Alkalinitet - Alkalinity

For ikke at forveksle med alkali eller base (kemi) .
Havoverflade alkalinitet (fra GLODAP klimatologi ).

Alkalinitet (fra arabisk : القلوي , romaniseret :  al-qaly , lit.  'aske af salturt ') er vandets evne til at modstå forsuring . Det skal ikke forveksles med basicitet , som er en absolut måling på pH -skalaen.

Alkalinitet er styrken af ​​en bufferopløsning, der består af svage syrer og deres konjugerede baser . Den måles ved titrering af opløsningen med en syre, såsom HCI , indtil dens pH ændrer brat, eller det når en kendt endepunkt, hvor det sker. Alkalinitet udtrykkes i enheder af koncentration, såsom meq / L ( milliækvivalenter pr liter ), μeq / kg (microequivalents per kilogram) eller mg / l CaCO 3 (milligram per liter calciumcarbonat). Hver af disse målinger svarer til en mængde syre tilsat som en titrant .

Selvom alkalinitet primært er et begreb, der bruges af oceanografer, bruges det også af hydrologer til at beskrive midlertidig hårdhed . Desuden er måling af alkalinitet vigtig for at bestemme en vands evne til at neutralisere sur forurening fra nedbør eller spildevand . Det er et af de bedste mål for strømens følsomhed over for sure input. Der kan være langsigtede ændringer i vandløb og floders alkalinitet som reaktion på menneskelige forstyrrelser såsom sur regn genereret af SO x og NO x emissioner.

Historie

I 1884 analyserede professor Wilhelm (William) Dittmar fra Anderson College, nu University of Strathclyde , 77 uberørte havvandsprøver fra hele verden bragt tilbage af Challenger -ekspeditionen . Han fandt ud af, at de store ioner i havvand var i et fast forhold, hvilket bekræfter hypotesen om Johan Georg Forchhammer , der nu er kendt som Princippet om konstante proportioner. Der var dog en undtagelse. Dittmar fandt ud af, at koncentrationen af ​​calcium var lidt større i det dybe hav, og kaldte denne stigning alkalinitet.

Også i 1884 forelagde Svante Arrhenius sine ph.d. -afhandlinger, hvor han gik ind for eksistensen af ioner i opløsning og definerede syrer som hydroniumiondonorer og baser som hydroxidiondonorer . For det arbejde modtog han Nobelprisen i kemi i 1903. Se Svante_Arrhenius#Ionic_disassociation .

Forenklet resumé

Alkalinitet refererer groft til den molære mængde baser i en opløsning, der kan omdannes til uladede arter af en stærk syre. For eksempel repræsenterer 1 mol HCO 3 1− i opløsning 1 molækvivalent, mens 1 mol CO 3 2− er 2 molækvivalenter, fordi dobbelt så mange H + -ioner ville være nødvendige for at balancere ladningen. Den samlede ladning af en løsning er altid lig nul. Dette fører til en parallel definition af alkalinitet, der er baseret på ladningsbalancen for ioner i en opløsning.

Visse ioner, herunder Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ , Cl - , SO 4 2− og NO 3 - er " konservative ", således at de ikke påvirkes af ændringer i temperatur, tryk eller pH. Andre såsom HCO 3 - påvirkes af ændringer i pH, temperatur og tryk. Ved at isolere de konservative ioner på den ene side af denne ladningsbalanceligning, samles de ikke -konservative ioner, der accepterer/donerer protoner og dermed definerer alkalinitet, på den anden side af ligningen.

Denne kombinerede ladningsbalance og protonbalance kaldes total alkalinitet . Total alkalinitet påvirkes ikke (meget) af temperatur, tryk eller pH og er dermed i sig selv en konservativ måling, som øger dets anvendelighed i akvatiske systemer. Alle anioner undtagen HCO 3 - og CO 3 2− har lave koncentrationer i jordoverfladevand, dvs. vandløb, floder og søer. Således er carbonatalkalinitet , som er lig med , også omtrent lig med den totale alkalinitet i overfladevand.

Detaljeret beskrivelse

Alkalinitet eller A T måler en opløsnings evne til at neutralisere syrer til ækvivalenspunktet for carbonat eller bikarbonat, defineret som pH 4,5 for oceanografiske/limnologiske undersøgelser. Alkaliniteten er lig med den støkiometriske sum af baserne i opløsning. I det naturlige miljø har carbonatalkalitet en tendens til at udgøre det meste af den totale alkalinitet på grund af den almindelige forekomst og opløsning af carbonatsten og tilstedeværelse af kuldioxid i atmosfæren. Andre almindelige naturlige komponenter, der kan bidrage til alkalinitet, inkluderer borat , hydroxid , phosphat , silikat , opløst ammoniak , konjugerede baser af nogle organiske syrer (f.eks. Acetat ) og sulfat . Løsninger produceret i et laboratorium kan indeholde et stort set ubegrænset antal baser, der bidrager til alkalinitet. Alkalinitet er normalt angivet i enheden mEq/L (milliækvivalent pr. Liter). Kommercielt, som i swimmingpool industri, alkalinitet kan også gives i ppm af tilsvarende calciumcarbonat (ppm CaCO 3 ).

