Løseligheten av CO2 og O2 avhenger av temperatur, partialtrykk av gassen og av type gass og løsningsmiddelet. For tynne løsninger sier Henrys lov at ved konstant temperatur vil mengden av gass (C) som løses i et gitt volum væske være proporsjonalt med partialtrykket til gassen (pgass). KH en konstant i Henrys lov. Det finnes mange forskjellige utgaver av konstanter i Henrys lov, i tabellen er noen av dem.
|
Gass
|
KH (25oC) μmol l-1 Pa-1 |
|
O2 |
1.2438·10-2 |
|
O3 |
9.2794·10-2 |
|
NO |
1.8756·10-2 |
|
CH4 |
1.2734·10-2 |
|
CO2/HCO3 |
3.3465·10-2 |
|
NH3 |
5.6269·10-2 |
\(p_{gass}=K_H C\)
Gasser er generelt mindre løselige etter hvert som temperaturen øker. Løseligheten av oksygen avhenger ikke av pH slik som tilfellet er for karbondioksid. Siden pH stiger i stroma under fotosyntesen og derved forflytter likevekten mot bikarbonat, så spiller enzymet karbon anhydrase en viktig rolle (et zinkenzym), og enzymet sørger for et høyt partialtrykk av CO2 der hvor fotosyntesen skjer. Vannplanter har behov for mekanismer som kan oppkonsentrere karbondioksid og det finnes pumper som utveksler bikarbonat og CO2 mot protoner (H+) og natrium (Na+).
Henrys lov kan også uttrykkes som at partialtrykket til en gass over løsningen (pgass) er proporsjonal med molbrøken til gassen i løsningen:
\(p_{gass}=k_{gass} \cdot \chi_{gass}\)
hvor kgass er løselighetskoeffisienten til gassen og χgass (chi) er molbrøken til gassen i løsning.
Molbrøken til gassen i løsning χgass er gitt ved en forenklet utgave hvis antall mol andre oppløste stoffer blir liten i forhold til mol vann:
\(\chi_{gass}=\frac{n_{gass}}{n_w}\)
hvor nw er mol vann og ni er mol andre løste stoffer og ngass er mol oppløst gass.
nw >> ngass + ni. Setter man dette inn i Henrys lov får man:
\(n_{gass}=\frac{n_{gass}\cdot n_w}{k_{gass}}\)
Ut fra tabellen nedenfor som viser at løselighetskoeffisienten øker med økende temperatur ser man at løseligheten av gass minker ved økende temperatur. Konsentrasjonen av CO2 og O2 blir mindre i sjøvann enn i ferskvann ved samme trykk og temperatur. CO2 og O2 har også forskjellig løselighet ved forskjellig temperatur og løseligheten av O2 er større i forhold til CO2 ved økende temperatur. Dette er en medvirkende årsak til at fotorespirasjonen øker med økende temperatur idet tilgangen til substratet oksygen for fotosynteseenzymet rubisko øker i forhold til substratet CO2.
Regneeksempel
Hvis man har temperatur T=20 oC, partialtrykk for henholdsvis karbondioksid og oksygen pCO2 = 35 Pa, og pO2 = 2.800 Pa , samt løselighetskoeffisienten for CO2 er 0.144⋅ 109 Pa og for O2 er 4.19⋅ 109 Pa (tabell) blir konsentrasjonen av karbondioksid og oksygen i vannfasen i likevekt med denne luften:
Konsentrasjon av karbondioksid:
\(c_{CO_2}=\frac{P_{CO_2}c_w}{k{CO_2}}=\frac{35Pa\cdot 55.6\; mol\;l^{-1}}{0.144 \cdot10^9\;Pa}=13.51\; µmol \; l^{-1}\)
Konsentrasjon av oksygen:
\(c_{O_2}=\frac{P_{O_2}c_w}{k{O_2}}=\frac{20800Pa\cdot 55.6\; mol\;l^{-1}}{4.19 \cdot10^9\;Pa}=276\; µmol \; l^{-1}\)
Man kan også regne ut konsentrasjonen av oksygen og karbondioksid i vann ut fra Bunsens absorbsjonskoeffisienter:
|
Temperatur oC |
knitrogen (Pa∙109) |
koksygen (Pa∙109) |
kkarbondioksid (Pa∙109) |
|
0 |
5.48 |
2.68 |
0.072 |
|
10 |
6.89 |
3.41 |
0.113 |
|
15 |
7.63 |
3.81 |
0.123 |
|
20 |
8.29 |
4.19 |
0.144 |
|
30 |
9.47 |
4.85 |
0.195 |
Løselighetskoeffisienten kgass for nitrogen, oksygen og karbondioksid i vann
Likevekten mellom karbondioksid (CO2), bikarbonat (HCO3-), og karbonat (CO32-), samt protoner (H+) i vann (H2O) er gitt ved:
H2O + CO2 ⇔ H+ + HCO3- (pK1=6.39)
H+ + HCO3- ⇔ 2H+ + CO32- (pK2= 10.38)
pK1 verdien for bikarbonat endrer seg med temperaturen slik at den er 6.392 ved 20 oC og 6.312 ved 40 oC dvs. ca. endring på 0.004 per oC. Det betyr at når CO2 i lufta løser seg i vann så blir vannet surere, det dannes hydroniumioner (H3O+) og pH blir lavere, og det kan løse opp kalsiumkarbonat i marine organismer og forstyrre karbonlikevekter. Når det snakkes om løselighet av CO2 i sjøvann må man ikke glemme at det er fytoplankton i fotosyntesen som absorberer CO2 løst i havvannet. Legg også merke til at sjøvann har høy pH, >8, som skyldes høy konsentrasjon av hydrogenkarbonat, også kalt bikarbonat (HCO3-).
Bruker vi Henderson-Hasselbalch ligningen får vi:
\(pH= pK_1 + \log \frac{\left[HCO_3^-\right]}{\left[CO_2\right]}\)
Det finnes mer karbondioksid i vann enn det man forventer ut fra Henrys lov siden karbondioksid finnes også i andre former som også virker som et buffersystem i vann. Det er også en kalsium-karbonsyrelikevekt:
Ca(HCO3)2 (høy løselighet) ⇔ CaCO3 (lav løselighet) + H2CO3
hvor kalsiumkarbonat (CaCO3) og karbonsyre (H2CO3).
For neddykkete vannplanter eller fastsittende alger i vann med mye kalsium (Ca2+) kan kalsiumkarbonat felles ut på bladene eller thallus når plantene eller algene tar opp karbondioksid.
Regneeksempel
Hvis vi har 350 ppm CO2 ved 20 oC i likevekt med vann har vi tidligere regnet ut at CO2-konsentrasjonen i vann blir 13.51 μmol l-1. Hva blir da bikarbonat-konsentrasjonen ved pH 7.0 ? Bruk eksponentialfunksjonen på begge sider av likhetstegnet når du har regnet ut.
\(pH= pK_1 + \log \frac{\left[HCO_3^-\right]}{\left[CO_2\right]}\)
\(7= 6.392 + \log \frac{\left[HCO_3^-\right]}{13.51}\)
\(\frac{\left[HCO_3 ^{-1}\right]}{13.51}=4.055\)
Det vil si konsentrasjonen av hydrogenkarbonat blir 54.78 µmol l-1.
Litteratur
Willert DJ von, Matyssek R & Herppich W: Experimentelle Pflanzenökologie. Grundlagen und Anwendungen. Georg Thieme Verlag 1995
Teksten er hentet fra Økologi