Giáo trình hóa học đất - Chương 8 pot

138 Chương 8 HIỆN TƯỢNG ĐIỆN HOÁ 8.1 Thế năng oxi hoá khử của đất Quá trình oxy hoá khử là quá trình liên quan đến thu hoặc nhưòng oxy, hydro hoăc điện tử. Trong đó quá trình oxy hoá là quá trình nhận oxy hoặc loại hydro hoặc điện tử và làm tăng số oxy hoá. Ngược lại quá trình khử oxy là quá trình loại oxy hoặc nhận hydro hoặc điện tử và làm giảm số oxy hoá. Hai quá trình này liên hệ tương hỗ với nhau, chất cho điện tử bị oxy hoá, chất nhận điện tử bị khử oxy. Thế oxy hoá khử là mức đo trình độ oxy hoá khử của một hệ thống đo được nhờ một điện cực có tính trơ như cực bạch kim hay vàng tiếp xúc với hệ thống đo. Đối với một hệ thống như: Chất oxy hoá + n.e chất khử oxy (8.1) Ví dụ, Fe 3+ + e Fe 2+ , trong nhiệt động học, thế oxy hoá khử tính theo biểu thức sau đây: Eh =Eo + (RT/nF) ln(a Ox /a Red ) = Eo + (0,059/n) log(a Ox /a Red ) (8.2) trong đó Eh: Thế năng oxy hoá khử (tính bằng von-V), Eo: Thế năng oxy hoá khử tiêu chuẩn khi hoạt độ chất oxy hoá bằng hoạt độ chất khử bằng 1, R: Hằng số khí lý tưởng (universal), T: nhiệt độ tuyệt đối, n: số điện tử trao đổi, F: Hằng số Faraday, a Ox : Hoạt độ của chất oxy hoá (oxidant), a Red : Hoạt độ của chất khử (reductant). Đất là một hệ thống oxy hoá khử phức tạp bao gồm các hệ thống oxy hoá khử khác nhau, ví dụ: Phản ứng điện hoá Eo (V) Eo lúc pH=7,0 (V) O 2 + 4H + + 4e 2H 2 O 1,23 0,82 Fe 3+ + e Fe 2+ 0,77 - MnO 2 + 4H + + 2e Mn 2+ + 2H 2 O 1,23 0,43 NO 3 - + H 2 O + 2e NO 2 - + 2OH - 0,00 0,41 Fumarat + 2H + + 2e Suxinat -0,03 Oxalaxetat + 2H + + 2e Malat -0,10 Fe(OH) 3 + e Fe 2+ + 3OH - 0,77 -0,10 Pyruvat + 2H + + 2e Lắctat -0,18 Axetaldehyt + 2H + + 2e Etanol -0,19 SO 3 2 - + 3H 2 O + 6e S 2- + 6OH - -0,61 -0,20 2H + + 2e H 2 0,00 -0,41 SO 4 2 - + H 2 O SO 3 2 - + 2OH - -0,60 -0,49 Trong bảng này, điện thế oxy đại biểu mức cao nhất của tác dụng oxy hoá, còn điện thế hydro đại biểu mức cao nhất của tác dụng khử oxy. Trên lý thuyết, trong bảng này, bất cứ một hệ thống nào cũng đều có thể xảy oxy hoá hệ đứng dưới nó. Qua trên thấy rõ: Trong đất được thoát nước tốt và được thông khí, ở pH = 7,0 hệ thống có thể tác dụng là những hệ thống mà điện thế của chúng khi ở pH = 7,0 là dương so với hệ Fumarat – Suxinat. Trong những hệ 139 thống này, oxy rõ ràng là quan trọng nhất. Trong đất thoát nước tốt, oxy được cung cấp vô hạn với một áp suất riêng phần rất cao. Cho nên hệ oxy có chiều hướng chi phối điện thế. Hệ sắt gần như là một hệ quan trọng thứ hai trong đất do: (a) Trong đất có nhiều hợp chất sắt. (b) Khi trong đất bị ngập nước nồng độ của sắt hai tăng lên. (c) Khi chuẩn độ điện thế, dịch chiết đất bằng axit sunfuric biểu hiện rất giống như hệ Fe 3+ - Fe 2+ ; (d) Điện thế của đất nằm trong điện thế của hệ sắt. Trong đất thoáng khí, hệ sắt không được thừa nhận là hệ chủ đạo, đó là vì nồng độ của nó thấp và bị hệ oxy mạnh hơn che lấp và khi pH lớn hơn 2,5 điện thế của hệ sắt sẽ quyết định bởi áp suất riêng phần của oxy và nồng độ của ion H+. Nói một cách khác, trong đất được thông khí tốt hệ sắt được thay thế bằng hệ oxy. Trong đất được tháo nước tốt, ngoài hệ sắt ra còn lại hệ MnO 2 – Mn 2+ và hệ NO 3 - - NO 2 - , hai hệ này cũng thay đổi theo hệ oxy. Hệ MnO 2 – Mn 2+ có tầm quan trọng nhất định. Tầm quan trọng đó là ở chỗ hệ này rất phổ biến trong đất. Độ hoà tan của Mn 2+ lớn hơn độ hoà tan của Fe 3+ và Fe 2+ , hơn nữa thế oxy hoá khử tiêu chuẩn ở pH = 7,0 của hệ này gần với điện thế ở cùng độ pH quan sát được trong đất được thoát nước