Теоретическое введение

Практическое занятие

Тема: окислительно-восстановительные процессы в гидросфере

Цель занятия: моделирование состояния ионов в природной воде на основании электрохимических характеристик

Значимость темы: роль окислительно-восстановительных реакций в миграции веществ, формировании состава в природных водах очень велика. Знание потенциал - задающих систем в аэробных и анаэробных условиях, термодинамических и кинетических аспектов окислительно - восстановительных процессов необходимо для оценки форм нахождения соединений азота, серы, железа, ртути, а также влияния биотических процессов на формирование окислительно-восстановительной ситуации в природных водах.

Теоретическое введение

Так же как и в атмосфере, в природных водоемах окислительно-восстановительные реакции играют исключительно важную роль и качество природных вод в значительной степени зависит:

— от вида окислительно-восстановительных реакций;

— кинетических характеристик реакций (т. е. скорости);

— величины окислительно-восстановительного потенциала (редокс - потенциала) данной системы, определяемого по уравнению Нернста:

Для редокс - реакций в природных водах характерны две особенности:

во-первых, большинство наиболее важных редокс - реакций катализируется микроорганизмами (окисление органического вещества молекулярным кислородом, восстановление Fе(III) в Fе(II) и т. д.);

во-вторых, инициирование процессов окисления связано с присутствием в природных водах таких сильных окислителей, как синглетный кислород, свободные радикалы, пероксид водорода, озон и некоторых других.

В общем виде окислительно-восстановительный процесс можно представить следующим уравнением:

восстановленные формы«окисленные формы + пе,

где п — количество электронов, принимающих участие в данной окислительно-восстановительной реакции.

Константа равновесия этого процесса может быть записана в виде

К = П_вф/П_оф× (а_е-)^п

где П_вф и П_оф — произведения активностей (эффективных концентраций) восстановленных и окисленных форм соответственно; а_е- — активность электронов; n — количество электронов, участвующих в процессе.

Под активностью электронов понимается способность системы перемещать электроны для окислительно-восстановительного процесса. Следует отметить, что свободные электроны в воде — это только абстракция. Точно так же как и свободные протоны в растворе — это не более чем удобная абстракция, которую широко используют при описании кислотно-основных равновесий в природных водах. Также, как активность ионов водорода характеризует кислотно-основные свойства воды, активность электронов характеризует окислительно-восстановительные свойства системы.

Принято воду с высокой активностью свободных электронов называют восстановительной водой. Пример такой воды — сероводородные воды (г. Сочи, санаторий Мацеста).

Вода с низкой активностью свободных электронов называется окислитель-ной водой. Примеры таких вод — хлорированная вода, озонированная вода.

Природные устойчивые водные системы могут характеризоваться величинами а_е, различающимися на 20 порядков, поэтому удобным путем выражения активности свободных электронов является логарифмическая шкала — шкала рe ^–.

По аналогии с величиной рН величина рe ^– определяется соотношением:

рe ^– = –lg (а_е-).

Строгое термодинамическое обоснование концепции рe ^– базируется на рассмотрении реакции

2Н⁺ _(водн) + 2е = Н_{2 (газ)}.

Величина активности электронов и значение рe ^– используются в настоящее время наряду с хорошо известным способом выражения окислительно-восстановительного потенциала в вольтах — Еh.

Еh — принятое в этой области обозначение потенциала, измеренного относительно стандартного водородного электрода (СВЭ).

Между двумя этими способами выражения окислительно-восстановительного потенциала (ОВП) системы существует взаимосвязь.

В произвольных условиях

рe ^– = F× Еh /2,3 RT,

где F — константа Фарадея, 96485 Кл/моль; R — универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К); Т — термодинамическая температура, К.

В стандартных условиях (р = 101,3 кПа, Т = 298 К) рe ^– = 16,9 Еh.

Для практически любой редокс - системы значения окислительно-восстановительного потенциала установлены экспериментально. Например, для редокс - системы NO₃^-,NO₂ при рН 7,0 Еh = -0,858 В и рe ^– = 14,50.

В природной воде значение Eh колеблется от - 400 до + 700 мВ, что определяется всей совокупностью происходящих в ней окислительных и восстановительных процессов.

