Процессы выветривания

Поверхность земной коры подвержена действию атмосферы, что делает ее восприимчивой к физическим и химическим процессам. Физическое выветривание является механическим процессом, в ре­зультате которого порода размельчается до частиц меньшего размера без существенных изменений в химическом составе. Когда сдержи­вающее давление коры устраняется поднятием и эрозией, устраняют­ся и внутренние напряжения в пределах подстилающих пород, по­зволяя расширившимся трещинам открыться. Эти трещины могут потом раздвинуться за счет термического расширения (вызванного суточными флуктуациями температуры), расширения воды в процес­се замерзания, а также воздействия корней растений. Другие физиче­ские процессы, например ледниковая деятельность, оползни и исти­рание песком, производят дальнейшее ослабление и разрушение твердой породы. Эти процессы важны, поскольку они значительно увеличивают поверхностные участки породы, подверженные дейст­вию агентов химического выветривания, например воздуха и воды.

Химическое выветривание вызывается водой - особенно ки­слой водой - и газами, например кислородом, который разрушает ми­нералы. Некоторые ионы и соединения исходного минерала удаляют­ся с раствором, просачивающимся через обломки минералов и пи­тающим грунтовые воды и реки. Тонкозернистые твердые вещества могут вымываться из выветриваемого участка, оставляя химически измененные остатки, которые формируют основу почв. Из­вестны различные механизмы химического выветривания:

1. Растворение. Простейшая реакция выветривания — это раство­рение минералов. Молекула воды эффективна при разрыве ионных связей, например таких, которые соединяют ионы натрия (Na⁺) и хлора (Cl^-) в галите (каменная соль). Мы можем выразить растворе­ние галита упрощенно, т.е.

NaCl_(тв) Na⁺_(водн) + Cl^-_(водн)

2. Окисление. Свободный кислород играет большую роль при разложении веществ в восстановленной форме[32]. Например, окисление восстановленного железа (Fe²⁺) и сера (S) в обычном сульфиде, пи­рите (FeS₂) приводит к образованию сильной серной кислоты (H₂SO₄):

2FeS_2(тв) + 7, 5 О_2(г) + 7Н₂О_(ж) 2Fe(OH)_3(тв) + Н₂SO_4(водн).

Сульфиды часто встречаются в алеврито-глииистых породах, рудных жилах и угольных отложениях. При разработке рудных и угольных месторождений сульфид остается в отработанной породе, которая накапливается в отвалах. Такие отвалы пустой породы име­ют большие поверхности, подверженные влиянию атмосферы, где окисление сульфидов происходит быстро и в больших масштабах. Кроме того, заброшенные рудные выработки быстро затопляются грунтовыми водами. Образование серной кислоты делает дренажные воды с заброшенных рудников сильно кислыми (рН до 1 или 2). Та­кая кислотность может увеличить растворимость алюминия и стать причиной токсичности для водных, экосистем. В окисление сульфи­дов вовлечены микроорганизмы, что можно моделировать рядом ре­акций:

2FeS_2(тв) + 7О_2(г) + 2Н₂О_(ж) 2Fe²⁺+ 4Н⁺_(водн) + 4SO₄^2-_(водн) (окисление пирита), затем следует окисление железа [Fе(II)] в [Fе(III)]:

2Fe²⁺+ О_2(г) + 10Н₂О_(ж) 4Fe(OH)_3(тв) + 8Н⁺_(водн)

Окисление - происходит очень медленно при низких значе­ниях рН кислых рудниковых вод. Однако ниже рН 4, 5 окисление железа катализируют Thiobacillus ferrooxidans и Leptospirillum[33]. Окисное железо может далее взаимодействовать с пиритом:

FeS_2(тв) + 14 Fe³⁺_(водн) + 8Н₂О_(ж) 15 Fe²⁺_(водн) + 2SO₄^2-_(водн) + 16Н⁺_(водн)

При значениях рН намного выше 3 железо (III) осаждается как обычный оксид железа (III), гетит (FеООН):

Fe³⁺_(водн) + 2Н₂О_(ж) FеООН + 3Н⁺_(водн)

Осажденный гетит покрывает дно ручьев и кирпичную кладку в виде характерного желто-оранжевого налета.