tốt. Điều khó khăn là cũng giống như Fe 2+ , Mn 2+ bị oxy trong không khí oxy hoá rất nhanh cho nên nồng độ của Mn 2+ được quyết định bởi áp suất oxy và pH. Theo Hemstock và Low (1953), khi độ pH=2,7, oxy trong không khí vẫn có thể oxy hóa Mn 2+ (nồng độ là 0,00027% dung dịch đất), cho nên trong đất được thông khí tốt, cũng giống như hệ Fe 3+ - Fe 2+ , hệ MnO 2 – Mn 2+ bị che lấp bởi hệ oxy. Về thứ tự oxy hoá khử, hệ NO 3 - - NO 2 - hầu như ngang bằng với hệ MnO 2 – Mn 2+ . Điện thế của hệ này nằm trong phạm vi điện thế của đất. Ngoài ra, nó là hệ thống có nồng độ thường là cao nhất trong dung dịch đất. Tuy nhiên hệ này có nhược điểm là: trong nhiệt động học hệ NO 3 - - NO 2 - không thuận nghịch. Có lẽ, cũng vì nguyên nhân đó, nên khi nghiên cứu thế oxy hoá khử của đất, hệ NO 3 - - NO 2 - rất ít được người ta chú ý đến. Nhưng do ảnh hưởng của men, tế bào vi sinh vật và các chất keo tồn tại trong đất, những vật mang năng lượng làm trở ngại đến tính thuận nghịch tương hỗ, đều có thể bị loại trừ và hệ NO 3 - - NO 2 - càng phát sinh tính thuận nghịch của nó. Vì vậy hệ NO 3 - - NO 2 - có ảnh hưởng rõ rệt đến điện thế của hệ oxy hoá khử đất. Ngoài ra trong đất còn tồn tồn tại các hệ oxy hoá khử vô cơ khác: Cu 2+ - Cu + , Co 3+ - Co 2+ , SO 4 2- - S 2- … Hệ Oxalaxetat – Malat của hệ khử oxy là một thành phần của vòng tuần hoàn tricacboxylic trong sự hô hấp không có oxy, do khử hydro của axit suxinic theo phương trình: CH 2 COOH-CH 2 COOH CH 2 COOH=CH 2 COOH +2H + + 2e (8.3) và thông qua quá trình trung gian của chất chuyển vận hydro để kết hợp với oxy không khí. Trong điều kiện yếm khí, ngoài oxy không khí ra, các chất khác cũng có thể là chất nhận hydro (ví dụ, muối nitrat). Hệ Oxalaxetat – Malat cũng giống như hệ Fumarat – Malat, tồn tại rộng rãi trong các hệ thống sinh vật, nó là một thành phần trong chu trình Krebs. Tuy rằng hệ này cũng giống như các hệ tương tự với nó, có thể cung cấp hydro hoạt tính, nhưng vì cân bằng của hệ này rất kém, cho nên đóng góp của nó cho hệ oxy hoá khử không thể lớn hơn được. Trong các hệ hữu cơ của đất, quan trọng nhất là hai hệ yếm khí điển hình: Pyruvat – Lactat, Axetaldehyt - Etanol. Trong điều kiện hiếu khí, khi sự phân giải đường sinh ra DPN 140 (điphosphopyriđin nucleotit) có tính khử oxy, qua quá trình trung gian của chất vận chuyển hydro, bị oxy không khí oxy hoá. Khi điều kiện trở thành yếm khí, DPN có tính khử oxy hoá trở lại, còn axit pyruvic hoặc sản phẩm của axit pyruvic bị khử oxy. Như thế là đã xảy ra hai loại hệ oxy hoá khử, hệ Pyruvat – Lactat, và hệ Axetaldehit - Etanol: CH 3 COCOOH + 2H + + 2e CH 3 CHOHCOOH (8.4) CH 3 CHO + 2H + + 2e C 2 H 5 OH (8.5) Căn cứ vào sự tồn tại rộng rãi của các hệ này, và dựa vào nồng độ tương đối cao phát hiện trong điều kiện yếm khí trong đất ngập nước, chúng có thể có đóng góp nhất định đối với hệ oxy hoá - khử của đất. Các yếu tố ảnh hưởng đến điện thế oxy hoá khử của đất: Sự hình thành các ion phức làm cho một phần chất oxy hoá hoặc chất khử bị mất hoạt tính. Ví dụ khi cho NaF vào hệ thống Fe 3+ - Fe 2+ , do Fe 3+ biến thành ion phức FeF 6 3- làm cho Eh từ 0,73V giảm xuống đến 0V. Hoặc khi có mặt của các chất hữu cơ, vì Fe và Mn có khả năng tạo thành các phức càng của với một vài thành phần hữu cơ nên thế oxy hoá khử của hệ thống sắt và mangan bị thay đổi nhiều. Sự thay đổi của nồng độ ion hydro có thể do ion hydro tham gia vào tác dụng oxy hoá khử mà ảnh hưởng trực tiếp đến thế oxy hoá khử hoặc do ion hydro ảnh hưởng đến cân bằng ion mà ảnh hưởng