Этого типа являются кислыми и имеются только в классах хлоридных и

Сульфатных вод.

Классификация О.А. Алекина, хотя и получила распространение, является

Далеко не единственной системой, учитывающей химический состав природных

Растворов.

Начало формы

ФОРМУЛА КУРЛОВА,

Курлов, 1921, — псевдоформула, наглядно изображающая основные свойства хим. сост. воды. В числителе дроби пишут анионы, в знаменателе — катионы, присутствующие в количестве более 5%-экв. (из расчета, что анионы и катионы составляют по 100 %). Рядом с символом иона указывают содер. его в %-экв. Впереди дроби сокращенно указывают величину минерализации М (в г/л) и недиссоциированные части или газы (в мг/л) и радиоактивность (в эманах), если они придают воде специфические свойства, а в конце дроби — температуру Т (в °С), и дебит Д (в м³/сут). Напр.:

Однако рекомендуется вписывать второй анион и катион, даже если его содер. очень незначительно.

Щелочно-кислотные условия вод. Классификация вод по рН. Понятие о кислотности и щелочности воды.

Активная реакция воды

Активная реакция воды, то есть степень ее кислотности или щелочности

Характеризуется количественно концентрацией водородных ионов.

Отрицательный логарифм концентрации водородных ионов принято обозначать

рН. Для химически чистой воды при температуре 22 єС рН равном 7 –

Нейтральная реакция, при рН меньше 7 – кислая, при рН больше 7 – щелочная.

Для определения рН могут быть использованы два метода:

Колориметрический и электролитический.

Активная реакция природных вод определяется углекислотным равновесием

Равновесием.

Дело в том, что в соответствии с необходимостью соблюдения

Электронейтральности растворов в природных поверхностных водах выполняется

равенство:

[Na+] + [K+] + 2[Ca2+] + 2[Mg2+] + [H+] = [Cl–] + [HCO3–] + 2[CO32–] + 2[SO42–]. (1.4)

При отсутствии процессов растворения и образования новых фаз ионы Na+,

К+, Са2+, Cl–, SO42– не будут оказывать влияния на рН образующихся растворов.

Кислотно-основное равновесие будет определяться присутствием ионов HCO3– и

CO32–. Поэтому для большинства природных вод концентрация ионов водорода определяется содержанием гидрокарбонат- и карбонат-ионов. В этих растворах

при рН 7 будет соблюдаться равенство:

[H+] = [HCO3–] + 2[CO32–] + [ОН–]. (1.5)

Таким образом, неорганические соединения углерода, находящиеся в

Природных водах в виде производных угольной кислоты, тесно взаимосвязаны

Друг с другом и образуют карбонатную систему.

Кислотность воды-свойство воды, вызываемое содер. веществ, диссоциирующих в растворе с образованием иона водорода. Напр., H2SO4 2Н+ + SO42. Г

Различают бикарбонатную, карбонатную и гидратную щелочность.Под щелочностью природных или очищенных вод понимают способность некоторых их компонентов связывать эквивалентное количество сильных кислот. Щелочность обусловлена наличием в воде анионов слабых кислот (карбонатов, гидрокарбонатов, силикатов, боратов, сульфитов, гидросульфитов, сульфидов, гидросульфидов, анионов гуминовых кислот, фосфатов). Их сумма называется общей щелочностью. Ввиду незначительной концентрации трех последних ионов общая щелочность воды обычно определяется только анионами угольной кислоты (карбонатная щелочность). Анионы, гидролизуясь, образуют гидроксид-ионы:

CO₃^2- + H₂O <=> HCO₃^- + OH^-

HCO₃^- + H₂O <=> H₂CO₃ + OH^-

Щелочность определяется количеством сильной кислоты, необходимой для нейтрализации 1 дм³ воды. Щелочность большинства природных вод определяется только гидрокарбонатами кальция и магния, pH этих вод не превышает 8,3.

Классификация вод по окислительно-восстановительным условиям.

В химии, как известно, окислением называется отдача электронов, а их присоединение – восстановлением. Поэтому окисление одного элемента, отдающего электроны, сопровождается восстановлением другого, их приобретающего. В результате возникают окислительно-восстановительные реакции. Элементы и ионы, принимающие электроны, являются окислителями, а отдающие – восстановителями. Важнейшим окислителем в ландшафте является свободный кислород атмосферы. Окислителями могут быть и другиехимические элементы, способные принимать электроны: трехвалентное железо, четырехвалентный марганец, шестивалентная сера, пятивалентный азот и др. Восстановителями являются различные химические элементы, вернее их атомы и ионы, способные отдавать электроны – двухвалентное железо, двухвалентная (отрицательная) сера, водород, двухвалентный марганец, элементы в металлическом состоянии – медь, мышьяк и другие, трехвалентный хром, трехвалентный ванадий и т.д. Важнейшими восстановителями в ландшафте являются органические вещества (органические кислоты и др.), двухвалентное железо и газообразный водород.