Alkalinitet bruges undertiden forkert i flæng med basicitet . For eksempel sænker tilsætningen af ​​CO 2 en opløsnings pH. Denne stigning reducerer det grundlæggende; alkaliniteten forbliver imidlertid uændret ( se eksempel nedenfor ). For total alkalitet testning, 0,1 NH 2 SO 4 anvendes af hydrologer sammen med phenolphthalein pH indikator .

Teoretisk behandling

I typisk grundvand eller havvand er den målte alkalinitet indstillet til:

A T = [HCO 3 - ] T + 2 [CO 3 2− ] T + [B (OH) 4 - ] T + [OH - ] T + 2 [PO 4 3− ] T + [HPO 4 2− ] T + [SiO (OH) 3 - ] T - [H + ] sws - [HSO 4 - ]

(Subscript T angiver den samlede koncentration af arten i opløsningen som målt. Dette er i modsætning til den frie koncentration, som tager højde for den betydelige mængde ionpar -interaktioner, der forekommer i havvand.)

Alkalinitet kan måles ved at titrere en prøve med en stærk syre, indtil al bufferkapacitet for de førnævnte ioner over pH -værdien af ​​bicarbonat eller carbonat er forbrugt. Dette punkt er funktionelt indstillet til pH 4,5. På dette tidspunkt er alle interessebaser blevet protoneret til nul -niveau -arterne, hvorfor de ikke længere forårsager alkalinitet. I carbonatsystemet er bicarbonat -ioner [HCO 3 - ] og carbonat -ioner [CO 3 2− ] blevet omdannet til kulsyre [H 2 CO 3 ] ved denne pH. Denne pH kaldes også CO 2 ækvivalenspunktet hvor hovedkomponenten i vand opløses CO 2 , der omdannes til H 2 CO 3 i en vandig opløsning. Der er ingen stærke syrer eller baser på dette tidspunkt. Derfor modelleres og kvantificeres alkaliniteten med hensyn til CO 2 -ækvivalenspunktet. Fordi alkaliniteten måles i forhold til CO 2 -ækvivalenspunktet , ændrer opløsningen af ​​CO 2 , selvom den tilføjer syre og opløst uorganisk carbon, ikke alkaliteten. I naturlige forhold, opløsningen af grundlæggende klipper og tilsætning af ammoniak [NH 3 ] eller organiske aminer fører til tilsætning af base til naturlige vandområder på CO 2 ækvivalenspunktet. Den opløste base i vand forøger pH og titrerer en ækvivalent mængde af CO 2 til bicarbonation og carbonation. Ved ligevægt indeholder vandet en vis mængde alkalinitet bidraget med koncentrationen af ​​svage syreanioner. Omvendt omdanner tilsætning af syre svage syreanioner til CO 2 og kontinuerlig tilsætning af stærke syrer kan få alkaliteten til at blive mindre end nul. For eksempel finder følgende reaktioner sted under tilsætning af syre til en typisk havvandsløsning:

B (OH) 4 - + H + → B (OH) 3 + H 2 O
OH - + H + → H 2 O
PO 4 −3 + 2H + → H 2 PO 4 -
HPO 4 −2 + H + → H 2 PO 4 -
[SiO (OH) 3 - ] + H + → [Si (OH) 4 0 ]

Det kan ses ud fra ovenstående protonationsreaktioner, at de fleste baser bruger en proton (H + ) til at blive en neutral art og dermed øger alkaliniteten med en pr. Ækvivalent. CO 3 −2 vil imidlertid forbruge to protoner, inden de bliver til et nul -niveau (CO 2 ), hvilket øger alkaliniteten med to pr. Mol CO 3 −2 . [H + ] og [HSO 4 - ] reducerer alkaliniteten, da de fungerer som kilder til protoner. De er ofte repræsenteret kollektivt som [H + ] T .

Alkalinitet som regel i mg / l som CaCO 3 . (Forbindelsen "som" er passende i dette tilfælde, fordi alkaliniteten stammer fra en blanding af ioner, men rapporteres "som om" alt dette skyldes CaCO 3. ) Dette kan omdannes til milliækvivalenter pr. Liter (mEq/L) ved at dividere med 50 (den omtrentlige MW for CaCO 3 /2).

