Процессы закисления поверхностных водоемов

Выпадение атмосферных осадков с повышенным по отношению к равновесному содержанием ионов водорода может привести к серьезным изменениям в состоянии поверхностных водных системах озера и пруда. В водоеме можно выделить несколько этапов процесса их закисления. На первом, несмотря на поступление кислых осадков, рН практически не меняется. Ионы бикарбоната. Присутствующие во всех поверхностных водоемах, успевают полностью нейтрализовать поступающие ионы Н⁺: НСО₃^-+ Н⁺→ Н₂О + СО₂

Так продолжается до тех пор , пока общая щелочность воды в водоеме не упадет примерно в 10 раз до величины менее 0,1 моль/л. В этом случае в период наиболее интенсивного поступления кислых вод в водоем (осень – обильные дожди и , особенно, весна – таяние снега) возможны значительные отклонения в величине рН поверхностных водоемов. Эти отклонения носят пока выраженный характер и с прекращением интенсивного поступления кислых осадков водоем переходит в обычное состояние, рН поднимается до первоначальных значений. Но даже эти кратковременные изменения чрезвычайно опасны для водных экосистем, поскольку их сроки совпадают с периодами размножения отдельных видов водных организмов. В этом случае изменение рН может привести к нарушению репродукционных функций отдельных организмов или нарушить процесс воспроизводства для определенных популяций. На первом этапе закисления могут погибнуть все земноводные организмы, которые особенно чувствительны к рН.

На второй стадии закисления водоема рН воды обычно не поднимается выше 5,5 в течение всего года; о таких водоемах обычно говорят как об умеренно кислых. На этом этапе закисления происходят значительные изменения в видовом составе живых организмов.

На третьем этапе закисления рН водоемов стабилизируется на значениях рН< 5 ( обычно рН= 4,5), даже если атмосферные осадки имеют более высокие значения рН. Это связано с присутствием гумусовых веществи соединений алюминия в водоемах и почвенном слое. Гумусовые соединения в основном представлены в водоемах растворами слабых органических кислот. Связывая или выделяя ионы Н⁺, эти кислоты стабилизируют значение рН в водоеме. Этому способствуют и соединения алюминия, практически всегда присутствующие в почве. При растворении или осаждении соединений алюминия также происходит связывание или выделение ионов водорода.

Системы природных вод

Карбонатная система Неорганические соединения углерода находятся в гидросфере в виде угольной кислоты и ее производных. К ним относятся СО₂, угольная кислота – Н₂СО₃и карбонат- ионы – СО₃^2-. Эти соединения между собой взаимозависимы и все вместе образуют карбонатную систему.

Карбонатная система представляет собой один из самых сложных комплексов природных равновесий и определяет характер целого ряда процессов и явлений. Растворение и гидролиз карбонатов обусловливают появление в растворе всех производных угольной кислоты, связанных последовательной системой равновесий:

Диссоциация

----------------------

СО₂ (атм)

↓↑

СО₂ (раств) + Н₂О ↔ Н₂СО₃

↓↑

↓↑ Н⁺ + НСО₃^-

ОН^- + { ↓↑

Н⁺ + СО₃ ^2- + Са²⁺ ↔ СаСО₃ (раств)

↓↑

СаСО₃ (тв.)

Гидролиз

-----------------------

Природная карбонатная система водных масс гидросферы стабилизируется, с одной стороны, содержанием СО₂ в атмосфере, с другой - малой растворимостью СаСО₃ – наименее растворимой соли во взвесях или в донных осадках. При добавлении в раствор или удалении из него СО₂ и СаСО₃ будут меняться сумма производных угольной кислоты и соотношения между ними.

Все формы производных угольной кислоты одновременно существуют в растворе, причем соотношения между ними меняются в зависимости от условий. Исходя из двухступенчатой схемы диссоциации угольной кислоты: СО₂ + Н₂О ↔ Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^- ↔ Н⁺ + СО₃^2-

Общее содержание компонентов карбонатной системы :

Σ _СО2=[СО₂+ Н₂СО₃] + [НСО₃^-] + [СО₃^2-]

Основным фактором, от которого зависит состояние карбонатных равновесий, является СО₂.

С удалением СО₂ из воды (фотосинтез) растет рН, увеличивается концентрация СО₃^2- и уменьшается концентрация НСО₃^-. Добавление СО₂ приводит к снижению рН, уменьшению концентрации СО₃^2- и повышению концентрации НСО₃^-. Нагревание воды приводит к сдвигу карбонатных равновесий в сторону увеличения концентрации СО₃^2- и снижению концентрации НСО₃^- и молекулярной СО₂.

Фосфатная система. Растворение и гидролиз солей фосфорной кислоты формирует в гидросфере весьма сложную фосфатную систему, которая описывается ступенями диссоциации фосфорной кислоты:

Н₃РО₄ ↔ Н⁺ + Н₂РО₄^- ↔ Н⁺ + НРО₄^2- ↔ Н⁺ + РО₄^3-

В растворе одновременно присутствуют все производные фосфорной кислоты, но при малых концентрациях неорганического фосфора в аэробных условиях гидросферы соотношения между производными фосфорной кислоты диктуется значениями рН, создаваемыми в первую очередь карбонатной системой.

При сравнении констант диссоциации фосфорной кислоты, преобладающей формой является анион НРО₄^2-, некоторое значение имеют анионы Н₂РО₄^- и РО₄^3-, а концентрация Н₃РО₄ пренебрежима мала.

Сероводородная система. Сероводородная система возникает как следствие прямой диссоциации Н₂S на гидросульфидные и сульфидные ионы: Н₂S ↔ H⁺ + HS^- ↔ H⁺ + S^2-

Химическому анализу поддается только сумма всех производных сероводорода :

Σ _Н2S ↔ [Н₂S] +[HS^- ] + [ S^2-]

а концентрации отдельных производных рассчитываются по закону действия масс.

До настоящего времени еще отсутствую точные сведения о зависимости констант диссоциации сероводородной кислоты от разных температур и соленостей гидросферы.

Расчеты для глубин Черного моря показали : от общей суммы (Σ _Н2S) на HS^- приходится 83-89%, на Н₂S – 8-18%, на долю S^2- - около 0,01%.

Константы диссоциации Н₂S меньше констант диссоциации Н₂СО₃. Это приводит к тому, что появление сероводорода в воде вызывает некоторое понижение концентрации водородных ионов и соответствующее повышение рН.