Основными компонентами, определяющими окислительно – восстановительный потенциал природной воды являются – растворённый кислород и соединения Fe(III), в присутствии их среда считается окислительной (характеризуется значениями Еh > + (100 - 150) мВ, присутствием в воде свободного кислорода, а также целого ряда элементов в высших степенях окисления, кроме Fe³⁺, - Mo⁶⁺, As^5-, V⁵⁺, U⁶⁺, Sr⁴⁺, Cu²⁺, Pb²⁺) - ситуация, наиболее часто встречающаяся в поверхностных водах, а также органические вещества, сероводород и соединения Fe(II), в присутствии которых среда считается восстановительной (характеризуется значениями Еh< 0, присутствием ионов металлов в низших степенях окисления, кроме Fe²⁺, - Mn²⁺, Mo⁴⁺, V⁴⁺, U⁴⁺) - ситуация типична для подземных вод. Существует и переходное окислительно – восстановительное состояние, когда Еh определяется величинами от 0 до + 100 мВ – в этих условиях протекает как слабое окисление, так и слабое восстановление ряда веществ.

Вода, обладающая ярко выраженными окислительными свойствами с высокими значениями Еh (+800 ¸ +1000 мВ) называется «мертвой» водой. «Мертвая» вода является сильнейшим окислителем и поэтому обладает дезинфицирующими и бактерицидными свойствами. «Мертвая» вода в народной медицине используется для лечения и профилактики простудных заболеваний, ангины, гриппа. «Мертвая» вода имеет широкий спектр воздействия на организм: снижает кровяное давление, улучшает сон, успокаивает нервную систему. «Мертвая» вода растворяет камни на зубах, прекращает кровотечение десен, помогает при лечении пародонтоза, снижает боли в суставах, помогает при расстройствах кишечника. Восстановительная «живая» вода используется для лечения и профилактики остеохондроза, атеросклероза, аденомы предстательной железы, полиартрита, она является отличным стимулятором, тонизатором, источником энергии, придает бодрость, стимулирует регенерацию клеток, улучшает обмен веществ, нормализует кровяное давление. «Живая» вода быстро заживляет раны, ожоги, язвы (в т.ч. желудка и 12- перстной кишки), пролежни. Питьевая вода с отрицательным ОВП - идеальный антиоксидант.

Рис. 1 Факторы, влияющие на состав природных вод

В водах, имеющих хороший контакт с атмосферой, потенциал - определяющим компонентом является кислород. Однако, если в воде, даже находящейся в контакте с воздухом, растворено много органических веществ или сероводорода, растворённый кислород полностью восстанавливается по схеме:

О₂ + 4е + 4Н⁺ = 2Н₂О,

а потенциал определяют органические вещества или сероводород.

Если в воде присутствуют ионы Fe(III), то её потенциал лежит у верхней границы устойчивости воды. Однако ионы Fe(III) могут присутствовать только в сильно кислых средах, в обычной воде этот ион гидратирован [Fe(H₂O)₆]³⁺ и представляет собой сильную кислоту по Бренстеду. В нейтральных и основных средах Fe(III) существует в виде нерастворимого Fe(ОН)₃, который, практически, не восстанавливается. Окисление Fe(II) происходит существенно быстрее. В случае, когда концентрация соединений железа мала по сравнению с концентрацией О₂ или органических веществ, соединения железа перестают определять потенциал, и сами переходят в форму, наиболее устойчивую при условиях, задаваемых другими компонентами.

При определении окислительно-восстановительного потенциала природных вод следует учитывать следующие факторы.

1. В реальных природных водах всегда содержится более одной редокс-пары.

2. Некоторые системы (редокс-пары) находятся в неравновесном состоянии.

3. Окислительно-восстановительный потенциал — величина, зависимая от рН воды.

В результате этого характеристика окислительно-восстановительных свойств природных вод носит приблизительный оценочный характер.

Перенос электрона в редокс-процессе сопровождается переносом протона (или гидроксид - иона), что указывает на жесткую взаимосвязь между окисли-тельно - восстановительным и кислотно-основным равновесием. Например, если ион Fе(II) отдает электрон, то выделяются три иона водорода, что приводит в конечном результате к образованию труднорастворимого гидроксида железа (III) и увеличению концентрации ионов водорода в растворе:

[Fе(Н₂O)6]²⁺ ↔ Fе(ОН)₃ + 3Н₂О + 3Н⁺ + е^–.

Протеканием этой реакции объясняется кислый характер шахтных вод и образование характерного осадка «ржавчины» в местах выхода на поверхность подземных вод, содержащих ионы двухвалентного железа.

