Математическое моделирование физико-химических процессов ВГС (Лекции) Букаты М.Б. Томск, 2009

Лк. 1. Введение РЕКОМЕНДУЕМАЯ ЛИТЕРАТУРА ПО КУРСУ ОСНОВНАЯ Методы геохимического моделирования и прогнозирования в гидрогеологии / Под ред. Крайнова С.Р. – М.: Недра, – 254 с. Геологическая эволюция и самоорганизация системы вода-порода. Т.1 Система вода-порода в земной коре: взаимодействие, кинетика, равновесие, моделирование. // Под ред. С.Л.Шварцева. - Новосибирск: Изд. СО РАН, 2005, 244 с. Букаты М.Б. Геоинформационные системы и математическое моделирование. Учеб.пособие. – Томск: изд. ТПУ, – 75 с. Гидрогеодинамические расчеты на ЭВМ. Учебное пособие. / Под ред. Штенгелова Р.С. – М.: Изд-во МГУ, – 335 с. Керн Р., Вайсброд А. Основы термодинамики для минералогов, петрографов и геологов. – М.: Мир, – 278 с. ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ Гаррелс Р.М., Крайст Ч.Л. Растворы, минералы, равновесия. – М.: Мир, – 368 с. Крайнов С.Р., Рыженко Б.Н., Швец В.М. Геохимия подземных вод. Теоретические, прикладные и экологические аспекты. - М.: Наука, с. Термодинамическое моделирование в геологии: минералы, флюиды и расплавы./ Р.К.Ньютон, А.Навротеки, Б.Дж.Вуд и др. - М.: Мир, с. Langmuir D. Aqueous Environmental Geochemistry. – London: Prentice-Hall International, – 601 pp. Мироненко В.А., Румынин В.Г. Проблемы гидрогеоэкологии. Т.1 Теоретическое изучение и моделирование геомиграционных процессов. – М.: Изд-во МГУ, – 611 с. Шестаков В. М. Физико-химическая гидрогеодинамика. Курс лекций (8 разделов). Геологический факультет МГУ,

Лк. 2. Принципы описания природно-техногенных физико- химических систем Термодинамическая (физико-химическая) система. В геологии и геохимии под ней понимается мысленно выделенная из геологической или иной среды её часть, подвергаемая изучению. Такой системой может быть Земля или другое космическое тело, земная кора, конкретная геологическая структура или геологический объект, вне зависимости от их размеров, месторождение урана, изучаемая часть продуктивного пласта, участок нефте- или водопровода, пробирка с пробой пластовой воды, раствором кислоты или щелочи, образец породы и т.п. При этом каждая из взаимодействующих составляющих системы должна состоять из достаточно большого числа атомов и молекул, чтобы к ней могли быть применены законы термодинамики, изначально имеющие статистический характер. За границами системы располагается внешняя по отношению к ней среда, с которой открытая система может обмениваться веществом и энергией, закрытая система обмениваться только энергией, а изолированная система не имеет возможности к обмену с окружающей средой ни веществом ни энергией. Полностью изолированные (идеальные) системы в природе не встречаются и их понятие введено с целью упрощения описания реальных систем для случаев, когда массо- и энергообменом с окружающей средой, ввиду их малой величины или интенсивности протекания, можно пренебречь. Основные понятия и принципы описания физико-химических систем

Составляющими системы обычно являются одна или несколько фаз – физически самостоятельных частей, отделенных друг от друга поверхностью раздела. Чаще всего ими служат твердая фаза – порода, жидкие фазы – вода или нефть, и газообразная фаза – природные и иные газы и их смеси. Каждая из фаз может включать один или несколько компонентов, представляющих собой то или иное относительно устойчивое химическое соединение, такое как минерал породы, растворитель и ионы, ионные ассоциаты и молекулы растворенного вещества в водных растворах, молекулы органических и неорганических соединений, индивидуальные газы (в том числе пары воды). В каждый момент времени любой выделенной системе присуще определенное физико-химическое или термодинамической состояние, характеризуемое набором параметров: температурой, давлением, массой фаз и их составляющих, их химическим составом и т.п., а также самопроизвольное эволюционное развитие, которое может перемежаться скачкообразными (революционными) изменениями качественного состояния, всегда направленное на восстановление состояния равновесия между внутренними частями системы и между системой и её окружением (с внешней по отношению к системе средой и её воздействиями). Индивидуальные свойства каждого из компонентов системы описываются с помощью ограниченного набора их стандартных термодинамических параметров, а текущее состояние системы определяют как текущее местоположение компонентов системы на пути её перехода от начального состояния к состоянию равновесия, предопределенному внешними условиями и балансом вещества и энергии, которое устанавливается расчетным путем или экспериментально.