gián tiếp đến thế oxy hoá khử. Do pH = -loga H + nên khi nồng độ ion hydro thay đổi làm pH thay đổi, kéo theo sự thay đổi của Eh. Mối quan hệ giữa Eh và pH được biểu thị bằng biểu đồ Eh-pH (hình 8.1). dEh/dpH là độ dốc của đường biểu diễn Eh-pH. Khi pH biến thiên một đơn vị thì Eh sẽ biến thiên từ 0 đến 0,06V. Trong đất, do sự có mặt của hệ hỗn tạp các chất hữu cơ và vô cơ, sự phụ thuộc Eh – pH càng thêm phức tạp. Vì vậy, ảnh hưởng của độ pH đến thế oxy hoá khử không thể lập thành một quy luật tổng quát được. Hình 8.1 Biểu đồ Eh-pH (Yamane và Koseki, 1976, dẫn theo Masakazu Mizutani, 1999). Đường chấm chỉ các hệ thống không tồn tại. Thế oxy hoá khử của một vài hệ thống biến thiên theo độ pH, hiện tượng này có ý nghĩa rất lớn trong việc giải thích hiện tượng oxy hoá khử của đất – nó có thể làm thay đổi rất nhiều vị trí tương đối của một hệ thống về thứ tự oxy hoá khử, trong thứ tự đó, hệ oxy và hệ hydro đứng ở hai đầu. Ví dụ thế oxy hoá khử tiêu chuẩn của hệ: MnO 2 + 4H + + 2e Mn 2+ + H 2 O và hệ NO 3 - + H 2 O + 2e NO 2 - + 2OH - là 1,23V và 0,00V. Điểm này chứng tỏ rằng chỉ sau khi một lượng lớn MnO 2 bị khử thì muối nitrat mới bị khử thành muối nitrit. Nhưng khi đổi thành pH 7,0 thì thế oxy hoá khử tiêu chuẩn của hệ MnO 2 – Mn 2+ biến thành 0,43V và thế oxy hoá khử tiêu chuẩn của hệ NO 3 - - NO 2 - bị biến thành 0,41V. Do đó, ở pH 7,0 MnO 2 và NO 3 - hầu như đồng thời bị khử. Ảnh hưởng của độ pH 141 đến vị trí tương đối về thứ tự oxy hoá khử của hệ sắt càng rõ rệt hơn. Thế điện cực của hệ Fe 3+ - Fe 2+ là 0,77V, cho nên, về mặt lý luận, khi điện thế hạ thấp đến mức đủ để cho NO 3 - bị khử rõ rệt, thì trước đó rất lâu Fe 3+ đã bị khử. Nhưng một số kết quả nghiên cứu trong đất yếm khí cho thấy, cho đến khi NO 3 - hầu như hoàn toàn mất đi, mà Fe 2+ vẫn chưa xuất hiện với một số lượng rõ rệt. Khi điều chỉnh điện thế tiêu chuẩn đến pH 7,0 để so sánh thì hiện tượng không bình thường đó biến mất. Điện thế tiêu chuẩn của hệ NO 3 - - NO 2 - là 0,41V, của hệ Fe 3+ - Fe 2+ là 0,10V. Mức độ thoáng khí của đất ảnh hưởng rõ rệt đến điện thế oxy hoá khử. Thông khí tốt và do đó giữ được nồng độ oxy cao có thể sinh ra điện thế cao, còn bất kỳ nhân tố nào làm cho nồng độ của oxy giảm thấp đều đưa đến kết quả ngược lại. Bảng 8.1 Biến thiên của nồng độ oxy và Eh của bùn hồ ở những độ sâu khác nhau Độ sâu (cm) 0 1.2 2.4 4.8 Oxy hoà tan (mg/l) 4,0 0,4 0,1 0,0 Eh ở pH=7 (V) 4,5 0,2 -0,1 -0,1 Nguồn: Mortiemer (1942) Chất hữu cơ trong đất cũng ảnh hưởng lớn đến điện thế oxy hoá khử của đất, đặc biệt khi trong đất chứa nhiều chất hữu cơ dễ oxy hoá, khi ngập nước làm cho Eh hạ thấp một cách rõ ràng. Pha keo của đất cũng có thể ảnh hưởng đến hệ oxy hoá khử của đất. Thực nghiệm đã chứng minh được rằng thể keo của đất ít nhất cũng có thể ảnh hưởng đến quan hệ Eh – pH của đất. Kohnke (1934) phát hiện đường cong Eh – pH của hệ Fe 3+ - Fe 2+ khác rất nhiều so với đất, nhưng khi cho đất sét đã điện phân vào hệ thống thì đường cong Eh – pH của hệ Fe 3+ - Fe 2+ gần với đường cong Eh – pH của đất. Thế oxy hoá khử là một tính chất hoá lý giản đơn nhất dùng để đánh giá mức độ oxy hoá khử của đất. Đất khô, thoát nước, thoáng khí, chứa nhiều chất dạng oxy hoá được thể hiện bằng thế oxy hoá khử cao và ngược lại, đất ngập nước, bí, chặt, trong đất chứa nhiều chất khử được biểu hiện qua thế oxy hoá khử thấp. Theo U. Kh. Patric (dẫn theo D. X. Orlov,. Hoá học đất. 1992) có thể phân loại quá trình oxy hoá khử của đất dựa vào giá trị Eh như sau: Quá trình khử