Таким образом, величина окислительно-восстановительного потенциала реакций, протекающих с участием ионов водорода или гидроксила, всегда зависит от рН раствора. В связи с этим для характеристики природных вод строятся диаграммы в координатах ре – — рН.

Окислительно-восстановительные свойства природных вод зависят также от парциального давления кислорода р (O₂) и водорода р( H₂) атмосферы. При достаточно большом давлении р (O₂) вода способна окисляться по уравнению (рис.2)

2Н₂О = О₂ + 4Н⁺ + 4е^–.

Окислительная граница устойчивости воды определяется уравнением

pе ^– = 20,8 + 0,25 lg р (O₂) – pH.

Вода может восстанавливаться по уравнению

2Н₂О + 2е– = Н₂ + 2ОН^–.

Восстановительная граница устойчивости воды определяется уравнением

ре ^– = lg K + 0,5 lg р( H₂) – pH.

Термодинамически разрешенного разложения воды по вышеприведенным уравнениям в природных водах практически не происходит. Причиной этого являются высокая энергия активации реакций и, соответственно, низкая скорость процесса. Скорость процесса может быть увеличена, но в присутствии катализатора, которого в природе нет.

В водном растворе вещества, вызывающие восстановление или окисление воды существовать не могут (табл. 1):

Таблица 1

Окислительно – восстановительные свойства воды

№	полуреакция	Е = f (pH)	Значение Е, В
рН = 0	рН = 7	рН = 14
1а   1б	2Н^+ + 2е = Н2 (рН£7)   2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН^- (рН³7)	Е1 = -0,0592pH		-0,414	-0,826
2а   2б	2Н^+ + ^1/2О2 + 2е = Н2О (рН£7)   Н2О + ^1/2О2 + 2е = 2ОН^- (рН³7)	Е2 =1,23 - 0,0592pH	1,23	0,82	0,40

Примечание: в присутствии сильных окислителей (Е > 1,23 В) полуреакции 2а и 2б идут справа налево.

При контакте водного раствора с воздухом вместо восстановления воды до газообразного водорода (1а,1б) становится возможным восстановление кислорода воздуха (2а,2б). Область значений Е – рН, в пределах которой возможно устойчивое существование веществ в водных растворах представлено на диаграмме:

Рис. 2. Диаграмма термодинамической устойчивости воды в зависимости от рН

Области существования воды: 3 - верхняя из них (E=1.23-0.059pH) соответствует выделению кислорода (то есть при более высоких потенциалах возможно окисление воды до кислорода):

4H₂O — 4e- = 4H+ + O₂ (pH<7); 4OH^- — 4e- = 2H₂O + O₂ (pH>7)
нижняя граница 1 - (E=-0.059pH) соответствует выделению водорода (то есть при меньших потенциалах возможно восстановление воды до водорода):

2H+ + 2e- = H₂ (pH<7); 2H₂O + 2e- = H₂ + 2OH- (pH>7)

Диаграммы Е – рН – диаграммы Пурбе (рис 2. - диаграммы преобладающих форм) обобщают химию водных растворов веществ и в наглядной форме показывают какие ионы и частицы термодинамически устойчивы к окислению - восстановлению и кислотно – основным реакциям в зависимости от рН и Е.

Диаграмма Пурбе — мощнейшее средство предсказания направления химических реакций соединений данного элемента. Из неё можно определить условия большинства кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций соединений данного элемента без учета взаимодействия с посторонними ионами. По ней можно предсказать процессы диспропорционирования разных форм, возможность выделения ими водорода и кислорода. Сопоставляя диаграммы Пурбе для двух элементов можно предсказать окислительно - восстановительные взаимодействия между их соединениями. Таким образом, диаграмма Пурбе для некоего элемента в сжатой форме отображает его химическую природу.

Диаграмма Пурбе отображает только термодинамически устойчивые формы. Кинетически устойчивые (они же метастабильные) формы на ней не отображаются. Поэтому она неприменима для предсказания образования метастабильных форм. Например такая форма, как гипохлорит-ион OCl^- метастабильна (неустойчива термодинамически, но диспропорционирует крайне медленно). Поэтому на диаграмме Пурбе для хлора её нет и предсказать её образование (в частности, при диспропорционировании хлора) по диаграмме Пурбе невозможно:

Cl₂ + 2OH^- = Cl^- + ClO^- + H₂O.