Длительное время полагали, что такое самопроизвольное развитие подчиняется исключительно законам равновесной термодинамики. То есть оно может быть только однонаправленным и должно всегда сопровождаться ростом энтропии («тепловая смерть вселенной»). Но в 70х годах прошлого века было выяснено, что наряду с преобладающим в природе движением к равновесному состоянию, вследствие нелинейного характера изменения реальных термодинамических систем, особенно на удалении от равновесия, на фоне их ускоренного равновесного развития или под влиянием внешних воздействий могут возникать обратные процессы, порождающие неустойчивые состояния (бифуркации) и самоорганизацию части вещества таких систем в более сложные (диссипативные) структуры, отличающиеся пониженной энтропией. Это стало предметом исследований нового направления физической химии - неравновесной термодинамики (синергетики). Следствием таких процессов стало, например, появление и развитие жизни на Земле.

Закон действующих масс Основой моделирования любых геохимических (и, в частности, гидрогеохимических) процессов в настоящее время является уравнение закона действующих масс. Этот закон следует из понятия динамического равновесия любых реакций (возможности их одновременного протекания в прямом и обратном направлениях с суммарным вектором, направленным к равновесному состоянию) и гласит, что в состоянии химического равновесия отношение произведения активности продуктов реакции, в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов, к аналогичному произведению активностей реагентов (исходных веществ) при заданных температуре и давлении есть величина постоянная. Например, для реакции растворения минерала тенардита Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2-, выражение закона действующих масс имеет вид где a – активности соответствующих компонентов, а K – термодинамическая константа равновесия реакции при заданных абсолютной температуре Т и давлении Р.

Очевидно, что для обратной реакции, например, реакции осаждения тенардита из раствора, в правой и левой частях выражения закона действующих масс реакции растворения должны стоять обратные величины, т.е. всегда К прямой реакции =1/К обратной реакции. Если для реакции растворения в правой части выражения закона действующих масс вместо активностей использовать концентрации, а активность минерала принять равной 1, то соответствующая константа будет называться произведением растворимости.

Лк. 3. Принципы описания природно-техногенных физико- химических систем (продолжение) Активности, компонентов раствора и минералов и комплексов, стоящие в правой части выражения закона действующих масс, представляют собой «действующие» концентрации, которые нужно подставлять вместо реальных концентраций в уравнение закона действующих масс, чтобы оно сохраняло свою справедливость, когда состояние раствора отличается от идеального. В идеальных системах, в которых раствор и порода находятся в своем стандартном состоянии, активность равна концентрации. Активности компонентов реальных систем могут быть измерены экспериментально, например, для компонентов раствора с использованием методов ионометрии, или определяются расчетным путем, с помощью использования коэффициентов активности, как это рассмотрено ниже. В состоянии отсутствия равновесия правая часть выражения закона действующих масс не является константой и называется произведением активности реакции Р а. С приближением к равновесию Р а К и в состоянии равновесия раствора по отношению к рассматриваемому минералу Р а =К. Для реакции растворения в состоянии недонасыщения раствора Р а К. В этой связи, для определения направления протекания реакции часто используют отношение этих параметров, называемое индексом недонасыщенности или квотантом реакции Q. При этом Q=1 отвечает равновесию, Q 1 – пересыщению раствора относительно заданного минерала.

Поскольку по мере приближения раствора к состоянию равновесия с минералом Р а меняется по зависимости близкой к экспоненциальной, в большинстве случаев удобнее вместо Q использовать его логарифмическую величину, называемую параметром недонасыщенности L: В этом случае L=0 соответствует равновесию, L 0 – перенасыщению раствора. Величина L выступает при этом в качестве критерия степени равновесия раствора с рассматриваемым минералом. Для реакций осаждения все соотношения, приведенные для реакций растворения, меняются на обратные. Таким образом, определив константу равновесия (на основе уравнений термодинамики и справочных значений термодинамических параметров веществ, участвующих в реакции) и активности (для чего разработаны соответствующие методы физической химии водных растворов), используя закон действия масс можно определить степень равновесия реакции и направление соответствующего геохимического процесса, а затем и осуществить его численное моделирование.

Для обобщенной записи выражений, следующих из закона действующих масс удобно использовать понятие элементарных реакций. Если принять за основное направление реакций осаждение минералов из раствора и образование в нем ионных ассоциатов и комплексов, то элементарная реакция может быть записана в виде, где r - элементарная реакция; B i, b i - i-я базовая частица раствора и её стехиометрический коэффициент в реакции r; - образующийся в результате r минерал, либо ионный ассоциат или комплексное соединение («комплекс») раствора, совокупность которых описывает изучаемые природные процессы. Тогда где - произведения коэффициентов активности и концентраций реакции r, соответственно.