mạnh: (-0,30) – (-0,10)V Quá trình khử trung bình: (-0,10) – (+0,15)V Quá trình khử yếu: (+0,15) – (+0,45)V Quá trình oxy hoá: (+0,45) – (+0,70)V 8.2 Khái niệm pE Phản ứng oxi hoá - khử là phản ứng hoá học trong đó electron được chuyển hoàn toàn từ một chất này sang một chất khác. Chất hoá học bị mất electron trong quá trình trao đổi điện tích này được gọi là chất khử hay chất bị oxi hoá, còn chất nhận electron gọi là chất oxi hoá hay chất bị khử. Ví dụ, trong phản ứng liên quan đến sắt: FeOOH(r) + 3 H + (dd) +e - (dd) = Fe 2+ (dd) + 2H 2 O(l) (8.6) 142 pha rắn, gơtit (bảng 2.4 và hình 2.5), ở vế trái là chất oxi hoá, và Fe 2+ (dd) ở vế phải là chất khử. Phương trình 8.6 là một nửa phản ứng khử, trong đó một electron trong dung dịch nước, tức là e - (dd) là một chất phản ứng. Loại này giống như proton trong dung dịch nước tham gia vào quá trình di chuyển điện tích. Phản ứng redox tổng quát trong đất luôn luôn phải là sự kết hợp của hai nửa phản ứng khử, như thế loại e - (dd) không xuất hiện rõ ràng. Ví dụ, phương trình 8.6 có thể được kết hợp ("cặp đôi") với nghịch đảo của nửa phản ứng liên quan đến chất cacbon: CO 2 (k) + H + (dd) + e - (dd) = CHO (dd) (8.7) để khử bỏ electron trong nước và mô tả sự khử sắt qua quá trình oxi hoá format (hợp chất chứa nhóm chức CHO ) trong dung dịch đất : FeOOH(r) + CHO (dd) + H + (dd) = Fe 2+ (dd) + CO 2 (k) + 2H 2 O(l) (8.8) electron trong nước là khái niệm rất thuận lợi cho việc mô tả trạng thái oxi hoá - khử của đất cũng giống như proton trong nước rất thích hợp để mô tả trạng thái axit - bazơ của đất. Độ chua của đất được biểu thị định lượng bằng âm logarit của hoạt độ của proton tự do, đó là giá trị pH. Tương tự, khả năng oxi hoá của đất có thể được biểu thị bằng âm logarit của hoạt độ của electron tự do, đó là giá trị pE: pE º -log (e - ) (8.9) Giá trị pE lớn thuận lợi cho sự tồn tại của các chất nghèo electron (chất oxi hoá), cũng giống như giá trị pH lớn thích hợp cho sự tồn tại của các chất nghèo proton (các bazơ). Giá trị pE nhỏ thích hợp cho chất giàu electron, hay chất khử, giống như giá trị pH nhỏ thích hợp cho chất giàu proton như axit. Tuy nhiên, không giống pH, pE có thể nhận giá trị âm. Sự khác nhau nhỏ này là do các quy ước riêng được đưa ra khi giải thích việc đo pH và pE bằng pin điện hoá. Phạm vi pE trong đất được biểu diễn bằng vùng kẻ sọc trên đồ thị ở hình 8.2. Đồ thị này là biểu đồ pE-pH, chỉ ra phạm vi hoạt độ electron và proton được theo dõi trong môi trường đất toàn thế giới. Giá trị pE lớn nhất được tìm thấy chỉ thấp hơn +13,0 và nhỏ nhất là gần -6,0. Vùng pE này có thể được chia thành 3 phần tương ứng với đất oxic (pE > +7 tại pH 7), đất suboxic (+2 < pE < +7 tại pH 7), và đất anoxic (pE < +2 tại pH 7). Đất suboxic khác với đất oxic là có pE đủ thấp để làm nghèo O 2 (khí), nhưng không đủ thấp để làm nghèo ion sunfat (xem bảng 8.2). Đường nét đứt của đa diện không đều trong hình 8.2 bao gồm cả vùng pE-pH trong đó các vi sinh vật - chủ yếu là vi khuẩn - xúc tác cho phản ứng oxi hoá khử có thể phát triển mạnh. Các vi sinh vật này tăng lên cùng với các phản ứng như các phương trình 8.6 và 8.7 xuất hiện trong đất. Hình 8.2 cho biết khoảng pE-pH mà vi sinh vật có thể xuất hiện trong đất và 143 môi trường đất có thể làm tăng cường sự xúc tác cho các phản ứng oxi hoá khử xảy ra ở đó. Không có vùng pE-pH "vô trùng" trong đất. Hình 8.2 Biểu đồ pE-pH chỉ ra vùng phân bố có thể của vi vi sinh vật (đường nét đứt) và vùng quan sát được trong đất (vùng kẻ sọc, với số liệu