Eksempelproblemer

Summen af ​​bidragende arter

De følgende ligninger viser de relative bidrag fra hver komponent til alkaliteten af ​​en typisk havvandsprøve. Bidrag er i μmol . kg − soln −1 og er hentet fra A Handbook of Methods for the analysis of carbon dioxide parameters in seawater " [1] Archived 2011-10-25 at Wayback Machine ," (Salinity = 35 g/kg, pH = 8.1, Temperatur = 25 ° C).

A T = [HCO 3 - ] T + 2 [CO 3 2− ] T + [B (OH) 4 - ] T + [OH - ] T + 2 [PO 4 3− ] T + [HPO 4 2− ] T + [SiO (OH) 3 - ] T - [H + ] - [HSO 4 - ] - [HF]

Fosfater og silikat, som er næringsstoffer, er typisk ubetydelige. Ved pH = 8,1 [HSO 4 - ] og [HF] er også ubetydelige. Så,

A T. = [HCO 3 - ] T + 2 [CO 3 2− ] T + [B (OH) 4 - ] T + [OH - ] T - [H + ]
= 1830 + 2 × 270 + 100 + 10 - 0,01
= 2480 μ mol . kg − soln −1

Tilsætning af CO 2

Tilsætning (eller fjernelse) af CO 2 til en opløsning ændrer ikke dets alkalinitet, da nettoreaktionen producerer det samme antal ækvivalenter af positivt bidragende arter (H + ) som negative bidragende arter (HCO 3 - og/eller CO 3 2− ). Tilsætning af CO 2 til opløsningen sænker dens pH, men påvirker ikke alkaliniteten.

Ved alle pH -værdier:

CO 2 + H 2 O ⇌ HCO 3 - + H +

Kun ved høje (grundlæggende) pH -værdier:

HCO 3 - + H + ⇌ CO 3 2− + 2H +

Opløsning af carbonatsten

Tilsætning af CO 2 til en opløsning i kontakt med et fast stof kan (over tid) påvirke alkaliteten, især for carbonatmineraler i kontakt med grundvand eller havvand. Opløsningen (eller udfældningen) af carbonatsten har en stærk indflydelse på alkaliniteten. Dette er fordi carbonat sten er sammensat af CaCO 3 og dens dissociation vil tilføje Ca +2 og CO 3 -2 i opløsning. Ca +2 vil ikke påvirke alkaliniteten, men CO 3 -2 øger alkaliniteten med 2 enheder. Øget opløsning af carbonatsten ved forsuring fra sur regn og minedrift har bidraget til øgede alkalinitetskoncentrationer i nogle større floder i hele det østlige USA Følgende reaktion viser, hvordan sur regn, der indeholder svovlsyre, kan have den virkning, at flodens alkalinitet øges ved at øge mængden af bikarbonation:

2CaCO 3 + H 2 SO 4 → 2Ca +2 + 2HCO 3 - + SO 4 −2

En anden måde at skrive dette på er:

CaCO 3 + H + ⇌ Ca +2 + HCO 3 -

Jo lavere pH, jo højere vil koncentrationen af ​​bikarbonat være. Dette viser, hvordan en lavere pH kan føre til højere alkalinitet, hvis mængden af ​​produceret bicarbonat er større end mængden af ​​H +, der er tilbage efter reaktionen. Dette er tilfældet, da mængden af ​​syre i regnvandet er lav. Hvis dette basiske grundvand senere kommer i kontakt med atmosfæren, kan det miste CO 2 , udfælde carbonat og derved blive mindre alkalisk igen. Når carbonatmineraler, vand og atmosfæren alle er i ligevægt, er den reversible reaktion

CaCO 3 + 2H + ⇌ Ca +2 + CO 2 + H 2 O

viser, at pH vil være relateret til calciumionkoncentration, med lavere pH ved højere calciumionkoncentration. I dette tilfælde, jo højere pH, jo mere bikarbonat og carbonation vil der være i modsætning til den paradoksale situation beskrevet ovenfor, hvor man ikke har ligevægt med atmosfæren.

Oceanisk alkalinitet

Processer, der øger alkaliniteten

Der er mange metoder til alkalinitetsdannelse i havet. Den måske mest kendte er opløsningen af ​​CaCO 3 (calciumcarbonat, som er en bestanddel af koralrev) til dannelse af Ca 2+ og CO 3 2− (carbonat). Karbonationen har potentiale til at absorbere to hydrogenioner. Derfor forårsager det en nettostigning i havets alkalinitet. Calciumcarbonatopløsning er et indirekte resultat af havets pH -sænkning. Det kan forårsage stor skade på koralrevs økosystemer, men har en relativt lav effekt på den totale alkalinitet (A T ) i havet. Sænkning af pH på grund af absorption af CO 2 øger faktisk alkaliteten ved at forårsage opløsning af carbonater.

