm tích quan trọng là nham thạch, cát và đá vôi. Đá mentamorphic được tạo thành từ đá macma và đá trầm tích do tác động của áp suất và nhiệt độ cao. Trong đó xảy ra các quá trình hóa học và vật lý là những quá trình dẫn tới những khoáng bền nhiệt và có tỷ trọng đặc biệt. Quá trình phong hoá của đá bao gồm: - Phong hóa vật lý - Phong hóa sinh học - Phong hoá hoá học Những quá trình phong hoá hóa học tương đối đơn giản xảy ra như: Quá trình hoà tan chất kết tinh, quá trình phong hoá do CO2, quá trình thuỷ phân, quá trình phong hoá oxy hoá khử. Kết quả của các quá trình phong hóa đá: sản phẩm được hoà tan trong nước và bị cuốn trôi theo dòng chảy và làm cho thành phần hóa học của nước thay đổi. Tuy nhiên, trong quá trình di chuyển trong nước, tính di động của các nguyên tố rất khác nhau: - Các chất di động mạnh: Cl, Br, I, S - Các chất dễ di động: Na, K, Mg, Ca - Các chất ít di động: SiO2, P, Mn - Các chất di động rất yếu: Fe, Al, Ti Do tính di động này mà ta thấy nước biển tập trung các chất có tính di động mạnh nhất như Na+, Cl- chiếm ưu thế. * Ảnh hưởng của nước khi tiếp xúc với đất: Thành phần hóa học của đất phụ thuộc vào từng loại đất và vị trí loại đất đó tồn tại. Nước trong đất lưu thông nhờ những rãnh nhỏ với đường kính trên 10 μm. Khi nước thấm qua các loại đất khác nhau thì sự thay đổi thành phần hóa học của nước cũng khác nhau. 13
  14. Nước khi tiếp xúc lâu dài với đất, ngoài khả năng hòa tan các chất trong đất còn có khả năng trao đổi chất với đất và như vậy cũng làm thay đổi thành phần hoá học của nước. Cụ thể: - Đất hấp phụ các cation của nước: Đất là một hệ keo, các hạt keo đều mang điện tích âm. Vì vậy keo đất có khả năng hấp phụ các cation của nước rất mạnh. - Đất có khả năng trao đổi các ion với nước: Khi hàm lượng một loại cation nào đó của nước khá cao thì có thể trao đổi với cation khác trong đất. * Ảnh hưởng của chất hữu cơ: Chất hữu cơ trong nước được hiểu là tàn tích hữu cơ đang phân hủy, tồn tại trong nước ở cả hai dạng hòa tan và lơ lửng, không bao gồm sinh vật sống, trừ sinh vật có kích thước rất nhỏ như vi sinh vật và tảo đơn bào, cũng không bao gồm các tàn tích hữu cơ thô, có kích thước đủ lớn, có thể lấy ra khỏi nước. Các chất hữu cơ sống và các sản vật mà nó sinh ra trong quá trình sống có ảnh hưởng rất lớn đến thành phần hóa học của nước tự nhiên. * Ảnh hưởng của khí hậu: Khí hậu có thể làm thay đổi các quá trình phong hóa; thay đổi hoạt động sống của các vi sinh vật; thay đổi quá trình oxy hóa khử trong nước… * Ảnh hưởng của nước ngầm: Nước ngầm tiếp xúc với nham thạch nhiều nhất, nên thành phần hóa học của nước ngầm chủ yếu phụ thuộc vào tầng nham thạch và đất chứa nó. Thành phần hóa học và độ khoáng hóa của nước ngầm tầng sâu biến đổi theo mùa ít hơn nước mặt. Nước ngầm ở dưới sâu có thể hầu như không chứa chất hữu cơ và vi khuẩn. Tuy nhiên, khả năng ô nhiễm các nguyên tố vi lượng trong nước ngầm cao hơn nước mặt, điển hình là ô nhiễm Fe, Mn, As, F-, Br-, S2-,… 1.2.3. Thể khí hòa tan và nồng độ ion hyđro (H+) Nói chung các chất khí trong khí quyển đều có mặt trong nước do kết quả của hai quá trình cơ bản là khuếch tán và đối lưu. Có nhiều loại khí hòa tan trong nước và có ảnh hưởng tới thành phần hóa học của nước. Chúng ta nghiên cứu một số khí chủ yếu hòa tan trong nước. a. Khí oxy Oxy là loại khí ít hòa tan trong nước và không tác dụng với nước về mặt hóa học. Oxy hòa tan trong nước ở dạng phân tử tự do gọi là lượng oxy hòa tan, viết tắt là DO (Dissolved Oxygen). Oxy hòa tan trong nước là điều kiện chủ yếu cho sự tồn tại của nhiều chất hữu cơ sống trong nước và nhiều quá trình hóa học khác nhau xảy ra trong nước. Một số quy luật về sự hòa tan oxy từ pha khí vào nước: - Có hai nhóm chủ yếu có tác dụng làm giàu oxy trong nước: oxy trong không khí hòa tan vào nước và oxy được tạo ra do quá trình quang hợp. - Các nguồn chủ yếu làm giảm oxy hòa tan trong nước: oxy cần oxy hoá các chất vô cơ, hữu cơ có trong nước; oxy cần cho sinh vật sống sử dụng để hô hấp; oxy bị giải hấp khỏi nước. 14
  15. - Trong nước, oxy tham gia chủ yếu vào các quá trình: Oxy hóa các chất hữu cơ bằng vi sinh vật, oxy hoá các chất nitơ bằng vi sinh vật và oxy hoá các chất hóa học khác. - Ở nhiệt độ nhất định, nồng độ bão hòa của oxy trong nước chỉ phụ thuộc vào áp suất riêng phần của oxy trong pha khí (tuân theo biểu thức định luật Henry). - Khi nhiệt độ càng tăng, nồng độ muối tăng, quá trình hô hấp tăng dẫn đến độ hòa tan của oxy càng giảm. Bảng 9. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến độ hòa tan của oxy trong nước toC Nồng độ bão hòa (mgO2/l) toC Nồng độ bão hòa (mgO2/l) 0 14,65 20 8,84 10 11,00 30 7,29 - Hàm lượng oxy hòa tan giảm dần theo chiều sâu của nước. - Khi độ muối tăng, độ hòa tan oxy giảm. Bảng 10. Ảnh hưởng của nồng độ muối đến độ hòa tan của oxy trong nước toC 0 10 20 30 Sự giảm độ tan của oxy (mg/l) ứng 0,08405 0,06217 0,04777 0,04085 với biến đổi mỗi độ muối (1g/l) - Hàm lượng oxy trong nước tự nhiên thường dao động từ 0 đến 14 mg/l. - Trong nước ngọt lượng oxy hòa tan (DO) ở 0oC và 1 atm là 14,65 mg/l. Người ta thường lấy DO ở 250C, 1 atm bằng 8 mg/l. - Mức tiêu thụ oxy trong nước bởi các chất ô nhiễm được biểu thị qua chỉ số nhu cầu oxy sinh hóa (Biochemical oxygen Demand - BOD) hay nhu cầu oxy hóa học (Chemical Oxygen Demand - COD). b. Khí cacbonic Hệ CO32- - CO2 trong nước đóng vai trò rất quan trọng vì nó tham gia vào quá trình trao đổi giữa khí quyển và nước trên lớp nước bề mặt. Một số quy luật về sự hòa tan cacbonic từ pha khí vào nước: - Nguồn cung cấp CO2 hoà tan trong nước: từ không khí, sản phẩm của quá trình oxy hóa các hợp chất hữu cơ và sự thải