thực nghiệm được thể hiện thành các điểm). L. G. M. Baas Becking, I. R. Kaplan và D. Moore, 1960. Các nguyên tố hoá học quan trọng nhất bị ảnh hưởng bởi phản ứng oxi hoá - khử trong đất là C, N, O, S, Mn và Fe. Trong các đất bị ô nhiễm, danh sách này sẽ tăng lên bao gồm cả As, Se, Cr, Hg và Pb. Nếu một loại đất tồn tại như một hệ thống đóng (ví dụ đất ngập do đọng nước ao hồ) và các nguồn cácbon và năng lượng dồi dào có tác dụng thúc đẩy sự xúc tác trung gian của vi sinh vật sẽ diễn ra một quá trình khử liên tục các nguyên tố vô cơ trong số sáu nguyên tố cơ bản. Sự liên tục này được thể hiện trong bảng 8.2 bởi các nửa phản ứng khử đại diện và vùng pE trên đó quá trình khử được bắt đầu ở các đất trung tính (pE bđ ). Trong từng trường hợp, người ta cho rằng nửa phản ứng khử gắn liền (cặp đôi) với sự oxi hoá chất hữu cơ, điển hình là nghịch đảo của sự khử CO 2 thành glucoza: CO 2 (k) + H + (dd) + e - (dd) = C 6 H 12 O 6 (dd) + H 2 O(l) (8.10) hoặc sự khử CO 2 thành format (phương trình 8.7). Khi pE của dung dịch đất xuống dưới +11,0 đủ electron để khử O 2 (khí) thành H 2 O (lỏng), như ở bảng 8.2. Khi pE dưới 5, oxi không bền trong đất trung tính. Khi pE trên 5, oxi bị tiêu tốn trong quá trình hô hấp của vi sinh vật ưa khí. Khi pE giảm xuống dưới 8, electron có thể khử NO 3 . Sự khử này được xúc tác bởi hô hấp nitrat (tức là NO 3 - đóng vai trò là chất nhận electron sinh hoá như O 2 ) liên quan đến vi khuẩn và thải ra NO 2 - , N 2 , N 2 O hay NH 4 + . Phản nitơrat hoá là trường hợp đặc biệt của sự hô hấp nitrat trong đó N 2 (khí) và các khí chứa nitơ khác được tạo thành. 144 Khi giá trị pE của đất giảm xuống vùng 7 đến 5, electron trở nên rất nhiều, đủ để giúp quá trình khử Fe và Mn trong pha rắn. Sự khử sắt không xuất hiện cho tới khi O 2 và NO 3 - bị mất hết, nhưng sự khử Mn có thể bắt đầu trong sự có mặt của nitrat. Do vậy sự khử Fe và Mn là đặc trưng của môi trường đất suboxic. Khi giá trị pE giảm xuống dưới +2, đất trở thành anoxic và khi pE nhỏ hơn 0, electron có thể tham gia quá trình khử sunfat được xúc tác bởi một loại vi khuẩn kị khí. Sản phẩm đặc trưng trong dung dịch dung nước là H 2 S, ion bisulfua (HS - ) hoặc thiosulfat (S 2 O 3 - ), như được chỉ ra trong bảng 8.2. Bảng 8.2 Chuỗi các phản ứng khử trong đất trung tính Nửa phản ứng khử Giới hạn của pE bđ O 2 (k) + H + dd) + e - (dd) = H 2 O (l) 5,0-11,0 NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = NO (dd) + H 2 O (l) NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = N 2 (k) + H 2 O (l) NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = NH (dd) + H 2 O (l) 3,4-8,5 MnO 2 (r) + 2H + (dd) + e - (dd) = Mn 2+ (dd) + H 2 O (l) 3,4-6,8 Fe(OH) 3 (r) + 2H + (dd) + e - (dd) = Fe 2+ (dd) + 3H 2 O (l) FeOOH(r) + 2H + (dd) + e - (dd) = Fe 2+ (dd) + 2H 2 O (l) 1,7-5,0 SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = HS - (dd) + H 2 O (l) SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = S 2 O 3 - (dd) + H 2 O (l) SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = H 2 S(dd) + H 2 O (l) -2,5-0,0 Chuỗi phản ứng hoá học khử O, N, Mn, Fe và S được gây ra do sự thay đổi pE cũng là một chuỗi sinh thái vi khuẩn xúc tác sinh học làm trung gian cho các phản ứng đó. Vi sinh vật hiếu khí dùng O 2 để oxi hoá chất hữu cơ không hoạt động khi pE dưới 5. Phần lớn các vi khuẩn phản nitơrat hoá phát triển mạnh khi pE dao động trong khoảng từ +10 đến 0. Vi khuẩn khử sunfat không phát triển ở pE trên +2. Các ví dụ này cho thấy các biểu đồ pE-pH miêu tả sinh