Розчинність мінералів

Розчинність мінералів в широкому інтервалі температур і тисків (T=0-800 C,

P = 1 - 5000 бар) визначає як склад мінеральних агрегатів, так і їх структуру.

Розчинність мінералів є функцією температури, тиску і складу флюїду. Розчинником є електроліт, причому основним компонентом його, в більшості випадків, є NaCl, в меншій мірі CaCl2, KCl.

Наші знання відносно розчинності породо- і рудоутворюючих мінералів в електролітах грунтуються на експериментальних дослідженнях та термодинамічних розрахунках.

Розчинність кварцу зростає із збільшенням температури і збільшенням тиску за виключенням невеликої ділянки (рис.). Зростання розчинності кварцу із ростом тиску пов‘язане із взаємодією OH-груп H₄SіO₄ із полярними молекулами H₂O. Комплекси типу H₄SіO₄ ·2H₂O, що формуються при цьому мають нижчу енергію ніж H₄SіO₄. Із ростом тиску щільність води росте і зростає кількість молекул H₂O в найближчому оточенні H₄SіO₄. Внаслідок цього все більше молекул H₄SіO₄ переходить в більш низькоенергетичну форму, що стимулює зміщення реакції розчинення кварцу вправо, тобто ріст розчиненості кварцу.

H₄SіO₄ є слабкою кислотою, що помітно починає дисоціювати при pH на 2 одиниці вищевід нейтрального значення. Перший крок дисоціації відбувається за реакцією

H₄SіO₄ = H₃SіO₄^- + H⁺

Згідно цієї реакції відбувається буферування багатьох важливих систем мінералоутворення Другий і третій крок дисоціації відчутні тильки в сильнолужних умовах, що рідко зустрічаються в природніх процесах, зате широко використовуються в технології, зокрема при вирощуванні цеолітів.

Відповідно, реакцію розчинення кварц можемо записати в вигляді

SіO₂ (тв ) + 2H₂O = H₃SіO₄ ^- + H⁺

Зміна константи дисоціації H₄SіO₄ в залежності від температури зумовлює складну зміну розчинності кварцу як функцію температури і pH.

Рис. Розчинність кварцу в залежності від температури і тиску, розрахована за рівнянням Fournіer, Potter (1982)

Рис. Розчинність кварцу як функція pH і температури кремнезему вздовж трьохфазової кривої SіO2(тв)- H2O(р)-H2O(пара) (за Dove, Rіmstіdt, 1994).

Рис. Розчинність кварцу в розчинах NaCl

вздовж трьохфазової кривої SіO2(тв)- H2O(р)-H2O(пара) (за Dove, Rіmstіdt, 1994).

Присутність в розчині інших йонів чи нейтральних молекул також істотно впливає на розчинність кварцу. Цей впли здійснюється двома шляхами:

- деякі йони взаємодіють із H₄SіO₄ формуючи комплекси, що веде до зростання розчинності кварцу. Вплив іонів зменшується в ряду

Fe³⁺ >> Mg²⁺ > Ca²⁺ > Na⁺. Активно впливають на козчинність кварцу також органічні кислоти і F^-.

- йони взаємодіють із молекулами води змінюючи енергію гідратації H₄SіO₄.

Розчинність кварцу є вищою в розчинах NaCl в порівнянні із чистою водою (рис.), так як йони Na⁺ і Cl^- змінюють структуру води в напрямку збільшення її водневих зв‘язків із H₄SіO₄. Вплив цього ефекту ілюструється на рис..

Дещо інші закономірності розчинності в залежності від температури, тиску і спостерігаються для карбонатів (рис. а). Для більшості карбонатів характерне монотонне зростання розчинностів чистій воді по мірі зниження температури.

Рис. Розчинність деяких карбонатів і сульфатів в залежності від температури (за Rіmstіdt, 1997) (K _sp = a _M+· a _аніон)

Рис. Розчинність кальциту як функція температури і парціального тиску CO₂.

(за Rіmstіdt, 1997)

Розчинність більшості карбонатів контролюється реакціями

MCO₃ (к) + CO₂ (г) +H₂O = M²⁺ + 2HCO₃ ^-

MCO₃ (к) + H ⁺ = M²⁺ + HCO₃ ^-

Ріст парціального тиску CO₂ сприяє росту розчинності карбонатів. Підвищення температури веде до зниження розчинності CO₂ в воді, що зміщує реакцію вліво в сторону осадження карбонату. Тому максимально ріст розчинності карбонатів при рості P_CO2 спостерігається тільки при низьких температурах і повністю нівелюється по мірі їх зростання (рис.). Ріст соленості розчину приводить до ефекту висолювання (зниження розчинності CO ₂ в воді) і, як наслідок, до зниження розчинності карбонатів.

Поле стабільності магнетиту і гематиту в рівновазі з залізо-вмісним водним розчином в умовах близьких до умов земної поверхні. Жирна лінія позначає активність Fe_{aq 10}^-6, тонкі лінії – активності 10^-4 і 10^-8 (остання заштрихована)_.

Окиснення магнетиту до гематиту у присутності водного розчину.

Розчинення магнетиту з формуванням іону Fe²⁺:

Рівновага між гематитом і Fe²⁺:

Рівновага між гематитом і Fe³⁺:

.

Границя між Fe²⁺ і Fe³⁺ не залежить від концентрації заліза. Магнетит може бути в рівновазі лише з досить відновними, нейтрально-лужними розчинами. При рН біля 7 і нижче, він розчиняється; при дуже високих концентраціях заліза він буде в рівновазі з кислими водами. Магнетит осаджуватиметься лише з відновної морської води або в дуже солених водах, багатих органікою. Гематит стабільний у значній області, стабільність його зростає при зростанні рє і рН. Значні концентрації іону Fe³⁺ (> 10^-6) можливі лише в кислих, окисних умовах (в присутності сірчаної кислоти, яка утворюється при окисненні сульфідів).

Дата добавления: 2014-01-07