Кроме того, далеко не все процессы, предсказаные по диаграмме Пурбе имеют достаточно большую скорость, чтобы быть заметными.

Предсказание гидролиза: если при каком-то значении рН существует гидроксид, значит, свободный ион при этом значении рН гидролизуется.
Пример 1. На диаграмме Пурбе для железа при рН > 4 устойчив гидроксид Fe(OH)₃, а ион Fe³⁺ неустойчив. Значит, при pH > 4 ион Fe³⁺ будет полностью гидролизоваться по схеме: Fe³⁺ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3H⁺
Гидролиз иона Fe³⁺ идёт и при рН < 4. Точное значение рН зависит от концентрации иона Fe³⁺ (размазанная граница).

Предсказание явления конпропорционирования: если при данном значении рН две формы разделены третьей, то эти две формы будут конпропорционировать с образованием третьей.
Пример 1. На диаграмме Пурбе для марганца при значениях рН 0-3 Mn²⁺ и MnO₄^- разделены диоксидом марганца MnO₂. Значит, Mn²⁺ и MnO₄^- будут превращаться в MnO₂, то есть конпропорционировать: 3Mn²⁺+2MnO₄^- +2H₂O = 5MnO₂ + 4H⁺.
Пример 2. На диаграмме Пурбе для марганца при значениях рН 4-7 Mn²⁺ и MnO₄^- разделены двумя формами (MnO₂, Mn₂O₃). Это значит, что Mn²⁺ и MnO₄ ^- будут конпропорционировать в эти соединения. Причем преобладающий продукт зависит от соотношения реагентов или взаимной скорости двух конкурирующих реакций:
3Mn²⁺ + 2MnO₄^- + 2H₂O = 5MnO₂ + 4H⁺
8Mn²⁺ + 2MnO₄^- + 7H₂O = 5Mn₂O₃ + 14H⁺
Пример 3. На диаграмме Пурбе для марганца в диапазоне рН 0-14 между MnO₂ и MnO₄^- промежуточных форм нет. Значит, в этом диапазоне рН MnO₂ и MnO₄^- конпропорционировать не будут.

Предсказание диспропорционирования: если форма в данной степени окисления при данном рН на диаграмме Пурбе отсутствует, значит, она будет диспропорционировать на соседние формы, имеющиеся на диаграмме Пурбе.
Пример 1. На диаграмме Пурбе для марганца при рH < 14 отсутствует манганат – ион MnO₄^2- (степень окисления марганца +6). Это значит, что при этих рН манганат будет диспропорционировать. Ближайшая устойчивая степень окисления снизу +4 (MnO₂), сверху — +7 (MnO₄^-). Они и будут образовываться при диспропорционировании: 3MnO₄^2- + 2H₂O = MnO₂ + 2MnO₄^- + 4OH^-.
Этот процесс, в частности, будет происходить при растворении твёрдого манганата в воде или при подкислении сильнощелочного раствора, в котором манганат устойчив.
Пример 2. На диаграмме Пурбе для марганца соединения марганца (+3) отсутствуют вовсе. Это значит, что при растворении в воде соединений марганца (+3) они будут диспропорционировать на ближайшие формы с устойчивыми степенями окисления - +2 снизу (в виде Mn²⁺) и +4 сверху (в виде MnO₂):
2Mn³⁺ + 2H₂O = Mn²⁺ + MnO₂ + 4H⁺.

Предсказание вытеснения водорода: если область существования данной формы лежит ниже области устойчивости воды (нижняя голубая линия на цветных диаграммах), то данная форма при соответствующих рН способна реагировать с водой, вытесняя водород.
Реально вследствие кинетических проблем (то есть малой скорости подобных реакций) возникает т. н. эффект перенапряжения выделения водорода, и для реального выделения водорода соответствующая форма должна лежать ниже области устойчивости воды как минимум на 0.4-0.8 В.
Кроме того, гидроксиды металлов, как правило, пассивируют металл, поэтому в нейтральных и щелочных средах водород, как правило, не выделяется, даже если область существования металла лежит сильно ниже области устойчивости воды.
Пример 1. На диаграмме Пурбе для марганца его область существования лежит заметно ниже нижней границы устойчивости воды. Значит, он способен вытеснять водород: Mn + 2H⁺ = Mn²⁺ + H₂. Это соответствует тому факту, что металл в ряду активности стоит левее водорода.