động các vùng ổn định cho cả các chất hoá học và các loại vi sinh vật. 8.3 Phản ứng oxi hoá - khử Phản ứng oxi hoá - khử ở trạng thái cân bằng có thể được mô tả dưới dạng các hằng số cân bằng cần thiết để giải thích sự di chuyển electron. Điều này được thực hiện bằng cách kết hợp các chỉ số oxi hoá với chất oxi hoá hay chất khử và bằng cách cân bằng cẩn thận phương trình oxi hoá - khử tổng quát dưới dạng các nửa phản ứng khử. Danh sách các nửa phản ứng khử quan trọng và hằng số cân bằng của chúng được cung cấp ở bảng 8.3. Các hằng số cân 145 bằng này có nghĩa về mặt hình thức tương tự như các hằng số cân bằng được trình bày ở chương 4, dù là những phản ứng chỉ liên quan đến electron trong dung dịch. Bảng 8.3 Một số nửa phản ứng khử quan trọng Nửa phản ứng khử log K 298 O 2 (k) +H + (dd) + e - (dd) = H 2 O(l) 20.8 H + (dd) + e - (dd) = H 2 (k) 0.0 NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = NO (dd) + H 2 O(l) 14.1 NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = N 2 O (dd) + H 2 O(l) 18.9 NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = NO 2 (dd + H 2 O(l) 21.1 NO (dd) + H + (dd) + e - (dd) = NH (dd) + H 2 O(l) 14.9 MnO 2 (r) +2H + (dd) + e - (dd) = Mn 2+ (dd) + H 2 O(l) 20.7 MnO 2 (r)+ HCO (dd)+ H + (dd)+ e - (dd) = MnCO 3 (r) + H 2 O(l) 20.2 Fe(OH) 3 (r) + 3H + (dd) + e - (dd) = Fe 2+ (dd) + 3H 2 O(l) 16.4 FeOOH(r) + 3H + (dd) + e - (ddc) = Fe 2+ (dd) + 2H 2 O(l) 11.3 Fe 3 O 4 (rắn) + 4H + (dd) + e - (dd) = Fe 2+ (dd) + 2H 2 O(l) 14.9 Fe 2 O 3 (rn) + 3H + (dd) + e - (dd) = Fe 2+ (dd) + H 2 O(l) 11.1 SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = S 2 O (dd) + H 2 O(l 4.9 SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = HS - (dd) + H 2 O(l) 4.3 SO 4 2- (dd) + H + (dd) + e - (dd) = H 2 S(dd) + H 2 O(l) 5.1 CO 2 (k) + H + (dd) + e - (dd) = CHO (dd) -3.8 CO 2 (k) + H + (dd) + e - (dd) = C 2 H 3 O (dd) + H 2 O(l) 1.2 CO 2 (k) + NH 4 + (dd) + H + (dd) + e - (dd) = C 3 H 4 O 2 (dd) + H 2 O(l) 0.8 146 CO 2 (k) + H + (ddc) + e - (dd) = C 6 H 12 O 6 (dd) + H 2 O(l) -0.2 CO 2 (k) + H + (dd) + e - (dd) = CH 4 (k) + H 2 O(l) 2.9 Theo quy ước sự khử proton (phản ứng thứ 2 trong bảng 8.3) được quy định là có logK = 0 (ở nhiệt độ 298,15 K hoặc 25 0 C). Như vậy, mỗi nửa phản ứng trong bảng 8.3 có thể kết hợp với nghịch đảo của phản ứng khử proton để khử e - (dd) trong khi để logK của nửa phản ứng hoàn toàn không đổi. Với ý nghĩa này, mỗi nửa phản ứng trong bảng 8.3 là cách chính thức biểu thị phản ứng oxi hoá - khử tổng quát luôn luôn bao gồm sự oxi hoá H 2 (khí). Số liệu log K trong bảng 8.3 có thể được kết hợp theo cách thông thường để tính log K cho phản ứng oxi hoá - khử tổng quát. Ví dụ, hãy xem xét sự kết hợp các phương trình 8.6 và 8.7 để đưa ra phương trình 8.8. Theo bảng 8.3, sự khử gơtit có log K = 11,3 và sự oxi hoá format có log K = 3,8, do đó sự khử gơtit bằng sự oxi hoá format có: log K = 11,3 + 3,8 = 15,1. Hằng số cân bằng này có thể được biểu thị dưới dạng hoạt độ liên quan với phương trình 8.8: K = (Fe 2+ )(CO 2 ) (H 2 O) 2 (FeOOH)(H + ) (CHO 2 - ) = 1 0 1 5 , 1 (8.11) Nếu hoạt độ của gơtit và nước được coi bằng 1,0 và cách biểu thị thông thường cho hoạt độ của CO 2 (k) là Pco 2 và H + (dd) và pH = - log(H + ), thì phương trình 8.11 có thể được viết thành: (Fe 2+ )Pco 2 1/2 10 5/2pH /(CHO ) = 10 15,1 (8.12) Ở pH 6 và dưới áp suất CO 2 là 10 -3,52 atm, phương trình này rút gọn thành biểu thức đơn giản hơn: (Fe 2+ ) (CHO 2 - ) = 1 0 1 , 8 6 (8.13) phương trình 8.13 dẫn đến kết luận