ra trong quá trình hô hấp của vi sinh vật. - Nguồn làm giảm CO2 trong nước: quá trình giải hấp; quá trình xâm thực của muối cacbonat và quá trình quang hợp sinh vật tiêu thụ CO2. - CO2 là một khí dễ hòa tan trong nước và độ hòa tan trong nước tăng lên theo chiều giảm của nhiệt độ. Nồng độ CO2 ở lớp bề mặt tuân theo định luật Henry. - Trong nước, khí CO2 có thể tồn tại ở dạng tự do hoặc ở dạng kết hợp với nước. CO2 kết hợp với nước phụ thuộc vào giá trị pH của nước. Khi pH < 5: CO2 + H2O ⇔ H2CO3 Khi pH ≥ 5: H2CO3 ⇔ H+ + HCO3- Khi pH ≥ 8: HCO3- ⇔ H+ + CO32- - Trong thực tế có thể tăng hoặc làm giảm hàm lượng của khí CO2 trong nước bề mặt. 15
  16. - Ở trầm tích, CO2 tham gia phản ứng: CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 → Ca2+ + 2HCO3- Quá trình này dẫn đến sự thay đổi pH của môi trường. c. Các khí khác Đối với các loại khí khác hòa tan trong nước thì H2S là loại khí đáng chú ý. Trong lớp nước mặt có oxy hòa tan thì hàm lượng H2S chỉ tồn tại trong một khoảng thời gian ngắn vì nó bị oxy hóa rất mạnh. Trong nước ngầm, hàm lượng H2S có khi đạt ở mức độ cao, lớp nước ngầm càng ở sâu hàm lượng H2S càng cao. d. Nồng độ ion H+ Trong nước nguyên chất tồn tại cân bằng: H2O + H 2O H 3O + + OH- Đơn giản ta viết: H2 O H+ + OH- Ở 2980K: [H+] = [OH-] = 10-7M. Tích số ion của nước: KW = [H+][OH-] = 10-14. Ta có: pH = - lg[H+] (1-15) Môi trường axít: pH < 7 Môi trường bazơ: pH > 7 Môi trường trung tính: pH = pOH = 7 Trong nước thiên nhiên, nồng độ ion H+ không phải chỉ phụ thuộc vào sự điện ly của nước mà chủ yếu phụ thuộc vào tỷ lệ hàm lượng H2CO3 ; HCO3- và CO32- và một số ion khác có trong nước. Cân bằng cacbonat hòa tan (hệ đóng) Đối với dung dịch hệ cacbonat đơn giản, có 6 cấu tử hòa tan: CO2, H2CO3, HCO3-, CO32-, H+, OH-. Hệ gồm 4 phương trình quan hệ: [CΟ 2 (aq)] H2CO3 ⇔ CO2(aq) + H2O Κ= (1-16) [ Η 2 CΟ 3 ] + - [Η + ][ΗCΟ 3 ] − H2CO3 ⇔ H + HCO3 Κ H 2CO3 = (1-17) [Η 2 CΟ 3 ] Tổng CO2 hòa tan ([H2CO3*]): [H2CO3*] ⇔ [CO2 (aq)] + [H2CO3] (1-18) [Η + ][ΗCΟ 3 ] − (từ: 1-18) → Κ1 = [Η 2 CΟ 3 *] - [Η + ][CΟ 3 − ] 2 HCO3 ⇔ H+ + CO32- Κ2 = − (1-19) [ Η CΟ 3 ] H2O ⇔ H+ + OH- Κ H 2 O = [Η + ][ΟH − ] (1-20) Lúc này trong hệ gồm có các cấu tử: CO2 (aq), H2CO3, HCO3-, CO32-, H+, OH-. Nồng độ tổng hợp các hợp phần của hệ (CT) được biểu diễn dưới dạng: 16
  17. CT = [H2CO3*] + [HCO3-] + [CO32-] − K 1 [ H 2 CΟ 3 *] Mà [ HCΟ 3 ] = ; [Η + ] − 2− Κ 2 [ HCΟ 3 ] Κ2 K 1 [ H 2 CΟ 3 *] K 1 K 2 [ H 2 CΟ 3 *] [CΟ ] = 3 + = + . + = [Η ] [Η ] [Η ] [Η + ] 2 Κ1 K K ⇒ CT = [H2CO3*] + [HCO3-] + [CO32-] = [H2CO3*] (1 + + + 1+ 2 ) [Η ] [ Η ] 2 Κ1 K1 K 2 ⇒ [ H 2 CΟ 3 *] = C T [ 1 + + + + 2 ] -1 (1-21) [Η ] [ Η ] Các công thức trên cho phép định lượng phần trăm từng dạng cacbonat có trong nước. Chẳng hạn: Trong nguồn nước biển, giá trị K1 đo được tại 220C và áp suất 1atm là 4.10-7, lớn