Anaerobe nedbrydningsprocesser, såsom denitrifikation og sulfatreduktion, har en meget større indvirkning på oceanisk alkalinitet. Denitrifikation og sulfatreduktion forekommer i det dybe hav, hvor der mangler ilt. Begge disse processer forbruge hydrogenioner og frigiver kvasi-inert gasser (N 2 eller H 2 S), som i sidste ende slippe ud i atmosfæren. Dette forbrug af H + øger alkaliniteten. Det er blevet anslået, at anaerob nedbrydning kan være så meget som 60% af den samlede oceaniske alkalinitet.

Processer, der reducerer alkalinitet

Anaerobe processer øger generelt alkaliniteten. Omvendt kan aerobe nedbrydning falde A T . Denne proces sker i dele af havet, hvor ilt er til stede (overfladevand). Det resulterer i opløst organisk stof og produktion af hydrogenioner. En stigning i H + formindsker klart alkaliniteten. Imidlertid kan det opløste organiske stof have basale funktionelle grupper, der kan forbruge disse hydrogenioner og negere deres virkning på alkalinitet. Derfor har aerob nedbrydning en relativt lav indvirkning på den samlede oceaniske alkalinitet.

Alle disse førnævnte metoder er kemiske processer. Imidlertid kan fysiske processer også tjene til at påvirke A T . Smeltningen af ​​polare iskapper er en voksende bekymring, der kan tjene til at reducere oceanisk alkalinitet. Hvis isen smeltede, ville havets samlede volumen stige. Fordi alkalinitet er en koncentrationsværdi (mol / l), at øge mængden teoretisk ville tjene til at formindske A T . Den faktiske effekt ville imidlertid være meget mere kompliceret end dette.

Global tidsmæssig variation

Forskere har vist, at oceanisk alkalinitet varierer over tid. Fordi A T beregnes ud fra ionerne i havet, ville en ændring i den kemiske sammensætning ændre alkaliniteten. En måde dette kan ske på er gennem forsuring af havet. Oceanisk alkalinitet er imidlertid relativt stabil, så betydelige ændringer kan kun forekomme over lange tidsskalaer (dvs. hundreder til tusinder af år). Som følge heraf er sæsonbestemt og årlig variation generelt meget lav.

Rumlig variation

Forskere har også vist, at alkaliniteten varierer afhængigt af placering. Lokal A T kan påvirkes af to hovedblandingsmønstre: strøm og flod. Nuværende domineret blanding sker tæt på kysten i områder med stærk vandstrøm. I disse områder følger alkalinitetstendenser strømmen og har et segmenteret forhold til saltindhold.

Floddomineret blanding forekommer også tæt på kysten; den er stærkest tæt ved mundingen af ​​en stor flod (dvs. Mississippi eller Amazonas). Her kan floderne fungere som enten en kilde eller et synke af alkalinitet. A T følger flodens udstrømning og har et lineært forhold til saltindhold. Dette blandingsmønster er vigtigst i slutningen af ​​vinteren og foråret, fordi snesmeltning øger flodens udstrømning. Efterhånden som sæsonen skrider frem til sommer, er flodprocesser mindre signifikante, og nuværende blanding kan blive den dominerende proces.

Oceanisk alkalinitet følger også generelle tendenser baseret på breddegrad og dybde. Det har vist sig, at A T ofte er omvendt proportional med havoverfladetemperatur (SST). Derfor stiger det generelt med høje breddegrader og dybder. Som et resultat heraf har opvækningsområder (hvor vand fra det dybe hav skubbes til overfladen) også højere alkalinitetsværdier.

Måledatasæt

Gennem nyere historie har der været mange forsøg på at måle, registrere og studere oceanisk alkalinitet. Nogle af de større datasæt er angivet nedenfor.

  • GEOSECS (undersøgelse af geokemiske havsektioner )
  • TTO/NAS (Transient Tracers in the Ocean/North Atlantic Study)
  • JGOFS (Joint Global Ocean Flux Study)
  • WOCE (World Ocean Circulation Experiment)
  • CARINA (kuldioxid i Atlanterhavet)

Se også

Referencer

eksterne links

  • Holmes-Farley, Randy. " Kemi og akvariet: Hvad er alkalinitet? ", Advanced Aquarist's Online Magazine . Alkalinitet, hvad angår saltvandsakvarier.
  • DOE (1994) " [2] ," Håndbog over metoder til analyse af de forskellige parametre for kuldioxidsystemet i havvand. Version 2 , AG Dickson & C. Goyet, red. ORNL/CDIAC-74.
  • GEOSECS datasæt [3]
  • JGOFS datasæt [4]
  • WOCE datasæt [5]
  • CARINA datasæt [6]

Kalkulatorsystemberegnere

Følgende pakker beregner karbonatsystemets tilstand i havvand (inklusive pH):