rằng trạng thái cân bằng đối với phản ứng oxi hoá - khử trong phương trình 8.8 yêu cầu hoạt độ của Fe 2+ trong dung dịch đất bằng khoảng 70 lần căn bậc hai của hoạt độ của format trong dung dịch đất. Ví dụ, nếu (Fe 2+ ) = 10 -7 , thì phương trình 8.13 dự báo rằng (CHO 2 - ) = 2 ´ 10 -18 . Kết quả này cho thấy format sẽ bị biến mất hoàn toàn khỏi dung dịch đất sau khi khử và hoà tan gơtit. Các nửa phản ứng khử trong bảng 8.3 cũng có thể được dùng riêng để dự báo phạm vi của pE và pH mà khi qua nó thì một chất oxi hoá - khử nào đó sẽ chiếm ưu thế. Gần như tất cả các nửa phản ứng là trường hợp đặc biệt của phản ứng tổng quát: 147 mA ox + nH + (dd) + e - (dd) = pA red + qH 2 O (l) (8.14) trong đó A là một chất hoá học nào đó trong pha bất kỳ [ví dụ: CO 2 (khí) hay Fe 2+ (nước)] và "ox" hay "red" tương ứng chỉ định cho chất oxi hoá hay chất khử. Hằng số cân bằng đối với nửa phản ứng tổng quát này trong phương trình 8.14 là: K = (A red ) p (H 2 O) q (A ox ) m (H + ) n ( e) (8.15) Phương trình này có thể được sắp xếp lại để có một biểu thức tính pE hay pH dưới dạng log các biến hoạt độ. Ví dụ, hãy xem xét sự khử sunfat thành bisulfua: SO (nước) + H + (nước) + e - (nước) = HS - (nước) + H 2 O(lỏng) (8.16) với log K = 4,3. Giả thiết (H 2 O) = 1,0, trong trường hợp này phương trình 8.15 trở thành: K = (HS - ) (SO ) (H + ) (e - ) (8.17) Dưới dạng logarit, phương trình 8.17 có thể được sắp xếp lại để cho biểu thức với pE = -log(e - ) pE = 4,3- pH + log (8.18) Giả sử một dung dịch đất có pH 7 và chứa các ion sunfat và bisulfua có hoạt độ như nhau. Theo phương trình 8.18, giá trị pE tương ứng sẽ là 4,3 - 9 + 0 = -3,6. Chúng ta cũng có thể sử dụng phương trình E bđ = -2,5 đối với sự khử sunfat (bảng 8.2) để tính tỷ số hoạt độ sunfat-bisulfua khi sự khử bắt đầu ở pH 7: log = 8(pE - 4,3 + pH) = 8(-2,5 - 4,3 + 7,9) = 8,8 (8.19) Nếu (SO ) = 10 -3 khi sự khử sunfat bắt đầu, sau đó hoạt độ của ion bisulfua sẽ vào khoảng 10 -12 . Kết quả tính toán minh họa trong phương trình 8.19 có thể làm được cho các giá trị pE và pH bất kỳ. Nếu biết giá trị pE, phương trình 8.17 có thể dùng để tính pH dưới dạng logarit. Đối với trường hợp khử sunfat, phương trình 8.18 có thể chuyển thành biểu thức: [...]... v W H Patrick, 19 68 c dựng xỏc nh t l nng : 10 28, 2(H+)2(e-)2 = 10 28, 2-2 pH-2pE (8. 34) Xỏc inh h s phõn b (xem phng trỡnh 4.9), (8. 35a) sau ú thay phng trỡnh 8. 32 vo phng trỡnh 8. 35a nhn c: {1+10 28, 2-2 pH-2pE-1 }-1 (8. 36a) Tng t nh phng trỡnh 4.12 152 (8. 35b) Kt hp 8. 35b vi cỏc phng trỡnh 8. 35a, 8. 34 dn n: 10 28, 2-2 pH-2pE (8. 36b) Phng trỡnh 8. 36a v b c v nh hm ca pE ti pH 7 trong hỡnh 8. 5, trong ú mt quỏ... = 6 ,8, pH = 8, 2 trong biu pE-pH Cht rn MnCO3 b gim i nm di ng c biu th bng phng trỡnh 8. 27 Cui cựng, phng trỡnh 8. 25 cú th c kt hp vi phn ng MnO2-Mn2+ trong bng 8. 3 to ra phn ng ho tan MnCO3: MnCO3(rn) + 2 H+(nc) = Mn2+(nc) + CO2(nc) + H2O(lng) (8. 28) vi log K = 2(20,7 - 16,3) = 8, 8 Phn ng ny ging phn ng ho tan canxit trong phng trỡnh 4.40 Tng ng quan h pE-pH l: 0 = 8, 8 - log(Mn2+) - log Pco2 - 2pH... + pE - log(MnO2) (8. 22) Thng thng ngi ta qui nh hot ca pha rn v nc (lng) bng 1, vỡ vy phng trỡnh 8. 22 c rỳt gn thnh mi quan h pE-pH: pE = 20,7 - log(Mn2+) - 2pH (8. 23) Phng trỡnh 8. 23 khụng phi l tng quan hon ton gia pE v pH ti khi hot ca Mn2+(nc) c xỏc nh Trong dung dch t giỏ tr ny cú th bng 1 0-5 Khi ú phng trỡnh 8. 23 tr thnh: pE = 23,2 - 2pH (8. 24) Hỡnh 8. 3 Biu pE-pH ca mangan G Sposito, 1 989 Phng... log(Mn2+) - log Pco2 - 2pH = 16,3 - 2pH (8. 