Предсказание окисления кислородом воздуха: если область существования некой формы лежит заметно ниже верхней границы устойчивости воды, то эта форма может окисляться кислородом воздуха. При этом образуется форма, которую пересекает верхняя граница устойчивости воды.
Пример 1. На диаграмме Пурбе для марганца область существования Mn(OH)₂ лежит сильно ниже верхней границы устойчивости воды (верхняя голубая линия). Это значит, что он может быть окислен до Mn₃O₄, Mn₂O₃ и, в конце концов, до MnO₂ (но не MnO₄^-, так как эта форма лежит выше области существования воды): 2Mn(OH)₂ + O₂ = 2MnO₂ + 2H₂O. И действительно, Mn(OH)₂ на воздухе очень быстро коричневеет, превращаясь в MnO₂.
Пример 2. На диаграмме Пурбе для железа область существования металлического железа лежит намного ниже верхней границы существования воды. Это значит, что оно может быть окислено кислородом до Fe(OH)₃, что мы и наблюдаем в процессе ржавления. При этом, поскольку процесс протекает долго, получаются дегидратированные формы (Fe₃O₄, Fe₂O₃ и др.), которые более устойчивы термодинамически, но образуются медленно.

Предсказание выделения кислорода: если некая форма целиком лежит выше области существования воды, она может разлагаться с выделением кислорода.
Пример. На диаграмме Пурбе для железа область существования ферратов FeO₄^2- лежит гораздо выше области существования воды (особенно в кислой области). Поэтому при подкислении ферраты разлагаются с выделением кислорода:
4FeO₄^2- + 20H⁺ = 4Fe³⁺ + 3O₂ + 10H₂O

Предсказание окислительно-восстановительных реакций между соединениями двух элементов: если при некотором рН форма существования одного элемента лежит заметно (хотя бы на 0.2 В) выше формы существования другого элемента, то вышележащая форма окислит нижележащую. При этом образуются формы, область устойчивости которых лежит между ними.
Пример. Область существования MnO₄^- (диаграмма для марганца) лежит выше, чем область существования Fe²⁺ (диаграмма для железа). Значит, MnO₄^- может окислять Fe²⁺. В кислой среде при этом образуется Fe³⁺ и (в зависимости от соотношения реагентов) MnO₂ или Mn²⁺:
MnO₄^- + 3Fe²⁺ + 4H⁺ = MnO₂ + 3Fe³⁺ + 2H₂O
MnO₄^- + 5Fe²⁺ + 8H⁺ = Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
В нейтральной среде образуются MnO₂ и Fe(OH)₃:
MnO₄^- + 3Fe²⁺ + 7H₂O = MnO₂ + 3Fe(OH)₃ + 5H⁺

Примеры реакций с участием веществ, cпособных окислять или восстанавливать воду или кислород воздуха:

окислители –

2KBiO₃ + 8HNO₃ ® 2Bi(NO₃)₃ + 2KNO₃ + 4H₂O + O₂

4K₂FeO₄ + 10H₂O ® 8KOH + 4Fe(OH)₃ + 3O₂

4KMnO₄ + 2H₂O ® 4MnO₂ + 4KOH + 3O₂

2PbO₂ + 2H₂SO₄ ® 2PbSO₄ + 2H₂O + O₂

2Co₂O₃ + 8HNO₃ ® 4Co(NO₃)₂ + 4H₂O + O₂

восстановители -

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Fe(OH)₃

4CrCl₂ + O₂ + 2HCl ® CrCl₃ + 2H₂O

2VCl₂ + (H₂O) + 2HCl ® 2VCl₃ + H₂

Si + 2KOH + H₂O ® K₂SiO₃ + 2H₂

Наряду с редокс - уровнем (ре ^–) природные воды характеризуются понятием редокс - буферности (редокс - емкости), аналогом понятия кислотно-основной буферности. Система обладает буферными свойствами относительно редокс - процессов, если в ней присутствуют соединения, способные окисляться или восстанавливаться, что является препятствием для существенных изменений ре ^– при добавлении окислительных или восстановительных реагентов (небольших количеств). На основе научных исследований было установлено, что если в системе «водный раствор — газ» есть свободный кислород, величина ре ^– остается достаточно высокой, причем редокс - уровень системы слабо зависит от концентрации кислорода. Поэтому в природных водах, контактирующих с атмосферой или почвенным воздухом, значение ре ^– остается высоким.

