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Grundwasserchemie

Grundwasserchemie. von Lina Beckmann, Theresa Gesswein, David Jannke, Benjamin Jagenburg, Maike Sander. Gliederung. Hauptinhaltsstoffe Oxidationszahlen Redoxreaktionen Korrosion von Eisen Opferelektroden Edles-unedles Verhalten Elektrochemische Spannungsreihe Nernst-Gleichung

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Grundwasserchemie

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Presentation Transcript

  1. Grundwasserchemie von Lina Beckmann, Theresa Gesswein, David Jannke, Benjamin Jagenburg, Maike Sander

  2. Gliederung • Hauptinhaltsstoffe • Oxidationszahlen • Redoxreaktionen • Korrosion von Eisen • Opferelektroden • Edles-unedles Verhalten • Elektrochemische Spannungsreihe • Nernst-Gleichung • Konzentrationsabhängigkeit eines Potentials • pH-Abhängigkeit von Redox-Potentialen • pH-Wert • Wasserhärte • Karbonat-Gleichgewicht

  3. Wasserkreislauf

  4. Hauptinhaltstoffe • Kationen: Na+, K+, Mg2+, Ca2+ • Anionen: Cl-, NO3-, HCO3-, SO42- • Gase: O2 , N2 , CO2 • Spurenelemente:Al3+,Sr2+, Mn2+,Fe2+ • Organische Verbindungen: diverse Mikroorganismen

  5. Gegenüberstellung von Fluß und Meerwaser

  6. Oxidationszahlen Fiktive Ionenladung an einem Atom, die sich ergibt, wenn man alle Elektronenpaare von kovalenten Bindungen dem jeweils elektronegativeren Bindungspartner zuteilt. Bsp.: Fe2O3 O Elektronegativität: 3,4 Fe Elektronegativität: 1,8 => O „bekommt“ alle Elektronen Oxidationszahlen: O: -2 Fe: +3 Zusammengerechnet muss alles Null ergeben.

  7. Redoxreaktionen • An jeder Redoxreaktion sind 2 Redoxpaare beteiligt • Red (1) + Ox (2) Ox (1) + Red (2) als Teilreaktionen: Allgemein: R1 Ox1 + e- Ox2 + e- R2 R1 + Ox2 Ox1 + R2 Die Richtung wird dabei von den Potentialen der Reaktionspartner bestimmt.

  8. Korrosion von Eisen Lokale Anode:  2 Fe Fe2+ + 4 e-Oxidation (Elektronenabgabe) Lokale Kathode:    O2+ 2 H2O + 4 e- 4 OH- Reduktion (Elektronenaufnahme) •    Fe2+ + 2OH- Fe(OH)2 •  4 Fe(OH)2 + O2 4 FeO(OH) + 2 H2O

  9. - + - + O2 - - - + + + Fe(OH)2 Fe(OH)2 Korrosion von Eisen O2 (aq) + 2 H2O (l) + 4 e- 4 OH-(aq) OH- Fe2+ Rost Rost Fe2O3 x H2O Fe2O3 x H2O 2e- Fe Fe (s)Fe2+(aq) + 2 e- Rostbildung: Fe2+(aq) + 2 OH-(aq) Fe(OH)2 (s) 4 Fe(OH)2 (s) + O2 (aq)  FeO(OH)2 (s) + 2 H2O

  10. Opferelektroden Opferelektroden werden genutzt, um die Korrosion von Eisen zu verhindern. Es werden zwei Redoxprozesse aneinander gehängt, sodass das Eisen im Reduktionsvorgang übergangen wird, indem die „unedlere“ Opferelektrode zuerst korrodiert. • Dient als Korrosionsschutz • Elektrode aus unedlem Material wird eingesetzt • Unedles Metall wird bevorzugt korrodiert

  11. Edles-unedles Verhalten • Allg.: Je mehr Elektronen in der äußersten Schale, desto edler und umgekehrt • In Säuren: - hier oxidieren nur solche Metalle, deren Normalpotenzial negativ ist (unedle Metalle)  Metalle mit E°>0 werden von Säuren nicht angegriffen (edle Metalle) z.B. Cu, Ag, Au, Hg

  12. Elektrochemische Spannungsreihe - Die elektr. Spannungsreihe zeigt die Normalpotenziale (E°) bei 25°C (nach zunehmend positivem Elektronenpotenzial geordnet). - Mit Hilfe von E° kann man Aussagen über den Ablauf von Redoxreaktionen auch außerhalb von elektrochemischen Zellen machen. - Je positiver das Normalpotenzial eines Oxidationsmittels ist, desto stärker oxidierend wirkt es.