29) Bin pE khụng xut hin vỡ khụng cú thay i v s oxi hoỏ Mn2+ xut hin trong phng trỡnh 8. 28 Phng trỡnh 8. 29 v mt ng thng ng ti pH 8, 2 trong hỡnh 8. 3 ng ny ct im pE = 6 ,8, pH = 8, 2 trờn ng bao biu th cho cỏc phng trỡnh 8. 24 v 8. 27 So sỏnh cỏc hỡnh 8. 2 v 8. 3 thy rng Mn(II) c cho l chim u th trong mi trng hp tr iu kin t oxic - t giu secquioxit nht (pE + pH > 15)... k, v pE gim xung cũn khong 3,5 (ti pH 7) Theo phng trỡnh u tiờn trong Bng 8. 3, mi quan h pE-PO2 pE = 20 ,8 + logPO2 - pH (8. 30) khi cõn bng v pE = 3,5 ti pH 7 dn ti PO2 = 1 0-4 0 atm, rt nh S gim NO 3- trong hỡnh 8. 4 bt u ngay trc khi oxi bit mt Nhng phn ng c bn liờn quan n s kh nitrat c th hin bng 8. 3 Cht oxi hoỏ kh NO 3- v NO 2- cú th c s dng minh ho tỏc ng ca pE lờn s hỡnh thnh nit trong nc Theo phng... nng N tng s trong dung dch t bng tng nng ca nitrat v nitrit: NT = [NO 3-] + [NO 2-] (8. 31) Phng trỡnh ny chớnh xỏc vi cỏc giỏ tr pE ln hn 6 Nú cú th c bin i nh phng trỡnh 4 .8 thnh mt biu thc ch cú [NO 3-] : NT = [NO 3-] (8. 32) 151 trong ú: K= =1014,1 (8. 33) Thà nh phầ n đất (đơ n vị tuỳ ý) Hỡnh 8. 4 Nhng thay i tng i v hm lng O2, NO 3-, Mn(IV), Mn(III) th rn v Fe(II) ca mt loi t vi thi gian sau khi b ngp... Mi quan h pE-pH tng t vi phng trỡnh 8. 23: pE = 16,3 + log Pco2 - pH (8. 26) Hot ca CO2(khớ) c cho bng ỏp sut CO2 trong khớ quyn (xem mc 4.7) Mt giỏ tr PCO2 thớch hp ca t l 3 1 0-3 atm = 1 0-2 ,5 atm Vỡ th phng trỡnh 8. 26 tr thnh: pE = 15,0 - pH (8. 27) Phng trỡnh ny xỏc nh ng bao gia MnO2 v MnCO3 Nú c v gúc trờn bờn phi ca hỡnh 8. 3 Chỳ ý rng ng ny kộo di v bờn trỏi v ng biu th cho phng trỡnh 8. 24 kộo di...pH = 3 ,8 - pE - log (8. 20) Nu pE = -2 , giỏ tr pH m ti ú hot ca ion sunfat v bisulfua bng nhau v bng 3 ,8 + 1 ,8 - 0 = 5,6 Chỳ ý, s tng hot ca ion bisulfua liờn quan n s tng hot ca ion sunfat ti pE c nh s lm tng pH theo phng trỡnh 8. 20 Chiu hng ny l mt vớ d v mt c im chung ca cỏc na phn ng kh c miờu t bng phng trỡnh 8. 14 S hỡnh thnh cỏc cht kh luụn luụn dn n vic... trỡnh 8. 32 v tớnh li NO2 di dng to ra NO 2- do kh NO 3- v s mt NO 2- do denitrat hoỏ Hỡnh 8. 4 ch ra s gim liờn tc cỏc th rn Mn(IV) v Mn(III) sau khi giỏ tr pE gim xung di 4 Vic tng Fe2+ rừ rt trong dung dch t ch xy ra sau khi pE gim xung di 3 Nhng xu th ny phự hp vi chui kh bng 8. 2 v vi s liu logK trong bng 8. 3, khi c th hin trong phng trỡnh 8. 23 v trong mi quan h pE-pH i vi Fe(OH)3 (rn): pE = 16,4 - log(Fe2+)... log(Fe2+) - 3pH (8. 37) N O3 hoặ c Hỡnh 8. 5 Cỏc h s phõn b c tớnh cho NO 3- (nc) v NO 2- (nc) l hm ca pE (trỏi) Cỏc h s phõn b quan sỏt c i vi nitrat, nitrit v cỏc hp cht N khớ 153 l hm ca thi gian sau khi lm t ngp nc (phi) W.H Patrick v I.C Mahapatra, 19 68) cú hot Mn2+ (nc) bng 1 0-5 ti pH 7 thỡ cn giỏ tr pE l 9,3 theo phng trỡnh 8. 23, trong khi cựng iu kin thỡ Fe2+ (nc) yờu cu pE = 0,4 theo phng trỡnh 8. 37 . 8. 35a nhận được: {1+10 28, 2-2 pH-2pE-1 } -1 (8. 36a) Tương tự như phương trình 4.12 Thµ nh phÇ n ®Êt (®¬ n vÞ tuú ý) 153 (8. 35b) Kết hợp 8. 35b với các phương trình 8. 35a, 8. 34 dẫn đến: .10 28, 2-2 pH-2pE (8. 36b) Phương. H 2 O(lỏng) (8. 28) với log K = 2(20,7 - 16,3) = 8, 8. Phản ứng này giống phản ứng hoà tan canxit trong phương trình 4.40. Tương ứng quan hệ pE-pH là: 0 = 8, 8 - log(Mn 2+ ) - log Pco 2 - 2pH = 16,3 - 2pH. 3OH - 0,77 -0 ,10 Pyruvat + 2H + + 2e Lắctat -0 , 18 Axetaldehyt + 2H + + 2e Etanol -0 ,19 SO 3 2 - + 3H 2 O + 6e S 2- + 6OH - -0 ,61 -0 ,20 2H + + 2e H 2 0,00 -0 ,41 SO 4 2 - + H 2 O SO 3 2 -