Таким образом, природные воды обладают буферной редокс - емкостью, обусловленной присутствием кислорода в равновесном с ними воздухе. Однако если контакт природных вод с воздухом будет нарушен, то редокс - состояние воды резко изменяется — снижается, и в системе могут инициироваться окислительно - восстановительные реакции без участия кислорода воздуха, а с участием кислородсодержащих соединений и бактерий. Редокс-буферность природных вод связана с процессами денитрификации, сульфат-редукции и ферментации.

Реакция денитрификации состоит в превращении нитрата (важного ком-понента питания) в биологически инертный молекулярный азот. При этом бак-терии используют для окисления органического вещества до СО₂ кислород нит-ратных ионов:

2,5С_орг + 2NО₃^- + 2Н⁺ = N₂ + 2,5СО₂ + Н₂О.

В процессе денитрификации помимо азота могут образоваться гемиоксид (N₂О₃), оксид (NО) и диоксид (NО₂) азота, которые играют важную роль в процессах, протекающих в тропосфере (оксид и диоксид азота) и стратосфере (гемиоксид азота). В то же время, поскольку концентрация нитрат - ионов в природных водах достаточно низкая (исключение могут составлять лишь почвенные воды), эти ионы не оказывают влияния на редокс - буферность природных вод.

Реакции восстановления сульфатов, или сульфат-редукции используют бактерии для окисления органического вещества сульфат - ионов, образуя в качестве продуктов жизнедеятельности сульфидные формы:

2С_орг + SО₄^2- + 2Н₂О = H₂S + 2НСО₃^-.

Восстановление сульфатов оказывает существенное влияние на состояние экосистем водоемов, поскольку для большинства компонентов флоры и фауны Н₂S является высокотоксичным соединением. Положительное значение имеет наличие соединений 2-х валентного железа. В присутствии соединений железа H₂S будет реагировать с ними, образуя осадки сульфидов. Превращение оксидов железа в сульфиды обычно вызывает изменение цвета воды от красноватого или коричневатого до черного или серого.

Если в водах имеются загрязнители в виде ионов тяжелых металлов (например, Cu²⁺, Zn²⁺, Mo²⁺, Pb²⁺, Нg²⁺), то они будут связывать H₂S, образуя малорастворимые сульфиды. Поэтому их присутствие обеспечивает двойной положительный эффект.

Поскольку сульфат - ионы относятся к главным ионам природных вод, имеют широкое распространение и содержатся в природных водах во многих случаях в достаточно больших концентрациях, то они выполняют стабилизирующую роль для редокс - уровня природных вод.

Протекающий при участии микроорганизмов процесс разрушения органических, в том числе токсичных, веществ – ферментация - приводит к появлению новых, более простых органических соединений. Брутто-уравнение бактериальной ферментации выглядит следующим образом:

[органическое соединение А] → [органическое соединение В] + СО₂.

Самой простой и одной из наиболее важных реакций этого типа является образование метана:

С_орг + 2Н₂О → СО₂ + СН₄.

Процессы ферментации протекают при значениях ре ^– менее 4,5 вплоть до границы устойчивости воды.

В некоторых применениях (например, в обработке воды для бассейнов) ОВП является одним из основных параметров контроля качества воды. В частности потому, что позволяет оценить эффективность обеззараживания воды. От величины редокс-потенциала зависит продолжительностиь жизни типичных микроорганизмов (табл.2):

Таблица 2

ОВП, мВ	Время жизни E-Coli, мин.
450 - 500
500 - 550
550 - 600	1,7
700 - 750	0,2
750 - 800	0.05

Вопросы для самоконтроля:

1. Каковы особенности окислительно – восстановительных реакций в природных водах?

2. Какие соединения инициируют окислительно-восстановительные процессы?

3. Что характеризует и как измеряют окислительно – восстановительный потенциал системы?

4. Какая взаимосвязь существует между редокс - потенциалом и кислотностью природных вод?

5. Каковы способы выражения редокс - потенциала природных систем?

6. Как зависит окислительно – восстановительный потенциал системы от рН?

7. Что такое редокс-буферность природных вод? С протеканием каких процессов она связана?

8. Охарактеризуйте свойства воды в зависимости от диапазона значений Еh?

9. Что такое кислотный дождь?

10. Какие соединения образуются при сульфат-редукции?

---

Дата добавления: 2015-07-11