В состоянии равновесия, а параметр насыщенности При недонасыщении раствора минералом D r : L r 0. В первом случае элементарная реакция r будет идти в обратном направлении (растворение), а во втором – в прямом (осаждение минерала D r из раствора). При описании системы с использованием принципа элементарных реакций любые протекающие в ней сложные реакции складываются из нескольких элементарных. Например, известная реакция окисления иона Fe 2+ до Fe 3+ в растворе кислородом воздуха 4Fe O 2 + 6H 2 O = 4Fe OH -, если выбрать в качестве базовых компонентов H +, OH -, e - и Fe 3+, а в качестве вторичных компонентов системы (производных от базовых) назначить Fe 2+, O 2 и H 2 O, описав их в базе данных как Fe 2+ = 1Fe e -, O 2 = 2OH - - 4e - -2H + и H 2 O = 1H + + 1OH -, соответственно, будет автоматически представлена в виде суммы элементарных реакций: Fe 3+ + e - = Fe 2+, 2OH - - 4e - -2H + = O 2 и H + + OH - = H 2 O.

В качестве базовых компонентов системы обычно выбирают либо химические элементы, либо сразу, минуя элементное представление, ионные формы компонентов в растворе. В процессе счета некоторые из моделирующих программ могут автоматически пересматривать списки базовых и вторичных компонентов, поскольку использование в качестве базовых компонентов преобладающих форм их нахождения в растворе ускоряет сходимость итерационных расчетов. При этом нужно иметь в виду, что все компоненты системы влияют друг на друга и для максимально полного учета такого взаимовлияния в систему должны включаться как минимум все основные макрокомпоненты раствора и минералы пород, присутствие которых в рассматриваемой системе потенциально возможно. Естественно, реально существующие системы являются существенно более сложными, чем приведенная в качестве примера, и требуют для своей реализации ввода в них дополнительно и других базовых и вторичных компонентов раствора и минералов (солей).

Термодинамические данные и параметры моделей Основными термодинамическими параметрами, которые используются при моделировании геохимических процессов и геомиграции являются изменение свободной энергии Гиббса* компонентов системы и/или константы равновесия реакций образования вторичных компонентов раствора и минералов из базовых компонентов. Определяются они непосредственно из экспериментальных данных о равновесных содержаниях компонентов в растворе или расчетным путем на основе использования законов термодинамики. Ввиду необходимости учета зависимости от температуры и давления, это достаточно сложная задача. Экспериментальный путь очень трудоемок, а полученные с его помощью значения справедливы лишь непосредственно для условий проведения экспериментов, обычно выбирается более универсальный расчетный способ. Для расчета используются значения изменения стандартных парциальных мольных термодинамических параметров образования индивидуальных веществ, табулированные в справочной литературе и электронных термодинамических базах данных (ТБД**), которые должны быть взаимно согласованными. *Синонимы: свободная энтальпия, изобарно-изотермический потенциал. Является одной из характеристических функций, посредством которых и их производных по соответствующим параметрам могут быть явно выражены все термодинамические свойства системы. **В частности в ТБД программного комплекса HydroGeo.

Термодинамические параметры: изменение стандартной свободной энергии Гиббса G o[1] или энтальпии H o (могут взаимно заменять друг-друга, поскольку связаны соотношением G = H – TS), а также изменения стандартных[1] энтропии S o, изобарной теплоемкости C p o и объёма V o компонентов, входящих в систему. Используя справочные данные по их величинам при стандартных условиях, выполняется переход от параметров образования индивидуальных веществ к параметрам реакций (процессов). На основе первого закона термодинамики он осуществляется для всех параметров по зависимости: [1] [1] Здесь и далее для упрощения записи знак Δ перед соответствующим параметром опущен. где A – любой из перечисленных выше термодинамических параметров; B, b – вещества–реагенты i и продукты реакции j и их стехиометрические коэффициенты в реакции r. Или, применительно к приведенной выше обобщенной записи элементарной реакции,

Например, при определении стандартной энтропии реакции осаждения тенардита (обратной реакции растворения, приведенной в начале раздела 1.2) эта зависимость будет выглядеть как

Изменение термодинамических параметров в зависимости от температуры и давления Вычисление изменения свободной энергии Гиббса реакции при заданных ТР- условиях проводится по уравнению: где параметры вычисляются по формулам интегрирования, принимая функцию в зависимости от наличия соответствующих справочных данных, в виде полиномов четырех видов, коэффициенты которых также табулированы в справочниках и ТБД: 1) 2) Майера-Келли,

3) Карпова, 4) Модели HKF (Helgeson-Kirkham-Flowers) Тангера-Хелгесона,

Исключая модель HKF, параметр учитывающий давление, должен определяться, используя функции которые, ввиду отсутствия дополнительной информации, пока приходится принимать равными постоянной величине или нулю. Среди других обозначений, упоминаемых в приведенных выше уравнениях, P΄, P - давления в термодинамических Дж (1 Па= ) и барах; ε – диэлектрическая проницаемость воды (в обычно используемом интервале T,P может быть принята не зависящей от Р и экспоненциально связанной с Т): также можно приближенно принять После определения изменения свободных энергий Гиббса реакций при заданных давлении и температуре вычисление соответствующих констант равновесия не вызывает затруднений где R - универсальная газовая постоянная, равная Дж/(моль К).