hơn bốn bậc so với giá trị K2 (4,2.10-11). Bởi vậy, sự phân ly của axít cacbonic chỉ yếu là phân ly bậc một. Khi đó: K 1 [ H 2 CΟ 3 *] [Η + ] = − [ HCΟ 3 ] Điều này cho thấy nồng độ ion [H+] phụ thuộc chủ yếu vào nồng độ bicacbonat [HCO3-], theo quan hệ tỷ lệ nghịch. Nếu nguồn chính tạo ra ion HCO3- là do phân ly của các muối Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2,…khi đó làm tăng nồng độ HCO3-, như thế làm giảm nồng độ H+, tức là tăng pH. Giả sử trong dung dịch chứa một lượng đáng kể ion Ca2+: a Η + a CΟ 2 − a Η CΟ − HCO3- ⇔ H+ + CO32- Κ2 = 3 ⇒ aΗ+ = Κ 2 3 a Η CΟ − a CΟ 2 − 3 3 T CaCO3 ⇔ Ca2+ + CO32- T = a Ca 2 + .a CΟ 2 − ⇒ a CΟ 2 − = Κ 2 3 3 a Ca 2 + a Η CΟ − Κ2 ⇒ aΗ+ = Κ 2 3 .a Ca 2 + = .a 2 + .a ΗCΟ − T T Ca 3 Κ2 mà a =f.C ⇒ aΗ = + . f − .C − f 2 + .C Ca 2 + (1-22) T HCO3 HCO3 Ca Nhiệt độ và áp suất thủy tĩnh có ảnh hưởng đáng kể đến pH của nước. Nếu nhiệt độ (hoặc cả áp suất) tăng thì hằng số phân ly của H2CO3 và H2O tăng lên, dẫn đến pH tăng. Nếu nhiệt độ tăng thì độ hòa tan của khí CO2 trong nước lại giảm, khi đó pH tăng. Ở 250C, hằng số phân ly axít H2CO3, HCO3-: [Η + ][ΗCΟ 3 ]− H2CO3 ⇔ H + HCO3 + - Κ1 = = 10 − 6, 65 [ Η 2 CΟ 3 ] - + 2- [Η + ][CΟ 3 − ] 2 HCO3 ⇔ H + CO3 Κ2 = − = 10 −10,33 [Η CΟ ] 3 − [ Η ] [ Η 2 CΟ 3 ] + [ Η ] [ Η CΟ 3 ] + ⇒ = ⇒ = (1-23) Κ1 − [ Η CΟ 3 ] Κ2 [CΟ 3 − ] 2 17
  18. Bảng 11. Giá trị hằng số nồng độ K1*, K2* của axit cacbonic trong nước biển Nhiệt độ %oCl 10 14 20 24 28 30 -8 K1(10 ) 15 0,74 0,8 0,89 0,95 0,99 1,01 20 0,8 0,87 0,97 1,04 1,07 1,10 K2(10-9) 15 0,6 0,66 0,76 0,83 0,9 0,93 20 0,8 0,89 1,02 1,12 1,21 1,26 (K1*, K2*: hằng số nồng độ biến đổi theo độ muối) Từ biểu thức trên cho thấy: K1, K2 là hằng số, tỷ lệ với nồng độ hệ cacbonat phụ thuộc vào nồng độ ion H+, tức là phụ thuộc vào pH nước. - Biểu thức K1: Ở pH = 6,35, [Η + ] = 10 −6,65 = K 1 → [HCO3-] = [H2CO3 ] Ở pH < 6,35, [Η + ] > 10 −6, 65 → [HCO3-] < [H2CO3 ] Ở pH > 6,35, [Η + ] < 10 −6, 65 → [HCO3-] > [H2CO3 ] - Biểu thức K2: Ở pH = 10,33, [Η + ] = 10 −10,33 = K 2 → [HCO3-] = [CO32- ] Ở pH < 10,33, [Η + ] > 10 −10,33 → [HCO3-] > [CO32- ] Ở pH > 10,33, [Η + ] < 10 −10,33 → [HCO3-] < [CO32- ] Bảng 12. Tỷ lệ (% mol) của các thành phần trong hệ CO32- biến đổi theo pH Tương quan hàm lượng giữa các % mol của các thành phần pH thành phần trong hệ cacbonat H2CO3 HCO3- CO32- (tính theo mol/L) 3,35 [H2CO3 ] = 1000 [HCO3-] 99,99 0,1 0 4,35 [H2CO3 ] = 100 [HCO3-] 99 1 0 6,35 [H2CO3 ] = [HCO3-] 50 50 0 7,35 [H2CO3 ] = 0,1[HCO3-] 9,1 90,9 0,1 - [HCO3 ] = 100 [H2CO3 ] 8,3 1 98 1 [HCO3-] = 100 [CO32- ] 9,3 [HCO3 -] = 10 [CO32-] 0,1 90,9 9 - 2- 10,3 [HCO3 ] = [CO3 ] 0 50 50 11,3 [CO3 2-] = 10 [HCO3-] 0 9,1 90,9 Từ bảng 12 có thể rút ra một số đặc điểm sau về sự tồn tại hệ cacbonat: 18
  19. - Trong khoảng pH thường gặp trong thềm lục địa (4,35