Восстановленные железосодержащие силикаты, например некоторые оливины, пироксены и амфиболы, также могут пре­терпевать окисление:

Fe₂SiO_4(тв) + 1/2O_2(г)+ 5H₂O_(ж) 2Fe(OH)_3(тв) + H₄SiO_4(водн)

Продуктами являются кремниевая кислота (H₄SiO₄) и коллоид­ный гидроксид железа [Fe(OH)₃], слабое основание, которое при де­гидратации дает ряд оксидов железа, например Fе₂O₃ (гематит — темно-красного цвета), FеООН (гетит и лепидокрокит — желтого цвета или цвета ржавчины). Частая встречаемость этих оксидов же­леза говорит об их нерастворимости в окислительных условиях зем­ной поверхности.

Присутствие воды ускоряет окислительные реакции, о чем сви­детельствует ежедневно наблюдаемое явление окисления металличе­ского железа (ржавчина). Вода действует как катализатор, окисли­тельный-потенциал зависит от парциального давления газообразного кислорода и кислотности раствора. При рН 7 вода в контакте с воз­духом имеет Еh порядка 810 мВ — окислительный потенциал, на­много больший того, который необходим для окисления закисного железа.

Окисление органического вещества. Окисление восстановлен­ного органического вещества в почвах катализируется микроор­ганизмами. Опосредованное бактериями окисление мертвого органи­ческого вещества до СО₂ важно с точки зрения образования кислот­ности. В биологически активных почвах концентрация СО₂ может в 10—100 раз превышать ожидаемую при равновесии с атмосферным СО₂ приводя к образованию угольной кислоты (Н₂СО₃) и Н⁺ при ее диссоциации. Чтобы упростить уравнения, орга­ническое вещество представлено обобщенной формулой для углево­да, СН₂О:

СН₂О_(тв) + О_2(г) СО_2(г) + Н₂О_(ж)

СО_2(г) + Н₂О_(ж) Н₂СО_3(водн)

Н₂СО_3(водн) Н⁺_(водн) + НСО₃^-_(водн)

Эти реакции могут понизить водный рН почв от 5, 6(значение, которое устанавливается при равновесии с атмосферным СО₂) до 4— 5. Это является упрощением, поскольку органическое вещество почв (гумус) не всегда полностью разлагается до СО₂. Однако продукты частичного разрушения обладают карбоксильными (СООН) и фенольными группами, которые при диссоциации дают ионы Н⁺:

RCOOH_(водн) RCOO^- _(водн) + Н⁺_(водн)

где R означает большую органическую структурную единицу. Кислотность, накапливаемая при разложении органического вещества, используется при разрушении большинства силикатов в процессе кислотного гидролиза.

3. Кислотный гидролиз. Природные воды содержат растворимые вещества, которые придают им кислотность - это и диссоциации атмосферного СО₂ в дождевой воде, и частично диссоциация почвен­ного СО₂ с образованием Н₂СО₃, диссоциация природного и антропогенного диоксида серы (SO₂) с образованием Н₂SO₃ и Н₂SО₄. Реак­цию между минералом и кислыми агентами выветривания обычно называют кислотным гидролизом. Выветривание СаСО₃ демонстри­рует следующая реакция:

СаСО_3(тв) + Н₂СО_3(водн) Са²⁺_(водн) + 2НСО₃^-_(водн)

Кислотный гидролиз простого силиката, например богатого магнием оливина, форстерита, можно обобщить следующим образом:

Mg₂SiO_{4 (тв)} + 4H₂CO_3(водн) 2Mg²⁺⁽_водн) + 4НСО₃^-_(водн)+ H₄SiO_4(водн)

Отметим, что при диссоциации Н₂СО₃ образуется ионизирован­ный НСО₃^-, немного более сильная кислота, чем нейтральная моле­кула (Н₄SiO₄), образующаяся при разложении силиката.

4. Выветривание сложных силикатов. До сих пор мы рассматри­вали выветривание мономерных силикатов (например, оливина), кото­рые полностью растворяются (конгруэнтное растворение). Это упро­щало химические реакции. Однако присутствие измененных в процессе выветривания минеральных остатков предполагает, что более распро­странено неполное растворение. Упрощенная реакция выветривания на примере богатого кальцием анортита:

CaAl₂Si₂O_8(тв)+2H₂CO_3(водн)+H₂O_(ж) Ca²⁺_(водн)+2HCO₃^-_(водн)+ Аl₂Si₂O₅(OH)_4(тв)

Твердым продуктом реакции является каолинит Аl₂Si₂O₅(OH)₄, важный представитель глинистых минералов.