В зависимости от степени ионизации и условий окружающей среды один и тот же элемент может быть и окислителем и восстановителем. Так, например, трехвалентное железо – окислитель, а двухвалентное – восстановитель; четырехвалентный марганец – окислитель, двухвалентный восстановитель.

Окисление часто связано с присоединением газообразного водорода из воздуха и воды (отсюда и происхождение термина «окисление»), хотя одновременно имеет место и восстановление кислорода. Аналогично говорят о восстановлении сульфатов или соединении трехвалентного железа, не упоминая об одновременно протекающем окислении органических веществ.

При изучении окислительно-восстановительных процессов важно учитывать величину Еh, т.е. окислительно-восстановительный потенциал, который характерен для данной природной системы с ее конкретными величинами концентраций, рН и температуры. Еh измеряется в вольтах.

Многие элементы в зависимости от Еh среды имеют разную валентность (железо трех и двухвалентное, медь двух и одновалентная, ванадий пяти и трехвалентный и т.д.). Поэтому, обнаружив в ландшафте соединение данного элемента определенной валентности (например, H2S или H2SO4), можно сделать ориентировочные выводы о величине Еh вод.

Окислительно-восстановительные условия имеют важное таксономическое значение для геохимической классификации вод и ландшафтов. Это объясняется огромным энергетическим эффектом окислительно-восстановительных реакций, коренным образом меняющим геохимическую обстановку в водах. Данные Еh природных вод позволяют судить о миграционной способности элементов и, наоборот, по условиям миграции хотя бы одного элемента с переменной валентностью можно говорить о величине Еh вод (а следовательно и о миграции в них других элементов). Так, низкая величина Еh в северных болотах определяет миграцию в них железа двухвалентного, кобальта двухвалентного, никеля двухвалентного. Кислородные щелочные почвенные и грунтовые водыстепей и пустынь неблагоприятны для миграции железа двухвалентного, который в них находится в форме трехвалентного, образующей труднорастворимые минералы. Такие воды благоприятны для миграции селена, молибдена, урана, входящих в состав комплексных анионов.

В ландшафте Еh обычно колеблется от +0,7 до – 0,5 В. Поверхностные и грунтовые воды, содержащие свободный кислород, чаще всего имеют более узкий интервал Еh – от +0,150 до +0,700 В. Трещинно-грунтовые воды изверженных пород даже на глубине 250-300 м имеют Еh более 0. Еh солончаков или соляных озер, болот часто значительно ниже 0, местами до –1,5 В. В этих условиях развиваются процессы восстановления SO42-, Fe3+ и других ионов.

Ярким примером смены окислительно-восстановительных условий является переход трехвалентного железа в двухвалентное (Fe 3+ → Fe 2+), так как с ним связано изменение окраски пород и почв. Соединения трехвалентного железа имеют красную и бурую окраску, а соединения двухвалентного железа – зеленоватую, сизую. Для каждого элемента имеется своя окислительная и восстановительная обстановка в соответствии с величинами его Еh. Например, обстановка кислых таежных болот с Еh 0,4 В для железа будет восстановительной, так как в этих условиях оно перейдет в двухвалентное железо. Для меди эта обстановка еще будет окислительной, переход двухвалентной меди в одновалентную медь наступает при более низких величинах Еh. Однако, учитывая высокий кларк железа и легкую индикацию его окисленных и восстановительных соединений (смена окраски), удобно поведение железа положить в основу выделения окислительно-восстановительных обстановок ландшафта. А.И.Перельман (1975) выделяет три основных обстановки: 1) окислительную; 2) восстановительная без H2S (глеевая) и 3) восстановительная с H2S и соответственно трех классов природных вод: 1) кислородных; 2) глеевых; 3) сероводородных (сульфидных).

Окислительная обстановка характеризуется присутствием в водах свободного кислорода, поступающего из воздуха за счет естественной растворимости или за счет фотосинтеза водных растений. Еh выше 0,15 В, часто выше 0,4 В. Железо чаще всего находится в форме трехвалентного железа.

Кислородные воды обладают высокой окислительной способностью, в них действуют аэробные бактерии, окисляющие органические вещества доуглекислого газа и воды, протекает и окисление неорганических веществ (двухвалентных железа и марганца и других элементов). Хром, ванадий, сера, селен в высоких степенях окисления образуют растворимые соединения – хроматы, ванадаты, селенаты, сульфаты. В ландшафтах, где преобладает окислительная среда, эти элементы имеют высокую миграционную способность. Например, в пустынях встречаются легкорастворимые сульфаты натрия, магния, хроматы, ванадаты, селенаты. Железо и марганец в окислительной обстановке образуют труднорастворимые соединения трехвалентного железа и четырехвалентного марганца, что объясняет их слабую миграцию в таких ландшафтах.