  20. có. Trong các hồ nước ngọt hàm lượng SO42- cao hơn trong nước sông. Trong nước biển, hàm lượng SO42- giảm dần theo độ sâu. c. Ion kim loại kiềm (chủ yếu là K+, Na+) Nguồn gốc nguyên thủy của các ion kim loại kiềm K+, Na+ hòa tan trong nước là từ sự phong hóa, hòa tan các đá macma trên bề mặt Trái Đất. Trong nước tự nhiên, hàm lượng ion Na+ thường lớn hơn ion K+ vì ion K+ tham gia vào chu trình thực vật mạnh hơn, mặt khác, trong môi trường nước, ion K+ còn phản ứng với axít silixic hòa tan và các thành phần khác hình thành các khoáng thứ sinh như đất sét,… Trong nước đại dương, ion Na+ có hàm lượng lớn nhất trong các cation, còn ion K+ có hàm lượng nhỏ nhất trong các cation. Các ion còn lại có hàm lượng rất ít. Chẳng hạn, trong nước biển hàm lượng Rb khoảng 0,2 mg/l; Li chỉ khoảng 0,1 mg/l. Hàm lượng trung bình trong nước đại dương: Na+: chiếm 77,34% tổng các cation (tính theo mđl/kg), ion K+ chỉ chiếm 1,64%. Ion Na+ đặc trưng cho nước có độ khoáng hóa cao. Khi hàm lượng Na+ đạt vài g/l thì nó là ion chủ yếu có trong nước. d. Các ion Ca2+, Mg2+ Nguồn gốc nguyên thủy của các ion Ca2+, Mg2+ trong nước thiên nhiên là từ sự phong hóa hóa học các loại đá và khoáng vật trên bề mặt Trái Đất bởi nước mưa, nước ngầm,… (chứa axít cacbonic và các axít khác): CaCO3 + CO2 + H2O → Ca2+ + 2HCO3- Nhưng khi trong nước có hàm lượng HCO3- cao sẽ diễn ra quá trình tạo kết tủa. Đây là nguyên nhân chính gây ra các nham trầm tích đá vôi. Các ion Ca2+, Mg2+ được hòa tan với hàm lượng lớn, chúng là các ion chính của nước thiên nhiên. Trong nước có độ khoáng hóa cao thì hàm lượng Ca2+ nhỏ hơn hàm lượng Mg2+. Trong nước đại dương, hàm lượng trung bình của Ca2+ chiếm 3,37% trong tổng cation; Mg2+ chiếm 17,62% (tính theo mđl/kg). e. Các ion HCO3-, CO32- HCO3-, CO32- trong nước thiên nhiên có nguồn gốc từ khí CO2 trong khí quyển, trong không khí đất và khoáng cacbonat trên bề mặt trái đất, đặc biệt là trong nước có độ khoáng hóa thấp. Trong nước lục địa, đặc biệt là nước có nguồn gốc khí quyển, nước ngầm trong các thành phần tạo trầm tích cacbonat và nước có nguồn gốc macma, ion HCO3- có hàm lượng lớn nhất trong các ion chính (ví dụ: nước khoáng Vĩnh Hảo, có hàm lượng HCO3- tới 2445mg/l). Ion HCO3- cũng là dạng tồn tại thường chiếm phần lớn trong hệ cacbonat của nước tự nhiên. Ion CO32- trong nước(chỉ tồn tại ở pH ≥ 8,3) ít gặp hơn và nếu có, cũng thường có hàm lượng nhỏ hơn so với ion HCO3-, Cl-, SO42-. Các ion này xuất hiện trong nước do quá trình hòa tan các muối cacbonat có tác dụng của CO2: MCO3 + CO2 + H2O ⇔ M2+ + 2HCO3- f. Hợp chất sunfua Trong nước thiên nhiên, các hợp chất sunfua có thể tồn tại thể khí H2S hòa tan, dạng HS-, S2- của axít H2S và của các muối của hai dạng đó. Sự điện ly của H2S: 20

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

Đồng bộ tài khoản