Презентация на тему: Лекция 10 Химия Окружающей среды

Лекция 10 Химия Окружающей среды
Формирования состава природных вод
Процессы растворения газов в природных водах
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Влияние давления на значение константы реакции
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
«Главные» растворимые минералы
Жесткость природных вод
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
Лекция 10 Химия Окружающей среды
1/20
Средняя оценка: 4.3/5 (всего оценок: 95)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (1088 Кб)
1

Первый слайд презентации: Лекция 10 Химия Окружающей среды

Физико-химические процессы в гидросфере.

Изображение слайда
2

Слайд 2: Формирования состава природных вод

По характеру воздействия: Физико-географические (рельеф, климат и т.п.); Геологические (вид горных пород, гидрогеологические условия; Биологические (деятельность живых организмов); Антропогенные (состав сточных вод, состав твердых отходов); Физико- химические (химические свойства соединений, кислотно- основные и окислительно-восстановительные условия и др.).

Изображение слайда
3

Слайд 3: Процессы растворения газов в природных водах

Закон Генри [С i,р-р] = КГ i * Р i где С i,р-р – концентрация i газа в растворе (моль/л); КГ i – константа Генри, для данной температуры раствора (моль/л*Па или моль/л*атм); Р i – парциальное давление i газа в газовой смеси, находящейся в равновесии с раствором (Па или атм.).

Изображение слайда
4

Слайд 4

Изображение слайда
5

Слайд 5

Для большинства поверхностных вод, находящихся в свободном состоянии, температура меняется от 273 до 338 К. Поэтому основной вклад в изменение значения энергии Гибса для реакций растворения, протекающих в природных условиях, вносит изменение энтальпии реакции растворения. Как показывает анализ процессов растворения твердых веществ в природных условиях, ΔH реакции в этом случае меняется в пределах от –20 до +20 кДж/моль. При таких изменениях энтальпии реакции и температуры растворения максимальное изменение константы равновесия может составлять от 0,4 до 2,5 от соответствующего значения К 0 : 0,4К 0 < К i < 2,5К 0

Изображение слайда
6

Слайд 6

Изображение слайда
7

Слайд 7: Влияние давления на значение константы реакции

Для большинства реакций растворения твердых соединений в природных условиях изменение мольного объема реакции не превышают 40 см 3 / моль. Поэтому при увеличении давления до 100 атм, логарифм отношения констант равновесия будет равен примерно:

Изображение слайда
8

Слайд 8

Влияние давления на значение константы равновесия можно оценить по уравнению: lg K 1 / K 0 = ∆ V * ( P – 1) / 2,3* R * T 0 ( где: K 1 и K 0 - константы равновесия при общем давлении Р и 1 атм, соответственно; ∆ V - изменение мольного объема реакции (см 3 /моль); R – универсальная газовая постоянная (см 3 * атм / град. * моль); Т 0 – значение температуры при стандартных условиях (298 К).

Изображение слайда
9

Слайд 9

Изображение слайда
10

Слайд 10

Изображение слайда
11

Слайд 11

Изображение слайда
12

Слайд 12

Изображение слайда
13

Слайд 13: Главные» растворимые минералы

Галит – NaCl ( KCl ) Гипс - CaSO 4 *2H 2 O Кальцит – CaCO 3 Доломит – С aMg (CO 3 ) Галит – высокая минерализация Гипс –минерализация 2-3 г / л (в смеси с NaCl ) до 7 г / л Кальцит – в отсутствии CO 2 13 мг / л, в присутствии CO 2 до 1 г / л

Изображение слайда
14

Слайд 14: Жесткость природных вод

Жесткостью воды называется свойство воды, обусловленное содержанием в ней ионов кальция и магния. Ж = [ Са 2+ ]*f (Ca) /M (Ca) + [Mg 2+ ]*f (Mg) /M (Mg) Ж = [ Са 2+ ]/ 20,04 + [Mg 2+ ]/ 12,156 [ Са 2+ ] и [Mg 2+ ] в мг / л Ж – моль / куб. м

Изображение слайда
15

Слайд 15

По величине общей жесткости природные воды принято делить на ряд групп: вода очень мягкая - Ж < 1,5 моль/куб.м; вода мягкая - 1,5 моль/куб.м < Ж < 3,0 моль/куб.м; вода средней жесткости - моль/куб.м < Ж < 5,4 моль/куб.м; вода жесткая - 5,4 моль/куб.м < Ж < 10,7 моль/куб.м; вода очень жесткая - 10,7 моль/куб.м < Ж.

Изображение слайда
16

Слайд 16

Немецкий градус жесткости соответствует содержанию в воде 10, 0 мг/л СаО. Один Французкий градус жесткости соответствует содержанию в воде 10 мг/л СаСО3. Один американский градус жесткости соответствует содержанию в воде 1 мг/л СаСО3. 1моль/ куб.м = 2,804 Немецких градуса жесткости; 1моль/ куб.м = 5,005 Французских градуса жесткости; 1моль/ куб.м = 50,050 Американских градусов жесткости.

Изображение слайда
17

Слайд 17

Кислотно-основное равновесие в природных водоемах В соответствии с принципом – электро-нейтральность растворов, и при учете преобладания содержания главных ионов в природных поверхностных водах соблюдается равенство: [Na + ]+[K + ]+2[Ca 2+ ]+2[Mg 2+ ]+[H + ]= [Cl - ]+[HCO 3 - ]+2[CO 3 2- ]+2[SO 4 2- ]+[OH - ] При отсутствии процессов растворения и образования новых фаз ионы Na +, K +, Ca 2+, Cl -, SO 4 2- не будут оказывать влияния на рН образующихся растворов. Кислотно-основное равновесие будет определяться присутствием OH -, HCO 3 - и CO 3 2- ионов: В этой связи изучению равновесий, возникающих в так называемой карбонатной системе, следует уделить особое внимание.

Изображение слайда
18

Слайд 18

Карбонатная система и рН атмосферных осадков Неорганические соединения углерода, находящиеся в природных водах в виде производных угольной кислоты, тесно взаимосвязаны друг с другом и образуют карбонатную систему. В контакте с водой диоксид углерода растворяется до наступления равновесия: CO 2( г ) = CO 2(p- р ) + H 2 O = H 2 CO 3 Угольная кислота диссоциирует по первой ступени с образованием ионов водорода и гидрокарбоната: H 2 CO 3 = Н + + HCO 3 - Константа равновесия этого процесса равна: К 1 = а Н + * а HCO3- / аH 2 CO 3

Изображение слайда
19

Слайд 19

Диссоциация угольной кислоты по второй ступени протекает значительно слабее и приводит к появлению карбонат-ионов: HCO 3 - = Н + + CO 3 2- Константа диссоциации угольной кислоты по второй ступени имеет вид: К 2 = а Н + * а CO3- / а HCO3- Если известна суммарная активность карбонатов и рН раствора, всегда можно вычислить активность каждого из компонентов карбонатной системы. Для ориентировочных расчетов удобно использовать распределительную диаграмму, которая представляет собой зависимость мольных долей карбонатной системы от величины рН раствора.

Изображение слайда
20

Последний слайд презентации: Лекция 10 Химия Окружающей среды

Зависимость содержания отдельных компонентов карбонатной системы от рН раствора (распределительная диаграмма).

Изображение слайда