  13. Die Elektrochemische Spannungsreihe, bezogen auf die Standardwasser-stoffelektrode. Das Standardpotential E° lässt sich hier als Differenz der Redoxpartner ablesen

  14. Konzentrationsabhängigkeit eines Potentials Die Konzentration eines Oxidations- bzw. Reduktionsmittels beeinflußt das Potential von Redoxsystemen über das Standardpotential hinaus. So wirkt eine höher konzentrierte Wasserstoffperoxid- lösung stärker oxidierend als eine verdünnte.

  15. Nernst‘sche -Gleichung • Die Redox-Potentiale sind abhängig von den Konzentrationen der reduzierten und oxidierten Form. Die Nernstsche Gleichung beschreibt diese Beziehung (hier bezogen auf die Standardwasserstoffelektrode): • = Potential = Standard-Potential (25°C, 1-molare Lösungen)R = GaskonstanteT = (absolute) Temperatur in Kz = Zahl der bei der Reaktion übertragenen ElektronenF = Faraday-Konstante • Setzt man in die Nernstsche Gleichung die Standard-Temperatur (25°C = 298 K) sowie die Zahlenwerte für R und F ein, und formt den natürlichen Logarithmus in den dekadischen um, vereinfacht sich die Gleichung:

  16. pH-Abhängigkeit von Redoxpotentialen Bei Säure- Basereaktionen werden Oxoniumionen (H3O+ ) ausgetauscht, vereinfacht H+, bei Redoxreaktionen Elektronen, der Zusammenhang ist in der Umgeformten Nernst‘schen Gleichung dargestellt: Wobei m die Anzahl der ausgetauschten Protonen ist.

  17. pH-Wert Bestimmung • Grundsätzlich gilt: • Bei geringer Konzentration von H+-Ionen muss die Eigendissoziation des Wassers beachtet werden!  Wobei

  18. Wasserhärte Konkret wird mit Wasserhärte die Äquivalenzkonzentration der im Wasser gelösten Ionen der Erdalkalimetalle bezeichnet. Die Härte des Wassers hängt von dem Gehalt an Calcium- und Magnesiumverbindungen ab, den „Härtebildnern“. Je höher der Gehalt ist, desto härter ist das Wasser.

  19. Härtegrade Die Festlegung der Härtegrade erfolgt über die den Anteil an Calciumcarbonat in mmol pro Liter (mmol/l) (°dH) Härtebereich <1,5 0-8,4 weich 1,5-2,5 8,4-14 mittel >2,5 >14 hart

  20. Karbonat-Gleichgewicht Die meisten natürlichen Gewässer sind Hydrogencarbonat gepuffert, d.h. Hydrogencarbonationen und gelöste Kohlensäure sind im Gleichgewicht und bestimmen so den pH-Wert des Wassers 1.Dissotiationsgleichgewicht der Kohlensäure: 2.Dissotiationsgleichgewicht der Kohlensäure: Komproportionierung zwischen Kohlensäure und Carbonat

  21. Literaturverzeichnis • „Chemie“ von Charles E. Mortimer • „Abiturwissen Chemie“ Duden • http://www2.chemie.uni-erlangen.de/projects/vsc/chemie-mediziner-neu/redox/nernst.html • http://www.wasser-wissen.de/abwasserlexikon/w/wasserhaerte.htm • „Grundzüge der Geochemie“ von Mason/ Moore • „Anorganische Hydrochemie“ von Prof.Dr. F Wisotzky • http://nbn-resolving.de/urn:nbn:de:swb:14-1090908441734-83289

  22. Vielen Dank für ihre Aufmerksamkeit!

  23. Anhang Umformung der Nernst Gleichung

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